第二节 核外电子的排布和元素周期律1
核外电子排布规律
元素原子的最外层电子的排布呈现1到8的周期性变化
元素周期律
规律三：元素化合价的周期性变化
元素的最高正价呈现由+1到+7， 最低负价呈现由-4到-1的周期性变化
元素周期律
规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化
如何比较元素的金属 性和非金属性？
元素金属性的比较
1、元素与水或酸反应置换H2的难易程度
规律二：元素原子核外电子排布的周期性变化
规律三：元素化合价的周期性变化
规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化
元素周期律
规律三：元素化合价的周期性变化
元素的最高正价呈现由+1到+7，最低负价 呈现由-4到-1的周期性变化
元素周期律
规律一：元素原子半径的周期性变化
规律二：元素原子核外电子排布的周期性变化
2、气态氢化物的稳定性
生成气态氢化物越稳定，则元素的非金属性越强
3、非金属最高氧化物对应的水化物的酸性
非金属最高氧化物对应的水化物（即非金属元 素最高正价所对应的含氧酸）的酸性
4、非金属的置换反应
被置换出来的金属，其金属性较弱
元素周期律
规律四：元素金属性与非金属性的周期性变化
从左到右 元素的金属性 逐渐减弱 元素的非金属性 逐渐增强 逐渐增强 元素的金属性 元素的非金属性 逐渐减弱
元素越容易置换出H2，则金属性越强
2、元素最高氧化物对应的水化物的碱性
金属元素最高氧化物对应的水化物（即金属元 素最高正价所对应的氢氧化物）碱性越强，则 金属性越强
3、金属的置换反应
被置换出来的金属，其金属性较弱
原子核外电子排布与元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律一、核外电子的排布规律⑴核外电子运动的特征：质量小，运动空间小，运动速度快，没有确定的轨道。
(2)电子云：电子在核外空间作高速运动，没有确定的轨迹，好象带负电荷的云雾笼罩在原子核的周围，人们形象地称之为电子云。
(3)电子层：根据电子的能量差别和通常运动区域离核的远近不同，核外电子处于不同的电子层。
(4)电子层排布倾向能量最低：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
(5)各电子层容纳的电子数：各电子层最多容纳的电子数是2n 2个，最外层电子数不超过8个（K 层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(6)电子层排布的表示方法：原子结构示意图1、排布规律⑴核外电子排布与能量关系电子离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高 ⑵核外电子的分层排布 ① 核外电子层能量不同 电子层离核距离： 近 → 远 电子能量： 低 → 高电子层数（n ）： 1 (K) 2(L) 3 (M) 4 (N) 5 (O)② 电子排布规律Ⅰ 能量最低原理：先排满低能量电子层，再依次排布在能量较高的电子层中。
Ⅱ 各电子层最多容纳的电子数：2n 2 Ⅲ 最外层电子数≤8 Ⅳ 次外层电子数≤18 Ⅴ 倒数第三层电子数≤32注意：以上三条规律不是孤立的，而是相互制约，必须同时满足。
2、常见元素微粒结构特点稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
如：（1）核外有2个电子微粒（与He 原子电子层结构相同的离子）：H -、Li +、Be 2+ （2）核外有10个电子微粒（与Ne 原子电子层结构相同的微粒）：阳离子：+Na 、+2Mg 、+3Al 、+4NH 、+O H 3；阴离子：N -3、O -2、F -、OH -、NH -2；分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（3）核外有18个电子微粒（与Ar 原子电子层结构相同的微粒）：离子：Cl -、S 2-、P 3-、K +、Ca 2+ 分子：Ar 、HCl 、H 2S 、SiH 4、H 2O 2、PH 3、C 2H 6 （4）前18号元素的原子构的特殊性○111 H ○2最外层有1个电子的元素：H 、Li 、Na ○3最外层有2个电子的元素：Be 、Mg 、He ○4最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Al 。
原子核外电子的排布和元素周期律(一)
35 课题原子核外电子的排布和元素周期律（一）主编人：审核人：审批人：周次 1 所需时间1课时班级第小组姓名【学习目标】1、能说出元素原子核外电子排布的基本规律；2、正确运用原子（离子）结构示意图表示1-20号原子（离子）的核外电子排布；3、能说出周期表中元素原子半径的递变规律，元素金属性和非金属性的递变规律及判断依据。
【学习重点】元素原子核外电子排布的基本规律、元素周期律【学习难点】元素原子核外电子排布的基本规律、元素周期律的应用【学法指导】阅读课本2-7页，查阅相关资料，认真完成学案。
【想一想，你还记得吗？】1、原子是由居于原子中心的和核外的构成。
原子核由和构成。
质子带个单位，中子呈电。
因此，核电荷数由数决定。
核电荷数（Z）= 数= 数= 数。
2、在原子AX中，A表示，A = Z +Z3、将原子里具有相同的和的中子数的元素的原子互称为同位素。
并举例。
【单兵作战】相信自己的力量，定能战胜一切一、阅读课本P2，在下表中标出电子序号和电子层符号的对应关系。
电子层序号 1 2 3 4 5 6 7电子层符号电子能量电子离核由到，电子能量由到二、原子核外电子排布的基本规律结合课本第3页的表1-1完成交流与讨论，然后完成下面核外电子的排布规律：1、能量最低原则：电子总是从能量的电子层排起,然后由往排；2、各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）；3、最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层时，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。
注意．．：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。
三、元素周期律1、原子最外层电子数的递变规律（参看课本P3图1-3）随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现变化，表现在每隔一定数目的元素，元素重复出现从1递增到8的变化。
（除H、He元素外）2、原子半径的递变规律（参看课本P4表1-2）随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现变化。
知识点 原子核外电子排布与元素周期律
原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构（Z 个）原子核注意：（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数= = =核外电子（Z 个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量 的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是 ；③最外层电子数不超过 个（K 层为最外层不超过 个），次外层不超过 个，倒数第三层电子数不超过 个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： 3.元素、核素、同位素元素： 。
核素： 。
同位素： 。
(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按 递增的顺序从左到右排列 ②将 相同．．的各元素从左到右排成一横行．．。
（周期序数＝原子的电子层数） ③把 相同．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。
＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 种元素短周期 第二周期 种元素周期 第三周期 种元素元 （7个横行） 第四周期 种元素 素 （7个周期） 第五周期 种元素 周 长周期 第六周期 种元素 期 第七周期 未填满（已有 种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族： 纵行，位于 之间 （16个族） 零族： ① 主族（A ）：由 和 元素共同组成的族(除第18纵列)列序与主族序数的关系② 副族（B ）：完全由 元素组成的族(第8、9、10纵列除外)③ Ⅷ族：包括 三个纵列。
④ 0族：第 纵列，该族元素又称为 元素。
三、元素周期律1.元素周期律： 。
元素性质的周期性变化实质是．．． 。
族碱金属元素： （ 是金属性最强的元素，位于周期表 ） 第ⅦA 族卤族元素： （ 是非金属性最强的元素，位于周期表 ） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——① ；② ；③ 。
（2）非金属性强（弱）——① ；② ；③ 。
课件9：1.2.1 原子核外电子的排布
3．常见的等电子、等质子微粒 (1)常见的等电子粒子。 ①2 电子粒子：H2、He、Li＋、H－、Be2＋。 ②10 电子粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4、Na＋、Mg2＋、 Al3＋、NH＋ 4 、H3O＋、N3－、O2－、F－、NH－ 2 、OH－等。 ③18 电子粒子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、 C2H6、CH3OH、K＋、Ca2＋、Cl－、S2－、HS－、O22－等。
注意：核外电子数排布规律中的各项是相互联系的，不能孤 立地理解或应用其中的某一部分。
3．核外电子排布的表示方法——结构示意图
结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子 核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表 示该电子层上的电子数。例如：钠原子结构示意图为：
4．原子结构示意图与离子结构示意图的比较 结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。原 子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结 构示意图中，二者则不相等。例如：
(1)单核中性微粒为原子，原子的核电荷数＝核外电子 数，因此，此微粒是核电荷数为18的氩原子；
(2)具有还原性能被溴水氧化的是硫离子。
(3)氧化性很弱的＋1价的是钾离子；
(4)还原性很弱的－1价的是氯离子。
【答案】 (1)Ar (2)S2－ (3)K＋ (4)Cl－
【点拨】 由微粒结构示意图的各部分含义，可知该微 粒共有3个电子层，共18个电子。根据题意结合组成原 子的各微粒之间的关系，可判断该微粒为中性时或分别 带正负电荷时，原子核内质子的数值。由此，熟练掌握 1～20号元素的原子核外电子的排布特点尤为重要。
(1)定义：___不__同___的区域简化成的不连续的壳层。
(2)不同电子层的表示及能量关系
核外电子的排布规律和元素周期表
（1）基态原子的价层电子构型
价层——价电子所在的亚层 价层电子构型——指价层的电子分布式
ⅠA
0
一 1 ⅡA
1s1
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 1s2
二3 4
5 6 7 8 9 10
三 11 12 ⅢBⅣBⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB 13 14 15 16 17 18
几率峰出现, 相当于电子靠近核, 受核 作用强, 同时回避了内层电子的屏蔽作 用, 自身能量下降. 这种效应称为钻穿 效应。
可以用钻穿效应解释能级分裂, 即同一
能级组(n 相同), l 大的电子能量高,
l 小的电子可以钻入内部, 自身能量降 低, 产生能级分裂。总之, 屏蔽效应使 电子的能量上升, 钻穿效应使电子能降 低。
原子实——原子中除去最高能级组以外 的原子实体
三、元素周期律与核外电子排布的关系
最后一个电子填入s亚层
ⅠA
1、分区
0
一
二 三
1131S最Ⅱ142A后Ⅲ一B Ⅳ个BⅤ电B Ⅵ子B一ⅦB般填Ⅷ入次Ⅰ外BⅡ层BⅢd153A亚Ⅳ164层AⅤ175ApⅥ186AⅦ197A
2
10 18
四 19
20
21
22 23
(6) 当被屏蔽电子是(nd)组或(nf)组电子
时，同组电子屏蔽为0.35，左边各组电子 屏为1.00。 在计算某原子中某个电子的值时，可将有关 屏蔽电子对该电子的值相加而得。 例：计算铝原子中其它电子对一个3P电子的 值，其Z* =？ 解：按斯来特规则分组 （1S）2（2S，2P）8（ 3S，3P）3
= 0.35×2 + 0.85 ×8 + 1.00 ×2 = 9.50 Z* = Z – = 13–9.50 = 3.5
原子核外电子的排布
+17 2 8 7
该层电子数 电子层
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
原子核外电子的排布
一、原子核外电子的排布
1、分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、6、7 来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、 M、N、O、P、Q来表示）；
2、在离核较近的区域运动的电子能量较低，在 离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核 外的电子总是尽可能地先从内层排起；
1 K 2 3 4 5 6 7 L M N O P Q
由内到外，能量逐渐升高
3、电子排布的规律 (1) 电子总是先占据能量低的电子层 (2) 每层最多填充电子数 2n2 (3) 最外层电子数不能超过 8个，次外层电子数不 能超过 18个，倒数第三层不能超过32个
4、核外电子排布的表示方法
Cl
核电荷数
第二节 第1课时 原子核外电子排布和元素周期律
第二节元素周期律第1课时原子核外电子排布和元素周期律(时间:30分钟)基础达标1.钙原子的原子结构示意图是( D )解析:原子结构示意图的书写时,圆圈内是核电荷数,带正电荷,C错误。
核外电子排布时,遵循电子排布规律,B 中违反“各电子层最多容纳2n2个电子”原则,A中违反“最外层电子数不超过8个”原则。
2.下列说法不正确的是( C )A.同种元素的质子数必定相同B.元素的化学性质主要决定于原子的最外层电子数C.原子核都是由质子和中子构成的D.元素性质呈现周期性变化的根本原因是核外电子排布呈周期性变化解析:C中,并不是所有原子中都含有中子,11H中就不存在中子。
3.对于第二周期元素从左到右(稀有气体元素除外),下列说法中不正确的是( C )A.原子半径逐渐减小B.最外层电子数逐渐增多C.最高正化合价逐渐增大D.元素的非金属性逐渐增强解析:对于同周期元素,从左到右,随着原子序数的递增,最外层电子数逐渐增多,原子半径逐渐减小,最高正化合价逐渐增大(但第二周期O、F例外),非金属性逐渐增强。
4.下列说法中肯定错误的是( B )A.某原子K层上只有一个电子B.某原子M层上电子数为L层电子数的4倍C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D.阳离子的最外层电子数可能为2,也可能为8解析:A中,H原子的K层上只有一个电子。
B中,先排满L层(8个)后再排M层,而M层电子数不可能为8×4=32个。
C中,若某离子的结构示意图为(如K+、Ca2+)即符合题意。
D中,Li+的最外层电子数为2,Na+的最外层电子数为8。
5.对于Na+、Mg2+、Al3+三种离子,下列说法不正确的是( B )A.核外电子层数相同B.半径大小顺序Na+<Mg2+<Al3+C.核外电子数相同D.最外层电子数相同解析:Na+、Mg2+、Al3+三种离子的结构示意图均为,故A、C、D正确;;对于电子层结构相同的不同离子半径比较,核电荷数越大,半径越小,故半径大小顺序应为Na+>Mg2+>Al3+,B不正确。
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第五能级组：5S，4d，5P
第六能级组：6S，4f，5d，6P
第七能级组：7S，5f，6d，7P
3 洪特规则：等价轨道上的电子，将尽先
分占不同轨道而且自旋方向相同。
此外，电子处于
全满(s2,p6,d10,f14)、 半满(s1,p3,d5,f7)、
全空(s0,p0,d0,f0)
时体系较稳定(洪特规则特例)。
核外电子的排布
根据 Pauling 原子轨道能级图和电子填充三原则, 将原子或离子的电子结构式书写出来. 但在书写 电子结构式时, 要注意:
1) 电子填充是按近似能级图自能量低向能量高的 轨道排布的, 但书写电子结构式时, 要把同一主 层(n相同)的轨道写在一起。
即不能将相同主层的电子轨道分开书写, 且保证
本节重点 一、多电子原子的能级 二、核外电子的排布
三、原子的电子层结构和元素周期系
四、元素性质的周期性
1 原子轨道的能级
*对于氢原子，轨道能
级由n来决定； *对于多电子原子，轨
道能级由n、l决定。 *常用近似能级图表示
2p
原子轨道能级的高低
规律。
1 近似能级图 ⑴ 近似能级图 *l相同时，轨道能 级随n而增。
如：E1s<E2s<E3s；
*n相同时，轨道能 级随l而增。 如：E3s<E3p<E3d；
2p
的依据。
二、核外电子的排布
1 原子核外电子的排布原则 1 保里不相容原理： 同一原子中，不可
能有四个量子数完全相同的两个电子。
因此，同一轨道只能容纳两个自旋相反
的电子。
2 能量最低原理：基态原子中，电子是尽
先占据能量最低的原子轨道。
核外电子填入轨道的顺序
按能级组第一到第七的顺序填入。
第一能级组：1S 第二能级组：2S，2P 第三能级组：3S，3P 第四能级组：4S，3d，4P
如
K 1s22s22p63s23p64s1 19
Fe 1s22s22p63s23p63d64s2 26
19种元素原子的外层电子分布有例外其中：
Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 29 全 充满同样有：46Pd、47Ag、 79Au24 Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 半充满 同样有：42Mo、 64Gd、 96Cm例外的 还有： 41Nb、 44Ru、 45Rh、 57La、 58Ce、 78Pt、89Ac、90Th、91Pa、92U、 93Np。
n 最大的轨道在最右侧。
2) 原子实表示电子排布时, 内层已经达到稀有 (惰性)气体原子的结构。 如:
3) 特殊的电子结构要记忆。主要是10个过渡元素: 正常填充: 先填充 ns, 达到ns2之后, 再填 (n1)d; 特殊的: 先填 ns, 只填一个电子成, 未达 到, 就开始填这种现象在 (n-1)d 轨道处于半充 满, 全充满左右发生。
2p
*n、l皆不同时，出 现“能级交错”现象 如： <E E4s 3d E6s<E4f<E5d<E6p
⑵ 徐光宪规则 用(n+0.7l)值衡 量轨道能量的高 低。
2p
如： 6s（n+0.7l）6.0 4f ——— 6.1 5d ——— 6.4 6p ——— 6.7
(n+0.7l)值首位数
相同的能级为同一 能级组,是划分周期