高考化学人教版必修2同步学习资料第1章 第2节 课时1 原子核外电子的排布 元素周期律.docx

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高考化学人教版必修2同步学习资料第1章第2节课时1原子核外电子的排布元素周期律

第二节　元素周期律

课时1　原子核外电子的排布　元素周期律

学习目标：

1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系，了解核外电子分层排布规律及其表示方法。

2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。

（重点）3.理解元素周期律的内容和实质。

（难点）

[自主预习·探新知]

1．原子核外电子的排布规律

（1）电子层：

①概念：

原子核外电子运动的不同区域。

②表示及特点。

电子层n

1

2

3

4

5

6

7

表示符号

K

L

M

N

O

P

Q

能量高低

由低到高

离核远近

由近到远

（2）电子分层排布：

①电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排K层，充满后再填充L层。

②原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

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），次外层电子数不能超过18。

2．元素周期律

（1）原子核外电子的周期性变化

①第一周期最外层电子数由1→2。

②第二周期最外层电子数由1→8。

③第三周期最外层电子数由1→8。

结论：

随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现周期性变化。

（2）原子半径的周期性变化

同周期从左到右原子半径逐渐减小。

结论：

随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。

（3）元素化合价的周期性变化

随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：

最高正价：

＋1→＋7（第二周期为＋5），负价：

－4→－1→0]。

注意：

O无最高正价，F无正价。

（4）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。

[基础自测]

1．判断对错（对的打“√”，错的打“×”）。

（1）核外电子的能量不同，能量高的在离核近的区域运动（　　）

（2）K的M层可以排9个电子（　　）

（3）每一周期的最外层电子均是由1个至8个电子（　　）

（4）每一周期的化合价从左到右均是由＋1价至＋7价递增（　　）

（5）同周期从ⅠA至ⅦA的原子半径依次减小（　　）

【答案】　

（1）×　

（2）×　（3）×　（4）×　（5）√

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）元素化合价最高的是________，其相应的氧化物的化学式为________________。

（3）元素化合价最低的是________，其相应氢化物的化学式为________________。

【答案】　

（1）Cl　

（2）Cl　Cl2O7　（3）Si　SiH4

[合作探究·攻重难]

核外电子排布规律及表示方法

[问题思考]

（1）核电荷数1～20的元素的核外电子排布特点

①原子最外层有1个电子的元素：

________。

②原子最外层有2个电子的元素：

__________。

③原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：

________。

④原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：

________；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：

________；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：

________。

⑤原子电子层数与最外层电子数相等的元素：

________。

⑥原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：

________。

⑦原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：

_____________。

⑧原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：

________。

【提示】　①H、Li、Na、K　②Be、Mg、He、Ca　③Be、Ar　④C　O　Ne　⑤H、Be、Al　⑥Be　⑦Li、Si　⑧Li、P

（2）钾的原子结构示意图若画为

，它违背了核外电子排布的哪条规律？

试画出正确的钾的原子结构示意图。

【提示】　违背了最外层电子数不能超过8个的规律；

。

（3）举例说明10e－原子、分子和离子。

【提示】　原子：

Ne；分子：

CH4、NH3、H2O、HF；离子：

O2－、F－、N3－、Na＋、Mg2＋、Al3＋

（1）原子核外电子排布规律的“四最”

①“一个最低”——能量最低原理：

核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层。

②“三个最多”——各电子层的电子排布规律：

a．各电子层最多容纳的电子数是2n2个。

b．最外层电子数最多是8个（K层是最外层时，最多不超过2个）。

c．次外层电子数最多是18个。

【注意】　a．以上规律相互联系，不能孤立地去理解，如M层不是最外层时，其容纳的电子数最多为18，当其为最外层时，其容纳的电子数最多不超过8。

b．原子最外层电子数为8（He为2个）时为稳定结构，当最外层电子不满8个（或2个）时为不稳定结构，不稳定结构在一定条件下可以变为稳定结构。

（2）原子或离子结构示意图

（3）常见10电子、18电子的粒子

①核外有10个电子的粒子：

a．分子：

CH4、NH3、H2O、HF、Ne；

b．阳离子：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH

、H3O＋；

c．阴离子：

N3－、O2－、F－、OH－、NH

。

②核外有18个电子的粒子：

a．分子：

Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等；

b．阳离子：

K＋、Ca2＋；

c．阴离子：

P3－、S2－、HS－、Cl－。

[对点训练]

1．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，下列的说法正确的是（　　）

A．X可能是第二周期非金属元素

B．X可能是第三周期金属元素

C．Y可能与X同主族

D．Y一定是金属元素

C　[X可能是Li或Si，Y为H或Li。

]

2．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（　　）

【导学号：

43722034】

C　[题中三种微粒代表的为阳离子，

为Mg2＋。

]

3．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子（分子或离子），它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：

①A＋＋C－

D＋E↑；

②B＋＋C－―→2D。

（1）写出①的离子方程式：

____________________________________，

写出②的离子方程式：

________________________________________。

（2）除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子：

____________。

（3）除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：

________。

【解析】　先列出常见的10电子粒子，对照分析找出其转化关系。

（1）分子：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4；

（2）阳离子：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH

、H3O＋；

（3）阴离子：

F－、O2－、N3－、OH－、NH

。

其中发生信息模式的反应分别为OH－＋NH

NH3↑＋H2O，OH－＋H3O＋===2H2O，故A＋为NH

，B＋为H3O＋，C－为OH－，D为H2O，E为NH3。

【答案】　

（1）NH

＋OH－

NH3↑＋H2O

H3O＋＋OH－===2H2O　

（2）Ne、CH4（合理即可）

（3）Na＋、Mg2＋（合理即可）

同周期元素性质的周期性变化

[问题思考]

以第三周期元素为例思考下列问题

（1）Na、Mg、Al金属性强弱的比较

①依据

a．Na、Mg、Al置换出水（或酸）中的氢时，由易到难的顺序为________。

b．Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的碱性由强到弱的顺序为__________________。

②结论：

钠、镁、铝三种元素的金属性由强到弱的顺序为________。

【提示】　①Na、Mg、Al　NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3　②Na＞Mg＞Al

（2）Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较

①依据

a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为________。

b．Si、P、S、Cl的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序为____________________。

②结论：

Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为________。

【提示】　①Cl、S、P、Si　HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3　②Cl＞S＞P＞Si

（3）同周期元素性质递变规律

【提示】　减弱　增强

（1）同周期、同主族元素原子结构及元素两种性质的递变规律

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。

（2）元素单质或化合物的递变性质

项目

同周期

（从左至右）

同主族

（从上到下）

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

还原性

逐渐减弱

逐渐增强

离子

阳离子氧化性

逐渐增强

逐渐减弱

阴离子还原性

逐渐减弱

逐渐增强

[对点训练]

4．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

C　[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。

]

5.已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是（　　）

【导学号：

43722035】

A．原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐减小

B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱

C．三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强

D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱

A　[同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，知X、Y、Z的原子序数为X

同周期元素从左到右单质的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱，原子半径逐渐减小，气态氢化物的稳定性逐渐增强。

]

原子或离子半径的大小比较

[问题思考]

请比较下列各组粒子半径大小

（1）C、N、O、Na、Si

【提示】　Na＞Si＞C＞N＞O

（2）①Cl、Cl－　②Na、Na＋

【提示】　①Cl＜Cl－　②Na＞Na＋

（3）O2－、F－、Na＋、Al3＋、S2－

【提示】　S2－＞O2－＞F－＞Na＋＞Al3＋

粒子半径大小比较的三个角度

（1）位置法：

周期表中“左＞右，下＞上”。

（2）同元素的不同粒子，电子越多，半径越大，如Fe＞Fe2＋＞Fe3＋，Cl＜Cl－。

（3）同电子数的不同离子，核电荷数越大，半径越小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋。

【注意】　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（