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

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。

高中化学常识：元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。

周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。

元素周期律如下：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。

1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的(2)递增，元素原子的半径递减;(3)同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

总说为：左下方>右上方(注)：阴阳离子的半径大小辨别规律(4)由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以，总的说来，同种元素的：(5)阳离子半径<原子半径<阴离子半径(6)同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐增加;(7)同主族内离子半径逐渐增大。

(8)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

(不适合用于稀有气体)(9)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，第二周期的O、F(O无最高正价，F无正价，除外)元素除外;(10)最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。

(11)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一(仅限除O，F的非金属)2.元素的金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增;(1)单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强;(2)单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定;(3)最高价氧化物对应水化物(含氧酸)酸性越强。

同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减;(4)单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;(5)单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应;(6)最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性越强。

同周期元素随着原子序数的递增原子半径逐渐减小元素是构成所有物质的基本单位。

根据元素在周期表中的位置，它们的性质和原子结构会有一定的规律性。

在同一个周期内，原子序数递增时，原子半径通常会呈现逐渐减小的趋势。

这个规律反映了元素内电子排布方式的变化，从而影响到原子的大小。

原子半径的概念和影响因素原子半径是指原子核到最外层电子轨道最外端电子之间的距离。

原子半径大小受到多种因素的影响，包括核电荷数、电子层布局等。

在同一个周期内，原子核电荷数递增，对外层电子的吸引力增加，导致电子靠近原子核，原子半径减小。

同周期元素原子半径变化规律的解释以第二周期元素为例，从锂到氖，电子层逐渐增加，原子序数递增。

在这个过程中，原子核电荷数也在增加，但是由于电子在不同的能级或轨道上，不同电子层的屏蔽效应不同，因而吸引外层电子的力逐渐增强。

这导致了在同一周期中，随着原子序数增加，原子半径逐渐减小的趋势。

实际案例分析：第二周期元素以第二周期元素氢、氦、锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟、氖为例，这些元素的结构和性质有许多共同之处。

但是，当我们观察它们的原子半径变化时，我们会发现随着元素的原子序数增加，原子半径逐渐减小。

这一规律与上文提到的原子核电荷数增加、外层电子受核吸引力增强有关。

结论在同一个周期内，随着元素的原子序数递增，原子半径通常会呈现逐渐减小的趋势。

这种趋势反映了元素内部电子结构的变化，也是周期表规律的重要体现之一。

通过研究和理解同周期元素原子半径的变化规律，我们能更深入地认识元素之间的相互关系，为元素化学性质和反应提供理论基础。

人教版高中化学必修二《元素周期律》教案教学设计一、设计思路根据建构主义和STSE基本原理，本课教学设计思路如下：首先，通过纸牌游戏创设情境，引导学生得出通过分类易于观察得到其中的变化规律，再结合化学学科中元素导入新课；接着将核电荷数1～18的元素，按照核外电子排布情况列表，利用图表请学生观察并讨论随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布、原子半径、化合价的变化规律，其中原子半径结合学生生活经验以穿衣服为喻进行理解，化合价的变化通过之前学习的碱金属与卤素进行知识迁移；然后，用实验对钠、镁、铝的金属性进行探究，进而学习金属性与非金属的变化规律；最后补充元素周期律的概念和本质，并进行巩固练习和课堂总结。

二、前期分析（一）、学习任务分析本节内容选自人民教育出版社出版的高中化学教材第五章《物质结构》的第二节，共两个课时。

本节课为该节内容的第一课时，主要内容包括元素周期律的概念和本质，以及随着元素原子序数的递增原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性所呈现的具体规律等内容。

课程在前面几节已经介绍了原子的组成、核外电子排布示意图，并系统介绍了碱金属和卤素，其中的知识内容及初步体现的分类思想，为本节课元素周期律中关于原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性等相对抽象知识的教学打下了基础，同时更为接下去元素周期表和其他元素及元素化合物的学习做铺垫，是高中化学学习的一个重要部分。

教学重点：知道元素周期律的概念，描述及运用原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律教学难点：描述及运用原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律（二）、学习者分析学生在课程的前面几章学习了原子的组成以及原子核外电子排布示意图，易于从核外电子排布的角度理解元素周期律。

而对于碱金属和卤素等具体元素的学习，一方面初步形成元素及其化合物学习中的分类思想，另一方面也具备了部分元素随元素原子序数的递增而呈现的规律，易于进行知识迁移。