核外电子排布元素周期表、原子半径
原子核外电子排布的周期性
微粒半径大小
1.离子半径呢？ 同主族离子 同于同主族原子
相同电子层结构的离子
相当于同周期原子
2.同元素粒子半径呢？
练习册P9例 电子数越多半径越大 2自主迁移2
半径：Fe>Fe2+>Fe3+
交流与讨论
查阅周期表，完成表2～5，讨论以下问题 1.每一周期元素原子的外围电子排布呈 现什么样的变化规律？ 2.稀有气体（0族）元素、A族元素以及 过度金属元素（B族、Ⅷ族元素）原子 外围电子排布各有什么特点？
区
1～2 ４S1～2 ３d1～94s1～2 ～ 1～2 ５S1～2
～ 1～2 5d ６S1～2 4f1～14～ 1～10 5d 106s 1～2 6S26p1 ～5 6S26p6 2 2
s ns1
2
3d104s1～2 4S24p1 ～5 4S24p6 4d105s1～2 5S25p1 ～5 5S25p6
第4周期，ⅣA族 ［Ar］3d104s24p2
4.判断处于第3周期，ⅣA族元素的电子排 布式、原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
5.已知某元素的原子序数为25，试写出该 元素原子的电子排布式，并指出该元素在 周期表中所属周期、族和区。
1s22s22p63s23p63d54s2 第4周期ⅦB族
A．4s24p5
B．3d54s1
第4周期ⅦA族 p
第4周期ⅥB族 d
C．4d105s2 第5周期ⅡB族 ds D．5s1 第5周期ⅠA族 s
E．3d74s2
第4周期Ⅷ族 第6周期0族
d p
F．6s26p6
练习
练习册P10:创新拓展2
收获
1.新学 A、0族ns1～np6 过渡元素（B、Ⅷ）族（n-1）d1～10ns1～2 元素分区
高中化学 第1章 原子结构 第2节 第2课时 核外电子排布
促敦市安顿阳光实验学校第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径1.认识核外电子排布与元素周期表的关系，了解元素周期表中各区、周期、族的划分依据。
2.了解原子结构与原子半径周期性变化的联系。
核外电子排布与元素周期表1.核外电子排布与周期划分的本质联系(1)周期与能级组、原子轨道的对关系(2)规律①7个能级组对7个周期。
②周期序数＝□1________________。
③本周期所包含元素种数＝对能级组所含原子轨道数的2倍＝对能级组最多容纳的电子数。
2.核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的□2________和价电子排布。
(2)规律①主族元素②过渡元素③稀有气体→价电子排布：□9______(□10________除外)3．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区：s区、p区、d区、ds区和f区。
除ds区外，区的名称来自最后填入电子的能级的符号。
(2)根据元素金属性与非金属性4．金属元素与非金属元素在元素周期表中的位置(1)金属元素和非金属元素的线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
(2)处于d区、ds区和f区的元素是金属元素。
s区的元素除氢、氦外，也是金属元素。
自我校对：□1最外层电子所在轨道的主量子数□2价电子数目□3n s1～2□4n s2n p1～6周期序数对能级组原子轨道数最多容纳电子数价电子排布式元素种数ⅠA族0族1 1s 12 1s11s2 22 2s2p 4 8 2s12s22p683 3s3p4 8 3s13s23p684 4s3d4p 9 18 4s14s24p6185 5s4d5p 9 18 5s15s25p6186 6s4f5d6p 16 32 6s16s26p6327 7s5f6d7p 16 32 7s1－不完全□5价电子数□6(n－1)d1～10n s0～2□7价电子数□8n s电子数□9n s2n p6□10He 1．判断正误(1)元素周期表中每一周期主族元素最外层电子都是由1个逐渐增加到8个。
原子半径在元素周期表中的变化规律
原子半径在元素周期表中的变化规律元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，其中原子半径是一个重要的指标，揭示了原子大小的差异。
原子半径在元素周期表中的变化规律受到周期性的影响，下面将介绍原子半径在元素周期表中的变化规律。
原子半径的概念原子半径是指原子核到最外层电子轨道的距离，通常用皮米（pm）作为单位。
原子半径的大小与原子核的电荷量、电子层数、原子结构等因素有关。
在元素周期表中，原子半径随着元素的位置不同而发生变化。
原子半径的变化规律原子半径的变化规律可归纳如下：1.同一周期内：原子半径随着元素周期表从左到右的增加而减小。
这是因为在同一周期内，电子的外层能级数相同，但核电荷逐渐增大，导致原子半径缩小。
2.同一族内：原子半径随着元素周期表从上到下的增加而增大。
在同一族内，原子核电荷数相同，但电子外层的层数增加，导致原子半径增大。
3.过渡金属：在元素周期表的d区和f区，原子半径的规律不太明显，因为这些元素具有复杂的原子结构，同时受到内层电子屏蔽的影响。
4.离子半径：当原子失去或获得电子形成离子时，离子半径会有变化。
正离子比原子半径小，负离子则比原子半径大。
实例分析以氢、氦、锂、钠、钾为例，发现它们分别属于同一周期或同一族，具有相近的结构特点，但原子半径却呈现出不同的变化规律。
氢的原子半径最小，随后依次增大为氦、锂、钠、钾。
这符合元素周期表中原子半径变化规律的总体趋势。
总结在元素周期表中，原子半径的变化规律受到周期性影响，通过研究原子半径在元素周期表中的变化规律，可以更好地理解元素的化学性质和原子结构。
在学习化学和进行元素分类时，原子半径的变化规律是一个重要的参考指标。
以上是关于原子半径在元素周期表中的变化规律的简要介绍，希望对读者有所帮助。
2018-2019学年人教版选修3 第一章原子结构与性质--核外电子分布与元素周期表 教案
教学过程一、课堂导入为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？二、复习预习通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(s、p、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
各能层上的能级是不一样的。
原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。
下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。
三、知识讲解考点1：基态原子的核外电子排布原则1．能量最低原则(1)基态原子的核外电子排布使整个原子体系的能量最低。
(2)基态原子的核外电子在原子轨道上的排列顺序：1s，2s，2p，3s，3p，4s，3d，4p，5s，4d，5p，6s……2．泡利不相容原理(1)一个原子轨道最多只能容纳两个电子，并且这两个电子的自旋方向必须相反；或者说，一个原子中不存在两个完全相同的电子。
(2)在原子中，每个电子层最多能容纳2n2个电子。
3．洪特规则(1)对于基态原子，电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同轨道并且自旋方向相同。
(2)能量相同的原子轨道在全充满(如d10)、半充满(如d5)和全空(如d0)状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
如基态铬原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1，基态铜原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1。
注意：核外电子在原子轨道上排布要遵循三个原则，对三条原则不能孤立地理解，要综合应用。
其中，能量最低原则又可叙述为：在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子在各个原子轨道上的排布方式应使整个原子体系的能量最低。
4．电子数与电子层和能级的关系在原子中，每个电子层最多容纳2n2个电子，每个能级最多能容纳的电子数为其所包含的原子轨道数的2倍。
元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点26 元素周期律及其应用一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。
②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
核外电子排布与元素周期表
-
族数
ⅠⅡ AA
价层电 子构型
ns1
ns2
价电子 总数
1
2
ⅢA ns 2n p1
3
ⅣA
ⅤA
ns2np
2
n s2n p3
4
5
ⅥA ns2np4
6
ⅦA ns 2np 5
7
主要 氧化数
+1
+2
+3 (Tl还有+1)
+4 +2 +5 +3 (C有- (N,P有-3) +6 +4 -2
4) (N还有+1
+7 +5 +3 +1 -1
Rb
[Kr]5s 1
Sr
[Kr]5s 2
Y
[Kr]4d 15s2
Zr
[Kr)4d 25s2
Nb
[Kr]4d 45sl
Mo
[Kr]4d 55s1
Tc
[Kr]4d 55s2
Ru
[Kr]4d 75s1
Rh
[Kr]4d 85sl
Pd
[Kr]4d 10
Ag
[Kr]4d 105s1
Cd
[Kr]4d 105s2
In
Cs
[Xe]6s 1
Ba
[Xe]6s 2
La
[Xe]5d 16s2
Ce
[Xe]4f 15d16s2
Pr
[Xe]4f 36s2
Nd
[Xe]4f 46s2
Pm
[Xe]4f 56s2
Sm
[Xe]4f 66s2
Eu
[Xe]4f 76s2
Gd
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
1.2核外电子排布与元素周期表
Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
272 224 172 159 147 141 137 135 136 139 144 155 171 175 182
• • •
影响因素： 影响因素： 核对电子的吸引 吸引作用 核对电子的吸引作用 电子间的排斥 排斥作用 电子间的排斥作用
原子半径 Atomic radii (in pm)
Li Be
157 112
B
88
C
77
N
74
O F
66 64
Na Mg
191 160
Al Si P S
143 118 110 104
同族元素价电子数目相同
同族元素价电子数相同
• 主族元素 价电子 最外层电子： 主族元素 价电子-最外层电子 元素-价电子 最外层电子： • ns1~2或ns2np1~6 价电子数 = 主族序数 • 副族元素 价电子 外层电子： 副族元素 价电子-外层电子 元素-价电子 外层电子： • (n-1)d1~10ns1~2 ⅢB ~ⅦB 价电子数=族序数 ~Ⅶ 价电子数= • 稀有气体元素-价电子 ns2np6 稀有气体元素 价电子 元素 价电子全满全满-具有特殊稳定性
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区： 按照电子排布，可把周期表的元素ห้องสมุดไป่ตู้分为5个区： 电子排布 ds区 s区、d区、ds区、p区、f区。
以最后填入电子的轨道能级符号为该区的符号
核外电子排布与原子半径 核外电子排布与原子半径
原子半径( 原子半径(atomic radius) ) 严格地讲，由于电子云没有边界，原子半径也就无一 严格地讲，由于电子云没有边界， 定数.但人总会有办法的. 定数.但人总会有办法的.迄今所有的原子半径都是在结合 状态下测定的. 状态下测定的.
元素原子半径排序表
元素原子半径排序表1. 引言元素原子半径是描述化学元素中心原子大小的重要物理性质之一。
它是指元素的原子核到外层电子轨道最外层电子之间的距离。
元素原子半径的大小决定了元素的化学性质和物理性质，对于研究元素周期表和化学反应具有重要的意义。
本文将按照元素周期表的顺序，从第1周期到第7周期，介绍各个元素的原子半径，并提供一个排序表格，帮助读者更好地了解元素原子半径在周期表中的变化规律。
2. 第1周期第1周期包含两个元素：氢（H）和氦（He）。
•氢（H）：氢是最简单的元素，由一个质子和一个电子组成。
由于只有一个电子，氢的原子半径相对较小。
•氦（He）：氦是惰性气体，具有完全填满第一层电子壳的两个电子。
因此，氦的原子半径比氢稍大一些。
元素原子序数原子半径（pm）H 1 25He 2 313. 第2周期第2周期包含八个元素：锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）和氖（Ne）。
•锂（Li）：锂的原子半径较大，由于其电子结构为1s22s1，其中的2s电子位于第二层。
这使得锂的原子半径比第1周期的元素大。
•铍（Be）：铍的原子半径比锂小，这是因为它具有更高的核电荷数，吸引了外层电子更紧密。
•硼（B）：硼的原子半径比铍更小，这是因为它具有更高的核电荷数和更多的质子。
此外，硼原子中尚未填满的p轨道也会导致较小的原子半径。
•碳（C）：碳是一个特殊情况，由于其独特的sp混成轨道，碳原子形成了类似于石墨和金刚石等多种晶体结构。
这些不同形式下碳原子间距离不同，但平均值较为稳定。
•氮（N）：氮的原子半径比碳稍大，这是因为氮具有填满的2p轨道，使得外层电子排斥力增加。
•氧（O）：氧的原子半径比氮更大，这是因为氧具有更多的质子和中子，导致核吸引力增强。
•氟（F）：氟原子较小，由于其外层电子排布在紧密填充的2p轨道上。
•氖（Ne）：氖是惰性气体，在第二层外有一个完全填满的2p轨道。
因此，它的原子半径比第2周期其他元素都要大。
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。
核外电子排布元素周期表、原子半径
已知元素周期表短周期元素的基态离子aA2+ 、 bB+ 、 cC3- 、dD-都具有相同的电子排布式，则下列叙述中
C 正确的是（ ）
A.元素A、B、C、D中有两种同一主族 B.元素A、B、C、D都不在同一周期 C. aA2+ 、 bB+ 、 cC3- 、dD-的电子所占用的原子轨 道的类型和数目都相同
核外电子排布与元素 周期表、原子半径
复习提问：
1、指出下列元素的名称和原子序数，写出价电子排布式
（1）原子中4p轨道半充满的元素；
砷
、 33 、 1s22s2p63s23p63d104s24p3
；
（2）原子中3d轨道半充满的元素（有几个写几个）；
铬 、 24 、 1s22s2p63s23p63d54s1
7
2
特短周期
8
短周期
8
短周期
18
长周期
18
长周期
32
长周期
(32)
不完全周期
2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道 所 能容纳的电子总数
周期 能级组 能级组内原子轨 元素数目 电子最大容
道
量
1
Ⅰ
1s
2
2
2
Ⅱ
2s 2p
8
8
3
Ⅲ
3s 3p
8
8
4
Ⅳ
4s 3d 4p
18
18
5
Ⅴ
5s 4d 5p
18
18
6
Ⅵ 6s 4f 5d 6p
知识回顾：元素周期表的结构
周期 族
短周期（第一，二，三周期，2，8，8） 长周期（第四，五，六周期，18，18，32） 不完全周期（第七周期，26）
学考复习09 元素周期律 化学键
09 元素周期律 化学键知识清单知识点一 元素性质的周期性变化规律1．同周期元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律 (1)根据教材表4－5中信息填写下列各空(或下划线)周期 序数 原子序数 电子层数最外层电子数 原子半径的变化(不 考虑稀有气体元素)最高或最低 化合价的变化 一 1～2 1 1→2 ——＋1→0 二3～1021→80.152nm→0.071nm大→小 ＋1→＋5源:－4→－1→0 三 11～18 3 1→80.186nm→0.099nm大→小＋1→＋7 －4→－1→0结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数________、原子半径逐渐________、化合价最高正价和负价逐渐________ (第ⅣA 族出现负价)，都呈周期性的变化。
【特别提醒】(1)F 无正价，O 无最高正价；(2)金属只有正价，只有非金属才有负价。
2．同周期元素金属性和非金属性的变化规律 (1)Na 、Mg 、Al 的比较NaMgAl变化规律(同周期：左→右)单质与水(或酸)反应与冷水剧 烈反应，生成H 2与冷水几乎不反应，与沸水________反应，生成H 2；与酸反应________，生成H 2与酸反应________，生成H 2 从水或酸中置换H 2能力逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH ______碱Mg(OH)2 ________碱Al(OH)3 ________氢 氧化物最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱(2)Si 、P 、S 、Cl 的比较Si P S Cl 变化规律(同周期：左→右) 单质与氢气________较高加热光照或与H 2化合能反应的条件温度点燃力逐渐增强气态氢化物的热稳定性SiH4________PH3________H2S________HCl________氢化物稳定性逐渐增强最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H2SiO3|________H3PO4________酸H2SO4________酸HClO4强酸(比H2SO4________)最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强结论：随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐________、非金属性逐渐________，呈现周期性的变化。
第1讲 核外电子排布与元素周期表
规律：
①能量顺序按照1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4 5d 6p 7s…… • 能量由低到高 • 即按照ns (n-2)f (n-1)d np顺序排列 ②能量高低1s<2s<3s …… 2p<3p<4p…… ns<np<nd<nf
• 17
Cl的电子排布是1s22s22p63s23p5； 若写为1s12s22p63s23p6则违背了能量 最低原理
↑
↑
轨道表示法
三、原子结构与元素周期表
• 1、 鲍林近似能级图与周期表的关系： 能级组 周期 元素种数
7 6 5 4 3 2 32 32 18 18 8 8
1
2
多电子原子轨道的能级 近似能级图
P 6s O 5s 6p 4f 5p 5p 4d 4d 5s 5-3-2 多电子原子轨道的能级 4p 4p 3d 3d K<L<M<N<O<P 1. 能级 4s 3p 3p 2. 同一电子层： 3s Ens< Enp< End< Enf 2p 2p 3. 同一原子，不同电子 2s 1s 5d
+17 +17
2 8 7
2 8 8
（2）电子排布式：
• 在能级符号的右上方用数字表示该能 级上排布的电子数的式子。 实例： 氯：1s22s22p63s23p5 钪：1s22s22p63s23p63d14s2 （注：ns2 表示该原子核外的n能层数 的s能级有两个电子）
• 为避免电子结构过长，通常把内层 已达到稀有气体的电子层写成“原 子芯”（原子实），并以稀有气体 符号加方括号表示
实例： 氯： [Ne]3s23p5 1 2 钪： [Ar] 3d 4s
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
原子核外电子排布的周期性
一、元素周期律
元素的性质随着核电荷数递增发生周期 性的递变，称为元素周期律；元素周期律 变化是元素原子的核外电子排布周期性变 化的必然结果，也就是说，由于原子结构 上的周期性变化，引起了元素性质上的周 期性变化。
回顾
随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价 元素金属性和非金属性的周期性变化
8 2S22p1 －5 2S22p6
３ 8 ３S1－2
8 3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 18 ４S1－2 3d1－94s1－ 2 3d104s1－ 4S24p1 －5 4S24p6 2
５ 18 18 ５S1－2 4d1－95s1－ 2 4d105s1－ 5S25p1 －5 5S25p6 2
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外价电
子 排布 (外围电子) ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
最低负价
-4 -3 -2 -1
化合价变化 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1
６ 32 ６S1－2
4f1－14 5d0－2 ６S2
32 5d106s1－ 6S26p1 －5 6S26p6 2
第四周期过渡元素核外电子排布
原子 序数
21 22 23 24 25 26 27 28
29
30
符号 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
外围 电子 排布
3d1 3d2 3d3 3d5 3d5 3d6 3d7 3d8 3d10 3d10 4s2 4s2 4s2 4s1 4s2 4s2 4s2 4s2 4s1 4s2
原子核外电子排布的周期性(最新)
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在倒数第三层的f轨道上，
外围电子排布是：(n–2)f0～14(n－1)d0～2ns2，它
包括镧系和锕系元素（各有14种元素）。 由于最外层的电子数基本相同，(n－1)d的电
子数基本相同，因此镧系(锕系)元素的化学性质 非常相近。
小结
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
非金属性逐渐增强
2 金 Be B
非 金
3
属 性
Al Si
属 性
4
逐 渐
5增
Ge As
逐
渐
Sb Te
增
6
强 金属性逐渐增强
Po At 强
7
元素周期律的具体表现形式
类别 短周期
周期序数 起止元素 所含 元素种数 电子层数
1
H——He
2
1
2
Li——Ne
8
2
3
3、元素性质周期性变化的根本原因是什么？
【小结】 主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子核外 价电子排布
最高正价 最低负价
ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1
化合价变化 规律
最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1
Na——Ar
8
3
4
K——Kr
18
4
5
Rb——Xe
18
元素周期表中各原子半径
元素周期表中各原子半径
元素周期表是对元素按照其原子序数排列的表格，其中包含了丰富的信息，如
原子量、原子半径等。
原子半径是一个重要的物理性质，它指的是原子核到最外层电子轨道外沿的距离，决定了原子的大小和化学性质。
不同元素的原子半径存在一定的规律性，下面将对部分元素的原子半径进行简要介绍。
1.氢（H）氢是元素周期表中第一位的元素，其原子半径较小，大约为
0.53埃。
2.氦（He）氦是稀有气体元素，原子结构稳定，原子半径约为0.31埃。
3.锂（Li）锂是周期表中第三组元素，原子结构较松散，原子半径大
约为1.23埃。
4.氧（O）氧是非金属元素，原子半径较小，大约为0.73埃。
5.氟（F）氟是有毒气体，原子半径较小，大约为0.64埃。
6.氯（Cl）氯是卤素元素，原子半径约为0.99埃。
7.钠（Na）钠是周期表中第三组元素，原子结构较宽松，原子半径大
约为1.54埃。
8.铁（Fe）铁是过渡金属元素，原子半径约为1.24埃。
以上是部分元素的原子半径数据，随着元素的变化，其原子半径也会发生相应
变化。
通过了解元素的原子半径，可以更深入地了解元素的性质和化学反应规律。
在化学研究和工程应用中，原子半径信息具有重要的指导意义。
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族
副族（ ⅠB ~ Ⅶ B，7个纵行） Ⅷ族（8，9，10纵行） 零族
[交流研讨]请根据1~36号元素原子的电子排布， 参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排 布与元素周期表中周期划分的内在联系。
1.周期的划分与什么有关？ 2.每一周期中所能容纳的元素种数与什么有关？ 3.周期序数与什么有关？
一、核外电子排布与元素周期表
3、电子层结构（核外电子排布）的离子半径（包括阴 阳离子）随核电荷数的增加而减小。（O2->F>Na+>Mg2+>Al3+
4、同种元素形成的粒子：阳离子<中性原子<阴离子;j 价态越高，半径越小，Fe3+ <Fe2+<Fe;H+<H<H-
已知元素周期表短周期元素的基态离子aA2+ 、 bB+ 、 cC3- 、dD-都具有相同的电子排布式，则下列叙述中 正确的是（ ） C A.元素A、B、C、D中有两种同一主族 B.元素A、B、C、D都不在同一周期 C. aA2+ 、 bB+ 、 cC3- 、dD-的电子所占用的原子轨 道的类型和数目都相同 D.离子半径C<D<B<A
O
。
2 3d64s。 （3） 3d轨道有四个未成对电子的价电子排布式
（4）35号元素有 1 个单电子，有个 4 电子层，有个 18 5 原子轨道，价电子排布为 4s24p。
知识回顾：元素周期表的结构
短周期（第一，二，三周期，2，8，8） 周期
长周期（第四，五，六周期，18，18，32）
不完全周期（第七周期，26） 主族（ⅠA ~ Ⅶ A，7个纵行）
1）外围电子结构相同 2）元素所在族的判断：
①主族元素：主族序数=外围电子数=最外层电子数 ②副族元素：以外围（n-1）dns的电子总数判断 A、电子总数为3~7，ⅢB~ⅦB B、电子总数为8~10，Ⅷ C、电子总数为11~12，ⅠB和ⅡB
规律:由元素的价电子结构判断. 1.nsX n 周期 XA 族 2.ns2npX n 周期 (2+X)A 族 3.(n-1)dXnsY n 周期(X+Y)B 族 (X+Y≤7) X+Y>7时为n 周期VIII族 4.(n-1)d10nsX n 周期XB 族 练习:写出下列价电子结构所对应的周期表的位置 A. 4s24p5 B. 3d54s1 C. 4d105s2 D. 5s1 E. 3d74s2 F. 6s26p6 G. 1s2
能级 能级组数（周 期数） 能级组内最多电子数 特短周期
2s,2p
3s,3p 4s,3d,4p 5s,4d,5p
2
3 4 5
8
8 18 18
短周期
短周期 长周期 长周期
6s,4f,5d,6p
7s,5f,6d,7p
6
7
32
(32)
长周期
不完全周期
2）周期元素数目=相应能级组中原子轨道 所 能容纳的电子总数
二、核外电子排布与原子半径
影响原子半径的主要因素是核电荷数和 电子层数，核电荷数越大，半径越小； 电子层数越多半径越大
总结： 1、同周期规律：自左至右逐渐 减小 2、同主族规律：自上而下逐渐增大
1、同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷 数增大而逐渐减小（稀有气体除外）如： Na>Mg>Al>Si，Na+>Mg2+>Al3+ 2、同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而 逐渐减小如：Li<Na<K，Li+<Na+<K+
周期 1 能级组 能级组内原子轨 道 1s Ⅰ 元素数目 电子最大容 量 2 2
2
3 4 5
Ⅱ
Ⅲ Ⅳ Ⅴ
2s 2p
3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p
8
8 18 18
8
8 18 18
6
7
Ⅵ
Ⅶ
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d (未完)
32
26 (未完)
32
未满
3）元素所在周期的判断：周期数=电子层数
[练习]书写20号钙原子、24号铬原子、29号铜原 子和35号溴原子的价电子排布。 Ca 4s2 Cr 3d54s1 Cu 3d104s1 Br 4s24p5
[讨论] 1.主族元素原子的价电子排布与过渡元素原子的 价电子排布有什么区别？ 2.同一主族元素原子的价电子排布有什么特点？ 主族序数与什么有关？ 3.同一族过渡元素原子的价电子排布有什么特点？ 其族序数与什么有关？
核外电子排布与元素 周期表、原子半径
复习提问：
1、指出下列元素的名称和原子序数，写出价电子排布式 （1）原子中4p轨道半充满的元素； 砷 、 33 、 1s22s2p63s23p63d104s24p3 ； （2）原子中3d轨道半充满的元素（有几个写几个）； 24 、 1s22s2p63s23p63d54s1 铬 、 ； 1s22s2p63s23p63d54s2； 25 锰 、 、 2、 （1）2p上有2个未成对电子的元素名称 碳和氧 。 （2）满足nsnnp2n 的元素的元素符号