第二节元素周期律

第二节元素周期律2.电子按能量高低在核外分层排布。1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐升高1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动一、原子核外电子的排布原子核外电子排布图a.核外电子总是尽先排布在

的电子层里，排满一层后再排下一层；b.每层电子不能超过

个；c.最外层电子不能超过

个(K层是最外层时不超过

个)，次外层电子不能超过

个，倒数第三层电子不能超过

个。

【核外电子排布的一般规律】能量最低2n2818322一低四不超

以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。1→2→3→4→5→6→7K→L→M→N→O→P→Q1.某元素有3个电子层，最外层电子数是电子总数的1/6，该元素的元素符号是：______。2.写出下列元素原子的原子结构示意图：38

Sr

、34

Se、55Cs第五周期第ⅦA族元素【练习】3.A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数也等于电子层数，A是

。4.B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是

。5.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。则C是

。

6.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。则D是

。BeSiBNe

填写教材P14～15表格：【科学探究一】3—10号元素，从Li到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构11—18号元素，从Na到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构元素核外电子排布情况1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定结构原子序数

电子层数

最外层电子数

达到稳定结构时的最外层电子数

1～23～1011～18结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现

变化。

123121818882周期性元素原子半径数据原子序数

原子半径的变化

3～911～17【结论】随着原子序数的递增，元素原子半径呈现

变化。

逐渐减小逐渐减小周期性越小越大⑵电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越大,则半径⑶同种元素：阴离子半径>原子半径>阳离子半径【微粒半径大小比较规律】⑴先看电子层数,电子层数越多，则半径如

LiNaKRbCsI

Br

Cl

F<<<<>>>>如

NaMgAl>F

ONC<<<如

Cl

Cl-

<+3Li+11Na+11Na+12Mg+17ClCl-+17【练习】下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（）A.r(K+)>r(K)B.r(Mg2+)>r(Na+)>r(F-)C.r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)D.r(Cl

-)>r(F-)>r(F)AB【小结】（１）比较微粒半径大小:

二看一看电子层数

二看核电荷数（２）对于同种元素：如O2-F-Na+Mg2+Al3+；

S2-

Cl-

K+Ca2+＞＞＞＞＞＞＞①阳离子半径<原子半径②阴离子半径

>

原子半径元素化合价【常见元素化合价的一般规律】①1~20号元素中，除了O、F外，

最高正价=最外层电子数；最低负价与最高正价的关系为：

最高正价+︱最低负价︱=8②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；③氟元素无正价，氧元素一般无正价。原子序数

正价

负价

特例1～23～1011～18【结论】随着原子序数的递增，元素的化合价呈现

变化。

1０＋1＋５F、O周期性－４－１０＋1＋７－４－１０原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（不考虑稀有气体元素）最高或最低化合价的变化1～2———3～1011～18结论123121818大→小+1

→0+1→+5-4→-1→0随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化大→小+1→+7-4→-1→0【科学探究2】

元素的性质与其在周期表中位置的关系【实验1】镁与水的反应现象化学方程式未加热时无现象，加热溶液变红色【实验2】镁和铝与盐酸的反应MgAl现象化学方程式Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑剧烈反应生成气体Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑较迅速反应生成气体钠、镁、铝的性质钠镁铝单质与水（或酸）反应与冷水反应：反应

，放出氢气。与冷水反应

,与沸水反应

。与酸反应

,都放出氢气。与酸反应

，放出氢气。最高价氧化物对应水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3NaMgAl

【结论】同周期从左往右，元素金属性逐渐

。剧烈慢较快

强碱中强碱两性氢氧化物减弱剧烈较剧烈【小结】元素金属性强弱的判断方法①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性

）②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性

）④金属单质之间的置换（金属性

的置换金属性

的）③金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性

）⑤金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金性

）越强越强强弱越强越强14Si15P16S17Cl最高价氧化物氧化物的水化物及其酸性强弱单质与H2反应的条件对应气态氢化物及其稳定性结论H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4

弱酸中强酸强酸最强酸酸性逐渐增强

高温加热加热点燃或光照SiH4PH3H2SHCl稳定性逐渐增强非金属性逐渐增强SiO2P2O5SO3Cl2O7硅、磷、硫、氯的性质①单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性

）②形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性

）

③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性

）④非金属单质之间的置换（非金属性

的置换非金属性

的）⑤非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性

）越强越强强弱越强越强【小结】元素非金属性强弱的判断方法随着原子序数的递增：元素原子的核外电子排布呈现周期性变化；元素原子半径呈现周期性变化；元素主要化合价呈现周期性变化；即：元素的化学性质呈现周期性变化。

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化—

元素性质的周期性变化实质——元素原子的核外电子排布的周期性变化的结果。元素周期律ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族周期原子半径逐渐增大金属性逐渐增强还原性增强1234567BAlSiGeAsSbTePoAt原子半径逐渐减小非金属性逐渐增强氧化性增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强三、元素周期表和元素周期律的应用

1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质反映决定反映决定决定反映（1）结构决定位置

核电荷数＝原子序数电子层数＝周期序数最外层电子数＝主族序数即：位置反映结构最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质最外层电子数＝主族元素的最高正价数

︱负价数︱+最外层电子数

＝8即：性质反映结构（3）位置反映性质

同周期：从左到右，递变性

同主族{相似性从上到下，递变性

同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。原子半径依次减小原子半径依次增大失电子能力依次增强非金属性依次增强得电子能力依次增强金属性依次增强

1B

Al

SiGeAs

Sb

Te

2

3

4

5

6

7ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0

Po

At非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强金属性逐渐增强

非金属性逐渐增强F(最强非金属)Cs(最强金属)

（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。

（2）可预测或推测元素的原子结构和性质

（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18

（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。2.元素周期律的应用和意义【练习】1.下列递变情况不正确的是：

A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱

B.P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强

C.C、N、O原子半径依次增大

D.Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强C2.同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法判断错误的是

A.阴离子半径X>Y>ZB.气态氢化物稳定性HX>H2Y>ZH3C.元素的非金属性X>Y>ZD.单质的氧化性X>Y>ZA3.原子序数1—18号元素中：（1）与水反应最剧烈的金属是_____________；（2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________；（3）在室温下有颜色的气体单质是_____________；（4）在空气中容易自燃的单质名称是________；（5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是______；（6）原子半径最小的元素是________