专题一-第一单元原子核外电子排布与元素周期律

第一单元：原子核外电子排布与元素周期律

第一课时 原子核外电子排布

一、原子结构：

原子ZX

A原子核

质子 Z个

中子 N个=（A－Z）个

核外电子 Z

注意：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)

原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

二、原子结构示意图

三、原子核外电子的排布： 1.核外电子是分层排布的

电子层： 1、2、3、4、5、6、 7 符号：K、L、M、N、O、P、Q 电子的能量：由低到高 离核距离：由近到远

2.原子核外电子的排布规律：

(1)电子尽量先排布在能量最低的电子层里。

(2)各电子层最多能容纳2n2个电子(n为电子层数)。

(3)最外层电子数不超过8个(当K层为最外层时不超过2个)。 (4)次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。

特别提醒：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最

外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。

(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为：

四、考点总结：

1、具有相同电子层排布的微粒

（1）具有相同电子层排布的微粒的含义：电子层数相同，各层电子数也相同的单个原子或

离子。 （2）与He原子具有相同电子层排布的微粒(2电子微粒)：

H 、Li、Be2

－

＋

＋

与Ne原子具有相同电子层排布的微粒(10电子微粒)：

N3

－、

O2、F、Na、Mg2、Al3

－

－

＋

＋

＋

与Ar原子具有相同电子层排布的微粒(18电子微粒)：

P3、S2、Cl、K、Ca2

－

－

－

＋

＋

1

2.等质子数的粒子及常见的“2电子”“10电子”、“18电子”的微粒 离子：9个质子的离子：F、OH、NH2

＋＋＋

11个质子的离子：Na、H3O、NH4

－－

17个质子的离子：HS、Cl 分子：14个质子：N2、CO、C2H2 16个质子：S、O2

3、短周期元素粒子的特殊性

核电荷数为1～18的元素原子核外电子层结构的特殊性： (1)原子中无中子的原子：1H。

(2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：Li、Si。 (3)最外层电子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。 (5)最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：O。 (6)最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：Ne。 (7)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。 (8)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg。

(9)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。 (10)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。

(11)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。 核外电子数 2 10 18

第2课时 元素周期律

一、原子序数

(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号。 (2)数值：等于该元素原子的核电荷数。 二、元素周期律（随着原子序数的递增） １．核外电子层排布呈现周期性变化：

每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从_1_个递增到_8_个的情况（K层由1－2）

2. 原子半径呈现周期性变化：

具有相同的核外电子层数的原子，随着原子序数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。

影响原子半径大小的因素：

①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）

2

－

－

－

分子 He、H2 Ne、HF、H2O、NH3、CH4 F2、HCl、H2S、PH3、Ar、H2O2、C2H6、N2H4、CH4O、SiH4 阳离子 Li、Be Na、Mg、 3＋＋＋Al、 NH4、H3O K、Ca ＋2＋＋2＋－＋2＋阴离子 H OH、NH2、N、O、F S、HS、Cl、P 2－－－3－－3－2－－－

②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素） ③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向 判断微粒半径大小的总原则是：

1． 电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大； 2． 电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小； 3．电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> （Fe3+） 4． 核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；

5． 若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接

定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。 微粒半径大小的比较

（1）原子半径大小比较：根据元素周期表中的位置判断 ① 同一周期从左到右：原子半径 减小 ； ② 同一主族从上到下：原子半径 增大 。

※ 讨论：电子层数（n值）越大，原子半径一定越大吗？（答： 不一定 ） [例1]原子半径： Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl 半径均比 Li 小 （2）离子半径

① 阳离子半径 小 于相应的原子半径。 ② 阴离子半径 大 于相应的原子半径。 ③ 同一主族从上到下：离子半径 增大 。

④ 同一周期：阴离子半径 大 于阳离子半径。

⑤ 电子层结构相同的离子：核电荷越大，半径越 小 。 [例2] 比较半径，按由大到小排序：

S、 Cl、 Ca ： Ca > S > Cl ； －－＋－－＋

S2、Cl、Ca2： S2> Cl > Ca2 ；

Na 、Mg 、 Al 、S 、 Cl ： Na > Mg > Al > S > Cl ； ＋＋＋－－－＋＋

Na、Mg2、Al3、S2、Cl ： S2 > Cl > Na > Mg2 > Al 。 [例3] aX m+、bY n+、c Z n-、d R m- （m > n）四种微粒的电子层结构相同。 原子序数由大到小的顺序： a > b > c > d ；

离子半径由达到小的顺序： d R m- > c Z n- > bY n+ > aX m+ 。 a 与b 的关系：a === b + m－n ； a 与 c 的关系：a === c + m + n ； b 与d 的关系：b === d + m + n 。 3.元素的主要化合价呈现周期性变化

随着元素核电荷数的递增，元素最高正化合价由+1价递增到+7价（除氧、氟外），负化合价由-4价递增到-1价。

注意：①O、F无正价，金属无负价

②最高正化合价：＋１→＋７ 最低负化合价：－４→－１→0 ③最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数 ④最高正化合价＋∣最低负化合价∣＝8

⑤既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。

4.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化 元素的金属性、非金属性强弱判断依据。 （1）元素金属性强弱的判断依据：

①单质跟水或酸起反应置换出氢的难易。

3

②元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 ③金属间的置换。

（2）元素非金属性强弱的判断依据：

①单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性。 ②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。 ③非金属间的置换。 【实验探究1】第三周期元素性质的比较

【实验1】Na 、Mg、Al和水的反应的比较： 金 属 与冷水 反应 与沸水 反应 现 象 现 象 NaOH 强碱 Mg 反应剧烈，产生大量气泡 Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑ Na 剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红 Mg 不反应 缓慢反应，产生气泡，溶液变浅红色 Mg(OH)2 中强碱 Al 不如镁剧烈，产生气泡 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ Al 不反应 更缓慢，产生气泡，溶液变浅红色 Al(OH)3 两性 最高价氧化物对应的水化物碱性强弱 金 属 现 象 反应方程式 结 论 【实验2】Mg、Al与稀盐酸反应的比较： 镁的金属性比铝强 ※ 讨论 ①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难 ②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难

③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：

碱性： NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 ※规律：金属性 Na > Mg > Al （ 减弱 ） 【探究活动2】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较 单质与氢气反应的条件 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物的 酸性 结论 Si 高温 P 磷蒸气与氢气能反应 S 加热 Cl 光照爆炸 点燃反应 极不稳定，在空气中自燃 H2SiO3 弱酸 很不稳定 H3PO4 中强酸 不稳定 H2SO4 强酸 稳 定 HClO4 强酸 （比H2SO4酸强） 同周期从左到右，非金属性逐渐 增强 ※规律：第三周期元素： Na Mg Al Si P S Cl，

（从左到右） 金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。

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