第二节 元素周期率,一、原子核外电子的排布 课本P13,1.核外电子运动的特点,(1)电子的质量极微小（9.10910-31kg） (2)电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间中进行 （原子的直径约10-10m） (3)电子绕核作高速运动 （运动的速度接近光速， 约为108m/s）,因此，电子绕核运动没有确定的轨道， 不能精确测定或计算电子在任一时刻 所在的位置，也不能描绘出其运动轨 迹，我们只能指出它在核外空间某处 出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。完全不同于宏观世界物体，如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。,2.核外电子的排布 课本P13,在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原子核外分层运动，也称分层排布。,（1）原子核外电子的排布,电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高) K L M N O P Q,（2）核外电子排布的规律,各电子层最多容纳的电子数目是2n2 最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个） 次外层电子数目不超过18个， 倒数第三层电子数目不超过32个,A. 能量最低原理,原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。,B. 各电子层排布规律,注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。 如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子， 而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。 2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布 3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32,氢(H) 氦(He),锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne ),钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar),（3）核电荷数为118的元素原子核外电子层排布,注意：短周期元素原子结构的特殊性,（4）稀有气体元素原子电子层排布,（4）稀有气体元素原子电子层排布,3.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子,（1）与2He原子电子层结构相同的离子：,（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：,（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：,7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+,1H-、3Li+、4Be2+,阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同,15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+,4.含有10个电子的常见粒子,7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-,15P3-、16S2-、17Cl-、HS-,10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、,11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+,6.含有18个电子的常见粒子,18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6,19K+、20Ca2+,1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 C、 D、,+19 2 8 9,+12 2 10,+3 1 2,+54 2 8 18 20 6,练习:,2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电 子，该原子核内的质子数为（ ） A、14 B、15 C、16 D、17 3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L 层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ） A、Li B、Si C、Al D、K,B,B,X,X,X,X,X,4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是( ) A 2、8、18、32、58 B 2、8、18、32、50、8 C 2、8、18、32、50、18、8 D 2、8、18、32、32、18、8,D,练习:,A,5下列微粒中，核外电子数相同的是(),6下列叙述中，正确的是() A核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一定相同 B凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布 C核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素 D阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元素原子的核外电子排布相同,C,7下列各组微粒中，核外电子总数相等的是() AK和Na BCO2和NO2 CCO和CO2 DN2和CO,D,8. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是（ ） A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-,C,9某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n1)，n为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是() AR含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 BR单质在常温下一定易溶于水 CR可能是金属元素 DR不能与氧气反应,A,10已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子Xm和Yn的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是() Aabmn Babmn Cabmn Dabmn,解析：由ambn求出abn+ m 。 答案：A,二、元素周期律,A.周期性:,循环往复，自然界普遍存在该现象,如：时间周期性，简单的重复,生物进化周期性，螺旋上升,B.元素的性质,原子核外电子排布,原子半径,元素主要化合价,元素的金属性和非金属性 . . . . . .,(一）元素原子核外电子排布的周期性变化,从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加,同周期： 同主族：,从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加,1,2,3,8,8,2,周期性,元素原子半径数据,（二）元素原子半径的周期性变化,主族元素原子半径的递变规律,主族,周期,同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体）,B. 同主族元素： 从上到下原子半径逐渐变大,越大,越小,越大,电子层数相同时，再看核电荷数， 核电荷数越多,则半径,电子层数和核电荷数都相同 (同种元素)时,再看核外电子数 (或最外层电子数),核外电子数 (或最外层电子数越多)， 则半径,1、微粒半径大小比较规律,先看电子层数,电子层数越多， 则半径,一般情况下(稀有气体除外):,如 Li Na K Rb Cs,I Br Cl F,如 Na Mg Al,F O N C,如 Cl Cl-,练习:,Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3-,K+、 CI-、 S2-、Ca2+,( S2- S 、 AI AI3+),比较下列粒子半径的大小,（N3- O2- Na+ Mg2+）,( S2- CI- K+ Ca2+ ),S2- 与 S 、 AI 与 AI3+, S2- 与 Na+,S2-Cl- F- Na+,例1：下列微粒半径大小比较正确的是() ANaClNaAl3 CNaMgAlS DCsRbKNa,B,例2已知：A、B两元素的阴离子具有相同的电子层结构；A元素的阴离子半径大于B元素的阴离子半径；C和B两元素的原子核外电子层数相同；C元素原子的原子半径大于A元素原子的原子半径。A、B、C三种元素的原子序数的关系是() AABC BBAC CCAB DACB,B,电子层 结构,电子层 结构,化合价,化合价,元素,元素,2 1,2 2,2 3,2 4,2 5,2 6,2 7,2 8,2 8 1,2 8 2,2 8 3,2 8 4,2 8 5,2 8 6,2 8 7,2 8 8,+ 1,+ 5 3, 2, 1,+ 4 4,0,+ 3,+ 2,+ 5 3,+ 6 2,+ 7 1,+ 4 4,+ 3,+ 2,+ 1,0,（三）元素化合价的周期性变化,1、化合价递变规律,2、化合价与主族序数的关系,同主族： 同周期：,(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数 (2)最高正价+最低负价= 8 (3)最低负价 = （8 最外层电子数） = （8 主族序数）,3、注意,（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 （2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难 以与其他元素化合，规定其化合价为0 （3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）,从上到下，化合价一般相同,金属性,单质跟水或酸反应置换氢的难易,最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,金属单质间的置换反应,非金属性,与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱,最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,非金属单质间的置换反应,1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法,（四）元素金属性、非金属性的周期性变化,3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律,NaOH 强碱,Mg(OH)2 中强碱,H2SiO3 极弱酸,H3PO4 中强酸,H2SO4 强酸,HClO4 最强酸,非金属单质与氢气反应,最高价氧化物对应水化物的酸碱性,金属性和非金属性递变,两性氢 氧化物,稀 有 气 体 元 素,很不 稳定,SiH4,不稳定,PH3,稳定,HCl,H2S,不很 稳定,金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强,气态氢化 物稳定性,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,4.元素的金属性和非金属性递变小结,+1+7 -4-1,最高正价=族序数(O、F除外),由易到难,由难到易,元素性质的递变小结,1.元素性质的周期性变化,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周期律,元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果,随着原子序数的递增： （1）元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 （2）元素原子半径呈现周期性变化 （3）元素主要化合价呈现周期性变化 （4）元素的金属性、非金属性呈现周期性变化,2. 元素周期律,3. 元素周期律的实质,（五）元素周期律,例1、下列说法中，正确的是() ASiH4比CH4稳定 BO2半径比F小 CNa和Cs属于第A族元素，Cs失电子能力比Na强 DP和As属于第A族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱,一、元素周期律,C,例2.下列关于元素周期律和元素周期表的说法中，正确的是（ ） A.目前发现的所有元素占据了周期表里的全部位置，不可能再有新的元素被发现 B.元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化 C.俄国化学家道尔顿为元素周期表的建立作出了巨大贡献 D.同一主族的元素从上到下，金属性呈周期性变化,B,例3(双选题)不能说明钠的金属性比镁强的事实是() A钠的硬度比镁小 BNaOH的碱性比Mg(OH)2强 C钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应 D钠的熔点比镁低,AD,例4下列有关元素性质递变的叙述中，不正确的是() ANa、Mg、Al最外层电子数依次增多 BP、S、Cl最高正化合价依次升高 CC、N、O原子半径依次增大 DN、O、F最外层电子数依次增多,C,例5下列各组化合物的性质比较中，不正确的是() A酸性：HClO4HBrO4HIO4 B碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3 C稳定性：PH3H2SHCl D非金属性：FOS,C,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,（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,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,性质反映结构,（3）位置反映性质： 同周期：从左到右，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