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第一讲元素周期性

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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件

(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论

元素周期律(第1课时)

元素周期律(第1课时)

云课堂核心理念：整合资源教自主合作学教师点拨导当堂分层练云课堂导学案....据此设计配套课件正 价 最 低负 价结论2：随着原子序数的递增，元素 也呈现周期性变化。

[深入探究]（1）分析原子序数为11～17的非金属元素的最高正化合价和最低负化合价的变化规律得出二者的关系________________________________________________（2）原子序数为11～17的主族元素的最高正化合价和最低负化合价的数值与原子最外层电子数的关系是_________ 3原子半径的周期性变化规律：同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 （___________外）。

结论3同一周期元素，随着原子序数的递增，元素____________________呈现周期性变化 归纳::随着______________的递增，元素原子的 ____ 、 _______ 、 ________________都呈现周期性变化。

元素符号 H He 原子半径nm 0.037 ─ 元素符号 LiBeBC NOFNe原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 ─ 元素符号 NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.186 0.160 0.143 0. 117 0.110 0.102 0.099 ─四、小结：本节课主要内容（重点展示）： 同周期元素性质递变规律D 、堂清训练卷（分ABC 三个等级，时值约15分钟）基础巩固（A ）1下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?A B C D能力提升（B）2.下列递变情况中不正确的是（）A.钠、镁、铝原子的最外层电子数依次增多B.硅、磷、硫、氯元素的最高正化合价依次升高C.碳、氮、氧、氟的原子半径依次增大D.锂、钠、钾、铷的电子层数依次增多思维拓展（C）3.某元素原子核外有3个电子层，该元素最高正化合价与最低负化合价绝对值相等，则这种元素的名称是，元素符号为，最高价氧化物的化学式为，气态氢化物的化学式为。

元素周期律 ppt课件

元素周期律 ppt课件
练习：以3-9号元素和11-17号元素为例，寻 找这些元素的最高价和最低价。
结论：每一横行，从左至右最高正价会重复 出现+1价至+7价；负价从-4价至-1价。呈 现周期性的变化。（不包括稀有气体）
3、元素的金属性和非金属性的变化
• 观察：每一横行从左至右金属性和非 金属性的变化规律。幻灯片 9
• 结论：每一横行从左至右都是以金属 元素开始逐渐递变到非金属元素，以 稀有气体结束，并且呈现周期性的变 化。
从以上事实，可以归纳出这样一 条规律：元素的性质随着原子 序数的递增而呈周期性的变化。 这个规律称为元素周期律。
二、核外电子排布的周期性
思考： 1—2号元素的原子最外层电子的排布情况 最外层电子数：1—2（稳定结构） 3—10号元素的原子最外层电子的排布情况 最外层电子数：1—8（稳定结构） 11—18号元素的原子最外层电子的排布情况 最外层电子数：1—8（稳定结构）
一、元素性质的周期性变化
1、原子半径的周期性变化： 结论：每一横行从左至右元素的原子半径由
大变小，呈现周期性的变化。（不包括稀 有气体元素） 思考：a.比较金属钠和氯原子的半径大小。
Na>Cl b.比较氟原子、镁原子、硫原子的半 径大小。
Mg>S>F
2、元素主要化合价的周期性变化
分析：寻找元素最高价可以从元素的最高氧 化物的化学式中求得；最低价可以从元素 的气态氢化物的化学式中求得。
• 你怎么称呼老师？
• 如果老师最后没有总结一节课的重点的难点，你 是否会认为老师的教学方法需要改进？
• 你所经历的课堂，是讲座式还是讨论式？ • 教师的教鞭
• “不怕太阳晒，也不怕那风雨狂，只怕先生骂我 笨，没有学问无颜见爹娘 ……”

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律课件PPT

《元素性质的周期性变化规律》元素周期律课件PPT

【名校课堂说课稿】《元素性质的周 期性变 化规律 》元素 周期律 课件PPT -最新 版本PPT 导学课 件
知识铺垫
新知预习
自主测试
课前篇自主预习
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。
课前篇自主预习
知识铺垫
新知预习
自主测试
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。 (1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减 小。 ( ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( ) (3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越 强。 ( ) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( ) (6)元素的氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金 属性越强。 ( ) (7)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后,水溶液均为酸性。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
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知识铺垫
提示Na与冷水可剧烈反应,并放出大量热;Mg与冷水反应缓慢,而 与沸水可剧烈反应;Fe与冷水、沸水都不反应,但在高温下可与水 蒸气反应。
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元素周期律(第1课时)课件1.ppt

元素周期律(第1课时)课件1.ppt

④电子层排布相同的离子，核电荷数越大， 半径越小。
三、元素化合价的周 期性变化
元素的化合价
原子序数
化合价的变化 ＋1 0
1～2
3～10 11～18
＋1
＋1
＋5 －4 ＋7 －4
－1 －1
0 0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。
三、元素化合价的周 期性变化
随着元素原子序数的递增，元素 的最高化合价从+1递增到+7，最低化 合价从-4递增到-1的周期性变化。
原子半径的变化 逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
二、原子半径的周期 性变化
随着元素原子序数的递增，元 素原子半径呈现周期性变化。
半径比பைடு நூலகம்的规律：
①原子电子层相同时，最外层电子数越多， 半径越小 ②最外层电子数相同时，电子层数越多， 半径越大 ③阳离子半径<对应的原子半径， 阴离子半径>对应的原子半径
最高正价数==最外层电子数
（除氧、氟及稀有气体）
元素的负价=最外层电子数-8
原子半径
元素周期律
思考
通过对1～18号元素的原子结构示意图的比 较，分析原子的核外电子层数和最外层电子数 的变化有何规律﹖
原子序数
电子层数
最外层 电子数 1 1
达到稳定结 构时的最外 层电子数
1～2 3～10 11～18
1 2 3
2
8
2
8 8
1
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外 层电子排布呈现 周期性 变化。
一、核外电子排布的 周期性变化
1. 随着元素原子序数的递增， 元素原子的最外层电子数呈现1 到8递增的周期性变化。

《元素周期律》 讲义

《元素周期律》 讲义

《元素周期律》讲义一、什么是元素周期律在化学的奇妙世界里，元素周期律就像是一座指引我们探索元素奥秘的灯塔。

那么，究竟什么是元素周期律呢？元素周期律指的是元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

这可不是一句简单的话，里面蕴含着丰富的化学知识。

我们先来说说原子序数。

原子序数是按照元素原子核内质子数的多少对元素进行的编号。

质子数决定了元素的种类，所以原子序数也就成了元素的一个重要特征。

而元素的性质，包括了原子的半径、化合价、金属性和非金属性等等。

随着原子序数的增加，这些性质会有规律地重复出现。

比如说，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大。

化合价也有着特定的变化规律，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

二、元素周期表的结构了解了元素周期律，就不得不提到元素周期表。

元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

元素周期表就像一个大棋盘，把各种元素有条不紊地排列在其中。

它有横行和纵列。

横行称为周期，目前共有 7 个周期。

第一周期只有两种元素，氢和氦，是最短的周期。

第二、三周期各有 8 种元素。

第四、五周期各有18 种元素。

第六周期有 32 种元素，这是因为其中包含了镧系元素。

第七周期目前还没有排满。

纵列称为族，共有 18 个纵列，分为 16 个族。

7 个主族，用 A 表示，分别是ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA。

7 个副族，用 B 表示，分别是ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB。

还有一个第Ⅷ族，包括 3 个纵列。

最后一个是 0 族，也就是稀有气体元素所在的族。

元素周期表的结构非常有规律，这种规律让我们能够更好地理解和预测元素的性质。

三、元素周期律的表现1、原子半径的变化规律原子半径是描述原子大小的一个重要参数。

在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。

比如说，在第三周期中，钠原子的半径大于镁原子的半径，镁原子的半径又大于铝原子的半径。

人教版高中化学必修一《元素周期律》物质结构元素周期律PPT精品课件-


栏目 导引
第四章 物质结构 元素周期律
实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管加入
向一支试管中 白色沉淀溶解，溶液变澄
2mL1mol/LMgCl2 溶液，然后滴加氨
水，直到不再产生
滴加 2mol/L 盐 清。离子方程式为
酸，边滴加边振 __M__g_(_O__H_)_2＋__2_H__＋_____
荡
__=_=_=__M__g_2＋_＋__2_H__2O_____
结论
Si、P、S、Cl 的非金属性逐渐增___强__
栏目 导引
第四章 物质结构 元素周期律
3.元素周期律 (1)元素性质与原子结构的关系 在同一周期中，各元素的原子核外电子层数相同，但从左到右， 核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱， 得电子能力逐渐增强。因此，金属性逐渐_减__弱__，非金属性逐渐 _增__强__。
栏目 导引
第四章 物质结构 元素周期律
解析：选 B。A 项，4 种离子电子层结构相同，随着核电荷数增 多，离子半径依次减小，即 r(Al3＋)<r(Mg2＋)<r(Na＋)<r(O2－)，故 A 错误；C 项，Na、Mg、Al、S 的原子半径依次减小，故 C 错 误；D 项，Na、K、Rb、Cs 同属于第ⅠA 族，其原子半径 r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，故 D 错误；B 项，S2－和 Cl－核外电子 数相同，核电荷数 Cl>S，则离子半径 r(S2－)>r(Cl－)，Na＋和 Al3＋核外电子数相同，核电荷数 Al>Na，则离子半径 r(Na＋)>r(Al3＋)，电子层数 Cl－＞Na＋，则离子半径 r(Cl－)＞ r(Na＋)，故 B 正确。

《元素周期律》教用课件人教

讨论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子半径有什么变化规律？
结论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子核对电子的引力逐渐增加，原子半径逐渐减小。当 电子层数增加后，原子半径又逐渐减小。 既原子半径呈现周期性变化。
讨论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元 素的主要化合价有什么变化规律？
持续加热发生可逆反应， HI不稳定
弱
卤素单质的物理性质
单质 色态
F2
淡黄绿 气体
Cl2
黄绿 气体
深棕红
Br2 液体
(易挥发)
I2
紫黑 固体
(易升华)
熔沸点 溶解性
低 在在
水有
中
机 溶
溶剂
解中
度 较
溶 解 度
小较
高
大
溴水：橙黄色
溴的CCl4：橙红色 碘水：棕黄色 碘的CCl4 ：紫红色
卤素单质之间的置换反应：
第ⅣA 族：碳族元素 (碳C、硅Si、锗Ge、锡Sn、铅Pb) 第ⅤA 族：氮族元素 (氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi)
第ⅥA 族：氧族元素 (氧O、硫S、硒Se、碲Te、钋Po)
第ⅦA 族：卤族元素 (氟F、氯Cl、溴Br、碘I、砹At)
② 副族(B)：第3、4、5、6、7、11、12纵行的元素， 分别为第ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 、ⅠB、ⅡB族。
副族元素和第Ⅷ族元素都是金属元素，称为过渡金属
④ 第 0 族：第 18 纵行的元素。
0 族元素最外层电子数均达到饱和(氦为2，其余均为8)， 因此它们的化学性质稳定，一般不与其他物质反应，称 为 0 族元素，也就是稀有气体元素。
四、元素周期表中的“位”、“构”、“性”递 变规律

元素周期律(讲义)

元素周期律（讲义）一、知识点睛1.元素周期律元素的性质随着元素的递增而呈的变化，这个规律叫做元素周期律。

2.微粒半径大小规律①同主族，从上到下原子半径逐渐。

即电子层数越多，微粒的半径越。

②同周期，从左到右原子半径逐渐（稀有气体除外）。

即电子层数相同，核电荷数越大，原子的半径越。

③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，微粒半径越。

（如 F-> Na+> Mg2+> Al3+）④同种元素，原子半径阳离子半径；同种元素，原子半径阴离子半径。

即对同一元素，价态越高半径越。

（如：Fe2+>Fe3+）3.主族元素化合价规律（1）最高正价数=主族序数=最外层电子数如：2、3 周期主族元素的最高正价从+1 到+7 变化（O 通常显负价，F 没有正价）。

（2）最低负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA 族~ⅦA 族）如：2、3 周期主族元素的负价从-4 到-1 变化（金属元素没有负价）。

4.金属性和非金属性规律（1）同一周期元素，从左到右，原子失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强，则金属性越来越，非金属性越来越。

（2）同一主族元素，从上到下，原子失电子能力逐渐增强、得电子能力逐渐减弱，则金属性越来越，非金属性越来越。

（3）金属性和非金属性应用①元素的金属性越强，单质与水（或酸）反应置换出氢越_，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越_。

②元素的非金属性越强，单质与氢气化合越且生成的气态氢化物的稳定性越，元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越。

二、精讲精练1.下列元素中，原子半径最大的是（）A．C B．N C．Si D．Cl2.下列有关微粒半径大小的比较中，正确的是（）A．Na+>Na B．Cl-<ClC．S2->O2-D．K+<Na+3.下列微粒半径的比较中，正确的是（） A．Na<Si<S<Cl B．Cs<Rb<K<Na C．Na+<Mg2+<Al3+<F-D．Al3+ < Mg2+ < Cl-< S2-4.短周期元素 X、Y、Z 在周期表中的位置如图所示。

精选 《元素周期律》精品完整教学课件PPT

• r(Li)<r(Na)<r(K)<r (Rb)<r(Cs)
• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然 结果。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
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Pr
60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65
Tb
66 Dy 67 Ho 68
Er
69Tm
70 Yb 71
Lu
89 Ac 90 Th 91 Pa 92
锫 锎 锿 镄
Cf
99 Es 100 Fm 101Md 102No 103 Lr
钔 锘 铹
副族元素与过渡元素
副族元素较明确，除主族元素外（注意8族 的写法-Ⅷ ）的其他元素。过渡元素的概念较 活，不十分明确，较多书不将IB、ⅡB列入 过渡元素中。
维尔纳长式周期表
1 氢
3
IA 1 H
2
2 锂 铍 11 Na 12 Mg 3 钠 镁 IIIB
37
IIA Li 4 Be
IIIA IVA 5 B 6 C
13
VA VIA VIIA 7 N 8 O 9 F
15
氦
He
10 Ne 18 Ar
硼 碳 氮 氧 氟 氖
Al
14
4 钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 砷 硒 溴 氪
元素分区 长式周期表的主表从左到右可分为s区，d区， ds区，p区4个区；副表(镧系和锕系)是f区元 素
s
d f
ds
p
元素分区与原子的价电子构型
s区： ns1-2 IA、ⅡA p区： ns2np1-6 ⅢA- 0族 d区： (n-1)d1-9ns1-2 如：Cr3d54s1(价层） ⅢB - Ⅷ ds区： (n-1)d10ns1-2 IB、ⅡB f区：（n-2)f0-14 (n-1)d0-2ns2 ⅢB X2+ 的价电子构型为3d9 ， X原子属哪一区？ X原子价电子构型为3d104s1, X原子属ds区。
小结
周期：周期数=电子层数=最大n值=近似能级组组数 同周期左至右元素金属性降低，非金属性升高。 族：主族元素的族号数=最外层电子数（ns+np)=最 高氧化数（化合价） 副族元素的族号数大多=价电子数[（n1)d+ns]电子数 同族主族元素，从上至下，金属性增强，非金 属性减弱，副族元素，从上至下，金属性一般是减 弱的。
③ 磁量子数 (m) 对应与原子轨道（描述 不同的空间伸展方向） 取值 0,±1, ±2……±l ，受l制约, 共 有(2l+1) 个值 意义 表示电子云在空间的取向（一种 取向为一个原子轨道） 如l=2 则 m=0,+1,-1,+2,-2 共5种 取向
④ 自旋量子数 (ms ) 对应自旋电子 + 1/2 , - 1/2 、 或者↑↓表示。 知道了四个量子数，我们便可确定核外 某个电子的空间运动状态。
Rb
38 Sr 39
IVB VB VIB VIIB 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn Y
40 Zr 41 Nb 42 Mo 43
VIII 26 Fe 27 Co
IB IIB 28 Ni 29 Cu 30 Zn
铝 硅 磷 硫 氯 氩
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
57 La 58 Ce 59
Tc
44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49
In
50 Sn 51 Sb 52 Te 53
I
54 Xe
镧 铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽 镝 钬 铒 铥 镱 镥 锕 钍 镤 铀 镎 钚 镅 锔
U
93 Np 94 Pu 95Am 96 Cm 97 Bk 98
分析
① a=b+4（Li3N 3+4=7、AlF3 9+4=13、 Na3P 11+4=15、B2H6 1+4=5） ②a+b=8 NH3 7+1=8 ③a+b=30 AlCl3 13+17=30 ④a=b+8 ClF3 9+8=17 ⑤a=b+5 C2H6 1+5=6 设题：同上条件，改问符合a=b+4条件的共 有几种？答案：4种。
4、A 、B两元素，A 原子的 M 层和 N 层的 电子数分别比 B 原子的 M 层和 N 层的电子 数少 7 个和4 个 。写出 A 、B 两元素的名称 和元素符号，分别写出它们的电子排布式 。 ⑴ 因为B的N层比A的N层多4 个电子 ，这4 个电子必然要填入4 p轨道 (n+0.7l) 4s< 3d< 4p，所以B的3 d 轨道一定是全满的 。 因此B的K、L和M层均填满 。 ⑵ A的M层比B的M层少7个电子 ，所以A 的M层电子排布为3 s 2 3 p 6 3 d 3 ，这样A的 K、L层应全满 ，4 s 也全满 (∵ E3d >E4S ) ， 则可以推出A的电子排布式 ：
1 s 2 2 s 2 2 p 63 s 2 3 p 6 3 d 3 4 s 2 ⑶ B的N层比A的N层多4 个电子 ，A的N 层为4 s 2 ，则B的N层电子排布应为 4 s 2 4 p 4 ，即B的电子排布式 ：1 s 2 2 s 2 2 p 63 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4 p 4 最后可推知 ：A是钒(V) ，B是硒(Se) 。
1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f 5g
构 造 原 理
能级能量高低次序(存在“能级交 错”)
补充：近似能级组
徐光宪近似规则(n+0.7l)确定能量相近的能级为同一 能级组 n为主量子数,l为副量子数。亚层的符号及对应数值： l=0, s轨道; l=1,p; l=2,d; l=3,f; l=4,g。 例如：第四能级组4s3d4p 按(n+0.7l)计算数值为：4.0，4.4，4.7 近似能级组是元素划分周期的依据。 失电子次序按(n+0.4l)计算，能量高的先失。 4s、3d共存时，先失4s电子。
4个量子数（补充）
4个量子数 ① 主量子数 (n) 描述电子的主层-能层 取值 n=1, 2, 3,4,5,6,7…… 符号 K,L,M,N,O,P,Q……. 意义 a,表示电子能量的高低 ;b,表示 电子离核远近
② 角量子数 （l） 对应于能级,描述电子亚层 取值 l=0, 1, 2, 3, 4, ……(n-1)受 n 制约 符号 s, p, d, f, g 意义 1.表示电子能级（亚层）的符号和数目； 2.表示电子云（轨道）的形状 s-球形； 3.在多电子原子中,l与n共同决定电 子的能量高低。:例如：E4s＜ E4p l=0 3s n=3 l=1 3p l=2 3d
基态原子组态（电子排布）
基态原子电子组态“遵循三原理”
1）、泡利原理 在同一原子内，不允许有四个量子数完 全相同的电子存在。 2）、洪特定律 在等价（简并）轨道上填充电子，将尽 可能多占不同轨道且自旋方向相同。
3) 能量最低原理 —— 基态原子是处于最低 能量状态的原子。半满、全满时，原子 的能量较低。 构造原理图
习题
A、B、C、D是短周期元素，A元素的最高价 氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到 离子化合物，1摩该化合物含有42摩电子，B 原子的最外层电子排布式为nsnnp2n。C、D 两原子的最外层电子数分别是内层电子数的 一半。C元素是植物生长的营养元素之一。 试写出： ⑴A、B元素形成的酸酐的化学式 ； ⑵D与A反应的化学方程式 ； ⑶A、C元素气态氢化物的稳定性大小 < （分子式表示）。
非金属三角区 周期系已知118种（09年）元素中只有23种非金 属（包括稀有气体），它们集中在长式周期表p 区右上角三角区内。
1 2 3 4 5 6 7
IA H 1
准金属 非金属
2
氢
IIIA 5 B
IVA 6 C
VA 7 N
VIA VIIA 8 9 O F
氦
10 18
He
Ne Ar
硼
13 31 49
基态原子电子组态(电子排布）
练习：17Cl 1s22s22p63s23p5 [Ne] 3s23p5 22s22p63s1 1 Na 1s [Ne] 3s 11 22s22p63s23p63d104s1 Cu 1s 29 [Ar] 3d104s1 22s22p4 [He] 2s22p4 O 1s 8 3+：[Ar] 3d5 Fe Fe 26
练习
1、写出5s1的4个量子数。 n=5,l=0,m=0,ms=+1/2或-1/2 2、写出3d1的4个量子数。 n=3,l=2,m=0或+1或-1或+2或-2，ms=+1/2或1/2 2、判断正确与否 ① n=3 l=3(× ) 0或1或2 ② n=2 l=0 m=+1 (× ) m=0 ③ 2d (× ) 相当n=2 l=2
碳
14
氮
15
氧
16 34 52
氟
17 35 53氖 氩源自36 KrAl Ga In Tl
铝 镓 铟
81
硅
32 50
Si Ge
磷 砷
51
P
硫
S
氯 溴
I
Cl Br
33 As
Se Te Po
锗 锡
硒 碲
84
氪
Sn
Sb
54
锑
83 Bi
碘
85 At
氙
86
Xe Rn
82 Pb
铊
金属
铅 114
铋
钋 116
砹
氡
118
处于非金属三角区边界上的元素兼具金属 和非金属的特性，有时也称“半金属”或“准 金属”，例如，硅是非金属，但其单质晶体为 具蓝灰色金属光泽的半导体，锗是金属，却跟 硅一样具金刚石型结构，也是半导体;又例如， 砷是非金属，气态分子为类磷的As4，但有金 属型的同素异形体，锑是金属，却很脆，电阻 率很高，等等，半金属的这类两面性的例子很 多。