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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学习目标1.了解原子核外电子的排布规律。2.能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。3.了解原子结构与元素性质的关系。学习重点1.元素周期律的含义与实质。2.元素性质与原子结构的关系。【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。电子层序号(n)1234567电子层符号________OPQ离核距离远近电子能量高低KLMN2.核外电子的排布规律①：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82.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→-14.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。①方法a.钠、镁与水的反应2Na+2H2O====2NaOH+H2↑Mg+2H2OMg(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：____________________。②结论金属性由强到弱的顺序为_________。NaOHMg(OH)2Al(OH)3NaMgAl(2)硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较。①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________________________。②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________________________________。HClO4H2SO4H3PO4H2SiO3ClSPSi金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强5.元素周期律②：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】①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。②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,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ⅤA族元素,随着原子序数的递增,非金属性逐渐减弱,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同周期(从左至右)同主族(从上到下)电子层数相同逐渐递增最外层电子数逐渐增多相同原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)逐渐增大金属单质与水或酸置换出H2的难易易→难难→易同周期(从左至右)同主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强逐渐减弱碱性逐渐减弱逐渐增强非金属气态氢化物形成难易难→易易→难稳定性逐渐增强逐渐减弱元素金属性逐渐减弱逐渐增强元素非金属性逐渐增强逐渐减弱【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表所示,下面判断正确的是()A.原子半径：丙丁戊B.金属性：甲丙C.氢氧化物碱性：丙丁戊D.最外层电子数：甲乙甲乙丙丁戊【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ⅠA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。①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。②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。③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。④在金属活动性顺序表中,前者的金属性强于后者。⑤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。①非金属元素的单质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。②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。③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。④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。⑤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：碱金属元素元素符号LiNaKRbCs原子半径(nm)0.1520.1860.2270.2480.265第3周期元素元素符号NaMgAlSiPSCl原子半径(nm)0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.0991.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,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,23ClClFeFerr,rr。2OFNarrr。(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LiNaKrrr。2KMgrr,与NarKNarr2Mgr。【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