人教版高中化学必修二元素周期律

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.核外电子受力分析在含多个电子的原子中：（1）一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核；（2）另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，这个排斥力迫使电子彼此尽可能远离。当吸引和排斥达成平衡时，核外电子就分布在离核远近不同的区域里运动，有不同的能量。离核近的电子能量低，离核远的电子能量高。3.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):1234567(能量逐渐升高)

KLMNOPQ（2）核外电子排布的规律①各电子层最多容纳的电子数目是2n2②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）③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1—18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核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He10氖Ne18氩Ar36氪Kr54氙Xe86氡Rn（4）稀有气体元素原子电子层排布核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP2氦He210氖Ne2818氩Ar28836氪Kr2818854氙Xe281818886氡Rn281832188（4）稀有气体元素原子电子层排布4.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+5.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+阳离子：阴离子：分子：6.含有18个电子的常见粒子阳离子：阴离子：分子：18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H619K+、20Ca2+1、判断下列示意图是否正确？为什么？

A、B、

C、D、+19289+12210+312+542818206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、14B、15C、16D、173、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、LiB、SiC、AlD、KBBXXXXX4、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()A2、8、18、32、58B2、8、18、32、50、8C2、8、18、32、50、18、8D2、8、18、32、32、18、8D练习:2．下列微粒中，核外电子数相同的是(

)A1．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C2．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是(

)A．K＋和Na＋

B．CO2和NO2C．CO和CO2D．N2和COD3.与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是（）A.CH4B.NH+4C.NH-2D.Cl-C4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是(

)A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性B．R单质在常温下一定易溶于水C．R可能是金属元素D．R不能与氧气反应A5．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(

)A．a＝b＋m＋nB．a＝b－m＋nC．a＝b＋m－nD．a＝b－m－n解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+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1H12He23Li214Be225B236C247N258O269F2710Ne2811Na28112Mg282

13Al28314Si28415P28516S28617Cl28718Ar28819K288120Ca2882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（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

IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA1234567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1、原子半径大小比较从上到下:电子层数依次增加-----原子半径越来越大从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加----原子半径越来越小(零族除外)2、离子半径大小的比较(3)具有相同电子层结构的离子(1)同主族(2)同周期主族元素(1)同主族(2)同周期主族元素从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小①阴离子半径大于阳离子半径核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小10电子：7N3->8O2->9F-＞11Na+>12Mg2+＞13Al3+18电子：16S2->17Cl->19K+>20Ca2+3、同种元素的各种粒子半径大小比较4、不同周期、主族、电子层结构也不相同的粒子半径大小比较核外电子数越多，微粒半径越大如：Fe＞Fe2+＞

Fe3+

，Cl-＞Cl找出其他元素作参照对比判断如Na+与S2-哪个大半径大小比较：可选F-、Cl-来对比，因为Na+<F-，S2->Cl-，Cl->F-，所以S2->Na+。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+小结：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较微粒半径的大小：(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越多，半径越大。(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。例：下列微粒半径大小比较正确的是(

)A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<SD．Cs<Rb<K<NaB3Li4Be5B6C7N8O9F10Ne11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar电子层结构电子层结构化合价化合价元素元素2122232425262728281282283284285286287288+1+5–3–2–1+4–40+3+2+5–3+6–2+7–1+4–4+3+2+10（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，化合价一般相同从左到右，化合价一般由+1→+7，

0-4→-1，0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

2.同主族元素金属性和非金属性的递变规律原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr单质和水(或酸）反应情况冷水剧烈热水较快盐酸剧烈沸水较慢盐酸较快

3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律高温磷蒸气与H2能反应须加热光照或点燃爆炸化合NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3H2SiO3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HClH2S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LiBeBCNOFNaMgAlSiPSClKCaGaGeAsSeBrRbSrInSnSbTeICsBaTlPbBiPoAt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ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA23456元素性质同周期（从左到右）

同主族（上到下）

最外层电子数依次递增相同电子层数相同依次递增主要化合价原子半径失电子能力（金属性）

得电子能力（非金属性）

气态氢化物的稳定性单质的氧化性单质的还原性最高价氧化物酸性对应水化物碱性金属单质与水或酸反应+1→+7-4→-1

最高正价=族序数(O、F除外)

↘

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↗

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2、下列说法中，正确的是(

)A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－小C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4弱一、元素周期律C1.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B2．(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B．NaOH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AD3．下列有关元素性质递变的叙述中，不正确的是(

)A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多B．P、S、Cl最高正化合价依次升高C．C、N、O原子半径依次增大D．N、O、F最外层电子数依次增多C4．下列各组化合物的性质比较中，不正确的是(

)A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3C．稳定性：PH3＞H2S＞HClD．非金属性：F＞O＞SC4．元素周期表和元素周期律的应用(1)根据元素在周期表中的位置推测其__________和______。(2)根据元素的______推测它在周期表中的位置。(3)指导新元素的发现及预测它们的________________。原子结构性质性质原子结构和性质(4)指导其他与化学相关的科学技术。①在周期表中__________________，可以找到半导体材料。②在__________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。③在元素周期表的__________，寻找制取农药的元素。右上角金属与非金属分界处过渡元素一、元素“位”、“构”、“性”之间的关系特别关注：应用结构、性质、位置的关系，可以由结构推断性质，由性质逆推结构，由结构推出