第2节 原子结构与元素的性质

二、同周期主族元素主要性质变化规律
元素周期表中，同周期的主族元素从左向右，最高化合价从 +1→+7（氧、氟元素例外），最低化合价从-4→-1。金属性 逐渐减弱；非金属性逐渐增强。 (1)从化合价角度看，金属元素没有负价，ⅠA、ⅡA、ⅢA族 金属元素的化合价只有+1、+2、+3，没有可变化合价；ⅣA族 碳元素主要有-4、+2、+4等化合价，硅元素主要有-4、+4价； ⅤA族元素变价较多，如氮元素有-3、-2、+1、+2、+3、+4、 +5等化合价，磷元素主要有-3、+3、+5等化合价；ⅥA族氧元 素的主要化合价为-2、-1，在氟化物中显正价，硫元素有-2、 -1、+4、+6等主要化合价；ⅦA族氟元素无正价，氯元素有-1、 +1、+4、+5、+7价等主要化合价；氢元素主要化合价有+1、1。 (2)除Ⅷ族、ⅠB族及氧、氟外，元素的最高正化合价一般等 于它的族序数；非金属元素的最高正价与其最低负价的绝对 值之和为8
4.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原 子序数依次增大，其最高价氧化物的水化物酸性依次增 强，则下列判断正确的是（ C、D） A. 原子半径按X、Y、Z顺序增大 B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强 C. 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 D. 氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
元素周期表的分区简图
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0
1 2 3 4 5 6 7
ⅢB
ⅣB
ⅤB
Ⅵ B
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
s区 区
p区 区 d区 区 ds区 区
镧系 锕系
f区 区
各区元素特点： 各区元素特点： 包括元素
ⅠA、ⅡA族 s区 ⅠA、ⅡA族 ⅢA～ p区 ⅢA～零族 ⅢB～ d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～8ns2 ds区 ⅠB、ⅡB族 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2
第二节 原子结构与元素的性 质
第二课时：元素周期律
一、元素周期律
1. 定义：元素的性质随着元素原子序数（核电荷数）的 递增而呈现周期性的变化，称为元素周期律。 2. 实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子 排布的周期性变化的必然结果。 3. 核外电子排布的周期性变化：随着核电荷数的增加， 原子最外层电子数从1增加到8而呈现周期性的变化（第一 周期是从1增加到2），最外层电子（价电子）排布由ns1 到ns2np6（第一周期是1s1到1s2）呈现周期性变化
+2 +2 +3 +7 +5
Mg Ca Ga Mn P
二、 元素周期表的分区 1. 按原子结构分区 按核外电子排布式中最后填入电子的能级的符号可将元 素周期表分为s、p、d、f4个区，而IB、IIB族这2个纵行 的元素的核外电子因先填满了(n-1)d能级而后再填充ns 能级而得名ds区。
ⅠA Ⅱ A
2 8 8 18 18 32 未满
由于随着核电荷数的递增， 由于随着核电荷数的递增， 电子在能级里的填充顺序 遵循构造原理， 遵循构造原理，元素周期 系的周期不是单调的， 系的周期不是单调的，每 一周期里元素的数目不总 是一样多， 是一样多，而是随着周期 序号的递增渐渐增多 渐渐增多， 序号的递增渐渐增多，同 时，金属元素的数目也逐 渐增多。因而， 渐增多。因而，我们可以 把元素周期系的周期发展 形象的比喻成螺壳上的螺 旋。
2. 金属元素和非金属的分区 将周期表中硼、硅、砷、碲、 砹与铝、锗、锑、钋之间画 一条虚线，虚线的左面是金 属元素，右面是非金属元素。 （硼-砹分界线） 处于非金属三角区边缘的元素既能表现出一定的非金属 性，又能表现出一定的金属性，因此，这些元素常被称 之为半金属或准金属。
三、 元素周期表的规律 1. 相等规律 核电荷数=质子数=原子序数； 能层数=周期序数； 基态原子的最外层电子数=主族序数=最高正价=8-|最 低负价|（金属元素无负价，氧无最高正价、氟无正价）
3.同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是（ D ） A. 16 B. 26 C. 36 D. 46
4. 递变规律和相似规律 同周期，电子层数相同，质子数越多→原子半径越小→ 原子核对核外电子的吸引力越强→原子失电子能力减弱， 得电子能力增强→元素的金属性减弱，非金属性增强→ 气态氢化物稳定性增强→最高价氧化物的水化物的酸性 增强，碱性减弱； 同主族，电子层数越多→原子半径越大→原子核对核外 电子的吸引力越弱→原子失电子能力增强，得电子能力 减弱→元素的金属性增强，非金属性减弱→气态氢化物 稳定性减弱→最高价氧化物的水化物的酸性减弱，碱性 增强； 在元素周期表中，对角线上的元素的化学性质相似（对 角线法则，如：Li与Mg，Be与Al等）
相应元素的族序数排列从左到右依次为：ⅠA、ⅡA、 ⅢB～ⅦB、Ⅷ、ⅠB～ⅡB、ⅢA～ⅦA、0族
碱金属元素基态原子的电子排布
碱金属 原子 序数
周期
基态原子的电子排布
1s22s1或[He]2s1 1s22s22p63s1或[Ne]3s1 1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1 1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1 1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1 或[Xe]6s1
族
纵行） （纵行）
副族： 副族： 完全有长周期元素构成的族（ 完全有长周期元素构成的族（第Ⅷ族
除外） 除外），ⅠB~ⅦB共七个副族 Ⅶ 共七个副族
第VIII 族：三个纵行 、9、10），位于Ⅶ B 与 三个纵行(8、 、 ），位于Ⅶ ），位于
ⅠB中间 中间 稀有气体元素
0族： 族 主族序数=最外层电子数=价电子数=最高正价数 主族序数=最外层电子数=价电子数=
表中位置
同主族 同周期 相似性
元素性质
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强） 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
5. (1)下表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中 用实线补全元素周期表边界。
6. 原子结构、元素性质和位置关系规律 原子结构
原子序数 = 核电荷数 周期数 = 电子层数 主族序数 = 最外层电子数 电子层数 最外层电子数 元素金属性、 元素金属性、 非金属性强弱
（主族）最外层电子数 = 最高正价 主族） 最外层电子数－ 最外层电子数－8 = 最低负价
同位素－ 同位素－化学性质相同
5. 预测规律 (1)由第一至第六周期分别有2、8、8、18、18、32(2n2) 种元素，可以预测： ①若第七周期填满，也将有32种元素（87～118）； ②第五电子层最多可排布50个电子，则第八周期可以排 布50种元素（119～168）。(8s25g186f147d108p6)。 (2)预测位置 (3)预测类别 ①第二至第六周期的最后一种金属元素分别出现在IIA族、 IIIA族、IVA族、VA族、VIA族，即主族序号与周期序数 相同，则第七周期VIIA族、第八周期0族将是它们所在周 期的最后一种金属元素； ②据第二至第六周期分别有6、5、4、3、2种非金属元素， 则第七周期只有1种非金属元素，第八周期无非金属元素； 则非金属元素共有23种。
族与价电子 数关系
族序数等于 价电子数目
－
ⅢB～ⅦB族 ～ 族 序数等于价 电子数目， 电子数目， ⅠB、ⅡB族 、 族 序数与s轨道 序数与 轨道 电子数相等
－
外围电子构型 3s2 4s2 4s24p1 3d54s2 3s23p3
周期序数
族序数
最高化合价
元素符号
三 四 四 四 三
IIA IIA IIIA VIIB VA
3.原子的电子排布与族的划分 周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”， 这是由于这些能级上的电子可在化学反应中发生变化， 这些电子称为价电子。 在周期中有18个纵列,除零族元素中He（1s2）与其它稀 有气体ns2np6不同外,一般说来,其它每个族序数和价电子 数是相等的。 主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族序数=（n-1)d+ns的电子数=价电子 数
（3）可见各周期所含元素的种数等于相应能 ） 级组中各轨道中最多容纳的电子数之和
周期 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 相应能级组中 所含能级 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 未完 电子最大容量数
2 8 8 18 18 32 未完
锂 钠 钾 铷 铯
3 11 1Байду номын сангаас 37 55
二 三 四 五 六
2.原子的电子排布与周期的划分 (1)结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素(除第 一周期外)是碱金属, 最外层电子排布为ns1,每一周期的最 后一种元素都是稀有气体, 这些元素的最外层电子排布除 He为1s2 外,其余都是ns2np6. (2)观察周期表发现周期表中周期序数等于该周期中元素 的能层数.
2. 奇偶规律
奇数族主族元素的原子序数均为奇数，化合价一般为 奇数（N、Cl等有偶数价）； 偶数族主族元素的原子序数均为偶数，化合价一般为 偶数（C、S等有奇数价）；
3. 序差规律 同主族相邻元素的原子序数差与主族序数有关。IA～ IIA族的元素相差上一种元素所在周期包含的元素种数； IIIA～0族的元素相差下一种元素所在周期包含的元素种 数（如Na和K相差8，Cl和Br相差18）； 同主族不相邻元素的原子序数差也与主族序数有关。 IA～IIA族的元素原子序数差数可能是2、8、8、18、18、 32中连续的一个或几个数之和（如10、16、34等）； IIIA～0族的元素原子序数差数可能是8、18、18、32中 连续的一个或几个数之和（如26、36、44等）