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1、第二讲 元素周期律,2.电子按能量高低在核外分层排布。,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,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； 每层电子不能超过 个； 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,2n2,8,18,32,2,一低四不超,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。,123 4 56 7,KLMNOPQ,练习1：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. A
2、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 。 3. B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是 。 4. C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。则C是 。 5.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。则D是 。,Be,Si,B,Ne,310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,1118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,12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,+
3、1,0,+1 +2 +3 +4 +5 -4 -3 -2 -1 0,+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 0,元素主要化合价变化规律,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 元素化合价呈现周期性变化,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:是元素原子的核外电子排布的周期性变化。,元素周期律,4、同族金增非递减，同周金减非增递,内容 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 电子层数 相同（等于周期序数） 逐渐增加 最外电子数 逐渐增加（18） 相同（等于族序
4、数） 最高正价 +1+7 等于族序数 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 离子半径 阴阳离子半径均渐小 阴阳离子半径均渐大 得电子能力（氧化性） 逐渐增强 逐渐减弱 失电子能力（还原性） 逐渐减弱 逐渐增强 金属性 逐渐减弱 逐渐增强 非金属性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物水化物酸碱性 碱性渐弱酸性渐强 碱性渐强酸性渐弱 气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱,.同周期元素性质变化规律,族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 最外电子数 1 2 3 4 5 6 7 原子半径 大小 得(失)电子能力 弱（强）强（弱） 氧化(还原)性 弱（强）强（弱） 最高正价 +1 +2 +3
5、+4 +5 +6 +7 对应氧化物 R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 对应水化物 ROH R(OH)2 R(OH)3 H4RO4 H3RO4 H2RO4 HRO4 酸碱性 碱性渐弱， 酸性渐强 最低负价 -4 -3 -2 -1 对应氢化物 RH4 RH3 H2R HR 稳定性 逐渐增强 溶于水酸碱性 碱性渐弱，酸性渐强,根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第六周期第A族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第二周期第A族（右上角）。,位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。,2、
6、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数主族序数最外层电子数,（2）最低负价数主族序数 8 最外层电子数 8,（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。,3、元素周期律的应用和意义,元素周期律、元素周期表的意义,2、对于其他与化学学科相关的科学技术有指导作用 （1）在_可找到半导体材料。 （2）在元素周期表_找到研制农药的元素。 （
7、3）在_中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。,金属和非金属的交界处,右上方非金属处,过渡元素,【应用1】 短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如表所示。下列判断正确的是 ( )。 A丙的单质能从丁的硫酸盐溶液中置换出丁的单质 B金属性：甲丙 C氢氧化物碱性：丙丁戊 D丙与戊最高价氧化物的水化物间发生的反应，不能证明丙和戊的金属性强弱,5、周期表中特殊位置的元素 族序数等于周期数的元素： 族序数等于周期数2倍的元素： 族序数等于周期数3倍的元素： 周期数等于族序数2倍的元素： 周期数等于族序数3倍的元素： 最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素： 最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期
8、元素： 最高正价不等于族序数的元素：,H、Be、Al,C、S,O,Li,Na,C、Si,S,F、O,6、元素性质、存在、用途的特殊性 （1）形成化合物种类最多的元素、其单质是自然界 中硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的 质量分数最大的元素： （2）空气中含量最多的元素、气态氢化物的水溶液 呈碱性的元素： （3）地壳中含量最多的元素、气态氢化物的沸点最 高的元素、氢化物在常温下呈液态的元素： (4)最活泼的非金属元素、无正价的元素、无含氧酸 元素、气态氢化物可以腐蚀玻璃的元素、气态氢 化物最稳定的元素、阴离子的还原性最弱的元素:,C,N,O,F,（5）在常温下呈液态的非金属元素： 金属元素：
9、 （6）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物 起反应的元素： N、S （7）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周 期周期元素： Li、Na、F （8）常见的能形成同素异形体的元素有： C、P、O、S （9）元素的最高价氧化物及其水化物能与强酸，又 能与强碱反应的元素： Be、Al,Br；,Hg,（10）特殊知识点,找元素之最,最活泼金属Cs、最活泼非金属F2 最轻的金属Li、最轻的非金属H2 最高熔沸点是C、最低熔沸点是He 最稳定的气态氢化物HF，含H%最大的是CH4 最强酸HClO4、最强碱CsOH 地壳中含量最多的金属和非金属 Al O,找半导体：在“折线”附近 Si Ge
10、Ga 找农药： 在磷附近 P As S Cl F 找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料： 过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh,判断元素金属性、非金属强弱的方法 1金属性强弱的比较 (1)根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右，随着原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱，金属性最强的元素为铯(Fr为放射性元素)。 (2)根据实验： 单质与水或酸反应置换出氢气的难易，越易者金属性越强； 其最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强者金属性越强； 根据金属活动性顺序表，排在前面的元素金属性较强，但有极少数例外，如Sn和Pb； 看盐
11、溶液中的相互置换反应； 单质与同一种非金属反应的难易等。 原电池反应中作负极的金属性一般较强， 电解池中阴极先析出来的金属还原性弱， 阳极先电解出来的非金属氧化性弱,2非金属性强弱的比较 (1)根据原子结构：原子半径(电子层数)越小，最外层电子数越多，非金属性越强，反之则越弱。 (2)根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右，随原子序数增加，非金属性增强。同主族元素，从上至下，随着原子序数增加，非金属性减弱，非金属性最强的元素是氟(F)。 (3)根据实验： 单质与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性，越易化合，越稳定者，非金属性越强； 其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强； 单质与
12、同种金属反应的难易； 盐溶液中相互置换反应判断； 其气态氢化物的还原性越强，该元素非金属性越弱等。,原子结构,表中位置,元素性质,原子序数= 核电荷数,周期数= 电子层数,主族序数=最外层电子数,决定化学性质,相似性 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）,同周期,同主族,递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）,电子层数,最外层电子数,金属性、非金属性强弱,（主族）最外层电子数 = 最高正价=族序数,最外层电子数8 = 负价,3、位、构、性的关系,主族元素原子的最 外层电子叫做价电子,2微粒半径大小的规律 (1)同周期元素，从碱金属元素到卤素，原子半径依次减小。 (2)同主族元素，
13、从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)同种元素的粒子，价态越高，半径越小，如r(Na) r(Fe2)r(Fe3)，r(Cu)r(Cu2)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)。,【典例2】 已知短周期元素的离子：aA2、bB、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是 ( )。 A原子半径ABDC B原子序数dcba C离子半径CDBA D单质的还原性ABDC,解析 将四种离子分成阳离子与阴离子两类，分析原子序数及离子半径。阳离子aA2、bB因具有相同的电子层结构，故原子序数ab，离子半径AD。再将其综合分析，因四种离子具有相同的电子层结构，故A、B位于C、D的下一周期，其原子序数为abdc，离子半径AACD，单质的还原性BACD。 答案 C,
