高中化学必修二导学案第一章 物质结构 元素周期律 第二节 第1课时原子核外电子的排布元素周期律 含答案.docx
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高中化学必修二导学案第一章物质结构元素周期律第二节第1课时原子核外电子的排布元素周期律含答案
第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律
[目标导航] 1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。
2.了解核外电子分层排布的规律。
3.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
4.理解元素周期律的内容和实质。
一、原子核外电子的排布
1．核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。
核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。
其关系如下：
电子层（n）符号
1 2 3 4 5 6 7
K L M N O P Q
离核远近
由近远
能量高低
由低高
2.原子核外电子的排布规律
3．
（1）原子（离子）结构的表示方法，如下所示：
（2）原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。
如：
Na＋
Cl－
阳离子：
核外电子数小于核电荷数。
阴离子：
核外电子数大于核电荷数。
点拨 ①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。
②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。
如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。
其原子结构示意图为
而不应该是
。
【议一议】
1．判断正误
（1）锂的原子结构示意图是
。
（ ）
（2）某原子M层电子数为L层电子数的4倍。
（ ）
（3）某离子M层和L层电子数均为K层的4倍。
（ ）
（4）离子的核电荷数一定等于其核外电子数。
（ ）
答案
（1）×
（2）× （3）√ （4）×
二、元素周期律
1．原子结构的周期性变化
（1）元素原子核外电子排布的周期性变化。
规律：
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化（第一周期除外）。
（2）元素原子半径的周期性变化。
规律：
随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
2．元素性质的周期性变化
（1）元素主要化合价的周期性变化
规律：
随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。
点拨 元素化合价的“三个二”
①二“特殊”。
F无正价，O无最高正价；
②二“只有”。
金属只有正价，只有非金属才有负价；
③二“等式”（主族元素）。
最高正价＝最外层电子数，
|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
（2）元素金属性、非金属性的周期性变化
①Na、Mg、Al与水（或酸）反应的比较
Na
Mg
Al
规律（同周期从左到右）
单质与水（或酸）反应
与冷水剧烈反应，产生氢气
与冷水几乎不反应，与沸水反应缓慢，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气
与酸反应较快，放出氢气
从水或酸中置换H2能力逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg（OH）2 中强碱
Al（OH）3两性氢氧化物
最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱
②Si、P、S、Cl四种元素性质的比较
Si
P
S
Cl
规律（同周期从左到右）
单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
与H2化合能力逐渐增强
形成的气态氢化物的热稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S受热分解
HCl稳定
氢化物稳定性逐渐增强
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱
H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4强酸（比H2SO4酸性强）
最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强
结论：
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
3．元素周期律
内容：
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。
实质：
元素周期律是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。
点拨 ①元素的性质包括：
原子半径、元素的主要化合价、金属性、非金属性等。
②物质的性质：
物理性质：
颜色、状态、气味、挥发性、溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。
化学性质：
氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。
【议一议】
2．在第三周期元素中，除稀有气体元素外：
（1）原子半径最小的元素是________（填元素符号）；
（2）金属性最强的元素是________（填元素符号）；
（3）最高价氧化物对应水化物酸性最强的是________（用化学式回答，下同）；
（4）最不稳定的气态氢化物是________；
（5）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是________；
（6）氧化物中具有两性的是________。
答案
（1）Cl
（2）Na （3）HClO4 （4）SiH4 （5）NaOH
（6）Al2O3
解析
（1）第三周期元素从左到右原子半径逐渐减小，原子半径最小的是Cl。
（2）金属性最强的元素在最左边，应为Na。
（3）非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强，氯的非金属性最强，其对应的酸是HClO4。
（4）非金属性最弱的元素Si的气态氢化物最不稳定。
（5）金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
（6）铝的氧化物Al2O3具有两性。
一、原子核外电子排布规律的应用
【例1】 核电荷数小于或等于18的元素中，原子的最外层电子数是其余电子总数一半的元素种类有（ ）
A．1种B．2种C．3种D．4种
答案 B
解析 在1号～18号元素中，符合题给要求的元素原子的电子排布依次为2、1和2、8、5。
知识归纳
1．确定元素的种类
根据原子核外电子排布的某些特点可以确定元素的种类，注意1～20号元素原子结构的特殊关系。
特殊关系
元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半
Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数
Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍
C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍
O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍
Ne
最外层电子数等于电子层数
H、Be、Al
最外层有1个电子
H、Li、Na、K
最外层有2个电子
He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素
Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素
Be
2.推断元素的性质
元素
最外层电子数
得失电子能力
化学性质
主要化合价
稀有气体元素
8（He为2）
一般不易得失电子
较稳定，一般不参与化学反应
金属元素
＜4
易失电子
金属性
只有正价，一般是＋1→＋3
非金属元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价又有负价
特别提醒
（1）通常把最外层有8个电子（K层为最外层时电子数是2个）的结构，称为相对稳定结构。
稀有气体的原子就是上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。
当元素的原子最外层电子数小于8（K层小于2）时是不稳定结构。
在化学反应中，不稳定结构总是通过各种方式（如得失电子、共用电子等）趋向达到相对稳定结构。
（2）过渡元素原子最外层电子数不超过2个，若原子最外层有n个电子：
①n＝1，位于第ⅠA族或过渡元素区。
②n＝2，位于第ⅡA族、0族或过渡元素区。
③n≥3时，则一定位于第n主族（n＝8时，位于0族）。
变式训练1 短周期元素中，A元素原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍；C元素原子M层电子数等于其L层电子数的一半；D元素原子最外层有1个电子，D的阳离子与B的阴离子电子层结构相同，则4种元素原子序数关系中正确的是（ ）
A．C＞D＞B＞AB．D＞B＞A＞C
C．A＞D＞C＞BD．B＞A＞C＞D
答案 A
解析 A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是4。
A的原子序数为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外层电子数为6，B的原子序数为8；C元素原子有3个电子层，L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D的阳离子与B的阴离子（即O2－）电子层结构相同，D为Na，原子序数为11；故原子序数：
C＞D＞B＞A。
二、元素周期律
【例2】 已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是（ ）
A．气态氢化物的稳定性：
HX＞H2Y＞ZH3
B．非金属活泼性：
Y＜X＜Z
C．原子半径：
X＞Y＞Z
D．原子最外层电子数：
X＞Y＞Z
答案 AD
解析 本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：
X＞Y＞Z，原子半径：
X＜Y＜Z，气态氢化物的稳定性顺序为：
HX＞H2Y＞ZH3。
知识归纳
1．元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律
项目
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
子
电子层数
相同
增多
结
最外层电子数
增多
相同
构
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的化合价
最高正价：
＋1→＋7
负价数＝族序数－8
最高正价（O、F除外）、负价数相同，最高正价＝族序数
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律
（1）金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：
Fe的阳离子仅指Fe2＋）。
（2）非金属性强弱的判断依据
①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，并且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
变式训练2 X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是（ ）
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强
B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
答案 C
解析 X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
三、微粒半径大小的比较——“四同”规律
【例3】 下列微粒半径大小的比较中，正确的是（ ）
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na
答案 B
解析 四种离子核外电子数相同，随着核电荷数的增多，离子半径依次减小，即微粒半径：
Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜O2－，A项错；因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，则S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，再根据“序小径大”的规则，则微粒半径：
S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋，B项正确；Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C项错；Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次增大，D项错。
规律总结
粒子半径大小的比较——“四同”规律
1．同周期——“序大径小”
（1）规律：
同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。
（2）举例：
第三周期中：
r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。
2．同主族——“序大径大”
（1）规律：
同主族，从上到下，原子（或离子）半径逐渐增大。
（2）举例：
碱金属：
r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs），r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）。
3．同元素
（1）同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如：
r（Na＋）＜r（Na）；r（Cl－）＞r（Cl）。
（2）同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如：
r（Fe3＋）＜r（Fe2＋）＜r（Fe）。
4．同结构——“序大径小”
（1）规律：
电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
（2）举例：
r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。
特别提醒 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：
比较r（Mg2＋）与r（K＋）可选r（Na＋）为参照，可知r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）。
变式训练3 已知下列原子的半径：
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是（ ）
A．1.10×10－10mB．0.80×10－10m
C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m
答案 A
解析 根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S之间，故答案为选项A。
1．下列各原子结构示意图中所表示的核外电子排布正确的是（ ）
答案 C
解析 解答此题时应注意：
①电子排布遵循能量最低原理。
②各电子层最多所能容纳的电子数目为2n2。
③原子最外层电子数不能超过8（K层为最外层时不能超过2）；A项不符合能量最低原理，应该先排满K层再排L层，所以A项错误；B项不符合各层最多排2n2个电子，K层最多排2个电子，所以B项错误；D项不符合最外层最多只能排8个电子，所以D项错误。
2．下列排列顺序不正确的是（ ）
A．原子半径：
钠>硫>氯
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
HClO4>H2SO4>H3PO4
C．最高正化合价：
氯>硫>磷
D．热稳定性：
碘化氢>溴化氢>氯化氢
答案 D
解析 钠、磷、硫、氯是具有相同电子层数的元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，最外层电子数逐渐增多，最高正化合价逐渐增大，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。
因为非金属性Cl>Br>I，所以气态氢化物的热稳定性HCl>HBr>HI，D项错误。
3．下图微粒的结构示意图，正确的是（ ）
答案 A
解析 B中微粒结构示意图是Cl－而不是Cl，C中Ar的原子结构示意图应为
，D中K的原子结构示意图应为
。
4．下列各组微粒半径比较，错误的是（ ）
A．Cl－Mg2＋>Na＋
C．Rb>K>NaD．P>S>O
答案 B
解析 Cl－、Br－、I－最外层电子数相同，Cl－、Br－、I－电子层数依次增多，所以离子半径Cl－K>Na，故C正确；P、S电子层数相同，核电荷数PS；S、O最外层电子数相同，电子层数S>O，所以原子半径S>O，所以P>S>O，故D正确。
5．原子序数为11～17号的元素，随核电荷数的递增，以下各项内容的变化是[填“增大（强）”、“减小（弱）”或“相同（不变）”]
（1）各元素的原子半径依次________，其原因是________________________
_________________________________________________________________。
（2）各元素原子的电子层数________，最外层电子数依次________。
（3）元素的金属性逐渐________，而非金属性逐渐________，元素失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________。
答案
（1）减小 电子层数相同时，随核电荷数增大，原子核对最外层电子的引力增大，因此原子半径减小
（2）相同 增大 （3）减弱 增强 减弱 增强
解析 原子序数为11～17号的元素，在元素周期表中位于第三周期，根据同周期元素的原子结构和性质的变化，可解答本题。
[经典基础题]
题组1 元素周期律及其应用
1．元素性质呈周期性变化的决定因素是（ ）
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子核外电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
答案 C
解析 元素性质呈周期性变化的决定因素是元素原子核外电子排布呈周期性变化。
2．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是（ ）
A．化合价 B．原子半径
C．元素的金属性和非金属性 D．相对原子质量
答案 D
解析 由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。
3．下列有关元素周期律的叙述中正确的是（ ）
A．氧化性：
F2＜Cl2B．金属性：
K＜Na
C．酸性：
H3PO4＜H2SO4D．碱性：
NaOH＜Mg（OH）2
答案 C
4．下列叙述错误的是（ ）
A．在所有元素中氢原子半径最小
B．Al3＋、Na＋、O2－微粒半径依次增大
C．P、S、Cl最高正价依次升高
D．锂、钠、钾、铷、铯单质的熔点逐渐升高
答案 D
解析 在所有元素中氢原子半径最小，A正确；Al3＋、Na＋、O2－的核外电子排布相同，核电荷数越大，离子半径越小，B正确；P、S、Cl最高正价依次是＋5、＋6、＋7，C正确；碱金属的熔点随原子序数的递增而逐渐降低，D错误。
5．运用元素周期律分析下面的推断，其中推断错误的是（ ）
A．氢氧化铍[Be（OH）2]的碱性比氢氧化镁弱
B．砹（At）为有色固体，HAt不稳定
C．硫酸锶（SrSO4）是难溶于水的白色固体
D．硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体
答案 D
解析 A项，Be和Mg同主族，金属性不如镁的强，故Be（OH）2的碱性比Mg（OH）2弱；B项，卤族元素的单质从上到下，颜色加深，氢化物越来越不稳定；C项，Sr和Ba同主族，化学性质相似，故SrSO4也难溶于水；D项，Se的非金属性不如S强，故H2Se不如H2S稳定。
6．R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m、n均为正整数）（ ）
A．若R（OH）n为强碱，则W（OH）n＋1也为强碱
B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C．若Y的最低化合价为－2，则Z的最高正化合价为＋6
D．若X的最高正化合价为＋5，则五种元素都是非金属元素
答案 B
解析 同一短周期元素，随着原子序数的递增，元素的金属性依次减弱，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱，A项错；X元素的氧化物对应的水化物HnXOm是强酸，说明X是活泼性非金属，而Y和X在同一周期且位于X的右边，Y的非金属性比X的非金属性更强，因此B项正确；当Y为氧时，Z为氟，氟没有正价，当Y为硫时，Z为氯，氯的最高正价为＋7，因此C项错；当Y为第三周期时，X为磷，R为铝，铝是金属元素，D项错。
题组2 “位、构、性”关系考查
7．A、B两种原子，A的M电子层比B的M电子层少3个电子，B的L电子层电子数恰为A的L电子层电子数的2倍。
A和B分别是（ ）
A．硅原子和钠原子B．硼原子和氦原子
C．氯原子和碳原子D．碳原子和铝原子
答案 D
解析 设x、y分别为A的L层和M层的电子数。
依题意有
K
L
M
A
2
x
y
B
2
2x
y＋3
由于B的M层上有电子，故其L层肯定充满电子，2x＝8，x＝4。
由于A的L层未充满电子，故其M层无电子，y＝0。
所以A、B的核外电子数分别为6、13，是碳原子和铝原子。
8．根据下表信息，判断以下叙述正确的是（ ）
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.166
0.143
0.112
0.104
0.066
主要化合价
＋2
＋3
＋2
＋6、－2
－2
A.氢化物的沸点为H2TB．单质与稀盐酸反应的速率为LC．M与T形成的化合物具有两性
D．L2＋与R2－的核外电子数相等
答案 C
解析 由信息表中的原子半径和主要化合价可以判断出T为O，R为S，Q为Be，M为Al，L为Mg，H2O的沸点比H2S的沸点高，Mg的金属性比Be强，Al2O3是两性氧化物，Mg2＋、S2－的核外电子数分别为10、18。
9．A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。
A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。
B原子核内质子数和中子数相等。
（1）写出A、B、C三元素名称______、______、______。
（2）C在元素周期表中的位置是______________________________________。
（3）B的原子结构示意图为________，C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序为________＞________（填化学式）。
（4）比较A、C的原子半径：
A________C，写出A的气态氢化物与A的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式：
__________________________________________________________________。
答案
（1）氮 硫 氟
（2）第二周期ⅦA族
（3）
HF H2S
（4）＞ NH3＋HNO3===NH4NO3
解析 据A、B、C在周期表中的位置可知，A、C处于第二周期，B处于第三周期，设B的原子序数为x，则A为x－9，C为x－7，据题意有x－9＋x－7＝x，则x＝16，又由于B原子核内质子数和中子数相等，则B的中子数为16，即为S，那么A为N，C为F。
10．
（1）某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图是________。
（2）已知某粒子的结构示意图为
试回答：
①当x－y＝10时，该粒子为________（填“原子”、“阳离子”或“阴离子”）。
②当y＝8时，粒子可能为（填名称）
________、________、________、________、________。
③写出y＝3与y＝7的元素最高价氧化物对应水化物发生反应的离子方程式__________________
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