第2节_原子结构与元素的性质

元素周期表的分区简图
ⅠA
0
1
Ⅱ A
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ B
ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB
4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系
锕系
f区
各区元素特点：
包括元素 价电子排布 元素分类
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属
p区 ⅢA～零族
ns2np1～6 大多为非金属
d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～8ns2 过渡元素
A. 原子半径按X、Y、Z顺序增大
B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强
C. 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强
D. 氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
5. 预测规律
(1)由第一至第六周期分别有2、8、8、18、18、32(2n2) 种元素，可以预测： ①若第七周期填满，也将有32种元素（87～118）； ②第五电子层最多可排布50个电子，则第八周期可以排 布50种元素（119～168）。(8s25g186f147d108p6)。 (2)预测位置 (3)预测类别 ①第二至第六周期的最后一种金属元素分别出现在IIA族、 IIIA族、IVA族、VA族、VIA族，即主族序号与周期序数 相同，则第七周期VIIA族、第八周期0族将是它们所在 周期的最后一种金属元素； ②据第二至第六周期分别有6、5、4、3、2种非金属元 素，则第七周期只有1种非金属元素，第八周期无非金 属元素；则非金属元素共有23种。
（3）可见各周期所含元素的种数等于相应能 级组中各轨道中最多容纳的电子数之和
周期 元素种数 相应能级组中 电子最大容量数 所含能级
1
2
1s
2
2
8
2s 2p
8
3
8
3s 3p
8
4 18
4s 3d 4p
18
5 18
5s 4d 5p
18
6 32
6s 4f 5d 6p
32
7
未完 7s 5f 6d 未完
未满
由于随着核电荷数的递增， 电子在能级里的填充顺序 遵循构造原理，元素周期 系的周期不是单调的，每 一周期里元素的数目不总 是一样多，而是随着周期 序号的递增渐渐增多，同 时，金属元素的数目也逐 渐增多。因而，我们可以 把元素周期系的周期发展 形象的比喻成螺壳上的螺 旋。
10ns0～2
－
外围电子构型 周期序数
3s2
三
4s2
四
4s24p1
四
3d54s2
四
3s23p3
三
族序数
IIA IIA IIIA VIIB VA
最高化合价 元素符号
+2
Mg
+2
Ca
+3
Ga
+7
Mn
+5
P
二、 元素周期表的分区
1. 按原子结构分区
按核外电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元 素周期表分为s、p、d、f4个区，而IB、IIB族这2个纵行 的元素的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后再填充ns 能级而得名ds区。
3. 序差规律
同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关。IA～ IIA族的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数； IIIA～0族的元素相差下一种元素所在周期包含的元素种 数（如Na和K相差8，Cl和Br相差18）；
同主族不相邻元素的原子序数差也与主族序数有关。 IA～IIA族的元素原子序数差数可能是2、8、8、18、18、 32中连续的一个或几个数之和（如10、16、34等）； IIIA～0族的元素原子序数差数可能是8、18、18、32中 连续的一个或几个数之和（如26、36、44等）
一、元素周期表的结构
1. 知识回顾
第1周期：2 种元素
短周期 第2周期：8 种元素
第3周期：8 种元素
周期 长周期
第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素
（横行）
第6周期：32 种元素 镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
第二节 原子结构与元素的性 质
第二课时：元素周期律
一、元素周期律
1. 定义：元素的性质随着元素原子序数（核电荷数）的 递增而呈现周期性的变化，称为元素周期律。 2. 实质：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。 3. 核外电子排布的周期性变化：随着核电荷数的增加， 原子最外层电子数从1增加到8而呈现周期性的变化（第 一周期是从1增加到2），最外层电子（价电子）排布由 ns1到ns2np6（第一周期是1s1到1s2）呈现周期性变化
核电荷数=质子数=原子序数；
能层数=周期序数；
基态原子的最外层电子数=主族序数=最高正价=8-| 最低负价|（金属元素无负价，氧无最高正价、氟无正 价）
2. 奇偶规律
奇数族主族元素的原子序数均为奇数，化合价一般为 奇数（N、Cl等有偶数价）；
偶数族主族元素的原子序数均为偶数，化合价一般为 偶数（C、S等有奇数价）；
同周期 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
5. (1)下表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用 实线补全元素周期表边界。
16 S 硫
32 3s23p4
(2)元素甲是第三周期ⅥA族元素，请在右边方框中按氦 元素(图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、 元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。
ds ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～ 过渡元素
区
2
（n－2）f0～14ns2
镧系和锕系 或(n–2)f0～14(n－ 过渡元素
f区
1)d0～2ns2
2. 已知某元素+3价离子的电子排布式为： 1s22s22p63s23p63d5，该元素在周期表中的位置是第四 周期VIII 族，它位于 d区。
2. 金属元素和非金属的分区
将周期表中硼、硅、砷、碲、 砹与铝、锗、锑、钋之间画 一条虚线，虚线的左面是金 属元素，右面是非金属元素。 （硼-砹分界线）
处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属 性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称 之为半金属或准金属。
三、 元素周期表的规律 1. 相等规律
2.原子的电子排布与周期的划分
(1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第 一周期外)是碱金属, 最外层电子排布为ns1,每一周期的最 后一种元素都是稀有气体, 这些元素的最外层电子排布除 He为1s2 外,其余都是ns2np6.
(2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素 的能层数.
二、同周期主族元素主要性质变化规律
元素周期表中，同周期的主族元素从左向右，最高化合价从 +1→+7（氧、氟元素例外），最低化合价从-4→-1。金属性 逐渐减弱；非金属性逐渐增强。 (1)从化合价角度看，金属元素没有负价，ⅠA、ⅡA、ⅢA族 金属元素的化合价只有+1、+2、+3，没有可变化合价；ⅣA 族碳元素主要有-4、+2、+4等化合价，硅元素主要有-4、 +4价；ⅤA族元素变价较多，如氮元素有-3、-2、+1、+2、 +3、+4、+5等化合价，磷元素主要有-3、+3、+5等化合价； ⅥA族氧元素的主要化合价为-2、-1，在氟化物中显正价，硫 元素有-2、-1、+4、+6等主要化合价；ⅦA族氟元素无正价， 氯元素有-1、+1、+4、+5、+7价等主要化合价；氢元素主 要化合价有+1、-1。 (2)除Ⅷ族、ⅠB族及氧、氟外，元素的最高正化合价一般等 于它的族序数；非金属元素的最高正价与其最低负价的绝对 值之和为8
周期序数 = 电子层数（能层数）
主族：由短周期和长周期共同构成的族（0族除
外），ⅠA~ⅦA共七个主族
族
副族：完全有长周期元素构成的族（第Ⅷ族
除外），ⅠB~ⅦB共七个副族
（纵行）
第VIII 族：三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 与
ⅠB中间
0族： 稀有气体元素
主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数
同主族，电子层数越多→原子半径越大→原子核对核外 电子的吸引力越弱→原子失电子能力增强，得电子能力 减弱→元素的金属性增强，非金属性减弱→气态氢化物 稳定性减弱→最高价氧化物的水化物的酸性减弱，碱性 增强；
在元素周期表中，对角线上的元素的化学性质相似（对 角线法则，如：Li与Mg，Be与Al等）
4.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原 子序数依次增大，其最高价氧化物的水化物酸性依次增 强，则下列判断正确的是（ C、）D
相应元素的族序数排列从左到右依次为：ⅠA、ⅡA、 ⅢB～ⅦB、Ⅷ、ⅠB～ⅡB、ⅢA～ⅦA、0族
碱金属元素基态原子的电子排布
碱金属 原子 序数
锂3 钠 11 钾 19
铷 37 铯 55
周期
二 三 四 五 六
基态原子的电子排布
1s22s1或[He]2s1 1s22s22p63s1或[Ne]3s1 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1 或[Xe]6s1
三、主族元素原子半径的变化规律
元素周期表中的 同周期主族元素从 左到右，原子半径 的变化趋势如何？ 应如何理解这种趋 势？周期表中的同 主族元素从上到下， 原子半径的变化趋 势如何？应如何理 解这种趋势？
1.影响因素
原子半 取决于 (1)电子的能层数
径大小
(2)核电荷数
2.变化规律
同周期元素，自左到右，原子半径逐渐减小；(核电荷数 的增加使核对最外层电子的引力增加而带来半径减小的 趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来半径增大的趋 势) 同主族元素，自上而下，原子半径逐渐增大。（由于电 子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大）
3.同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是（ D） A. 16 B. 26 C. 36 D. 46
4. 递变规律和相似规律
同周期，电子层数相同，质子数越多→原子半径越小→ 原子核对核外电子的吸引力越强→原子失电子能力减弱， 得电子能力增强→元素的金属性减弱，非金属性增强→ 气态氢化物稳定性增强→最高价氧化物的水化物的酸性 增强，碱性减弱；
族
价电子(或最 外层电子)排
布
族与价电子 数关系
主族
价电子都排 在最外层的 ns和np轨道
上
族序数等于 价电子数目
0族
副族
ns2np6(最外 层电子排布
He除外)
(n－1)d1～ 5ns1～2或(n－
1)d10ns1～2
ⅢB～ⅦB族
序数等于价
－
电子数目， ⅠB、ⅡB族
序数与s轨道
电子数相等
Ⅷ族 (n－1)d6～
(3)元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲 原子半径比较：____A__l__>___S_____ 甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为： __H_2_S_O__4_>_A__l(_O__H_)_3 (用化学式表示)。 (4)元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是 原子核外电子排布的_周__期__性__变___化,请写出元素在元素周期 表中的位置与元素原子结构的关系： 元___素__的__周__期___数__即__为__原__子___核__外__电__子___层__数__；__主___族__元__素__的___族__序___ 数即为原子的最外层电子数 ________________________
3.原子的电子排布与族的划分
周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”， 这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化， 这些电子称为价电子。 在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与其它稀 有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子 数是相等的。
主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数=价电 子数
6. 原子结构、元素性质和位置关系规律 原子结构
原子序数 = 核电荷数 周期数 = 电子层数 主族序数 = 最外层电子数
电子层数 元素金属性、 最外层电子数 非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 最低负价
表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性 同主族
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱）
3.离子半径变化规律
同种元素的离子半径：阴离子＞原子，原子 Nhomakorabea阳离子， 低价阳离子＞高价阳离子；
核外电子层排布相同的离子原子序数越大，其离子半径 越小；
同主族元素的离子，随着电子层数递增，离子半径逐渐 增大；
同周期元素的阳离子半径从左至右渐小； 同周期元素的阴离子半径从左至右渐小； 同周期元素的最小阴离子半径大于同周期元素的最大阳 离子半径 P3-＞S2-＞Cl-＞Na+＞Mg2+＞Al3+