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1、第二节 元素周期律 第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律,【自主预习】 一、原子核外电子的排布 1.电子层的划分： (1)核外电子的能量及运动区域。,能量较低,能量较高,能量不同,(2)电子层及其与能量的关系。,K,L,M,N,2.核外电子的排布规律：核外电子总是尽可能地先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。,二、元素周期律 1.原子核外电子排布的周期性变化： (1)图示。,(2)规律：随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子数呈现 _的周期性变化(第1周期除外)。,由1到8,2.元素原子半径的周期性变化： (1)图示。 第2周期 第3周期,(2)规律：同周期元素随着原子序数的递增,元素
2、原子半径呈 现_的周期性变化。,由大到小,3.元素主要化合价的周期性变化： (1)图示。,(2)规律：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_的周期性变化。,+1+7,-4-1,4.元素金属性和非金属性的周期性变化： (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较。 方法 a.钠、镁与水的反应,2Na+2H2O=2NaOH+H2,Mg+2H2O Mg(OH)2+H2,b.镁、铝与盐酸的反应,Mg+2HCl=MgCl2+H2,2Al+6HCl=2AlCl3+3H2,c.钠、镁、铝最高价氧化物对应水化物的碱性 碱性由强到弱：_。 结论 金属性由强到弱的顺序为_。,NaOHMg(OH)2
3、Al(OH)3,NaMgAl,(2)硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较。 方法 a.与氢气化合,b.最高价氧化物对应水化物的酸性 酸性由强到弱的顺序为_。 结论 非金属性由强到弱的顺序为_。 (3)同周期元素性质的递变规律(自左向右)。 元素的_。,HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3,ClSPSi,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,5.元素周期律：,随原子序数的递增而呈周期性,原子核外电子排,布,【自我小测】 判断或回答下列问题： 1.(判一判)原子核外各电子层最多容纳电子数为n2。( ) 提示：根据前三周期元素的核外电子排布分析：第一层最多 为2个,第二层最多为8个,故可知各电子层最多
4、容纳电子数应 是2n2而不是n2。,2.(判一判)某元素原子的M电子层上有2个电子,则该元素是 镁。( ) 提示：M层上有2个电子,说明M层是最外层,且K层和L层填满, 即K层2个电子,L层8个电子,故该原子核外共有12个电子,是镁 元素。,3.(判一判)短周期元素原子中,最外层电子数是次外层电子数 3倍的原子是氧原子。( ) 提示：因最外层电子数不超过8个,故该元素原子次外层电子 数不可能为8,只能为2,则原子的最外层电子数为6,即为氧原 子。,4.M电子层最多可容纳18个电子,为什么钾原子的核外电子排 布不是 而是 ? 提示：若钾原子的M层排布9个电子,此时M层就成为最外层,这 和电子排布
5、规律中的“最外层上排布的电子数不能超过8个” 相矛盾,不符合电子排布的规律,即M层不是最外层时可排18个 电子,而它作为最外层时最多只能排8个电子。,5.硫酸为强酸,次氯酸为弱酸,据此能否确定非金属性硫大于 氯? 提示：不能。判断元素的非金属性强弱可根据最高价氧化物 对应水化物的酸性强弱,而HClO中氯元素不是最高价。 6.(判一判)气态氢化物的酸性越强,元素的非金属性越强。 ( ) 提示：气态氢化物的酸性强弱与元素的非金属性强弱没有必 然联系,不能作为判断元素非金属性强弱的依据。,7.(判一判)元素性质的周期性变化,必然引起原子结构上的周 期性变化。( ) 提示：元素性质的周期性变化是元素原
6、子核外电子排布周期 性变化的必然结果,即原子结构上的周期性变化,必然引起元 素性质的周期性变化。,【释义链接】 原子核外电子排布的一般规律 a.核外电子总是尽可能排布在能量最低的电子层里,然后再排布在能量较高的电子层里。即电子最先排满K层,当K层排满时再排布在L层中,依次类推。 b.核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个(n为电子层序数)。 c.最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个。,元素周期律与元素性质 a.元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化,也就是原子结构决定元素性质。 b.元素的性质一般指的是元素的金属
7、性、非金属性、原子半径、元素的主要化合价等,它们随原子序数的递增呈周期性变化,注意一些特殊情况,如F无正价。,一、原子结构与元素的性质,1.原子最外层电子数相等的元素其化学性质一定相似吗? 提示：不一定。原子结构相似的元素化学性质相似。但原子的最外层电子数相等不一定原子结构相似。例如He和Mg原子的最外电子层上都是2个电子,但它们的原子结构差别很大,He只有一个电子层,已达2电子稳定结构,而Mg有3个电子层,最外层未达稳定结构,故氦元素和镁元素的化学性质差别很大,没有相似性,而同主族元素的最外层电子数相等,结构相似,化学性质相似。,2.请从原子结构变化的角度解释,同周期元素随着原子序数的递增,
8、金属性减弱、非金属性增强的原因。 提示：因同周期元素原子的电子层数相同,但原子序数依次增大,对最外层电子的吸引能力依次增强,失电子能力依次减弱,得电子能力依次增强,故金属性依次减弱,非金属性依次增强。,3.试根据同周期元素非金属性的变化规律,比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。 提示：元素的非金属性越强,气态氢化物越稳定。同周期元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐增强,故非金属性：SiPSCl,所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4PH3H2SHCl。,4.试根据非金属性的强弱,比较H3PO4和HNO3的酸性强弱? 提示：P和N均为第A族元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐减弱,
9、故N的非金属性强于P的非金属性,根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。,【探究提升】 【知识点睛】原子结构与元素性质的周期性变化,【规律方法】同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的引力越大,原子半径越小,失电子能力越弱,而得电子能力越强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大,原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强,非金属性越弱。,短周期金属元素甲戊在元素周期表中的相对位置如
10、表所示, 下面判断正确的是( ) A.原子半径：丙丙 C.氢氧化物碱性：丙丁戊 D.最外层电子数：甲乙,【解析】选C。同周期元素原子半径从左至右是依次减小的,故A错;同主族元素金属性自上而下是增强的,故B错;同周期元素的金属性从左至右越来越弱,故对应碱的碱性也是减弱的,C正确;同周期元素的最外层电子数从左至右越来越多,故D错。,【互动探究】 (1)上题中,丙是否一定能把甲从其盐溶液中置换出来? 提示：不一定。如果甲和丙位于第A族,则甲和丙分别是Li和Na,则Na和水剧烈反应生成氢氧化钠和氢气。,(2)如果去掉题目中的限制条件,几种短周期元素在周期表中相对位置变动如下,你能推断出这几种元素各是什
11、么元素吗?,提示：能。根据元素在周期表中的相对位置,可以判断甲是氦(He)、乙是氟(F)、丙是硫(S)、丁是氯(Cl)、戊是氩(Ar)。,【知识拓展】元素的金属性、非金属性的判断 (1)金属性强弱的判断依据。 元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行,则其金属性越强。 元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强,则其金属性越强。 金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A置换出B,则A的金属性强于B。 在金属活动性顺序表中,前者的金属性强于后者。 金属阳离子的氧化性越强,则其单质的还原性越弱,元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2+)。,(2)非金属性强弱的判断依据。 非金属元素的单质
12、与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行,则其非金属性越强。 非金属元素气态氢化物的稳定性越强,则元素的非金属性越强。 元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强,则其非金属性越强。 非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应,若A置换出B,并且A体现出氧化性,则A的非金属性强于B。 非金属阴离子的还原性越强,则其单质的氧化性越弱。,二、微粒半径大小的比较 同周期元素、同主族元素的原子半径,随核电荷数的增加而呈现规律性的变化,如：,1.分析总结上表中各元素原子半径的变化规律,比较碳元素和氟元素、氧元素和硫元素的原子半径大小。 提示：同主族元素随电子层数增加,原子半径由小到大;同周期元素随核电荷数递增
13、,原子半径由大到小。C和F是同周期元素,同周期元素从左到右原子半径逐渐减小,故碳原子半径大于氟;O和S为同主族元素,同主族元素从上到下原子半径逐渐增大,所以硫原子半径大于氧。,2.如何比较既不同周期也不同主族元素的原子半径大小?以Si、Ca为例说明。 提示：Mg、Si处于同一周期,Mg的核电荷数小于Si的核电荷数,故Mg的原子半径大于Si的原子半径。Mg、Ca处于同一主族,原子半径r(Ca)r(Mg),故Ca的原子半径大于Si的原子半径,即r(Ca)r(Si)。,3.如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小?以O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+为例说明。 提示：电子层结构相同时,核外电子数
14、必定相等,其微粒半径随核电荷数的增加而减小,故离子半径：O2-F-Na+Mg2+ Al3+。 4.同种元素形成的不同微粒的半径大小如何判断? 提示：同种元素形成的微粒电子数越多,半径越大。如Fe3+Fe2+Fe,H+HH-,ClCl-。,【探究提升】 【规律方法】判断微粒半径大小的方法 1.对于不同的原子,比较半径大小的方法为： (1)电子层数相同时,随原子序数递增,原子半径减小。例如,rNarMgrAl。 (2)最外层电子数相同时,随电子层数递增,原子半径增大。例如,rLirNarK。,2.对于不同的粒子,比较半径大小的方法为： (1)对于同种元素的离子：阴离子半径大于原子半径,原子半 径大
15、于阳离子半径,低价阳离子半径大于高价阳离子半径。 例如, (2)对于电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。 例如,(3)对于带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大。例如, (4)对于所带电荷、电子层数均不同的离子,可选一种离子参 照比较。例如,比较 可选 为参照,可知,【误区警示】比较微粒半径大小时需注意的两个误区 1.误认为原子的电子层数越多,原子半径越大。同主族元素,原子的电子层数越多,原子半径越大,不同主族时不一定,如原子半径LiCl。 2.误认为核电荷数越多,半径越小。微粒半径与核电荷数和电子层结构有关,若忽略电子层数和电子层结构,只依据核电荷数分析,得不出正确结论。,(双选)下列微粒半径大小比较正确的是( ) A.Na+Cl-Na+Al3+ C.NaMgAlS D.NaKRbCs,【解析】选B、D。A项,4种离子核外电子数相同,随着核电荷数增多,离子半径依次减小,即Al3+Cl-Na+ Al3+。,【变式训练】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径,Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( ) A.XYZ B.YXZ C.ZXY D.ZYX,【解析】选D。对于电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,现X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子
