核外电子排布与原子半径[

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。

h原子半径
原子半径是指原子中最外层电子云的有效距离,是一种非常重要的原子性质。

原子半径不仅影响着原子的大小和形状,还与许多其他物理和化学性质有关,如熔点、沸点、离子半径、电负性、原子体积等。

原子半径的大小主要取决于以下几个因素:
1. 原子序数:同一周期内,原子序数越大,原子半径越大;同一主族内,原子序数越大,原子半径越小。

2. 核外电子排布:外层电子数目越多,原子半径越大。

3. 屏蔽效应:内层电子对外层电子的吸引力越大,外层电子就越难被核外电子所吸引,原子半径就越小。

4. 电子排斥作用:同一主族元素,原子序数越大,电子排斥作用越强,原子半径越小。

测定原子半径的主要方法有X射线衍射法、离子半径估算法和化学键长估算法等。

由于原子半径不是一个固定的量,因此实际上给出的是一个近似值。

准确测定原子半径对于研究原子结构、分子结构和性质具有重要意义。

原子半径是指原子核与其所拥有的最外层电子之间的平均距离。

原子半径的大小受多种因素影响，并且在周期表中呈现出一定的变化规律。

以下详细解析原子半径的影响因素及其在周期表中的变化规律：影响因素1.原子核电荷（核电荷数）：▪核电荷数越大，核对电子的吸引力越强，使得电子云更加紧密地围绕在核周围，从而导致原子半径减小。

2.电子排布（能级）：▪电子所处的能级越高，其与原子核的平均距离越远，因此原子半径越大。

每当电子进入一个新的能级时，原子半径会有一个显著的增加。

3.屏蔽效应：▪内层电子对外层电子对核的吸引力有一定的屏蔽作用，减弱了核对外层电子的吸引力，导致外层电子更容易处于离核较远的位置，从而使原子半径增大。

4.电子之间的排斥力：▪原子中电子之间的排斥力也会影响原子半径的大小。

电子数量越多，电子之间的排斥作用越强，使得原子半径增大。

变化规律1.周期变化规律（从左至右）：▪在周期表的同一周期（横行）中，从左至右，原子序数增加，核电荷数增加，使得核对电子的吸引力增强。

虽然电子数也在增加，但电子都是在同一能级上增加，屏蔽效应变化不大，因此原子半径总体趋势是减小的。

2.族变化规律（从上至下）：▪在周期表的同一族（纵列）中，从上至下，原子序数逐渐增加，电子逐渐填充到更高的能级，因此原子半径随着能级的增加而增大。

虽然核电荷数也在增加，但由于新增加的内层电子对外层电子产生了屏蔽效应，减弱了核对外层电子的吸引力，因此原子半径增加。

特例▪过渡金属：在过渡金属序列中，随着电子逐渐填充到d轨道，原子半径的变化不大。

这是因为新增加的电子增强了屏蔽效应，同时核电荷的增加使得电子更紧密地束缚，这两种效应在一定程度上相互抵消。

▪镧系和锕系元素：在这些元素中，随着电子填充到f轨道，原子半径的变化也相对较小，原因同过渡金属类似。

综上所述，原子半径的大小受到多种因素的影响，其中包括原子核的电荷数、电子的能级、屏蔽效应以及电子之间的排斥力。

在周期表中，原子半径呈现出从左至右逐渐减小，从上到下逐渐增大的趋势。

原子半径大小的比较影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多其核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大。

原子半径大小由上述一对矛盾因素决定。

核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。

当这对矛盾因素相互作用达到平衡时，原子就具有了一定的半径。

我们只要比较上述这对矛盾因素相互作用的相当大小就不难理解不同原子半径大小的变化规律。

一．同周期原子半径大小规律。

例如，比较钠和镁的半径大小。

从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。

实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。

因此，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小。

二．相邻周期元素原子半径大小比较。

实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。

所以，同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加。

氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。

值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。

这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。

三．某原子及其阴离子或阳离子半径大小比较。

例如，氯原子和氯离子半径大小比较。

两者核电荷相同而氯离子多一个电子，这一电子运动要占据一定的空间，所以氯离子半径＞氯原子半径。

核外电子的排布规律一、能量最低原理所谓能量最低原理是，原子核外的电子，总是尽先占有能量最低的原子轨道，只有当能量较低的原子轨道被占满后，电子才依次进入能量较高的轨道，以使原子处于能量最低的稳定状态。

原子轨道能量的高低为：1•当n相同，l不同时，轨道的能量次序为sVpVdVf。

例如，EVEVE。

3S3P3d 2•当n不同，l相同时，n愈大，各相应的轨道能量愈高。

例如，EVEVEo2S3S4S3.当n和l都不相同时，轨道能量有交错现象。

即(n—1)d轨道能量大于ns轨道的能量,(n-1)f 轨道的能量大于np轨道的能量。

在同一周期中，各元素随着原子序数递增核外电子的填充次序为ns,(n—2)f，(n—1)d，np。

核外电子填充次序如图1所示。

图1电子填充的次序□3S□2iI.L6d1.L J4di i!i 4P 3d2P□图2多电子原子电子所处的能级示意图最外层最多能容纳8电子，次外层最多能容纳18电子。

每个电子层最多容纳的电子数为2m个(n为电子层数的数值)如：各个电子层中电子的最大容纳量电子层(n) K(1) L⑵M(3) N(4)电子亚层s s P s P d s P d f亚层中的轨道数1 1 3 1 3 5 1 3 5 7亚层中的电子数2 2 6 2 6 10 2 6 10 14K 最多能容：（2逖:MN0P18.315011-(2迸码(苏®4$(2豁弓(2毬沖弓从表可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为m,而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2m。

、鲍利（Pauli）不相容原理鲍利不相容原理的内容是：在同一原子中没有四个量子数完全相同的电子，或者说在同一原子中没有运动状态完全相同的电子。

例如，氦原子的Is轨道中有两个电子，描述其中一个原子中没有运动状态的一组量子数（n,l，m，ms）为1,0，0，+1/2,另一个电子的一组量子数必然是1,0，0，—1/2,即两个电子的其他状态相同但自旋方向相反。

影响原子半径的因素有三个：一是核电荷数，核电荷数越多原子核对核外电子的引力越大（使电子向核收缩）则原子半径越小，即：质子数多原子越小；二是核外电子数，因电子运动要占据一定的空间则电子数越多原子半径越大，即电子数多原子越大；三是电子层数（电子的分层排布与离核远近空间大小以及电子云之间的相互排斥有关），电子层越多原子半径越大，即电子层数多原子越大。

核电荷增加使原子半径缩小，而电子数增加和电子层数增加使原子半径增加。

一.同周期元素（电子层数相同）。

同周期的元素原子半径大小可以看最外层电子数，最外层电子数越多，半径越小，同周期元素的原子从左到右逐渐减小，右端惰性原子半径应该最小；金属性减弱，非金属性增强。

如：从钠到镁核电荷增加1个，其核对核外每一个电子都增加一定的作用力，原子趋向缩小，而核外电子也增加一个电子，因电子运动要占据一定空间而使原子半径趋向增加。

实验证明，钠的原子半径大于镁，这说明增加的核电荷对原子半径的缩小作用＞增加的电子对原子半径的增大作用。

钠Na（金属性最强）＞镁Mg＞铝Al＞硅Si（兼有金属性和非金属性）＞磷P＞硫S＞氯Cl（非金属性最强）＞氩Ar，二.同族元素（最外层电子数相同）。

电子层数越多，半径越大。

同主族元素的原子半径从上到下逐渐增加；金属性增强，非金属性减弱。

实验结果钾原子半径＞钠原子半径，这说明从钠到钾，增加的八个电子和增加的一个电子层对原子半径的增大作用＞增加的八个核电荷对原子半径的缩小作用。

氖到钠核电荷增加1个，核外电子和电子层均增加一个，由此推断，钠的半径＞氖的半径，即：增加的一个电子和一个电子层对原子半径的增加作用＞增加的一个核电荷对原子半径的缩小作用。

值得注意的是，并不是电子层多的原子半径就一定大，如：锂原子半径＞铝原子半径。

这是因为当核电荷增加到大于八以后，其核对半径的缩小作用越来越强已经超过了增加一个电子层对半径的增加作用。

碳C（非金属性最强）＞硅Si＞锗Ge（兼有金属性和非金属性）＞锡Sn＞铅Pb（金属性最强）。

简述影响原子半径得因素
影响原子半径的因素主要有以下几点：
1．核电荷数：核电荷数越多，原子核对外围电子的吸引力越大，使得原子半径有减小的趋势。

这是因为核电荷数的增加会增强原子核的正电性，从而吸引外围电子更紧密地围绕在原子核周围。

2．电子层数：电子层数越多，原子半径越大。

这是因为电子在原子核外分层排布，每增加一个电子层，就会增加电子与原子核之间的距离，从而导致原子半径增大。

3．电子数：核外电子数越多，电子之间的相互排斥作用会增强，使得原子半径有增大的趋势。

然而，请注意电子数的影响相对较小，通常在其他因素相同时才考虑。

综上所述，原子半径的大小是由核电荷数、电子层数和电子数共同决定的。

在比较不同原子的半径时，需要综合考虑这些因素。

同时，原子半径在元素周期表上有明显的周期递变性规律，这对于理解元素的化学性质具有重要意义。