1、互动课堂疏导引导一、原子结构与元素周期表1.核外电子排布与周期的划分 第一能级组对应第一周期（短周期）原子的电子排布特点是1s12。该能级组仅含一个s轨道，至多能容纳两个电子，因此该周期只有两种元素。 第二、三能级组涉及s轨道和p轨道，分别对应第二、三周期（短周期），最外层电子从1个逐渐增加到8个。这两个周期的元素种数恰好是原子轨道数目的两倍。 第四能级组对应第四周期（长周期），从19号到36号共包含18种元素，其中过渡元素的原子中的电子逐渐填入3d轨道。该能级组所能容纳的电子数等于第四周期的元素种数，该周期的元素种数也是原子轨道数目的两倍。规律总结：原子核外电子排布与元素周期划分的本质联系：
2、一个能级组最多所能容纳的电子数等于一个周期所包含的元素种数，所以周期表中的7个周期分别对应7个能级组。各周期所包含的元素种数分别是2、8、8、18、18、32，第七周期为不完全周期。2.核外电子排布与族的划分通过观察和分析可以发现，族的划分与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。一般来说，同族元素的价电子数目相同。主族元素的价电子全部排布在最外层的ns或np轨道上。尽管同族元素的电子层数从上到下逐渐增加，但价电子排布完全相同，并且主族元素所在族的序数等于该元素原子的价电子数。例如，镁原子的价电子排布为3s2，镁元素属于A族。除氦元素外，稀有气体元素原子的最外层电子排布均为ns2np6。这种全充
3、满电子的结构是稀有气体元素原子具有特殊稳定性的内在原因。 对于过渡元素的原子，价电子排布为（n-1）d110ns2。由此可以看出，虽然同一副族内不同元素原子的电子层数不同，价电子排布却基本相同，而且BB族的价电子的数目仍然与族数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2，价电子数为7，对应的族序数为。价电子排布为（n-1）d68ns2的三个族统称为族。B和B则是根据ns轨道上有一个还是两个电子来划分的。二、元素周期律 元素周期律是本章的难点和重点，对于元素的周期性变化可用下表去理解和记忆。元素性质的递变关系性质同周期由左及右同主族由上及下能层（电子层）数相同逐渐增加原子半径逐渐减小逐渐增大第
4、一电离能逐渐增大逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小最大氧化数逐渐增大相等（等于族序数）得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强氧化性逐渐增强逐渐减弱还原性逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属形成气态氢化物的难易程度由难到易由易到难气态氢化物的稳定性由不稳定到稳定案例探究 如何比较微粒半径大小?1.当电子层结构相同时，核电荷数越多，半径越小；核电荷数越少，半径越大。如：半径比较：F-Na+Mg2+Al3+，NaMgAl。2.电子层数不同时，电子层数越多，半径越大；电子层数越少，
5、半径越小。如：LiNaKRbCs3.对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，核外电子数越少，半径越小。如：H-HH+。三、第一电离能的变化规律及原因 第一电离能的变化趋势如下图所示： 由上图可见，对同一周期的元素而言，从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现由小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。短周期元素的这种递变更为明显，这是同周期元素原子电子层数相同，但随着核电荷数增大和原子半径减小，核对外层电子的有效吸引作用依次增强的必然结果。同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越易失去电子。这是因为同主族元素原子的价电子数相同，原子半径逐渐增大，原子核对核外
6、电子的有效吸引作用逐渐减弱。过渡元素的第一电离能的变化不太规则，随元素原子序数的增加从左到右略有增加。这是因为对这些元素的原子来说，增加的电子大部分排布在（n-1）d轨道上，核对外层电子的有效吸引作用变化不是太大。 总之，第一电离能的周期性递变规律是原子半径、核外电子排布周期性变化的结果。四、元素的电负性及其变化规律1.电负性 衡量原子在分子中吸引成键电子的能力。并指定氟的电负性为4.0作为定量标度，再应用键能数据，对比求出其他元素的电负性，因此电负性是相对比值。2.电负性的变化规律（1）同一周期从左到右，电负性递增。（2）同一主族，从上到下，电负性递减。（3）副族元素的电负性没有明显的变化规
7、律。 说明：应用元素电负性一般只能定性说明问题：元素的电负性大，表示该元素的非金属性越强，金属性越弱；元素的电负性小，表示该元素的非金属性越弱，金属性越强。同一元素的不同氧化态有不同的电负性值。特定组合的基团有特定的电负性值。活学巧用1.已知某元素在周期表中位于第五周期A位置上，试写出该元素的基态原子的结构式、元素的名称、符号和原子序数。解析：由于元素位于第五周期，故电子的最高能级组为第五能级组即5s4d5p；元素是A族的，故最外层电子数应为6，故有5s25p4，这时4d一定为全充满的。电子排布式为Kr4d105s25p4，元素名称是碲，符号Te，核外电子数为52，故原子序数也应为52。答案：
8、Kr4d105s25p4、碲、Te、522.外围电子构型为4f75d16s2的元素在周期表中位置应是哪一族（ ）A.第四周期B族 B.第五周期B族C.第六周期B族 D.第六周期B族解析：最高主量子数为6，所以为第6周期。由5d16s2知在B族。答案：D3.甲、乙两元素原子的L层电子数都是其他层电子总数的2倍。下列推断正确的是( )A.甲与乙处于同一周期 B.甲与乙处于同一主族C.甲与乙的单质都是原子晶体 D.甲与乙的原子序数之和为18解析：由于甲、乙两元素原子的L层电子数为其它电子层电子总数的2倍，故有两种情况：L层未满，则有K层2个电子，则L层4个电子，该元素为C；L层排满为8个电子，由K层
9、2个电子，则M层为2个电子，该元素为Mg。故选D。答案：D4.运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是（ ）A.已知Ra是第七周期，A族的元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强B.已知As是第四周期，A族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应比Na与水反应更剧烈D.已知Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，故Cl的原子半径比Al的原子半径小解析：同主族元素从上至下形成的氢化物稳定性由强到弱，N和As是同主族元素，且As在N的下方，故AsH3稳定性应比NH3弱，B不正确。答案：B5.下列叙述不正确的是（ ）A.NaOH、M
10、g(OH)2、Al(OH)3的碱性逐渐减弱B.C、N、O、F原子半径逐渐减小C.Si、P、S、Cl最高正价逐渐升高D.Na、K、Mg、Al金属性逐渐减弱解析：金属K的金属性比Na强，故D选项叙述错误。答案：D6.已知：硫酸比次氯酸稳定 硫酸的酸性弱于高氯酸 H2S比HCl易被氧化 HCl比H2S更容易由单质合成 盐酸的酸性比H2S酸性强。上述事实能够说明硫的非金属性比氯弱的是（ ）A. B. C. D.解析：中酸的稳定性不能说明非金属性的强弱，可排除A、D选项；中酸不是最高价氧化物的水化物所对应的酸，也不能判定，B选项也不正确，故选C。答案：C7.已知An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1
11、)-具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是( )A.CDBA B.ABCDC.DCAB D.ABDC解析：An+、B(n+1)+、Cn-、D(n+1)-都具相同的电子层结构，可说明A与B同周期，C与D同周期，且A、B处于C、D的下一周期，原子序数应是BACD，原子半径应是ABDC。答案：D8.下列叙述中正确的是（ ）A.同周期元素中，A族元素的原子半径最大B.A族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子C.室温时，零族元素的单质都是气体D.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大解析：本题主要考查元素周期表中，同周期、同主族元素性质的一些递变规律。A项错，在同周期元素中A
12、族元素的原子半径最小；B项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子；C项正确；D项错误，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。答案：C9.下列原子的第一电离能最大的是（ ）A.B B.C C.Al D.Si解析：B与C、Al与Si分别属于同周期，电离能随核电荷数递增而变大，所以电离能B小于C，Al小于Si。而C与Si同主族，电离能随着原子序数递增而减小。C的电离能大于Si，应选B项。答案：B10.A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中含量最多的元素；B元素为金属元素，它的原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素；D元素在第3周期中电负性最大。（1）试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。（2）写出上述元素A、B、C两两化合生成化合物的化学式。解析：自然界中含量最多的元素为氧，B元素由题意知，K层和L层之和为10，则M层为8个，N层为2个；C是第3周期电离能最小的元素，为Na，第3周期中电负性最大的元素为氯。答案：（1）A：氧（O） B：钙（Ca） C:钠（Na） D:氯（Cl）(2)CaO Na2O或Na2O2