第二节 元素周期律

有气泡产生,滴有酚酞的水溶液变为红色。
Mg+2H2O ===Mg(OH)2+H2↑
回忆钠与水的反应的现象，比较钠和 镁与水反应的难易程度。
与水剧烈反应，并有气泡产生。滴有酚 酞的水溶液变红色
2Na+ 2H2O=2NaOH+H2↑
实验二
分别将去了氧化膜的铝条和镁条放入适量的 2mol/L的盐酸，观察实验现象，并写出离子方 程式。
核外电子的排布规律 1.核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层 里，然后由里往外，布在能量较高的电子层里 （能量最低原理）
2.各电子层最多能容纳的电子数为 2n2
3.最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 时不能超过 2 ）。 4.次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电 子数不能超过 32
二、元素周期律
导入新课
回忆上一节内容，回答：
原子是由 原子核 和 核外电子组成的 画出碱金属元素Na和K的原子结构示 意图，并观察他们的电子层结构。 Na
+11 2 8 1
K
+19 2 8 8 1
第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排布 二、元素周期律 三、元素周期表和周期律的应用
一、原子核外电子的排布
电子层定义： 多个电子的原子里，电子分 别在能量不同区域内运动。我们 把不同的区域简化为不连续的运 动层，也称作电子层。
Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O Al2O3+2OH– = 2AlO2– +H2O
三氧化二铝为两性氧化物
金属性强弱的判断依据：
单质与水反应的难易程度
单质与酸反应的剧烈程度
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
元素符号
Si 高温
P 磷蒸气
S 加热
Cl
单质与H2 化合的条件
元素周期律的实质：
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电 子排布呈周期性变化的必然结果。 元素化合价与元素在周期表中的位置的关系:
元素的最高正价=最外层电子数=族序数
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+ |最低负价|= 8
金属性
Na > Mg > Al
两性氢氧化物
既能跟酸反应，又能跟碱反应的氢氧ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ物， 叫作两性氢氧化物。
氢氧化铝与酸的反应 Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ + 3H2O 氢氧化铝与碱的反应 Al(OH)3 + OH– = AlO2– + 2H2O 氢氧化铝为两性氢氧化物
两性氧化物
既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成 盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。
课堂小结
元素“位、构、性”之间的关系
位置： 周期序数 族序数 反映 推测 推测
反映
原子结构： 原子半径 电子层数 最外层电子数
决定
反映
性质： 主要化合价 得失电子能力
元素周期律的定义：元素的性质随着元素 原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫元素 周期律 元素周期律的内容： 随着原子序数的递增：
核外电子排布的周期性变化 原子半径的周期性变化 元素化合价的周期性变化
当电子层数相同时，核电荷数的影响较大。
3、核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子半 径有增大的倾向。
练习
试比较 O2核电荷数 电子总数 电子层数
FO28 10 2
Na+ Mg2+ Al3+ 的半径大小
F9 10 2 Na+ 11 10 2 Mg2+ 12 10 2 Al3+ 13 10 2
随着原子序数的递增： 1、核外电子排布呈周期性变化(最外层电子 数 1→8; K层电子数 1→2) 2、原子半径呈周期性变化( 大→小;稀有气体 元素突然增大) 3、元素化合价呈周期性变化(化合价： +1→+7 －4→－1；稀有气体元素为零）
实验一
将去掉氧化膜的Mg条放在沸水中。描述 现象，写出化学方程式
周期表中位置 : 第七周期 VI A族
核外电子层数: 7 最外层电子数:6 最高正价:+6 最高价氧化物:MO3 最高价氯化物:MCl6 应为放射性元素
2、根据原子结构推测元素在周期表中的位置。
例：
该元素应在周期表中的第六周期，第ⅦA族
3、在周期表中给金属元素和非金属元素分区
1 2 3 4 5 6 7
10
Ne 0
11
Na +1
12
Mg +2
13
AI +3
14
Si +4 -4
15
P +5 -3
16
S +6 -2
17
Cl +7 -1
18
Ar 0
前十八位元素的主要化合价。
元素的化合价与最外层电子数的关系：
稀有气体化合价均为0
最高正价数值=最外层电子数（ F、O不显正价）
负价的绝对值=8-最外层电子 数（金属元素无负化合价）。 金属元素无负价（除零价外，在化学反应 中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元 素。
O2- ＞F- ＞Na+＞Mg2+＞Al3+
电子排布相同的离子，离子半径 随着核电荷数的递增而减小。
原子半径和离子半径与核电荷数、电 子层数以及电子数的关系
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数 越多的，半径越大 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径 越小 3、阴离子半径大于对应的原子半径 4、阳离子半径小于对应的原子半径 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷 数的递增而减小。
镁条与酸反应较剧烈；铝条与酸反应没有镁 条剧烈。
Mg+2H+==Mg2++H2↑
2Al+6H+==2Al3++3H2↑
比较钠、镁、铝最高氧化物对应水化物（氢氧 化物）碱性强弱
原子序数
元素符号
11
Na
12
Mg
13
Al
单质与水(或酸) 冷水剧 反应情况 烈
氢氧化物碱性 强弱 NaOH 强碱
热水较快 盐酸较快 盐酸剧烈 Mg(OH)2 Al(OH)3 中强碱 两性氢氧化物
Na
Mg Al Si P S
Cl
从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 原子结构解释： 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。
元素周期律
定义：
元素的性质随着元素原子序数的递增 而呈周期性变化的规律叫元素周期律。
实质：
元素性质的周期性变化是元素原子的核 外电子排布呈周期性变化的必然结果。
三、元素周期表与元素周期律的应用
门捷列夫预言了锗的存在和性质，多年后得 到证实。 预测 相对原子质量 72 密度/ 5.5 氧化物 MO2 氧化物密度/ 4.7 氯化物 MCl4 氯化物熔点 /℃ < 100 锗 72.6 5.32 GeO2 4.72 GeCl4 84
1、 根据元素在周期表中的位置推测其原子 结构和性质。 例：预测原子序数为 116的元素的原子结构 和性质？
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 径呈周期性变化
同一周期（从左到右）：大 气体除外） 同一族（从上到下）：小 小（稀有 大
稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体 原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法 不同。
影响原子半径大小的因素?
最主要因素
1、电子层数：电子层数越多，原子半径越大 2、核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
元素周期表中非金属性最强的元素是？它在 元素周期表中的位置？（不考虑放射性元素）
答案：F、第二周期 ⅦA族
4、指导科学研究和生产实践 制造新农药—非金属F、Cl、S、P等 寻找新半导体材料—金属与非金属分界线附 近Si、Ge等 寻找新催化剂—过渡金属
寻找耐高温、耐腐蚀材料—过渡金属工业
致冷剂的研制
Mg的原子结构
通常能量高的电子在离核较远的区域运 动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
电子层的表示方法： 用n=1、2、3、4、5、6、 7表示。 从内到外依次用K、L、 M、N、O、P、Q表示。
电子层模型示意图
1～18号元素原子核外电子分布图
通过对1～18号元素的原子结构示意图的 比较，
练习
在目前发现的元素中，除了氢元素以外，半径最 小的是何种元素？
氟（ F）元素
除了稀有气体元素以外，半径最大 的是何种元素？
钫（Fr）元素
原子 序数 元素 符号 化合 价
1
H +1
2
He 0
3
Li +1
4
Be +2
5
B +3
6
C +4 -4
7
N +5 -3
8
O -2
9
F -1
原子 序数
元素 符号 化合 价
光照或点 燃发生爆 炸而化合 HClO4 最强酸
最高价氧化 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 物对应水化 极弱酸 中强酸 强酸 物的酸性
非金属性：Si < P < S < Cl
非金属性强弱判断依据：
单质与氢气反应形成气态氢化物的难易程度
气态氢化物的稳定性
最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 非金属性逐渐增强 B 非 金 金 属 Al Si 属 性 性 Ge As 逐 逐 Sb Te 渐 渐 增 Po At 增 强 强
金属性逐渐增强