核外电子排布元素周期表原子半径

原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构（Z 个）原子核注意：（N 个） 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.X 原子序数= = =核外电子（Z 个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量 的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是 ；③最外层电子数不超过 个（K 层为最外层不超过 个），次外层不超过 个，倒数第三层电子数不超过 个。

电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七 对应表示符号： 3.元素、核素、同位素元素： 。

核素： 。

同位素： 。

(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按 递增的顺序从左到右排列 ②将 相同．．的各元素从左到右排成一横行．．。

（周期序数＝原子的电子层数） ③把 相同．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。

＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 种元素短周期 第二周期 种元素周期 第三周期 种元素元 （7个横行） 第四周期 种元素 素 （7个周期） 第五周期 种元素 周 长周期 第六周期 种元素 期 第七周期 未填满（已有 种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族： 纵行，位于 之间 （16个族） 零族： ① 主族（A ）：由 和 元素共同组成的族(除第18纵列)列序与主族序数的关系② 副族（B ）：完全由 元素组成的族(第8、9、10纵列除外)③ Ⅷ族：包括 三个纵列。

④ 0族：第 纵列，该族元素又称为 元素。

三、元素周期律1.元素周期律： 。

元素性质的周期性变化实质是．．． 。

族碱金属元素： （ 是金属性最强的元素，位于周期表 ） 第ⅦA 族卤族元素： （ 是非金属性最强的元素，位于周期表 ） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——① ；② ；③ 。

（2）非金属性强（弱）——① ；② ；③ 。

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。

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。

元素周期表从左到右原子半径
1、除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
2、同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

（五、六周期间的副族除外）同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。

失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右递增（第一周期除外，第二周期的O、F元素除外）。

同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。

原子核外电子排布和元素周期律原子是由原子核和围绕核运动的电子组成的。

原子核由质子和中子组成，而质子的数量决定了原子的元素。

原子核外的电子以不同的方式排布，这种排布决定了元素的化学性质。

元素周期律描述了元素的周期性变化规律，是化学中最重要的概念之一原子核外电子排布是描述电子在原子中的位置和能量分布的方式。

根据量子力学理论，电子存在于不同的能级上，每个能级可以容纳一定数量的电子。

根据波尔模型，原子的外层电子称为价电子，也是化学反应中参与原子间相互作用的电子。

原子核外电子排布可以通过倒易电子构型的方式来表示。

倒易电子构型表示了一个元素最外层电子的分布情况。

在倒易电子构型中，外层电子被表示为和最接近核心的壳层相同的能级。

例如，石墨的原子核是由6个质子和6个中子组成的，其倒易电子构型为1s²2s²2p²。

这意味着石墨的最外层电子是在2p轨道上的。

在倒易电子构型中，电子的分布遵循普遍原则、泡利不相容原理和阜居规则。

普遍原则指出，电子首先填充能量最低的轨道。

泡利不相容原理指出，一个轨道上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。

阜居规则指出，当填充轨道时，电子会尽量选择不同的轨道来填充，以最小化库伦排斥力。

元素周期律是根据元素的原子核中质子的数量和原子核外电子的排布，将元素按照一定规律排列的表格。

最早的元素周期表是由门捷列夫于1869年提出的。

现代元素周期表按照亨利·莫西里夫在1913年提出的核电荷排列。

元素周期表按照原子序数的增加顺序列出了所有已知元素。

原子序数是指原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的核电荷。

元素周期表的每一行称为一个周期，原子序数在周期内逐渐增加。

元素周期表的每一列称为一个组，元素周期表中的元素按照相似的性质分布在同一组中。

元素周期表按照一定的规律排列，这些规律反映了元素的原子结构和化学性质的周期性变化。

最著名的周期性性质是元素的物理性质和化学性质的周期性变化。

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。

元素周期表原子半径大小规律一、原子半径的定义在元素周期表中，原子半径是指原子中心核到最外层电子轨道边缘的距离，通常以皮克米（pm）为单位来表示。

原子半径大小与原子序数有密切关系，随着原子序数的增加，原子半径通常呈现出一定的规律性变化。

二、原子半径随原子序数增加的规律1.周期性变化：在元素周期表中，原子半径随着原子序数从左至右逐渐减小，这是由于电子轨道外层电子数增加导致原子半径减小的原因。

2.主族元素的变化：主族元素的原子半径随着原子序数增加而逐渐增加，例如第一周期的锂、钠、钾等元素原子半径逐渐增大。

3.周期表周期之间的关系：在同一周期内，原子序数越大的元素原子半径越小，因为原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，使得原子半径减小。

三、原子半径大小的影响因素1.电子层次：电子层次的增加会使得原子半径增大，因为外层电子的屏蔽效应增强，原子核对外层电子的吸引作用减弱。

2.原子核电荷：原子核电荷增大会使原子半径减小，因为增大的正电荷会更强烈地吸引外层电子。

3.相对电子数：原子核周围的电子数量增多，原子半径变大；原子核周围的电子数量减少，则原子半径减小。

四、特殊情况下的原子半径规律1.同一族元素的比较：在同一族元素中，随着原子序数增加，原子半径逐渐增大。

例如，同为碱金属的锂、钠、钾的原子半径逐渐增大。

2.原子半径异常增加：有些元素的原子半径与其在周期表中所处位置不符合规律，可能由于特殊的电子构型或其他因素导致。

五、结论通过对元素周期表中原子半径的规律性变化的分析，我们可以清晰地看出原子半径随着原子序数的增加呈现出周期性变化的趋势。

这种规律性的变化不仅有助于我们理解元素之间的化学性质和反应规律，也为我们深入研究原子结构提供了重要的参考依据。

元素周期表半径怎么看
元素周期表中的原子半径（Atomic Radius）是一个重要的物理量，它是用来
描述原子大小的指标。

原子半径与元素在周期表中的位置有着密切的关系，一般来说，原子半径会随着周期表中向下和向左方向增大而增大。

在讨论原子半径时，我们通常关注的是原子的有效半径（Effective Radius），即原子核周围最外层电子的
平均距离。

原子半径的趋势
•向下趋势:
在同一族元素中，随着周期数的增加，原子半径会增加。

这是因为新周期中的电子壳层数量增加，电子云的平均半径增大。

•向左趋势:
在同一周期中，由于核电荷数的增加，电子云对核的引力增强，原子半径会减小。

这导致元素周期表中右侧元素的原子半径较小。

如何通过元素周期表确定原子半径
1.沿周期表的同一周期比较:
在同一周期的元素中，从左到右原子序数增加，原子半径一般会减小。

例如，第二周期的锂（Li）的原子半径大于铍（Be），但小于硼（B）。

2.沿周期表的同一族比较:
在同一族元素中，从上到下原子序数增加，原子半径一般会增大。

例如，第一族元素氢（H）的原子半径小于铷（Rb），但大于铍（Cs）。

3.原子半径的趋势总结:
可以根据原子半径的趋势，利用元素周期表上的位置大致推断不同元素的原子半径大小关系。

这对于理解元素性质、化学键的形成等具有重要意义。

通过学习元素周期表中原子半径的趋势，我们可以更好地理解不同元素之间的
关系，为化学反应和物质性质提供理论基础。

以上是关于元素周期表半径的简要介绍，希望对您有所帮助。

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。