人教版化学必修2讲义第一章 物质结构 元素周期律 第2节 第1课时.docx

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人教版化学必修2讲义第一章物质结构元素周期律第2节第1课时

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

学习目标

核心素养建构

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．理解元素周期律的内容和实质。

[知识梳理]

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

离核远近

能量高低

近

远

低

高

2．原子核外电子的排布规律

【自主思考】

1．思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体He、Ne、Ar的核外电子排布相同？

提示　

（1）与He原子电子层结构相同的离子有：

Li＋、Be2＋、H－。

（2）与Ne原子电子层结构相同的离子有：

F－、O2－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋。

（3）与Ar原子电子层结构相同的离子有：

Cl－、S2－、P3－、K＋、Ca2＋。

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。

（2）元素金属性与非金属性的周期性变化

①Na、Mg、Al金属性强弱比较

②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较

（3）同周期元素性质的递变规律（自左至右）

元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

3．元素周期律

（1）内容：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

（2）实质：

元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

【自主思考】

2．如何根据原子结构解释同周期元素随原子序数的递增，元素性质的递变性？

随原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗？

提示　同周期元素原子的电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。

因为O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，不能失去电子，故氧无最高正化合价，氟无正化合价。

[效果自测]

1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。

（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）×

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________。

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。

答案　

（1）Cl　

（2）Na　（3）HClO4　（4）SiH4

（5）NaOH　（6）Al2O3

探究一、核外电子排布的规律及其表示方法

【合作交流】

1．将Na原子的结构示意图写成

对吗？

为什么？

提示　不对，L层没有填满，只有排满L层才能排M层，正确的写法为

。

2．

（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布________个电子，而当它是最外层时，最多可以排布________个电子。

（2）电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布，分别画出钾、钙原子结构示意图。

提示　

（1）18　8

（2）K

　Ca

3．分别画出Na＋、Cl－结构示意图，它们与哪种原子核外电子排布相同？

提示　Na＋

　Cl－

分别与稀有气体Ne、Ar原子核外电子排布相同。

【点拨提升】

1．原子核外电子排布的表示方法

（1）原子结构示意图

用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。

以钠原子为例：

粒子符号―→

（2）离子结构示意图

①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构（电子层数相同，每层上所排的电子数也相同）。

如Mg：

→Mg2＋：

。

②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。

如F：

→F－：

。

特别提醒　

（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。

（2）最外层电子数排满8个（He为2个）形成稳定结构，不易得失电子，化学性质稳定。

（3）最外层电子较少的（＜4），一般易失去电子达到稳定结构，表现出金属性；最外层电子较多的（＞4），一般易得电子，表现出非金属性。

【典题例证1】　已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A

试推断：

（1）三种元素的名称和符号：

A________，B________，C________。

（2）画出三种元素的原子结构示意图：

A________，B________，C________。

解析　由A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍，可知A是碳元素；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半，可知B为硅元素；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个，可知C应为氯元素。

答案　

（1）碳C　硅Si　氯Cl

【学以致用1】　根据下列微粒结构示意图的共同特征，可把

、

、

三种微粒归为一类，下列微粒可以归为此类的是（　　）

A.

　　　　　　B.

C.

D.

解析　题干中三种微粒分别表示Na＋、K＋、Ca2＋，它们都属于阳离子；选项中四种微粒分别表示Ne、S2－、Mg2＋、F－。

显然，Mg2＋与它们同属一类——阳离子，故选C。

答案　C

探究二、元素性质的周期性变化规律

【合作交流】

1．请从原子结构变化的角度解释，同周期元素随着原子序数的递增，金属性减弱、非金属性增强的原因。

提示　因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。

2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。

提示　元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。

同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：

Si＜P＜S＜Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4＜PH3＜H2S＜HCl。

3．试根据非金属性的强弱，比较H3PO4和HNO3的酸性强弱。

提示　P和N均为第ⅤA族元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，故N的非金属性强于P的非金属性，根据“最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强”反推可知HNO3的酸性强于H3PO4。

【点拨提升】

1．原子结构与元素性质的周期性变化

项目

同周期

（从左至右）

同主族

（从上到下）

电子层数

相同

逐渐递增

最外层电子数

逐渐增多

相同

原子半径

逐渐减小（稀有

气体元素除外）

逐渐增大

金属单质与水或酸

置换出H2的难易

易→难

难→易

最高价氧化物

对应水化物

酸性

逐渐增强

逐渐减弱

碱性

逐渐减弱

逐渐增强

非金属气态

氢化物

形成

难易

难→易

易→难

稳定

性

逐渐增强

逐渐减弱

元素金属性

逐渐减弱

逐渐增强

元素非金属性

逐渐增强

逐渐减弱

2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律

（1）电子层数相同（同周期）时，核电荷数越大，原子核对外层电子的引力越大，原子半径越小，失电子能力减弱，而得电子能力增强，故随核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

（2）最外层电子数相同（同主族）时，电子层数越多，原子半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失电子，元素的金属性越强，非金属性越弱。

【典题例证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，则下列判断不正确的是（　　）

A．气态氢化物的稳定性：

HX＞H2Y＞ZH3

B．非金属性：

X＞Y＞Z

C．原子半径：

X＞Y＞Z

D．原子最外层电子数：

X＞Y＞Z

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，故非金属性：

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。

答案　C

【学以致用2】　短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如表所示，下面判断正确的是（　　）

甲

乙

丙

丁

戊

A.原子半径：

丙＜丁＜戊

B．金属性：

甲＞丙

C．最高价氢氧化物碱性：

丙＞丁＞戊

D．最外层电子数：

甲＞乙

解析　同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性从左至右越来越弱，故对应最高价氢氧化物的碱性也是减弱的，C正确；同周期元素的最外层电子数从左至右越来越多，故D错。

答案　C

探究三、微粒半径大小的比较

【合作交流】

1．如何比较既不同周期也不同主族元素的原子半径大小？

以Si、Ca为例说明。

提示　Mg、Si处于同一周期，Mg的核电荷数小于Si的核电荷数，故Mg的原子半径大于Si的原子半径。

Mg、Ca处于同一主族，原子半径r（Ca）＞r（Mg），故Ca的原子半径大于Si的原子半径，即r（Ca）＞r（Si）。

2．如何比较电子层结构相同的微粒的半径大小？

以O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋为例说明。

提示　电子层结构相同时，核外电子数必定相等，其微粒半径随核电荷数的增加而减小，故离子半径：

O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

3．同种元素形成的不同微粒的半径大小如何判断？

提示　同种元素形成的微粒电子数越多，半径越大。

如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－，Cl＜Cl－。

【点拨提升】

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＋）。

【典题例证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

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。

答案　B

【学以致用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，P原子的半径可能是（　　）

A．1.10×10－10m　　B．0.80×10－10m

C．1.20×10－10m　　D．0.70×10－10m

解析　根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。

答案　A

1．核电荷数为1～18的元素中，下列说法正确的是（　　）

A．最外层只有1个电子的元素一定是金属元素

B．最外层有2个电子的元素一定是金属元素

C．原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素

D．最外层电子数为7的原子，最高正价为＋7

解析　A项中最外层只有1个电子的有H、Li、Na；B项中可以是He、Be、Mg；C项中只能是Be；D项中F无正化合价。

答案　C

2．下列比较中正确的是（　　）

A．原子半径：

Na>Mg

B．碱性：

NaOH>KOH

C．结合H＋的能力：

CO

D．还原性：

I－

解析　同周期从左到右原子半径依次减小，则原子半径为Na>Mg，A正确；金属元素的金属性越强，对应最高价氧化物水化物的碱性越强，金属性：

K>Na，则碱性：

KOH>NaOH，B错误；酸性越强，对应酸的酸根离子结合氢离子的能力越弱，酸性：

H2CO3

CO

>Cl－，C错误；元素的非金属性越强，对应的阴离子的还原性越弱，非金属性：

Br>I，则还原性：

I－>Br－，D错误。

答案　A

3．下列有关原子结构、元素性质的说法正确的是（　　）

A．Si、P、S、Cl元素的单质与氢气化合越来越容易

B．元素原子最外层电子数越多，元素金属性越强

C．元素周期表共有18列，第3列是第ⅠB族，第17列是第ⅦA族

D．F－、O2－、Mg2＋、Na＋离子半径逐渐减小

解析　Si、P、S、Cl为同周期元素非金属性依次增强，单质与氢气化合越来越容易，A正确；同周期元素原子最外层电子数越多，失去电子能力越弱，金属性越弱，B错误；元素周期表共有18列，第3列是第ⅢB族，第17列是第ⅦA族，C错误；F－、O2－、Mg2＋、

Na＋离子具有相同的电子数，离子半径O2－、F－、Na＋、Mg2＋逐渐减小，D错误。

答案　A

4．已知33As、35Br位于同一周期。

下列关系正确的是（　　）

A．原子半径：

As＞Cl＞P

B．热稳定性：

HCl＞AsH3＞HBr

C．还原性：

As3－＞S2－＞Cl－

D．酸性：

H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4

解析　同一周期原子半径从左到右依次减小，A选项中P的原子半径大于Cl，A错；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，故B选项中热稳定性：

HCl>HBr>AsH3，D选项中酸性：

H2SO4>H3PO4>H3AsO4，B、D均错；S和Cl处于同一周期，故还原性：

S2－>Cl－，而As和Se处于同一周期，还原性：

As3－>Se2－，而S和Se又处于同一主族，还原性：

Se2－>S2－，故C正确。

答案　C

5．用1～18号元素及其形成化合物的化学式填空。

（1）原子半径最小的元素是________。

（2）除稀有气体外，原子半径最大的元素是________，它的原子结构示意图是________。

（3）与水反应最剧烈的金属是________。

（4）最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是________。

（5）气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是________。

（6）最稳定的气态氢化物是________。

（7）金属性最强的元素是________，非金属性最强的元素是________。

（8）最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是________。

答案　

（1）H　

（2）Na　

　（3）Na　（4）NaOH　（5）N　（6）HF　（7）Na　F　（8）HClO4

课时作业

1．下列有关主族元素的说法中肯定错误的是（　　）

A．某原子K层上只有一个电子

B．某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍

C．某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍

D．某离子的核电荷数与最外层电子数相等

解析　K、L、M电子层上最多容纳的电子数分别为2、8、18；K层上可排1个电子，也可排2个电子，A有可能；当M层上排有电子时，L层上一定排满8个电子，而M层上最多只能排18个电子，又18<8×4，B一定是错误的；K层上最多只能排2个电子，2×4＝8，即M层和L层都为8个电子的离子结构示意图为

，K＋、Ca2＋等均有可能；最外层电子数可为2或8，核电荷数与最外层电子数相等，可有两种情况，一种是均为2，但这种情况只能是原子，另一种是均为8，核电荷数为8的元素为氧，氧离子的最外层电子数也为8，D有可能。

答案　B

2．已知一般情况下原子核外最外层电子数相等的元素具有相似的化学性质。

若氟元素原子的核外电子排布示意图为

，下列原子中，与氟元素原子的化学性质相似的是

（　　）

解析　氟元素原子核外最外层电子数为7个，D元素原子核外最外层电子数也为7个，故两种原子的化学性质相似。

答案　D

3．下列各组化合物中的性质比较，不正确的是（　　）

A．酸性：

HClO4＞HBrO4＞HIO4

B．碱性：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

C．稳定性：

PH3＞H2S＞HCl

D．非金属性：

F＞O＞S

解析　C项中P、S、Cl的非金属性逐渐增强，氢化物的稳定性应为HCl＞H2S＞PH3。

答案　C

4．下图是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系图。

则下列说法正确的是（　　）

A．Z、N两种元素的离子半径相比，前者较大

B．X、N两种元素的气态氢化物的沸点相比，前者较低

C．由X与M两种元素组成的化合物不能与任何酸反应，但能与强碱反应

D．Z的氧化物能分别溶解于Y的氢氧化物和N的氢化物的水溶液

解析　根据原子半径的递变规律，X为O，Y为Na，Z为Al，M为Si，N为Cl。

离子半径：

Cl－>Al3＋，A错误；沸点：

H2O>HCl，B错误；SiO2既能与HF反应，也能与NaOH溶液反应，C错误；Al2O3是两性氧化物，既可以和NaOH溶液反应，又能与盐酸反应，D正确。

答案　D

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

解析　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，A正确；卤族元素的单质从上到下，颜色加深，氢化物越来越不稳定，B正确；Sr和Ba同主族，化学性质相似，故SrSO4也难溶于水，C正确；Se的非金属性不如S强，故H2Se不如H2S稳定，D错误。

答案　D

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价

D．若X的最高正化合价为＋5价，则五种元素都是非金属元素

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错；X元素的氧化物对应的水化物HnXOm是强酸，说明X是活泼非金属，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，B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价，C错；当五种元素位于第三周期时，X为磷，R为铝，铝是金属元素，D错。

答案　B

7．W、X、Y、Z四种元素是原子序数依次增大的短周期元素，已知：

（1）四种元素的电子层数之和等于10，且它们分属于连续的四个主族；

（2）四种元素的原子中半径最大的是X原子。

下列说法正确的是（　　）

A．W和X位于第二周期

B．Y和Z分别是Al和Si

C．W和X分别是O和F

D．Z的金属性可能比X的金属性强

解析　四种元素的电子层数之和等于10，有两种可能：

①1＋3＋3＋3；②2＋2＋3＋3。

后一种情况无法满足X的原子半径最大的条件。

因此①符合要求，四种元素依次是H、Mg、Al、Si。

据此即可判断B正确。

答案　B

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

0.160

0.143

0.089

0.102

0.074

主要化合价

＋2

＋3

＋2

＋6、－2

－2

A.氢化物的沸点为H2T

B．单质与稀盐酸反应的速率为L

C．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

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。

答案　C

9．下表为元素周期表的一部分。

碳

氮

Y

X

硫

Z

回答下列问题

（1）Z元素在周期表中的位置为________。

（2）表中元素原子半径最大的是（写元素符号）________。

（3）下列事实能说明Y元素的非金属性比S元素的非金属性强的是________。

a．Y单质与H2S溶液反应，溶液变浑浊

b．在氧化还原反应中，1molY单质比1molS得电子多

c．Y和S两元素的简单氢化物受热分解，前者的分解温度高

解析　根据元素周期表的结构，可知X为S