第一章第二节原子核外电子的排布元素周期律及其应用

1、高中化学高中化学必修必修2人教版人教版第二节第二节 元素周期律元素周期律 原子核外电子的排布原子核外电子的排布 元素周期律及其应元素周期律及其应用用目标导航目标导航1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。系。2.了解核外电子分层排布的规律。了解核外电子分层排布的规律。3.了解元素的原子结构了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。和元素性质的周期性变化。4.理解元素周期律的内容和实理解元素周期律的内容和实质。质。一、原子核外电子的排布一、原子核外电子的排布1核外电子的分层排布核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。在多电子的原子里

2、，电子的能量并不相同。能量低能量低的，通的，通常在离核常在离核_的区域运动；的区域运动；能量高能量高的，通常在离核的，通常在离核_的区的区域运动。核外电子的分层运动，又叫域运动。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排核外电子的分层排布布。其关系如下：。其关系如下：电子层电子层(n)符号符号1 2 3 4 5 67KLMNOPQ离核远近离核远近由近由近 远远能量高低能量高低由低由低 高高近近远远2. 原子核外电子的排布规律原子核外电子的排布规律3(1)原子原子(离子离子)结构的表示方法结构的表示方法，如下所示：，如下所示：(2)原子原子结构示意图中，结构示意图中，核内质子数等于核外电子数核内质

3、子数等于核外电子数， 而而离子离子结构示意图中，结构示意图中，二者则不相等二者则不相等。如：。如：Na_Cl_阳离子阳离子：核外电子数：核外电子数小于小于核电荷数。核电荷数。阴离子阴离子：核外电子数大于核电荷数。：核外电子数大于核电荷数。注意注意电子层实质上是一个电子层实质上是一个“区域区域”，或者说是一个，或者说是一个“空间空间范围范围”，它与宏观上层的含义完全不同。，它与宏观上层的含义完全不同。核外电子排布的规律是核外电子排布的规律是互相联系互相联系的，不能孤立地理解。如的，不能孤立地理解。如钙原子由于受最外层电子数不超过钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构示个的限制。其原

4、子结构示意图为意图为 而不应该是而不应该是 。【议一议议一议】1判断正误判断正误(1)锂的原子结构示意图是锂的原子结构示意图是 。()(2)某原子某原子M层电子数为层电子数为L层电子数的层电子数的4倍。倍。()(3)某离子某离子M层和层和L层电子数均为层电子数均为K层的层的4倍。倍。()(4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数。离子的核电荷数一定等于其核外电子数。()一一、原子核外电子排布规律的应用原子核外电子排布规律的应用【例例1】核电荷数小于或等于核电荷数小于或等于18的元素中，原子的最外层电的元素中，原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有子数是其余电子总数一半的元素种类有()A

5、1种种 B2种种 C3种种 D4种种答案答案B解析解析在在1号号18号元素中，符合题给要求的元素原子的号元素中，符合题给要求的元素原子的电子排布依次为电子排布依次为2、1和和2、8、5。知识归纳知识归纳1确定元素的种类确定元素的种类根据根据原子核外电子排布的某些特点原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类，可以确定元素的种类，注意注意120号元素原子结构的特殊关系。号元素原子结构的特殊关系。特殊关系特殊关系元素元素最外层电子数等于次外层电子数的一半最外层电子数等于次外层电子数的一半最外层电子数等于次外层电子数最外层电子数等于次外层电子数最外层电子数等于次外层电子数的最外层电子数等于次外层电

6、子数的2倍倍Li、SiBe、ArC最外层电子数等于次外层电子数的最外层电子数等于次外层电子数的3倍倍最外层电子数等于次外层电子数的最外层电子数等于次外层电子数的4倍倍最外层电子数等于电子层数最外层电子数等于电子层数最外层有最外层有1个电子个电子最外层有最外层有2个电子个电子内层电子数之和是最外层电子数内层电子数之和是最外层电子数2倍倍的元素的元素电子总数为最外层电子数电子总数为最外层电子数2倍的元素倍的元素ONeH、Be、AlH、Li、Na、KHe、Be、Mg、CaLi、PBe 118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 最外层电子数12最外层电子数18最外层电子数18二、元素周期律二、

7、元素周期律1原子结构的周期性变化原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化元素原子核外电子排布的周期性变化。规律：规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现排布呈现_的周期性变化的周期性变化(第一周期除外第一周期除外)。由由1到到8HLiBeBCNHeNaKRbCsFrMgCaSrBaRaAlGaInTlSiGeSnPbPAsSbBiOSSeTePoFClBrIAtNeArKrXeRn118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 原子半径 大小原子半径 大小(2)元素原子半径的周期性变化元素原子半径的周期性变化。规律：规律

8、：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现_的周期性变化。的周期性变化。由大到小由大到小118号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 主要化合价：最高正价+1主要化合价：最高正价+1+5，最低负价：-4 -1 主要化合价：最高正价+1+7，最低负价：-4 -12元素性质的周期性变化元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化元素主要化合价的周期性变化规律：规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现_，最低负化合价呈现，最低负化合价呈现_的周期性变化。的周期性变化。1741点拨点拨元素化合价的元素化合

9、价的“三个二三个二”二二“特殊特殊”。F无正价，无正价，O无最高正价无最高正价；二二“只有只有”。金属只有正价金属只有正价，只有非金属才有负价；，只有非金属才有负价；二二“等式等式”(主族元素主族元素)。最高正价最外层电子数，最高正价最外层电子数，|最低负价数值最低负价数值|最高正价数值最高正价数值|8。(2)元素金属性、非金属性的周期性变化元素金属性、非金属性的周期性变化Na、Mg、Al与水与水(或酸或酸)反应的比较反应的比较NaMgAl规律规律(同周期同周期从左到右从左到右)单质与水单质与水(或酸或酸)反应反应与冷水与冷水_反应，反应，产生氢产生氢气气与冷水几乎不与冷水几乎不反应，与沸水反

10、应，与沸水反应反应_，放，放出氢气；与酸出氢气；与酸反应反应_，放，放出氢气出氢气与酸反应与酸反应_，放出氢气放出氢气最高价氧最高价氧化物对应化物对应的水化物的水化物碱性强弱碱性强弱NaOH_碱碱Mg(OH)2_碱碱Al(OH)3 _氢氢氧化物氧化物剧烈剧烈缓慢缓慢剧烈剧烈较快较快强强中强中强两性两性从水或酸中置换出H2的能力逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱Si、P、S、Cl四种元素性质的比较四种元素性质的比较SiPSCl规律规律(同周同周期从左到期从左到右右)单质与单质与氢气反氢气反应的条应的条件件高温高温磷蒸气与磷蒸气与氢气能反氢气能反应应加热加热光照或光照或点燃时点燃时发生爆

11、发生爆炸而化炸而化合合形成的形成的气态氢气态氢化物的化物的热稳定热稳定性性SiH4_PH3_H2S_HCl_不稳定不稳定很很不稳不稳定定热分解热分解受受稳定稳定与H2的化合能力逐渐增强氢化物稳定性逐渐增强最高价氧最高价氧化物对应化物对应的水化物的水化物(含氧酸含氧酸)酸性强弱酸性强弱H2SiO3_酸酸H3PO4 _酸酸H2SO4_酸酸HClO4强强酸酸(比比H2SO4酸酸性性_)结论：结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现属性呈现周期性周期性的变化。的变化。弱弱中强中强强强强强最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强3元素周期律元素周期律内容：内

12、容：_ _。实质：元素周期律是实质：元素周期律是_发生周期性变化的必发生周期性变化的必然结果。然结果。点拨点拨元素元素的性质包括：的性质包括：元素原子的核外电子排布、元素原子的核外电子排布、原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等。物质物质的性质：的性质：物理性质：颜色、状态、气味、挥发物理性质：颜色、状态、气味、挥发性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。化学性质：氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等化学性质：氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。元素的性质随着原子序数的递增而呈现

13、周期性变化元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化核外电子排布核外电子排布的规律的规律【议一议议一议】2在在第三周期第三周期元素中，除稀有气体元素外：元素中，除稀有气体元素外：(1)原子半径最小的元素是原子半径最小的元素是_(填元素符号填元素符号)；(2)金属性最强的元素是金属性最强的元素是_(填元素符号填元素符号)；(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是最高价氧化物对应水化物酸性最强的是_(用化用化学式回答，下同学式回答，下同)；(4)最不稳定的气态氢化物是最不稳定的气态氢化物是_；(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_；(6)氧化物中具有两性的是

14、氧化物中具有两性的是_。答案答案(1)Cl(2)Na(3)HClO4(4)SiH4(5)NaOH(6)Al2O32. 推断元素的性质推断元素的性质元素元素最外层电最外层电子数子数得失电子得失电子能力能力化学性质化学性质主要化合价主要化合价稀有气稀有气体元素体元素8(He为为2)一般不易一般不易得失电子得失电子较稳定较稳定，一般不参一般不参与化学反与化学反应应金属元金属元素素4易失电子易失电子金属性金属性只有正价只有正价，一一般是般是13非金属非金属元素元素4易得电子易得电子 非金属性非金属性既有正价既有正价又有又有负价负价变式训练变式训练1短周期元素中，短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次

15、外元素原子最外层电子数是次外层电子数的层电子数的2倍；倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总元素原子最外层电子数是其内层电子总数的数的3倍；倍；C元素原子元素原子M层电子数等于其层电子数等于其L层电子数的一层电子数的一半；半；D元素原子最外层有元素原子最外层有1个电子，个电子，D的阳离子与的阳离子与B的阴离的阴离子电子层结构相同，则子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是种元素原子序数关系中正确的是()ACDBA BDBACCADCB DBACD答案答案A二二、元素周期律元素周期律【例例2】已知已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应

16、水化物酸性相对强弱的顺序是氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO4H2YO4H3ZO4，则下列判断正确的是，则下列判断正确的是()A气态氢化物的稳定性：气态氢化物的稳定性：HXH2YZH3B非金属活泼性：非金属活泼性：YXZC原子半径：原子半径：XYZD原子最外层电子数：原子最外层电子数：XYZ答案答案AD知识归纳知识归纳1元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律项目项目同周期同周期(左左 右右)同主族同主族(上上下下)原原子子结结构构核电荷数核电荷数逐渐逐渐增大增大逐渐逐渐增大增大电子层数电子层数相同相同增多增多最外层电子数最外层电子数

17、增多增多相同相同原子半径原子半径逐渐逐渐减小减小逐渐逐渐增大增大元素的化合价元素的化合价最高正价：最高正价：17负价数主族族负价数主族族序数序数8最高正价最高正价(O、F除除外外)、负价数相、负价数相同同，最高正价最高正价族序数族序数金属性金属性减弱减弱增强增强非金属性非金属性增强增强减弱减弱2. 元素的金属性、非金属性强弱判断规律元素的金属性、非金属性强弱判断规律(1)金属性强弱的判断依据金属性强弱的判断依据金属单质与水或酸置换出氢气金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其的反应越容易进行，则其金属性越强。金属性越强。元素的元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性最高价氧化物对应的水化物

18、的碱性越强，则其金越强，则其金属性越强。属性越强。金属元素的单质与盐在水溶液中进行金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应置换反应，若，若A置置换出换出B，则，则A的金属性强于的金属性强于B。在在金属活动性顺序表金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。中，前面的金属性强于后面的。金属阳离子的氧化性金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱素的金属性越弱(注：注：Fe的阳离子仅指的阳离子仅指Fe2)。 在在元素周期表元素周期表中，中，.(2)非金属性强弱的判断依据非金属性强弱的判断依据非金属元素的非金属元素的单质与氢气化合单质与氢气化合生成气

19、态氢化物的反应越容生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。易进行，则其非金属性越强。非金属元素非金属元素气态氢化物的稳定性气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强，则元素的非金属性越强。越强。元素的元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则其非金越强，则其非金属性越强。属性越强。非金属元素的单质与盐在水溶液中进行非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应置换反应，若，若A置置换出换出B，并且，并且A体现出氧化性，则体现出氧化性，则A的非金属性强于的非金属性强于B。非金属阴离子的还原性越强非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元，则其单质的

20、氧化性越弱，元素的非金属性越弱。素的非金属性越弱。在在元素周期表元素周期表中，中，.变式训练变式训练2X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比原子半径比Y的大，下面说法正确的是的大，下面说法正确的是()A最高价氧化物对应水化物的酸性，最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比的比Y的强的强BX的非金属性比的非金属性比Y的强的强CX的阴离子比的阴离子比Y的阴离子还原性强的阴离子还原性强DX的气态氢化物比的气态氢化物比Y的稳定的稳定答案答案C 同一周期（从左到右）：大 小（稀有气体除外）同一族（从上到下）：小 大。影响原子半径大小的因素?1、电子层数越多

21、，原子半径越大2、核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向3、电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向。最主要因素当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。粒子半径大小的比较粒子半径大小的比较“四同四同”规律规律2同主族“序大径大”(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。(2)举例：碱金属：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)，r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)。1同周期“序大径小”(1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)。3同元素同元素(1)同种元素

22、的原子和离子半径比较同种元素的原子和离子半径比较“阴大阳阴大阳小小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：如：r(Na)r(Na)；r(Cl)r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3)r(Fe2)r(Fe)。4同结构同结构“序大径小序大径小”(1)规律：规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。大，离子半径越小。(2)举例：举例：r(O2)r(F)r(Na)

23、r(Mg2)r(Al3)。特别提醒所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2)与r(K)可选r(Na)为参照，可知r(K)r(Na)r(Mg2)。三、微粒半径大小的比较三、微粒半径大小的比较“四同四同”规律规律【例例3】下列微粒半径大小的比较中，正确的是下列微粒半径大小的比较中，正确的是()ANaMg2Al3O2 BS2ClNaAl3CNaMgAlS DCsRbKNa答案答案B变式训练变式训练3已知下列原子的半径：已知下列原子的半径：根据以上数据，磷原子的半径可能是根据以上数据，磷原子的半径可能是()A1.101010 m B0.801010 mC1.201010 m

24、 D0.701010 m答案答案A解析解析根据元素周期律可知，磷原子的半径应在根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和和S之之间，故答案为选项间，故答案为选项A。原子原子NSOSi半径半径r/1010 m0.751.020.741.171. 气态氢化物按稳定性递增顺序排列的一组是（ ） A. HF、 SiH4 、PH3、HCl B. SiH4、PH3、HCl、HF C. SiH4、PH3、H2O、 H2S D. SiH4、 H2S 、PH3、HClB2 . 下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是（A ） A. Mg2+ 、 Na+ 、 K+ B. S2- 、 O2- 、 F- C. Al

25、、 Si 、 P D. B 、 C 、 N3. 下列元素原子半径最大的是（C ） A.Li B.F C.Na D.ClCA4. 下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是( B ) ANaF BMgI2 CBaI2 DKBrBA A A A A A A 01234567 BSiAs TeAlGeSbPoAt 金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强【议一议议一议】1判断正误：判断正误：(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦。的是氦。()(2)金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性。金属不可能具

26、有非金属性，非金属不可能具有金属性。()(3)锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。()同一元素的同一元素的“位、构、性位、构、性”关系关系元素的元素的原子结构原子结构决定了元素在周期表中的决定了元素在周期表中的位置和位置和元素的主要性质元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。可相互推断。元素“位、构、性”之间的关系位置：周期序数族序数原子结构：原子半径电子层数最外层电子数 性质：主要化合价得失电子能力反映反映决定推测推测反映元素周期表和元素周期律的应用元素周期表和元素周期律的应用1根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素