原子核外电子排布和元素周期律介绍(41张)PPT
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原子核外电子的排布和元素周期律课件
要点二 同周期、同主族元素性质的递变规律
问题：同周期、同主族元素的性质递变规律有哪些？
提示：
项目
原子半径 主要化合价
金属性 非金属性
同周期(自左至 右) 减小
＋1→＋7 －4→－1
减弱
增强
同主族(从上到下)
增大 相似(最高正价相
同) 增强 减弱
离子
单质
氢化物
最高价氧 化物对应
水化物
阳离子氧化性 阴离子还原性
原子核外电子的排布 元素周期律
知识衔接
1．元素周期表中，第三周期主族元素的名称是钠、 镁、铝、硅、磷、硫、氯。
2．元素周期表中的周期数等于该周期元素原子的电 子层数，主族元素族序数等于原子的最外层电子数。同 一主族自上而下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
4．什么核外电子排布结构是稳定的结构？ 提示：最外层达到 8 电子(只有 1 层电子时是 2 电子) 结构。
(2)常见的“18 电子”微粒。 ①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、 N2H4 等； ②阳离子：K＋、Ca2＋； ③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
[例 1] 根据提供的条件推断元素，并按要求填空：
(1)某元素原子 L 层电子数是 K 层电子数的 3 倍，该 元素的元素名称是________。
核外电子排布情况分别为
3．对于主族元素，元素的最高正价和主族序数相同， 但氧元素一般表现为负பைடு நூலகம்，氟无正价。
4．通过化合物的酸、碱性比较金属性、非金属性强 弱时，必须比较两种元素最高价氧化物对应水化物的酸、 碱性强弱。
要点一 原子核外电子排布的应用
问题 1：根据原子核外电子排布的某些特点你可以迅
原子核外电子排布和元素周期律完整版课件
2．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里， 电子运动 的___能__量__不__同____的区域简化为__不__连__续____的壳 层，称作电子层。(也称作洋葱式结构，如图所 示)
(2)不同电子层的表示及能量关系
各电 子层 (由 内到 外)
序号(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 __K__ __L_ _M__ _N__ O P Q
(2)当最外层为8个电子(氦为2个电子)时，原子处 于稳定结构，化学性质稳定。
例2 (2011年高考天津卷改编题)以下有关原子 结构及元素周期律的叙述正确的是( ) 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族元素从上到下，其氢化物的稳定性 逐渐增强
与原子核 的距离
__由__近__到__远___
能量
____由__低__到__高____
3.电子分层排布 电子总是尽可能先从__内__层____排起，当一层充 满后再填充下一层。
思考感悟
1．思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核 外电子排布分别与稀有气体He、Ne、Ar的核外 电子排布相同？
【提示】 (1)与He原子电子层结构相同的离子 有：Li＋、Be2＋、H－。 (2)与Ne原子电子层结构相同的离子有： F－、O2－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋。
D．同主族元素从上到下，金属性逐渐减弱
【解析】 A项，137Cs比133Cs多4个中子，两者 质子数相等。C项，氢化物的稳定性随元素非金 属性的增强而增强。D项，同主族元素从上到下， 金属性逐渐增强。
【答案】 B
变式训练2 (2010年高考广东卷)短周期金属元 素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示，
核外电子排布与周期律PPT课件
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
元素周期律及元素周期表 的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具
⑵ 研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找半导 体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
二、离子键
1、定义： 使阴阳离子结合成化合物的静电 作用，叫做离子键。
核外电子排布与 周期律
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 呈现周期性变化
元素性质的递变规律
项目
核电荷数 电子层数 原子半径 化合价
同周期（左→右） 逐渐增大 相 同 同主族（上→下） 增 增 大 多
逐渐减小
最高正价：+1 →+7
负化合价：- 4 → -1
逐渐增大
4.氢键对物质性质的影响 ⑴氢键的存在使物质的熔沸点相对较高
⑵解释一些反常现象：如水结成冰时， 为什么体积会膨胀。
一 碳的几种同素异形体
名称 硬度 颜色 深灰， 有金属 光泽 透明 导电性 化学性质 结构
石墨
较软
导电 不导电
能燃烧 能燃烧
层片状 正四面 体型
金刚石 非常坚 硬
二
氧的同素异形体
用电子式表示下列共价分子的形成过程
· · · · · · · · 碘 ： I ·＋ ·I ： → ： I： I： · · · · · ·· · · · 水 2 ＋ ·O ·→ H ﹕O﹕ H · · H· · · ＋ ·S · → H ﹕S ﹕H 硫化氢 2 · · H· H · ﹕ ＋ ·N → H ﹕N 氨 3 · H· H · · · ＋ 2 ·O · ﹕ C﹕ ﹕O C· → O﹕ 二氧化碳 · · · ·
时原子核外电子的排布元素周期律(ppt)
路漫漫其修远兮，吾将上下而求索
时原子核外电子的 排布元素周期律(ppt)
（优选）时原子核外电子的排 布元素周期律
1、理解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子 具有不同的能量。 2、初步掌握核外电子排布的规律,并能根据此规律画 出常见原子的结构示意图。
元素周期表
周期 整体结构
族
原子序数、元素名称、 显著信息 元素符号和相对原子质量
元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周 期性的变化.元素周期律的本质是原子核外电
子排布呈现周期性的变化。
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( BC) A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B.Na能与冷水反应，而Mg不能； C.碱性NaOH ＞Mg(OH)2 ； D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
非金属性强弱的比较
性质
单质与氢 气反应条
件
Si
P
S
Cl
高温 磷蒸气与氢 需加热 光照或点
气能反应
燃
含氧酸的 H4SiO4
酸性
弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
从氢化物的稳定性看
元素
氢化物化 学式
单质与氢气的化 合条件
14Si
SiH4
高温下少量反应
15P
PH3
磷蒸气，困难
16S
Mg + 2H2O ==△== Mg(OH)2+H2↑ 镁元素的金属性比钠弱
实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L） 盐酸反应。 现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。
结论： Mg + 2HCl ==== MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl ==== 2AlCl3+ 3H2↑ 结论：镁元素的金属性比铝强
时原子核外电子的 排布元素周期律(ppt)
（优选）时原子核外电子的排 布元素周期律
1、理解核外电子是分层排布的,不同电子层中的电子 具有不同的能量。 2、初步掌握核外电子排布的规律,并能根据此规律画 出常见原子的结构示意图。
元素周期表
周期 整体结构
族
原子序数、元素名称、 显著信息 元素符号和相对原子质量
元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周 期性的变化.元素周期律的本质是原子核外电
子排布呈现周期性的变化。
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是( BC) A.Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B.Na能与冷水反应，而Mg不能； C.碱性NaOH ＞Mg(OH)2 ； D.Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
非金属性强弱的比较
性质
单质与氢 气反应条
件
Si
P
S
Cl
高温 磷蒸气与氢 需加热 光照或点
气能反应
燃
含氧酸的 H4SiO4
酸性
弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
从氢化物的稳定性看
元素
氢化物化 学式
单质与氢气的化 合条件
14Si
SiH4
高温下少量反应
15P
PH3
磷蒸气，困难
16S
Mg + 2H2O ==△== Mg(OH)2+H2↑ 镁元素的金属性比钠弱
实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L） 盐酸反应。 现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。
结论： Mg + 2HCl ==== MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl ==== 2AlCl3+ 3H2↑ 结论：镁元素的金属性比铝强
核外电子排布与元素周期表_图文
Zr
[Kr)4d25s2
Nb
[Kr]4d45sl
Mo
[Kr]4d55s1
Tc
[Kr]4d55s2
Ru
[Kr]4d75s1
Rh
[Kr]4d85sl
Pd
[Kr]4d10
Ag
[Kr]4d105s1
Cd
[Kr]4d105s2
In
[Kr]4d105s25p1
Sn
[Kr]4d105s25p2
Sb
[Kr]4d105s25p3
Ru Rh 13 13 35
Pd 13 8
Ag 14 4
Cd 14 9
In 16 3
Sn 14 1
Sb 14 1
Te 13 7
I 13 3
Xe 217
Cs 265
Ba 21 7
La 18 8
Hf 15 9
Ta 14 3
W 13 7
Re Os 13 13 74
Ir 13 6
Pt 13 6
Au 14 4
元素
(有个别例外) （内过渡元素）
三、元素周期律：
H 37
-
He 122
Li 152
Be 11 1
-
B C N O F Ne 88 77 70 66 64 160
Na 186
Mg 16 0
-
Al 14 3
Si 11 7
P 11 0
S 10 4
Cl Ar 99 191
K 227
Ca 19 7
Sc 16 1
最后填入电子的 亚层
包括的元素
s
ns1→2
最外层的s亚层 ⅠA族,ⅡA族
p
ns2np1→6
原子核外电子的排布规律-PPT
⑶电子层数和核电荷数都相同
(同种元素)时,再看核外电子数
(或最外层电子数),核外电子数 Cl
(或最外层电子数越多)，
则半径 越大 如 Cl < Cl-
+3 +12 +17
+11 +11 +17
Na Na Cl-
【练习1】下列化合物中,阴离子半径和阳离子半径之比
最大的是( A )。
A.LiI
B.NaBr
第一章 物质结构 元素周期律
§1-2 元素周期律
第一课时 原子核外电子的排布 规律及粒子半径的比较
1. 电子的能量与运动的区域
任何一个电子都具有一定的能量, 在同一个原子里各 电子的能量不尽相同,有的差别还很大。
在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离 核较近的区域内运动，而能量高的电子通常在离核较远 的区域内运动。
3. C原子的最外层电子数是次外层电子
数的1.5倍。则C是 B 。
4.D原子的次外层电子数是最外层电子数 的1/4。则D是 Ne 。
4. 原子结构示意图的含义 离子结构示意图？
原子核的电性
电子层
原子核
该电子层上 的电子数
核电荷数
【练习】写出1-18号元素的原子结构示意图
H
+1 1
Li Be B C N O
He
+2 2
F Ne
+3 21 +4 22 +5 2 3 +6 2 4 +7 2 5 +8 2 6 +9 2 7 +10 2 8
Na Mg Al Si P S Cl Ar
+11 2 8 1 +12 2 8 2 +13 2 8 3+14 2 8 4+15 2 8 5+16 2 8 6 +17 2 8 7 +18 2 8 8
(同种元素)时,再看核外电子数
(或最外层电子数),核外电子数 Cl
(或最外层电子数越多)，
则半径 越大 如 Cl < Cl-
+3 +12 +17
+11 +11 +17
Na Na Cl-
【练习1】下列化合物中,阴离子半径和阳离子半径之比
最大的是( A )。
A.LiI
B.NaBr
第一章 物质结构 元素周期律
§1-2 元素周期律
第一课时 原子核外电子的排布 规律及粒子半径的比较
1. 电子的能量与运动的区域
任何一个电子都具有一定的能量, 在同一个原子里各 电子的能量不尽相同,有的差别还很大。
在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在离 核较近的区域内运动，而能量高的电子通常在离核较远 的区域内运动。
3. C原子的最外层电子数是次外层电子
数的1.5倍。则C是 B 。
4.D原子的次外层电子数是最外层电子数 的1/4。则D是 Ne 。
4. 原子结构示意图的含义 离子结构示意图？
原子核的电性
电子层
原子核
该电子层上 的电子数
核电荷数
【练习】写出1-18号元素的原子结构示意图
H
+1 1
Li Be B C N O
He
+2 2
F Ne
+3 21 +4 22 +5 2 3 +6 2 4 +7 2 5 +8 2 6 +9 2 7 +10 2 8
Na Mg Al Si P S Cl Ar
+11 2 8 1 +12 2 8 2 +13 2 8 3+14 2 8 4+15 2 8 5+16 2 8 6 +17 2 8 7 +18 2 8 8
原子核外电子排布与元素周期律PPT课件
原子半径的比较方法：从左到右，逐渐减小；从上到下， 逐渐增大。（稀有气体元素除外）
思考
在1~18号元素原子中半径最小的原子和半 径最大的原子分别是什么？
知识拓展
1~18号元素原子中半径最小的原子是氢原子， 半径最大的原子为钠原子。 [练习] 比较原子半径的大小（填“>”或“<”） K < Cs，O >F，Na >Mg，Na > Cl，Na > F
X
一、原子核外电子排布 2、原子结构示意图
各电子层排布的电子数
电子层(从里到外依次为K、L、M· · · · · · 层)
核电荷数 原子核
1－18号原子结构示意图
思考： 你能由上述原子结构示意图总结出原
子核外电子排布的规律吗？
一、原子核外电子排布 2、原子核外电子排布
(1)核外电子按能量高低分层排布（运动） 根据电子的能量差异和通常运动区域离 电子层: 核的远近不同，将核外电子运动的不同 区域称为电子层。 电子层数n 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 电子能量 低 高 离核距离 近 远
倒数第三层不超过32个。
上述规律相互制约，相互联系!
前20号元素的原子结构的特殊性
H （1）原子核中无中子的原子：_______ Li 、Na 、K 、 H （2）最外层有1个电子的元素： ___________
1 1
Be 、Mg、Ca、He （3）最外层有2个电子的元素： _________________ 、Ar （4）最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be ________
随着原子序数递增，元素的化学性质是否 也会有相应的周期性变化规律呢？
信息提示！ 1、元素金属性强弱的判断依据：
教学用 原子核外电子的排布 (共39张PPT)
，C 错误；D.K 的原子结
构示意图为
，D 错误，答案选 A。
【答案】
A
元素性质与原子核外电子排布的关系
●教材点拨 1．元素性质与原子核外电子排布的 关系 (1)当原子最外层电子数达到8(氦为2) 时，该原子处于稳定结构，化学性质 较稳定。 (2)一般来讲，当原子最外层电子数 小于4时，易失电子，表现为金属性；
3．核外电子排布的表示方法——结 构示意图 结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符 号及数字表示原子核及核内质子数， 弧线表示各电子层，弧线上的数字表 示该电子层上的电子数。例如：钠原 子结构示意图为：
4．原子结构示意图与离子结构示意 图的比较 结构示意图包括原子结构示意图和离 子结构示意图。原子结构示意图中， 核内质子数等于核外电子数；离子结 构示意图中，二者则不相等。例如：
(3)化合价是元素的一种重要性质。 元素的化合价的数值与原子的电子 层结构，特别是最外层电子数有关。 例如：①稀有气体原子核外电子排 布已达稳定结构，既不易得电子也 不易失电子，所以稀有气体元素的 常见化合价为零。②钠原子最外层 只有1个电子，容易失去这个电子而
2．1～18 号元素的原子核外电子排布特点 (1)最外层电子数为 1 的原子有：H、Li、Na。 (2)最外层电子数与次外层电子数存在倍数关系的有： ①最外层电子数＝次外层电子数的原子：Be、Ar。 ②最外层电子数＝次外层电子数 2 倍的原子：C。 ③最外层电子数＝次外层电子数 3 倍的原子：O。 ④最外层电子数＝次外层电子数 4 倍的原子：Ne。 1 ⑤最外层电子数＝次外层电子数2倍的原子：Li、Si。 (3)电子层数＝最外层电子数的原子有：H、Be、Al。 (4)内层电子总数＝最外层电子数 2 倍的原子有：Li、P。
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专 题
第 一 单
第 二 课
1 元时
晨背关键语句
理解教材新知 把握热点考向 应用创新演练
知识点一
知识点二
考向一 考向二 考向三 随堂基础巩固
课时跟踪训练
1．微粒半径大小比较的依据之“4同”： (1)“电子层数相同时”，原子序数递增，原子半径递减； (2)“最外层电子数相同时”，电子层数递增，原子半径递增； (3)“核外电子排布相同时”，原子序数递增，离子半径递减。 (4)元素种类相同时，核外电子数越多，微粒半径越大。 2．“4方面”判断元素金属性越强： (1)金属单质与H2O或酸反应越剧烈； (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强；
2．元素原子最外层电子数的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子最外层电 子数呈 周期性 变化。
3．原子半径的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由 大 到 小 的周期性变化。
微粒半径(用r表示)大小比较依据之“4同” (1) 电子层数相同 ―原―子―序――数―递―增→原子半径递减。
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2) 最外层电子数相同 ―电―子―层――数―递―增→原子(或离子)半径递增。
如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)； r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。
(3) 电子层结构相同 ―原―子―序―数―递―增→离子半径越小。 如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)；r(S2－)>r(Cl－)> r(K＋)>r(Ca2＋)。 (4) 元素种类相同 ―电―子―数――越―多→微粒半径越大。 如：r(Cl－)>r(Cl)；r(Na)>r(Na＋)；r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
3．元素周期律 (1)概念：元素的性质随原子序数的递增呈 周期性 变 化的规律。 (2)实质：元素周期律是元素 原子核外电子排布 呈 周期性变化的必然结果。
元素金属性和非金属性强弱的判断 (1)根本依据： ①内容：元素金属性、非金属性强弱取决于元素原 子失、得电子的难易程度。 ②规律：越易失电子，金属性越强；越易得电子， 非金属性越强。 ③误区：失、得电子的数目越多，金属性、非金属 性越强。
(2)常用判断依据： ①据原子结构判断：
②据单质及其化合物的性质判断：
①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 金属性 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 的比较 ④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的金属性强 ①与H2越易化合或气态氢化物越稳定，非金属性越强 非金属 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 性的比 ③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强 较 ④若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的非金属 性强
(3)金属活动性顺序表中越靠前； (4)金属离子的氧化性越弱。 3．“4方面”判断元素非金属性越强： (1)单质与H2反应越容易； (2)气态氢化物越稳定； (3)最高价氧化物的水化物酸性越强； (4)简单阴离子的还原性越弱。
1．原子序数 (1)概念：按 核电荷数 由小到大的顺序给元素编号。 (2)数量关系：原子序数＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 。
弱酸 中强酸 强酸
酸性更强
①单质与H2化合的难易程度(由难到易)： Si、P、S、Cl ； ②气态氢化物的稳定性(由弱到强)： SiH4<PH3<H2S<HCl ； ③最高价氧化物的水化物酸性： H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 ； 结论：元素的非金属性： Si < P < S < Cl 。 (3)元素金属性和非金属性变化规律：
1．元素主要化合价的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 周期性 变化。
2．元素金属性和非金属性的变化规律
(1)元素的金属性变化规律：
11Na
12Mg
13Al
与水
剧烈反应，
冷水
反应
溶液变红
无明显现象
(加酚 热水
酞)Βιβλιοθήκη 有气泡，溶液微红与盐酸反应
反应较剧
剧烈反应，放出大量气泡 烈，有气泡
(2)元素的非金属性变化规律：
单质与 H2 反应
14Si 高温下
反应
15P 磷蒸气 能反应
16S 加热时
反应
17Cl 光照或
点燃
气态氢 化学式 SiH4
PH3
H2S
HCl
化物 热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧 化学式 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
化物的水 化物
酸性
1．比较微粒半径的大小，用“>”、“<”填写。 (1)r(H－)__________r(H)__________r(H＋) (2)r(H)__________r(Li) (3)r(H－)__________r(Li＋) 解析：同种元素，电子数越多，微粒半径越大，则 r(H－)>r(H)>r(H＋)；最外层电子数相同，电子层数越 多，原子半径越大，r(H)<r(Li)；电子层结构相同时， 原子序数越大，离子半径越小，则r(H－)>r(Li＋)。 答案：(1)> > (2)< (3)>
2．判断正误，正确的打“ ”，错误的打“ ”。
(1)最外层电子数：Na<Al，则金属性Na<Al。 ( )
(2)NaOH强碱，Ca(OH)2溶解度小，导电性弱，则金属
性：Na>Ca。
()
(3)酸性：H2SO3<HCl，非金属性：S<Cl。
()
解析：(1)不能根据最外层电子数的多少判断金属性强弱，而 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)
11Na
最高价 化学式 NaOH
氧化物
碱性 强碱
的水化物
12Mg
Mg(OH)2
中强碱
13Al
Al(OH)3
两性氢 氧化物
①与水反应的剧烈程度： Na > Mg ； ②与酸反应的剧烈程度： Mg > Al ； ③最高价氧化物的水化物的碱性： NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 ； 结论：元素的金属性： Na > Mg > Al 。
第 一 单
第 二 课
1 元时
晨背关键语句
理解教材新知 把握热点考向 应用创新演练
知识点一
知识点二
考向一 考向二 考向三 随堂基础巩固
课时跟踪训练
1．微粒半径大小比较的依据之“4同”： (1)“电子层数相同时”，原子序数递增，原子半径递减； (2)“最外层电子数相同时”，电子层数递增，原子半径递增； (3)“核外电子排布相同时”，原子序数递增，离子半径递减。 (4)元素种类相同时，核外电子数越多，微粒半径越大。 2．“4方面”判断元素金属性越强： (1)金属单质与H2O或酸反应越剧烈； (2)最高价氧化物对应水化物的碱性越强；
2．元素原子最外层电子数的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素原子最外层电 子数呈 周期性 变化。
3．原子半径的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由 大 到 小 的周期性变化。
微粒半径(用r表示)大小比较依据之“4同” (1) 电子层数相同 ―原―子―序――数―递―增→原子半径递减。
如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2) 最外层电子数相同 ―电―子―层――数―递―增→原子(或离子)半径递增。
如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)； r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。
(3) 电子层结构相同 ―原―子―序―数―递―增→离子半径越小。 如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)；r(S2－)>r(Cl－)> r(K＋)>r(Ca2＋)。 (4) 元素种类相同 ―电―子―数――越―多→微粒半径越大。 如：r(Cl－)>r(Cl)；r(Na)>r(Na＋)；r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
3．元素周期律 (1)概念：元素的性质随原子序数的递增呈 周期性 变 化的规律。 (2)实质：元素周期律是元素 原子核外电子排布 呈 周期性变化的必然结果。
元素金属性和非金属性强弱的判断 (1)根本依据： ①内容：元素金属性、非金属性强弱取决于元素原 子失、得电子的难易程度。 ②规律：越易失电子，金属性越强；越易得电子， 非金属性越强。 ③误区：失、得电子的数目越多，金属性、非金属 性越强。
(2)常用判断依据： ①据原子结构判断：
②据单质及其化合物的性质判断：
①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强 ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强 金属性 ③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 的比较 ④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强 ⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的金属性强 ①与H2越易化合或气态氢化物越稳定，非金属性越强 非金属 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 性的比 ③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强 较 ④若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的非金属 性强
(3)金属活动性顺序表中越靠前； (4)金属离子的氧化性越弱。 3．“4方面”判断元素非金属性越强： (1)单质与H2反应越容易； (2)气态氢化物越稳定； (3)最高价氧化物的水化物酸性越强； (4)简单阴离子的还原性越弱。
1．原子序数 (1)概念：按 核电荷数 由小到大的顺序给元素编号。 (2)数量关系：原子序数＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数 。
弱酸 中强酸 强酸
酸性更强
①单质与H2化合的难易程度(由难到易)： Si、P、S、Cl ； ②气态氢化物的稳定性(由弱到强)： SiH4<PH3<H2S<HCl ； ③最高价氧化物的水化物酸性： H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4 ； 结论：元素的非金属性： Si < P < S < Cl 。 (3)元素金属性和非金属性变化规律：
1．元素主要化合价的变化规律
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈 周期性 变化。
2．元素金属性和非金属性的变化规律
(1)元素的金属性变化规律：
11Na
12Mg
13Al
与水
剧烈反应，
冷水
反应
溶液变红
无明显现象
(加酚 热水
酞)Βιβλιοθήκη 有气泡，溶液微红与盐酸反应
反应较剧
剧烈反应，放出大量气泡 烈，有气泡
(2)元素的非金属性变化规律：
单质与 H2 反应
14Si 高温下
反应
15P 磷蒸气 能反应
16S 加热时
反应
17Cl 光照或
点燃
气态氢 化学式 SiH4
PH3
H2S
HCl
化物 热稳定性 不稳定 不稳定 受热分解 稳定
最高价氧 化学式 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
化物的水 化物
酸性
1．比较微粒半径的大小，用“>”、“<”填写。 (1)r(H－)__________r(H)__________r(H＋) (2)r(H)__________r(Li) (3)r(H－)__________r(Li＋) 解析：同种元素，电子数越多，微粒半径越大，则 r(H－)>r(H)>r(H＋)；最外层电子数相同，电子层数越 多，原子半径越大，r(H)<r(Li)；电子层结构相同时， 原子序数越大，离子半径越小，则r(H－)>r(Li＋)。 答案：(1)> > (2)< (3)>
2．判断正误，正确的打“ ”，错误的打“ ”。
(1)最外层电子数：Na<Al，则金属性Na<Al。 ( )
(2)NaOH强碱，Ca(OH)2溶解度小，导电性弱，则金属
性：Na>Ca。
()
(3)酸性：H2SO3<HCl，非金属性：S<Cl。
()
解析：(1)不能根据最外层电子数的多少判断金属性强弱，而 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)
11Na
最高价 化学式 NaOH
氧化物
碱性 强碱
的水化物
12Mg
Mg(OH)2
中强碱
13Al
Al(OH)3
两性氢 氧化物
①与水反应的剧烈程度： Na > Mg ； ②与酸反应的剧烈程度： Mg > Al ； ③最高价氧化物的水化物的碱性： NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 ； 结论：元素的金属性： Na > Mg > Al 。