一.原子核外电子排布规律
原子核外电子排布规律
原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(1)离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子和氖的核外电子排布是相同的。
阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。
（2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子:CH4、N3、NH2、NH3、NH4、O2、OH H2O、H3O F HF、Ne、Na Mg2、Al3等。
②18电子粒子：SiH4、P3、PH3、S2、HS H2S、Cl HCl、Ar、K Ca2、PH4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na NH4、H3O F OH NH2；HS Cl前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：11H（2）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He （3）最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be、Ar（4）最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C ；是次外层电子数3倍的元素：O ；是次外层电子数4倍的元素：Ne（5）最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si元素周期表的规律：（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体（He例外）（2）在元素周期表中，同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差别有：①第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25（3）同主族、邻周期元素的原子序数差①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
原子核外电子排布规律
【21】以第1、2、3周期的元素为例，了解原子核外电子排布规律。
1．核外电子排布的一般规律。
（1）各电子层最多容纳的电子数目为2n2。
（2）最外层不超过8个电子（K层例外）。
（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。
核外电子排布规律的依据：（1）核外电子运动的特点①电子的质量很小，运动空间很小，但电子的运动速度很快，接近于光速。
②在高速的运动时，不能找到运动轨迹，不能准确地测量和计算出电子的确切位置。
（2）核外电子总是尽先排布在能量最低电子层里，然后由里到外，依次排布在能量逐步升高的电子层里。
总之，是核外电子运动的客观事实。
2．元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系。
（1）稀有气体的不活泼性。
稀有气体元素的原子最外层有8个电子（氦是2个）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。
（2）非金属性与金属性（一般规律）最外层电子数得失电子趋势元素的性质金属元素4易得非金属性3．第1、2、3周期的元素（短周期元素）微粒结构特点（1）稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成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（所谓电子层结构相同是指：电子层数相同；电子总数相同；各层电子数相同）。
①与He核外电子排布相同的离子有：H-、Li、Be2②与Ne电子层结构相同的离子有：F-、O2-、N3-、Na、Mg2、A3③与Ar原子电子层结构相同的离子有：C-、S2-、和Y n-的核外电子排布相同，则下列关系式中正确的是（）A a＝b＋m＋nB a＝b－m＋nC a＝b＋m－nD a＝b－m－n【解析】由元素X、Y的核电荷数分别是a和b，离子X m和Y n-的核外电子排布相同，可得：a－m＝b＋n，即a＝b＋m＋n。
【答案】A【点评】离子X m和Y n-可表示为：a X m和b Y n-。
a X m意为a X原子失去m个电子形成的阳离子，所以a X m的电子数为a－m；b Y n-意为b Y原子得到n个电子形成的阴离子，所以b Y n-的电子数为b＋n。
原子的核外电子的排布规律
原子的核外电子的排布规律在常用元素周期表中，我们可以看到这些元素的原子核外电子的排布规律。
这些规律是由著名的物理学家卡尔贝尔提出的“贝尔定律”提出的，他将电子在原子中的排布分为七个能级：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s，并给出电子在这些能级中的排布简表，这其中有几个重要概念要掌握：（1）能量级贝尔定律将原子核外电子的排布分为七个能级：1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s，由能级递增，能量也递增，每个能级对应一个最多可以容纳2n^2个电子，n表示能级数。
例如1s能级最多可以容纳2×1^2=2个电子，而3s能级最多可以容纳2×3^2=18个电子。
（2）极化电子数贝尔定律表明，电子在原子中排布是有顺序的，在同一能级中，先排布1个电子，然后排布2个“极化电子”，依次类推，至最多可排布2n^2个电子。
“极化电子”是指两个同时排布的电子，这两个电子处于相同的空间占据几何构型，被称作“极化层”，该层的电子的总的角动量为零。
（3）外层电子数贝尔定律也指出，外层电子数是指原子核外的最外层电子，通常称为化学性质的决定因素。
在常用的元素中，元素的化学性质大致可以用元素的外层电子数来说明。
例如碳元素的外层电子是4个，因此具有4种不同的极性，从而形成了有机碳化合物。
根据贝尔定律，原子核外电子的排布规律可以描述为：每一能级中，先排布单个电子，然后在同一能级中排布极化电子，以至达到每一能级中最多可以排布2n^2个电子，其中n表示能级数，n=1,2,3,4…；最外层电子数表示一个元素的化学性质。
这种描述的原子核外电子排布规律，可以用来解释元素周期表中每个元素的性质，也可以给化学家分子结构的分析提供参考。
贝尔定律的提出对研究原子的结构起到了重要的作用，它不仅可以解释各个元素的化学性质，而且可以帮助我们更好地理解原子的概念。
同时，贝尔定律还可以帮助我们更深入地理解原子核外电子排布规律，以及元素周期表中各种元素之间的关系。
核外电子排布规律总结
原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为Ｋ〈Ｌ＜M＜Ｏ<P〈Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则。
②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳 8个电子(K层为最外层时不能超过２个)次外层最多只能容纳18个电子(K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意:多条规律必须同时兼顾、简单例子得结构特点:(1)离子得电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体得电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子与氖得核外电子排布就是相同得。
阴离子更同一周期稀有气体得电子排布相同:负氧离子,氟离子与氖得核外电子排布就是相同得。
(2)等电子粒子(注意主要元素在周期表中得相对位置)①10电子粒子:CH、Ｎ、ＮH、NH、ＮH、O、OH、HO、ＨO、F、HF、Nｅ、Na、Ｍg、Al等。
②1８电子粒子:SiＨ、P、ＰH、S、HS、HS、Ｃl、HＣl、Aｒ、K、Ca、PH等。
特殊情况:F、HＯ、CＨ、CHOH③核外电子总数及质子总数均相同得阳离子有:Nａ、NＨ、HO等;阴离子有:F、OＨ、NＨ; HS、Ｃl等。
前１8号元素原子结构得特殊性:(１)原子核中无中子得原子:Ｈ(2)最外层有1个电子得元素:H、 Lｉ、Nａ;最外层有2个电子得元素:Be、Mg、Hｅ(3)最外层电子总数等于次外层电子数得元素:Be、Ar(４)最外层电子数等于次外层电子数2倍得元素:C ;就是次外层电子数3倍得元素:Ｏ ;就是次外层电子数4倍得元素:Ne(5)最外层电子数就是内层电子数一半得元素:Li、P(６)电子层数与最外层电子数相等得元素:H、Bｅ、Al(7)电子总数为最外层电子数２倍得元素:Ｂｅ(８)次外层电子数就是最外层电子数2倍得元素:Ｌi、Ｓi元素周期表得规律:(1)最外层电子数大于或等于3而又小于8得元素一定就是主族元素,最外层电子数为1或2得元素可能就是主族、副族或0族元素,最外层电子数为８得元素就是稀有气体(He例外)(2)在元素周期表中,同周期得ⅡA、ⅢA族元素得原子序数差别有:①第2、3周期(短周期)元素原子序数都相差１;②第4、5周期相差１1;③第６、7周期相差25(3)同主族、邻周期元素得原子序数差①位于过渡元素左侧得主族元素,即ⅠA、ⅡＡ族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数;相差得数分别为２,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧得主族元素,即ⅢA~ⅦA族,同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
原子核外电子排布规律
原子核外电子排布规律基本规律1、泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个电子，且自旋相反配对2、能量最低原理：电子尽可能占据能量最低的轨道3、Hund规则：简并轨道（能级相同的轨道）只有被电子逐一自旋平行地占据后，才能容纳第二个电子另外：等价轨道在全充满、半充满或全空的状态是比较稳定的，亦即下列电子结构是比较稳定的：全充满---p6或d10或f14半充满----p3或d5或f7全空-----p0或d0或f0还有少数元素（如某些原子序数较大的过渡元素和镧系、锕系中的某些元素）的电子排布更为复杂，既不符合鲍林能级图的排布顺序，也不符合全充满、半充满及全空的规律。
而这些元素的核外电子排布是由光谱实验结构得出的，我们应该尊重光谱实验事实。
对于核外电子排布规律，只要掌握一般的规律，注意少数例外即可。
处于稳定状态的原子，核外电子将尽可能地按能量最低原理排布，另外，由于电子不可能都挤在一起，它们还要遵守保里不相容原理和洪特规则，一般而言，在这三条规则的指导下，可以推导出元素原子的核外电子排布情况，在中学阶段要求的前36号元素里，没有例外的情况发生。
最低能量原理电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。
怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心理感到害怕。
这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。
电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。
当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。
一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大；同一层中，各亚层的能量是按s、p、d、f的次序增高的。
核外电子排布规律总结归纳
精心整理原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(1)离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子和氖的核外电子排布是相同的。
阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。
（2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O-2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。
②18电子粒子：SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na+、NH+4、H3O+等；阴离子有：F-、OH-、NH-2；HS-、Cl-等。
前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：11H（2）最外层有1个电子的元素：H、Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He（3）最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be、Ar（4）最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne（5）最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si元素周期表的规律：（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体（He例外）（2）在元素周期表中，同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差别有：①第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25（3）同主族、邻周期元素的原子序数差①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
原子核外电子排布规律ppt课件
周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
(主族)最外层电子数 = 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
同位素－化学性质相同 表中位置
相似性
12、、F金没属有元正素价只同，有主O正族通化常合性递不价增变显而强性示无,(非正从负金价上价属；至。性下减,金弱属)
元素性质
同周期 递变性(从左到右,金属
返回
性减弱,非金属性增强)
18
非金属性逐渐增强
返回
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
金
属
3
性
逐
4
渐 增
5
强
B Al Si
Ge As Sb Te
非 金 属 性 逐 渐 增 强
6
Po At
7
金属性逐渐增强
19
课堂练习 1.下列说法正确的是( c )
A．SiH4比CH4稳定 B．O2-半径比F-的小 C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子 能力比Na的强 D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性 比H3AsO4的弱
如 Na > Mg > Al
F < O < N <C
Mg
+12
⑶电子层数和核电荷数都相同
+11
(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)，
Cl +17
+17
则半13
14
15
三、元素周期表的和元素周期律的应用
1.学习和研究化学的规律和工具 （1）元素“位—构—性”之间的关系 （2 ）金属性与非金属性的递变规律
律。
核外电子排布规律总结.
原子核外电子排布规律①能量最低原理:电子层划分为K<L<M<O<P<Q,对应电子层能量增大;原子核外电子排布按照能量较低者低优先排布原则.②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
③最外层最多只能容纳 8个电子（K层为最外层时不能超过2个）次外层最多只能容纳18个电子（K层为次外层时不能超过2个倒数第三层最多只能容纳32个电子注意：多条规律必须同时兼顾。
简单例子的结构特点:(1)离子的电子排布:主族元素阳离子跟上一周期稀有气体的电子层排布相同,如钠离子、镁离子、铝离子和氖的核外电子排布是相同的。
阴离子更同一周期稀有气体的电子排布相同：负氧离子，氟离子和氖的核外电子排布是相同的。
（2）等电子粒子（注意主要元素在周期表中的相对位置）①10电子粒子:CH4、N-3、NH-2、NH3、NH+4、O-2、OH-、H2O、H3O+、F-、HF、Ne、Na+、Mg+2、Al+3等。
②18电子粒子：SiH4、P-3、PH3、S-2、HS-、H2S、Cl-、HCl、Ar、K+、Ca+2、PH+4等。
特殊情况：F2、H2O2、C2H6、CH3OH③核外电子总数及质子总数均相同的阳离子有：Na+、NH+4、H3O+等；阴离子有：F-、OH-、NH-2； HS-、Cl-等。
前18号元素原子结构的特殊性：（1）原子核中无中子的原子：11H（2）最外层有1个电子的元素：H、 Li、Na；最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He（3）最外层电子总数等于次外层电子数的元素：Be、Ar（4）最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C ；是次外层电子数3倍的元素：O ；是次外层电子数4倍的元素：Ne（5）最外层电子数是内层电子数一半的元素:Li、P（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si元素周期表的规律：（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素，最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族元素，最外层电子数为8的元素是稀有气体（He例外）（2）在元素周期表中，同周期的ⅡA、ⅢA族元素的原子序数差别有：①第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25（3）同主族、邻周期元素的原子序数差①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素总数；相差的数分别为2,8,8,18,18,32②位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
核外电子的排布规律
核外电子的排布规律原子核外电子排布应遵循能量最低原理、Hund(洪特)规则和Pauli(泡利)不相容原理。
1.能量最低原理能量最低原理是指通过对基态原子的核外电子进行排布，使整个原子的能量处于最低状态，而非是使电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道。
注意：电子尽可能地排布在能量最低的原子轨道≠整个原子的能量处于最低状态，因为整个原子的能量不能机械地认为是各电子所占轨道的能量之和。
基态原子：能量处于最低状态的原子。
能级顺序为从上至下箭头依次穿过的先后顺序，如：1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→……。
电子按原子轨道的能级顺序进行排布，以保证整个原子的能量处于最低状态。
例：Br(35)的核外电子排布为1s22s22p63s23p64s23d104p5，书写时按主量子数的大小顺序进行排列1s22s22p63s23p63d104s24p5。
2. Pauli(泡利)不相容原理Pauli不相容原理是指每个轨道(原子轨道中的轨道)最多只能容纳2个电子，且自旋方向相反(↑↓）。
s电子亚层只有一个s轨道，只能容纳2个电子；p电子亚层含有三个简并轨道，能容纳6个电子；d电子亚层含有五个简并轨道，能容纳10个电子；f电子亚层含有七个简并轨道，能容纳14个电子。
3. Hund(洪特)规则Hund规则是指在能量相等的简并轨道上，电子优先以自旋方向相同的方式分别占据不同的简并轨道，使原子的总能量最低。
简并轨道：能量相等的轨道，如：px，py，pz就是三个能量相等的简并轨道。
例：N原子核外有7个电子，根据能量最低原理和Pauli不相容原理，1s轨道排2个电子，2s轨道排2个电子，根据Hund规则，剩余的3个电子将以自旋方向相同的方式排在三个简并的2px，2py，2pz轨道。
简并轨道处于全满、半满和全空状态时比较稳定全满：p6,d10,f14半满：p3,d5,f7全空：p0,d0,f0例：Cu(29)的核外电子排布：1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1。
原子核外电子的排布遵循的原理和规则
原子核外电子的排布遵循的原理和规则
原子核外电子的排布原理和规则：
一、原子层次原理
1、原子周期：化学元素按其原子结构的稳定性遵循周期性变化的规律。
2、原子 cano 量：原子核外电子能量随电子层数增加而增加，电子结构越稳定电子能量越接近原子核，在元素周期表中按顺序增加。
二、修正的 Aufbau 原理
1、Hund-Mulliken 多电子定律：原子核外的电子从最低能量排布开始，每个电子层赋给相同的自旋状态，以尽可能利用自旋回忆力，可使元素电子结构更加稳定。
2、coulom 势调节原理：由于质子和电子之间的结合作用，原子核外电子受外界电场影响，且能量分布得到调节。
三、Pauli 排斥原理
1、不同同子异极子效应：由于质子和电子不具有相同电荷，所以当两个质子靠近时，它们吸引的电子形成己经存在的双轨，从而使第三个与双轨不同的电荷的质子无法结合，这称为不同同子异极子效应。
2、电子冲突原理：原子核外电子会出现重复的电子态，由于重复的态会出现争夺的情况，即涉及的原子的电荷最低，它不能在合适的空间中拥有两个原子，从而导致电子冲突，这称为电子冲突原理。
四、离子半径。
1、负离子半径：气态分子中硬面离子半径大于软面离子半径，其阳离子半径显著小于其化合物中所引起的负离子半径。
2、正离子半径：正离子半径是物质结构及其配位模式决定因素，配位数增加时，正离子半径也随之增加；温度增加时，正离子半径也增加。
总之，原子核外电子的排布遵循的原理和规则是：原子层次原理、修正的Aufbau原理、Pauli排斥原理以及离子半径，这些原理和规则对于化学元素的原子结构和电子分布具有重要影响。
核外电子排布规律
核外电子排布规律
核外电子排布规律是指原子的核外电子在空间中的排列方式。
它可以通过配对原子核和核外电子来理解，这种配对叫做键合。
核外电子排布规律主要遵循以下原则：
1. 原子核周围的核外电子最多可以排列八个，叫做“八元规则”。
2. 原子核周围的核外电子会尽可能的排列成正好占据八个椭球形的位置，叫做“立方化原则”。
3. 原子核周围的核外电子排列时，会尽可能的保持能量最低，叫做“最小能量原则”。
4. 原子核周围的核外电子排列时，会尽可能的使电子的总自旋为最小，叫做“最小自旋原则”。
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B．Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强
C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强
D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同， 则原子序数：R＞M
11～17
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 变化。
原因：电子层数相同的元素原子，随核电荷数的增加， 核对外层电子的引力增大，原子半径呈现出变小的趋势。
二、元素周期律
（三）元素化合价的周期性变化
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈 现 周期性 变化。
1.钠、镁、铝性质的比较
一. 原子核外电子排布规律
各电子层最多能容纳2n2个电子
核 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7
外1 电
代表符号 K L M N O P Q
子
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
排 2 最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超 布 过2个）。 规
律
3
次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超 过32个。
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的
核 4 电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，
外
离核较远的电子层。
电
子
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必
排注 布意 规事 律项
须同时满足各项要求。 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 1～18号元素的结构问题，若要解释更多问题， 有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规
2.硅、磷、硫、氯的性质比较
（五）、元素周期律
⑴先看电子层数,电子层数越多， 微粒半径大小比较规律
则半径 越大
如 Li < Na< K < Rb <Cs
I > Br > Cl > F
Li +3
+11
⑵电子层数相同时，再看核电荷数，
核电荷数越多,则半径 越小
如 Na > Mg > Al
F < O < N <C
A．第IA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多 4个质子
B．同周期元素（除0族元素外）从左到右，原 子半径逐渐减小
C．第 ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐 渐增强
D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低
课堂练习
6.（2011山东高考13）元素的原子结构决定 其性质和在周期表中的位置。下列说法正确 的是( C )
Ge As
逐 渐
增
Sb Te
强
6
Po At
7
金属性逐渐增强
课堂练习
1.下列说法正确的是( c )
A．SiH4比CH4稳定 B．O2-半径比F-的小 C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子 能力比Na的强 D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性 比H3AsO4的弱
课堂练习
2.下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是( D )
A．原子半径：As＞C1＞P B．热稳定性：HCl＞AsH3＞HBr C．还原性：As3-＞S2-＞ClD．酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4
课堂练习
4.（2012·江苏）12. 短周期元素X、Y、Z、W的原子
序数依次增大，X 原子的最外层电子数是其内层电子 总数的3 倍，Y 原子的最外层只有2 个电子，Z 单质可 制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确
（2 ）金属性与非金属性的递变规律
（3）化合价规律
主族序数=最外层电子数=最高正 最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）
2.研究发现新物质
在金属与非金属交界处 能找到制造半导体材料，
如 硅、锗
；
在氟、氯、硫、磷附近 能找到制造农药的材料，
在过渡元素 能找到作催化剂，耐高温， 耐腐蚀的合金材料。
律。
二、元素周期律
（一）电子排布的周期性变化
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层 电子数
1～2
1
12
2
3～10
2
18
8
11～18
3
18
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现
周期性 变化。
二、元素周期律
（二）原子半径的周期性变化
原子序数
原子半径的变化
3～9
逐渐减小
原子结构 原原子子序结数构=决核置定电，元荷反素数在映周了元期素表中的的原最位子外置结电层构和子电和性层子质 元数数。 素元 的素性金属质在属性。周性强期、弱表非中金的位
周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
(主族)最外层电子数 = 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
同位素－化学性质相同 表中位置
A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高 化合价
B.多电子原子中，在离核较近的区域内运动 的电子能量较高
C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应 的水化物的酸性均依次增强
D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附 近的元素属于过渡元素
课堂练习 7.（2011福建高考7）依据元素周期表及元
素周期律，下列推断正确的是(B)
的是( A D )
A． 元素X 的简单气态氢化物的热稳定性比W 的强
B． 元素W 的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z 的弱
C． 化合物YX、ZX2、WX3 中化学键的类型相同
D． 原子半径的大小顺序： rY >rZ >rW >rX
课堂练习
5.（2011天津高考）以下有关原子结构及元素 周期律的叙述正确的是( B )
相似性 12、、F金没属有元正素价只同，有主O正族通化常合性递不价增变显而强性示无,(非正从负金价上价属；至。性下减,金弱属)
元素性质
同周期 递变性(从左到右,金属
返回
性减弱,非金属性增强)
返回
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
金
属
3
性
逐
4
渐
增
5
强
B
非
金
Al Si
属 性
族Ⅰ Ⅱ Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ 周期 A A A A A A A
二
c
d
三 ab
ef
A.e的氢化物比d的氢化物稳定 B．a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a C．六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼 D．c、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依 次增强
课堂练习
3.（2012·北京）9．已知33As、35Br位于 同一周期，下列关系正确的是( C )
Mg
+12
⑶电子层数和核电荷数都相同
+11
(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)，
Cl +17
+17
则半径 越大 如 Cl < Cl-
Na Na Cl-
三、元素周期表的和元素周期律的应用
1.学习和研究化学的规律和工具 （1）元素“位—构—性”之间的关系