4-3 核外电子排布和元素周期律
元素周期律和元素周期表
AD
4、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
5、某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期的 IIIA 族元素的原子序数为( )D A、只能是x+2 B、可能是x+8或x+18 C、只能是x+1 D、可能是x+1或x+11或x+25
6、国际无机化学命名委员会在1989年作出决
主族序数=最 外层电子数
零 族 （ 1 个） 稀有气体 元素 （最右边一个纵行）
归纳：三短三长一不全；七主七副零Ⅷ族
元素的种类及稀有气体元素的原子序数
周期序数 元素种类 稀有气体 原子序数 1 2 2 8 3 8 18 4 18 36 5 18 54 6 32 86 7 (32) (118)
2 10
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 最强 物的酸碱性 氧化物 酸 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性和非 金属性递变 随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，
34号：
第三周期第ⅢA 族。
第四周期第ⅥA 族。
53号：
第五周期第ⅦA 族。
2、 主族元素在周期表中所处的位置，取 决于该元素的 （A）最外层电子数和原子量 （B）原子量和核外电子数 （C）次外层电子数和电子层数 （D）电子层数和最外层电子数
D
3、下列各图若为元素周期表中的一部分
（表中数字为原子序数），其中X为35的是
元素周期律和元素周期表
结论1：随着核电荷数的递增，
_核外电子排布与周期律
元素周期律
应据失去电子的难易；(2)Ca(OH)2也属于强碱，与其溶解度
无关，金属活动性顺序表中，Ca排在Na之前，Ca更活泼； (3)应根据最高价氧化物的水化物的“酸性”比较元素非金属性 强弱。 答案：(1) (2) (3)均错误
2．下列事实不能用于判断金属性强弱的是
(
)
A．金属间发生的置换反应
B．1 mol金属单质在反应中失去电子的多少 C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 D．金属元素的单质与水或酸置换出氢气的难易 解析：金属性强弱只与失电子的难易程度有关，而 与失电子数目的多少无关。 答案：B
核外电子排布规律
①电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近 （能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布 在能量较高的电子层里。即最先排布K层，当K层排 满后，再排L层…… 2 2n ②每个电子层最多只能容纳 个电子。第一层 最多排 2 个， 第二层最多排 8 个 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
3、
下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是
(
①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S
)
⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子
⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS
本节内容总结
排布规律
原子核外电子排布
1 +1
2 +2
3 +3
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递 变规律: 变规律: Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 用结构观点解释： 用结构观点解释： 同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多, 同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多, 原子半径逐渐减小, 原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增 强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强. 原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.
5、X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X 两元素的阳离子具有相同的电子层结构， 元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径， 元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两 元素的原子核外电子层数相同， 元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小 元素的原子半径， 于Y元素的原子半径，Z、Y、Z三种元素原子序数的 大小顺序是 D A、X>Y>Z C、Z>X>Y B、 B、Y>X>Z D、 D、Z>Y>X
整体结构
周期 族 原子序数、元素名称、 原子序数、元素名称、
元素周期表
显著信息
元素符号和相对原子质量 同族以及同周期中元素间的
隐藏信息
递变规律 核素 同位素
质子 带正电荷 原子核 中子 不带电荷 原子 核外电子 带负电荷
质子数（核电荷数）＝核外电子数 质子数（核电荷数）＝核外电子数 ）＝
一、原子核外电子的排布
2.下列有关元素周期律的叙述正确的（ 2.下列有关元素周期律的叙述正确的（ A ） 下列有关元素周期律的叙述正确的 A. 元素周期律的本质是元素原子核外电子排布呈周期 性变化 B. 元素周期律的本质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的本质是元素的性质随原子序数的递增 呈周期性变化 D. 元素周期律的本质是元素的性质随原子量的递增而 呈周期性变化
核外电子排布与元素周期表
P S 110 104
K 227
Rb 248 Cs 265
Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As 197 161 145 132 125 124 124 125 125 128 133 122 122 121
Se 117
Br 114Байду номын сангаас
Kr 198
Xe 217
Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I 215 181 160 143 136 136 133 135 138 144 149 163 141 141 137 133 Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po 217 188 159 143 137 137 134 136 136 144 160 170 175 155 153
Au
Hg Tl
[Xe]4f145d106s1
[Xe]4f145d106s2 [Xe]4f145d106s26p1
82
83 84
Pb
Bi Po
[Xe]4f145d106s26p2
[Xe]4f145d106s26p3 [Xe]4f145d106s26p4
85
86
At
Rn
[Xe]4f145d106s26p5
(四)
31
32 33 34 35 36
Ga
Ce As Se Br Kr
[Ar]3d104s24p1
[Ar]3d104s24p2 [Ar]3d104s24p3 [Ar]3d104s24p4 [Ar]3dl04s24p5 [Ar]3d104s24p6
37 38 39 40
核外电子排布与周期律
2020年5月31日星期日
•第一单元 •核外电子排布与周期律
•一、原子核外电子的排布 •二、元素周期律 •三、元素周期表及其应用
•
•复 •原子结构示意图
习
•第2电子层L •第层1电子层K层
•第3电子层M 层
•原子 核
•+•1 •2 •8 •6
6
•S
•核电荷数 即质子数
•
•原子结构
，
•
•归纳 •元素的金属性、非金属性强弱判断 •一、从物质的性质上判断 •信息提示！•P5页
•金属性越强：
•非金属性越强：
•1.越容易从水或酸 • 中置换出氢
•1.与氢气化合越容易 ， •气态氢化物越稳定
•2.最高价氧化物的 •2.最高价氧化物的 • 水化物碱性越强 • 水化物酸性越强
•
•归纳 •元素的金属性、非金属性强弱判断 •二、从物质的结构上判断
数相•同交)随流着与核讨电荷论数的•递P4增页,原子半径逐渐减小。
•？
• •元原素子的序数性＝质核是电否荷也数呈＝质子数 周期性的变化?
•
•
•活动与探究 •P5页 •探究活动 1
•实验
•物质 11Na 12Mg 13Al
•与水 •与冷水反应 •剧烈 的反应 •与热水反应
•缓慢 •较快
•与盐酸反应
•碱性减弱
•酸性增强
•
•探究活动 2 •P6页
•
•探究活动 3 •P6页
•
•探究活动 3 •P7页 •问题
•(1) •碱性减弱 •酸性增强
；
• •金属性减 •非金属性增强 。 弱
•(2) •+1价 → +7价 ，•- 4价 → -1价 。
第4单元第14讲_核外电子的排布和周期律
【点拨】根据核外电子的排布情况可以推测元素的 种类及元素可能性质。 前18号元素的原子结构的特殊性 ①原子核中无中子的原子 。
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、 Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数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。 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：Si。 ⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
要熟悉周期表的结构，记住各周期的元素 种数，记住各族的排列顺序，能分析常见元素 在周期表的位置，能根据周期律分析元素的可 能性质。
四、元素的“位、构、性”关系 1．化合价与原子结构、周期表位置的关系 元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外 电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子 的最外电子层中的电子，也叫做价电子。有些元素 的化合价与它们原子的次外层或倒数第三层的部分 电子有关，这部分电子也叫价电子。总之，价电子 就是指那些与化合价关系密切的电子。
【典例3】有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的 原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相 同(选项中m、n均为正整数)。下列说法正确的是 ( ) A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱 B．若HnXOm 为强酸，则X的氢化物溶于水一定显 酸性 C．若X元素形成的单质是X2 ，则Y元素形成的单 质一定是Y2 D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为 ＋m
3．核外电子排布的表示方法：原子或离子结构示意图 圆圈表示原子核，圆圈内标示出核电荷数，用弧线表 示电子层，弧线上的数字表示该电子层的电子数。要 注意无论是阳离子还是阴离子，圆圈内的核电荷数是 不变的，变化的是最外层电子数。
核外电子排布与周期律
11
12
13
元素符号
单质与水(或 酸)反应情况 氢氧化物 碱性强弱
Na
冷水 剧烈 NaOH 强碱
Mg
热水较快 盐酸剧烈 Mg(OH)2 中强碱
Al
盐酸 较快 Al(OH)3
两性氢氧 化物
金属性 Na > Mg > Al
判断金属性强弱的方法补充总结
• 1.与水或酸反应生成氢气的难易程度（条件或剧烈程度） • 2.最高价氧化物的水化物的碱性强弱 3.相互间的置换反应（金属活动性顺序）
8 18 32
8 18
8
1.从稀有气体元素的原子核外电子排布可知,电子排布的先后顺序怎样？ K、L、M、N电子层最多能容纳的电子数依次是多少?请由此推出原子核外个电 子层最多能容纳的电子数和电子层 序数n的关系. 2.每个稀有气体元素中最外电子层最多能容纳的电子数是多少?次外电子层最 多能容纳的电子数是多少?倒数第3层呢？
规律2：随着元素原子序数的递增，元素原子的半径 重复出现由大到小的周期性变化规律。(除稀有气体外) 规律1：除H和He外，随着元素原子序数的递增，元素 原子的最外层电子数重复出现由1逐渐增加到8的周期 性变化规律。
元素周期律
1、概念：元素的性质(核外电子排布，原子半径， 主要化合价，金属性和非金属性都随着原子序数 的递增而呈周期性变化的规律，叫做元素周期律。 主要化合价与核外电子排布中的什么有关？ 原子半径又与核外电子排布中的什么有关？
4.金属阳离子的氧化性强弱
反之，我们可以利用常见金属的金属性 强弱来判断其与酸或水反应生成氢气的难易， 最高价氧化物的水化物的碱性强弱，金属阳离 子的氧化性强弱等等。
判断非金属性强弱的方法总结
1.与氢气反应生成气态氢化物的难易程度（条件或剧烈程度） 2.最高价氧化物的水化物的酸性强弱 3.气态氢化物的稳定性
元素周期表中元素的电子排布规律
元素周期表中元素的电子排布规律元素周期表是化学中最基础且最重要的工具之一，它按照元素的原子序数、原子结构和化学性质的规律排列了所有已知元素。
元素的电子排布规律是元素周期表的核心内容之一，其中包含了电子分布的规则和原则。
本文将详细介绍元素电子排布的规律，以及这些规律背后的科学原理。
一、原子结构和电子排布简介在了解元素的电子排布规律之前，我们首先需要了解元素的原子结构。
一个原子由质子（位于原子核中，带正电荷）、中子（位于原子核中，无电荷）和电子（位于原子外层，带负电荷）组成。
原子的质子数和电子数相等，而中子数量可以变化。
电子排布指的是电子在原子中的分布方式，可以分为核心电子和价电子。
核心电子指的是位于原子核内的电子，它们的能量较低，不参与化学反应。
价电子指的是位于原子外层的电子，它们的能量较高，决定了元素的化学性质。
二、奥布规则奥布规则是描述电子排布的基本原则之一。
根据奥布规则，电子在原子中的排布方式遵循“低能量优先，同能量填满，电子自旋相反”的原则。
具体来说，奥布规则可以总结为以下三条：1. 质子数增加时，电子会按照能量顺序填充最低能量的轨道，也就是说，电子首先填充1s轨道，然后依次填充2s、2p、3s、3p等轨道。
2. 同一轨道的电子填充时，会尽量让每个轨道填充一个电子，直到轨道的容纳电子的数量达到最大值为止。
这种填充方式称为洪特定则。
3. 每个电子都具有自旋，自旋的方向有两种可能，分别表示为上自旋和下自旋。
按照奥布规则，每个轨道填充一个电子时，上自旋和下自旋的电子数量应该尽量相等。
奥布规则的应用使得元素的电子排布变得有序和可预测，为化学研究和元素性质的理解提供了重要的基础。
三、朗道规则朗道规则是描述电子排布的另一个重要原则。
根据朗道规则，电子在填充轨道时，会尽量使轨道的总角动量（包括轨道角动量和自旋角动量）取最小能量。
朗道规则可以概括为以下三个原则：1. 在一个主量子数n相同的壳层中，总角动量为零的子壳层会比总角动量不为零的子壳层更稳定。
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、原子结构质子（Z 个）原子核 注意：中子（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）二、原子核外电子排布1、分层排布：经过长期的研究发现，在含有多个电子的原子中，电子的能量并不相同，电子运动的主要区域离原子核的远近也不相同。
能量低的电子通常在离核近的区域运动，能量高的电子通常在离核远的区域运动。
即：电子在原子核外分层排布。
（1） 电子层：为了描述不同电子的运动情况，通常将核外电子运动的不同区域看成不同的电子层。
例：（2） 电子层的表示方法：各电子层由内向外的序数n 依次为1、2、3、4、5、6、7……，分别称为K 、L 、M 、N 、O 、P 、Q ……电子层。
各电子层的能量由内向外依次增高2、排布规律：一低三不超（1） 能量最低原则：核外电子总是尽先排在能量较低的电子层中，然后由内向外，依次排在能量逐渐升高的电子层中。
即：最先排在K 层，当K 层排满后，再排L 层……（2） 各电子层最多能容纳的电子数为2n 2(n 表示电子层)（3） 最外层电子数不能超过8个电子（K 层为最外层时不能超过2个） （4） 次外层电子数不能超过18个电子（K 层为次外层时不能超过2个）；倒数第三层不超过32个电子。
例1：某元素的原子核外电子排布中，K 电子层和L 电子层电子数之和等于M 电子层与N 电子层电子数之和，则该元素的核电荷数为：（ ） A 、30 B 、20 C 、12 D 、17例2：有A 、B 、C 、D 、E 五种元素，他们的核电荷数依次增大，且都小于20，其中C 、E 是金属元素；A 和E 元素原子的最外层都只有1个电子；B 和D 元素原子的最外层电子数相同，且B 元素原子L 层电子数是K 层电子数的3倍；C 元素原子最外层电子数是D 元素原子最外层电子数的一半，由此推指：A 、B 、C 、D 、E 分别是什么元素？ 3、核外电子排布的表示方法： （1）原子结构示意图：以钠为例：核电荷数=核外电子数（2）离子的结构示意图：核电荷数=核外电子数+化合价（代数式）4、原子核外电子排布和元素性质的关系：原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。
元素周期律和元素周期表(全部)
第四周期 第ⅦA族
决定
原子结构
决定
元素在周期表中的位置 性质 较强的非金属性
决定
原子结构
反映
决定 反映
元素性质
反映 决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度； （即反应的剧烈程度） ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③金属间的置换反应。
9、写出下列1-20号元素符号：
（1）Na元素的原子序数为11，相L邻i、的K同族元素是：
（ （23） ）短族周序期 数元 等素 于中 周，期族序序数数2倍H＝的、周元B期e素序、有数A：的l Ｃ元素S有： （4）周期序数＝族序数2倍的有： Li、Ｃa
10、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2
1. 编制的依据：—元——素——周—期——律——
把—电——子—层—数——相—同——的元素排成一个横行 横行
按—原——子—序—数——递—增——的顺序从左到右排列
把—最—外——层—电—子——数—相—同——的元素排成一个纵行
纵行
(He例外)
按——电—子—层——数—递—增——的顺序从上到下排成
二、周期表的结构
判断元素非金属性强弱的依据
A．H2、D2、T2 B .金刚石和足球烯C60 C . H2O和D2O D . 16O和18O
质子数相同，电子总数相同的粒子互称等 电子体，它们结构相似，物质性质相近。
如N2和CO，N2O和CO2
□1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数 相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。 等电子体的结构相似、物理性质相近。
元素化合价
原最低负价
核外电子排布和元素周期律
五斯蕾特（Slater)规则
采用定量计算,解决能级交错的问题。前面讲到，仿照单电子体系的能量公式来处理多电子体系:
关键在于如何确定屏蔽系数 值.按以下方式处理.
先将轨道分组: (1s) (2s2p) (3s3p) (3d) (4s4p) (4d) (4f),并规定:
l小的电子,受屏蔽小,能量升高的幅度小.
对于运动状态不同的电子,或n相同, l不同的原子轨道,有:
2.钻穿效应(钻透效应)
意义:电子钻入内部,靠近核的作用(使自身能量下降)可以从径向分布函数图加以解释:
可以看出: l大的，钻穿效应小,远离核,能量升高.
l大的,屏蔽效应大,远离核,能量升高.
相反: l小的，钻穿效应大,靠近核,能量下降.
Ar, Th, Pa, U , Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr
锕,钍,镤,铀,镎,钚,镅,锔,锫,锎,锿,镄,钔,锘,铹
除钍为 外,其余均为 和 .
2.元素的周期
周期数=能级组数,所以共有7个周期
Cr的电子结构为: 判断Cr所在的周期数?由于最后一个电子填在最高的能级组n = 4的4s轨道上,所以, Cr必然为第四周期的元素.
3元素的族
主族: s区+ p区, (ns+np)的电子数=族数, (ns+np)的电子数= 8,则为0族元素.
副族: d区: [(n-1)d + ns]的电子数=族数; [(n-1)d + ns]的电子数>8,则为VIII族元素. ds区: 全充满, ns中的电子数=族数,如: 中一个电子,为IB族元素. f区:内过渡元素, ,镧系:La-Lu,锕系:Ar-lr
高中化学元素周期律
.
32
总结
一.位置 和结构关系
结构
位置
性质
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
2.周期数 =电子层数
3.主族序数=最外层电子数=最高正价
4.最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）
5. 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 6.核外电子数=质子数-离子电荷（带符号）
.
33
注：1.最外层电子数为2的原子未必在ⅡA (如He、很多过渡元素如Fe）
电子数多斥力大
电子层数多半径大即：Cl- ﹥ Na+
例5： Na 与Cl
Na ﹥ Cl
分析：核电荷数多引力大
电子数多斥力大前者. 影响为主，即：
Na
﹥
41
Cl
微粒半径大小比较规律 一般情况下(稀有气体除外):
⑴先看电子层数,电子层数越多，
则半径 越大
如 Li < Na < K < Rb < Cs Li
.
36
注：1. 元素的单质都是气体：0族 2.只有非金属的族是：ⅦA、 0族 3.全是金属的族是：ⅡA、副族、Ⅷ 4.全是非金属的周期是：第一周期 5.分界线附近元素：两性金属（Al或Be
） 或半导体材料（Si或Ge）
6.过渡元素：催化剂材料（MnO2) 7.非金属区：农药（P），杀虫剂
.
37
内容
.
11
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子 层结构发生了哪些变化？ 答案 原子形成阳离子后，要减少一个 电子层，形成阴离子后电子层数不变， 但最外层电子数增多，它们都达到了稳 定结构。
.
12
科学探究一 填写教材P14～15表格：
元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1. 2. Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。
知识点二 元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
原子核外电子排布
A—Si; ①小圆圈和圆圈内的数字表示原子核及核内质子数。
②B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的倍； 1 原子核外电子排布 核外电子是分层排布的，由里向外，
钠、镁、铝等活泼金属在化学反应中容易_______， 用下面的结构示意图的字母填空：
+11 2 8 1 三类不同元素的原子结构特点与化学性质的关系
讨论完成下表：
三类不同元素的原子结构特点与化学性质的关系
少于4 多于4 2或8
不稳定 不稳定 稳定
易失电子 易得电子 不易得失
较活泼 较活泼 较稳定
最外层电子数 决定元素的化学性质
+11 2 8 1
钠原子Na
+17 2 8 7
氯原子Cl
+11 2 8
钠离子Na+
NaCl
+17 2 8 8
氯离子Cl-
核电荷数为1~20元素的原子结构示意图
核外电子是分层排布的，由里向外，
K Ca 由能量低的轨道到能量高的轨道。
原子核外电子排布的一般规律：
①能量最低原理（K、L、M、N、O、P、Q） ②每层最多容纳电子数2n2（n表示电子层数） ③最外层电子数目不超过8个（第一层不超过2个） ④次外层电子数目不超过18个，
3、元素化合价
原子
最外层电子数﹤4时，
容易失去电子
化合价＝＋失电子数
最 容外 易层 得电 到子 电数子≧4时，化合价＝－得电子数
原子核外电子排布与元素周期律
（2）泡利不相容原理。每个原子轨 道上最多只能容纳两个自旋状态不同 的电子。
2n2
（3）洪特规则。原子核外电子在能 量相同的各个轨道上排布时①电子尽 可能分占不同的原子轨道；②自旋状 态相同； ③原子核外电子排布处于全充或半充满时能量低，较稳定。
（2）泡利不相容原理。每个原子轨 道上最多只能容纳两个自旋状态不同 的电子。
2n2
（3）洪特规则。原子核外电子在能 量相同的各个轨道上排布时①电子尽 可能分占不同的原子轨道；②自旋状 态相同；
2．原子的电子排布式和轨道表示式
(1)电子排布式的书写格式：
①元素符号；②轨道符号(带电子层数，如3p)；
根据外围电子排布将元素周期表划分为 五个区
ns1-2
(n-1)d1-9ns1-2
(n-1)d10 ns1-2
ns2np1-6
(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2
周期表中元素金属性、非金属性的递变
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2 强金
属
3性
4
逐 渐
5增
6
7 Cs
金属性最强
非AB金l 属I1最GS性ie大逐渐As为增什强I1(Mg)>强IF1(非金属性Al强)？非金属性最
3、判断化合物中元素之间形成的化学键类型及共价键的 极性大小 一般认为，如果两个成键元素间的电负性差值大于
1.7，他们之间通常形成 离 子键；如果两个成键元素间的 电负性差值小于1.7，他们之间通常形成 共键价。
例.(1)下列关于原子不同能级能量大小比较正确的是：
A.1s<2s<3s<4s B.4s<4p<4d<4f AB C.3p<3d<4s<4p (2)铬元素的基态原子核外电子排布式是 [Ar]3d54s1 。
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多电子体系中，电子不仅受到原 子核的作用，而且受到其余电子的作 用。
故能量关系复杂。所以多电子体 系中，能量不只由主量子数 n 决定。
4. 3. 1 多电子原子的能级 1. 屏蔽效应
以 Li 原子为例 说明这个问题
讨论外层的一个电子。
它受到核的 的引力。 同时又受到内层电子的 －2 的斥力。
实际上它受到的引力已经 不会恰好是 + 3。
得到多电子体系的近似能量公式 E = －13.6 eV Z * 2 n2
E = －13.6 eV Z * 2 n2
变成
（ Z － ）2
E = －13.6 eV n2
在多电子体系中，核外其他电子 抵消部分核电荷，使被讨论的电子受 到的核的引力变小。
这种作用称为其他电子对被讨论 电子的屏蔽效应。
13 Al Aluminium 铝 1s2 2s22p63s23p1
1s1
2 He Helium 氦
1s2
3 Li Lithium 锂
1s2 2s1
4 Be Beryllium 铍
1s2 2s2
5 B Boron 硼
1s2 2s22p1
原子 元素 英文 序数 符号 名称
中文 名称
* 6 C Carbon 碳
7 N Nitrogen 氮
8 O Oxygen 氧 9 F Fluorine 氟
4p 3d
4s
3p 3s
2p 2s
1s
能量
4p 3d
4s
3p 3s
2p 2s
1s
组内能级间能量差小，能级组间能量差大。
能量
4p 3d
4s
3p 3s
2p 2s
1s
每个 代表一个原子轨道。
6p 5d 4f
6s
5p 4d
5s
4p 3d
4s
p 三重简并，d 五重简并，f 七重简并。
4. 3. 2 核外电子排布 1. 排布原则
2. 钻穿效应
角量子数 l 不同的电子，受到 的屏蔽作用的大小不同。
其原因要归结于 l 不同的轨道 径向分布的不同。
D（r）
3d
我们知
r 道，主量子
数 n 相同的
3p
原子轨道，
l 越小时内
层概率峰越
3s
多。
D（r）
3s 内层
3d
有两个概率
r峰
3p 内层3p有一个概率峰3d 无内3s
层概率峰
电子在内层出现的概率大， 当然受到的屏蔽要小。
这就是所谓能级交错现象， 例如有时 E4s < E3d
由于 4s 内层有三个小的几率 峰，而 3d 没有内层小峰，所以 有时 E4s < E3d ，对于某些原子来 说就是这样。
3d 4s
同理，有时也会有 E5s < E4d
3. 原子轨道近似能级图
美国著名结构化学家鲍林 （Pauling）， 根据大量光谱 实验数据和理论计算，提出了 多电子原子的原子轨道近似能 级图。
受到的斥力也不会恰好是 － 2。问题很复杂。
我们把
看成是一个整体，
看成被中和掉部分正电的原子核。
于是我们研究的对象—— 外层的一个电子就相当于处在 单电子体系中。
中和后的核电荷 Z 变成了 有效核电荷 Z *。
Z*= Z－ 称为屏蔽常数。
屏蔽常数 越大，表示 核电荷被中和掉越多。
于是模拟单电子体系的能量公式 E = －13.6 eV Z 2 n2
所有的原子轨道，共分成七个能级组
第七组 7s，5f，6d，7p 第六组 6s，4f，5d，6p 第五组 5s，4d，5p 第四组 4s，3d，4p 第三组 3s，3p 第二组 2s，2p 第一组 1s
第七组 7s，5f，6d，7p 第六组 6s，4f，5d，6p
第五组 5s，4d，5p 第四组 4s，3d，4p
4. 3 核外电子排布和元素周期律
对于单电子体系，其能量为 E = －13.6 eV Z 2 n2
即单电子体系中，轨道（或 轨道上的电子）的能量，只由主 量子数 n 决定。
n 相同的轨道，能量相同， 例如
E4s = E4p = E4d = E4f … …
而且 n 越大能量越高 E1s < E2s < E3s < E4s … …
简并的各轨道保持一致，则体系 的能量低。
轨道全空
半充满
全充满
轨道全空
半充满
全充满 以上几种情况对称性高，体系稳定。
对于简并度高的 d，f 轨 道尤其明显。
对于简并度低的 p 轨道则 不明显。
2. 核外电子的排布
原子 元素 序数 符号
英文名称
中文 名称 电子轨道图 电子结构式
1 H Hydrogen 氢
受到屏蔽作用的大小，因电子 的角量子数 l 的不同而不同。
4s < 4p < 4d < 4f 受到其他电子的屏蔽作用依次 增大。
根据公式
（ Z － ）2
E = －13.6 eV n2
受到的屏蔽越大，轨道 的能量越 高。
在多电子体系中，n 相同而 l 不同的轨道，发生能级分裂。
结果是 E4s < E4p < E4d < E4f
能量最低原理 电子先填充能量低的轨道，后 填充能量高的轨道。
尽可能保持体系的能量最低。
保利（Pauli）不相容原理
即同一原子中没有运动状态完全 相同的电子，同一原子中没有四个量 子数完全对应相同的两个电子。
于是每个原子轨道中只能容纳两 个自旋方向相反的电子。
洪特（Hunt）规则 电子在能量简并的轨道中， 尽量以相同自旋方式成单排布。
这相当于电子离核近，故能 量低。
由于径向分布的不同， l 不同 的电子钻穿到核附近回避其他电子 屏蔽的能力不同，从而使自身的能 量不同。
这种作用称为钻穿效应。
钻穿效应的存在，不仅直接 说明了能级分裂的原因，而且还 可以解释所谓能级交错现象。
在一些情况下，n 和 l 均不 相同时，n 大的电子的能量，反 而低于 n 小的电子的能量。
10 Ne Neon 氖
电子轨道图
电子结构式
1s2 2s22p2
1s2 2s22p3 1s2 2s22p4 1s2 2s22p5 1s2 2s22p6
* 遵循洪特规则
原子 元素 序数 符号
英文名称
中文 名称
电子结构式
11 Na Sodium
钠 1s2 2s22p63s1
12 Mg Magnesium 镁 1s2 2s22p63s2
其中除第一能级
第三组 3s，3p 第二组 2s，2p 第一组 1s
组只有一个 1s 能级外， 其余各能级组中 能级由低到高依次为
ns，（n－2）f，（n－1）d，np
各能级组之间的能量 高低次序
能级组中各能级之间 的能量高低次序
在下页的图示中说明
能量
7p
6d
5f
7s
6p
5d 4f
6s
5p 4d
5s