5 O
6 P
7(能量逐渐升高) Q
（2）核外电子排布的规律
A. 能量最低原理 原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里， 然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里， 即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。 B. 各电子层排布规律 ①各电子层最多容纳的电子数目是2n2 ②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个） ③次外层电子数目不超过18个， 倒数第三层电子数目不超过32个 注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。 如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子， 而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。 2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布 3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
16 S
17 Cl
18 Ar 稀 有 气 体 元 素
非金属单质 与氢气反应
高 温
磷蒸气 与H2能 反应
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 极弱酸 中强酸 强酸 最强酸 物的酸碱性 氧化物 SiH4 H2S HCl 气态氢化 PH 3 很不 不很 物稳定性 稳定 不稳定 稳定 稳定 金属性和非 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性递变
D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元
素原子的核外电子排布相同
2．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是( D ) A．K＋和Na＋ B．CO2和NO2
C．CO和CO2
D．N2和CO
3. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是 （ C） A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-
4.元素的金属性和非金属性递变小结 非金属性逐渐增强
ⅠA 金 属 性 逐 渐 增 强 2 3
4 Li Na K
ⅡA
Be Mg Ca
ⅢA
B Al Ga
ⅣA
C Si Ge
ⅤA
N P As
ⅥA
O S Se
ⅦA
F Cl Br 非 金 属 性 逐 渐 增 强
5
6
Rb
Cs
Sr
Ba
In
Tl
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
19K +、 20Ca 2+
阴离子：
3-、 S2-、 Cl-、HSP 15 16 17
练习:
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、
+19 2 8 X 9
+3 1 2 X
+12 2 10 X
C、
D、
+54 2 8 18 20 X6 X
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电 子，该原子核内的质子数为（ B ） A、14 B、15 C、16 D、17 3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L 层电子数的1/2，则该元素的原子是（ B ） A、Li B、Si C、Al D、K
（三）元素化合价的周期性变化
元素
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F 10Ne
电子层 2 1 结构
化合价 元素 +1
11Na
2 2
2 3
2 4
2 5
2 6
2 7
2 8
+2
+3
+4 –4
14Si
+5 –3
15P
–2
16S
–1
17Cl
0
18Ar
12Mg 13Al
电子层 2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 4 2 8 5 2 8 6 2 8 7 2 8 8 结构 化合价 + 1 +2 +3
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子：
3-、 S2-、 Cl-、 K+、 Ca2+ P 15 16 17 19 20
5.含有10个电子的常见粒子 分子：
10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、
阳离子： 11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+ 阴离子： 7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH26.含有18个电子的常见粒子 分子： 18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6 阳离子：
（二）元素原子半径的周期性变化
主族元素原子半径的递变规律
主族 周期
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
1 2 A. 同周期主族元素： 从左到右原子半径依次减小 (除稀有气体） B. 同主族元素： 从上到下原子半径逐渐变大
3
4
5
6
7
1、原子半径大小比较
(1)同主族 从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大 (2)同周期主族元素 从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---原子半径越来越小(零族除外)
10
18 36 54 86
氖
氩 氪 氙 氡
Ne
Ar Kr Xe Rn
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素 荷数 名称 符号 2 氦 He 各电子层的电子数 K 2 2 2 2 2 2 L M N O P
10
18 36 54 86
氖
氩 氪 氙 氡
Ne
Ar Kr Xe Rn
8
8 8 8 8 8 18 18 18 8 18 32 8 18 8
第二节
1.核外电子运动的特点
(1)电子的质量极微小 （9.10910-31kg） (2)电子绕核运动是在原子这 样极其微小的空间中进行 （原子的直径约10-10m） (3)电子绕核作高速运动 （运动的速度接近光速， 约为108m/s）
元素周期率
一、原子核外电子的排布 [课本P13]
因此，电子绕核运动没有确定的轨道， 不能精确测定或计算电子在任一时刻 所在的位置，也不能描绘出其运动轨 迹，我们只能指出它在核外空间某处 出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。完全不同于宏观世界物体， 如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。
2.核外电子受力分析
在含多个电子的原子中： （1）一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力， 这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核； （2）另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥， 这个排斥力迫使电子彼此尽可能远离。 当吸引和排斥达成平衡时， 核外电子就分布在离核远近 不同的区域里运动，有不同 的能量。 离核近的电子能量低， 离核远的电子能量高。
I
At
金属性逐渐增强
元素性质的递变小结
元素性质 最外层电子数 电子层数 主要化合价 原子半径 失电子能力（金属性） 同周期（从左到右） 依次递增 相同 +1→+7 -4→-1 ↘ ↘ ↗ ↗ ↗ ↘ ↗ ↘ 由易到难 同主族（上到下） 相同 依次递增
4.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子 阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同 （1）与2He原子电子层结构相同的离子： -、 Li+、 Be2+ H 1 3 4
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子：
3-、 O2-、 F-、 Na+、 Mg2+、 Al3+ N 7 8 9 11 12 13
3.核外电子的排布 [课本P13]
（1）原子核外电子的排布 在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较 近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们 把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原 子核外分层运动，也称分层排布。
电子层(n): 1 K
2 L
3 M
4 N
4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n
为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是( A ) A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 B．R单质在常温下一定易溶于水
C．R可能是金属元素
D．R不能与氧气反应
5．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子 Xm＋和Yn－的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是 ( ) A．a＝b＋m＋n C．a＝b＋m－n B．a＝b－m＋n D．a＝b－m－n
2、离子半径大小的比较
(1)同主族 从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大 (2)同周期主族元素 ①阴离子半径大于阳离子半径 ②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小 (3)具有相同电子层结构的离子 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+ 18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+ m 。 答案：A
二、元素周期律
A.周期性: 循环往复，自然界普遍存在该现象 如：时间——周期性，简单的重复 生物进化——周期性，螺旋上升 B.元素的性质 ①原子核外电子排布 ②原子半径 ③元素主要化合价 ④元素的金属性和非金属性
......
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
小结：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比 较微粒半径的大小：
(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越
多，半径越大。
(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数
越大，半径越小。
(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电
子数越多，半径越大。
例：下列微粒半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<S D．Cs<Rb<K<Na