学年高中化学三维设计江苏专版必修二讲义专题1 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律含答案.docx

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学年高中化学三维设计江苏专版必修二讲义专题1第一单元原子核外电子排布与元素周期律含答案

第一单元

原子核外电子排布与元素周期律

第一课时

原子核外电子的排布、元素周期律

[课标要求]

1．知道核外电子能量高低与分层排布的关系。

2．能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。

3．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。

4．初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

1.原子核外电子排布规律的“1个最低”和“3个最多”：

（1）“1个最低”——核外电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里；

（2）“3个最多”——①各电子层最多容纳电子数2n2；②最外层电子数最多8个；③次外层电子数最多18个。

2．原子中，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

3．电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即元素的性质，随着原子序数的递增，呈现周期性变化。

4．微粒半径大小的变化规律

（1）电子层数相同时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小；

（2）最外层电子数相同时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大；

（3）具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，离子半径越小。

原子核外电子的排布

1．原子结构

（1）原子的构成

（2）原子结构的表示方法——原子结构示意图（以钠原子为例）

2．原子核外电子排布

（1）电子的能量与电子层

含有多个核外电子的原子中，电子运动的主要区域离核有远有近，在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，可以认为电子在原子核外是分层排布的，且把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层，各电子层由内向外的序数n依次为1、2、3、4、5、6、7……分别称为K、L、M、N、O、P、Q……电子层。

（2）稀有气体元素的原子核外电子排布

元素

各电子层的电子数

K

L

M

N

O

P

2He（氦）

2

10Ne（氖）

2

8

18Ar（氩）

2

8

8

36Kr（氪）

2

8

18

8

54Xe（氙）

2

8

18

18

8

86Rn（氡）

2

8

18

32

18

8

（3）原子核外电子的排布规律

①电子排布规律

电子在原子核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排L层等。

②各电子层容纳电子数规律

原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2，最外电子层最多只能容纳8个电子（K层为最外层时最多只能容纳2个电子），次外层最多只能容纳18个电子，倒数第三层最多只能容纳32个电子。

稀有气体元素原子中最外电子层都已经填满，形成了稳定的电子层结构。

1．M层最多可容纳18个电子，为什么钾原子的核外电子排布不是

而是

？

提示：

若钾原子的M层排布9个电子，此时M层就成为最外层，这与电子排布规律中“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾。

2．核外电子排布完全相同的两微粒是否是同种元素？

提示：

不一定；如Na＋和Ne的核外电子排布相同，但不属于同种元素。

3．核外电子排布与Ne相同的阳离子有哪些？

提示：

Na＋、Mg2＋、Al3＋。

4．最外层电子数是次外层电子数2倍的是哪种原子？

那3倍的呢？

提示：

分别为C、O。

1．10电子微粒及其推断方法

2．核电荷数1～20的元素中常见特殊结构的原子

①最外层电子数为1的原子有：

H、Li、Na、K；

②最外层电子数为2的原子有：

He、Be、Mg、Ca；

③最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：

Be、Ar；

④最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；

⑤最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O；

⑥最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne；

⑦次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：

Li、Si；

⑧内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：

Li、P；

⑨电子层数与最外层电子数相等的原子有：

H、Be、Al；

⑩电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。

1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”）。

（1）最外层电子数为2的原子都为金属原子（×）

（2）Ca的原子结构示意图为

（×）

（3）K层电子离核比L层电子离核近，但能量高（×）

（4）核电荷数1～18的原子中，最外层电子数为次外层电子数一半的原子有Li、Si（√）

2．下列说法不正确的是（　　）

A．原子核外每层最多容纳的电子数为2n2（n为电子层序数）

B．同一原子M层上的电子数一定比L层上的电子数多

C．如果原子只有一个电子层，该原子的核电荷数不超过2

D．核电荷数1～18的元素，每层电子数都满足2n2个电子的元素只有2种

解析：

选B　根据核外电子排布规律可知，A正确；当M为最外层时，可能的电子数为1～8，而此时L层电子数为8，故B项错误；如果原子只有一个电子层，即只有K层，电子数不超过2个，C正确；核电荷数1～18的元素，每层电子数都满足2n2个电子的元素只有He和Ne2种元素，D正确。

3．下列短周期元素的最高价氧化物溶于水一定能生成强碱的是（　　）

A．最外层电子数为1的元素

B．原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素

C．原子次外层电子数是最外层电子数4倍的元素

D．原子次外层电子数是最外层电子数8倍的元素

解析：

选D　A项，元素可能为H，B项，元素为Li或Si，C项，元素为Mg，D项，元素为Na。

4．A＋、B＋、C－、D、E五种微粒（分子或离子），它们分别含有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10个电子的阳离子：

__________。

解析：

常见的含有10个电子的微粒中，分子有：

Ne、HF、H2O、NH3、CH4；阳离子有：

Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH

、H3O＋；阴离子有：

F－、O2－、OH－、NH

等。

结合题目中的转化关系可推知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　（3）Na＋、Mg2＋

[方法技巧]

“10e－”微粒间的转化

A、B、C、D均为核外电子总数为10的微粒，若它们之间存在如图关系：

，则该反应一定是NH

＋OH－

NH3↑＋H2O。

此转化关系常用

作推断题的突破口。

原子结构的周期性变化

1．原子序数

（1）概念：

按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。

（2）数量关系：

原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．1～18号元素原子结构的变化规律

（1）元素原子最外层电子数的变化规律

由上图可得，随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化，除H、He元素外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增至8的变化。

（2）元素原子半径的变化规律

从3→9,11→17的元素中，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的变化

规律。

1．3～10号元素原子的最外层电子数及11～18号元素原子的最外层电子数有何变化规律？

提示：

其元素的原子最外层电子数均从1递增到8，呈周期性变化。

2．试比较Na、Mg、Al原子半径的大小。

提示：

r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）。

微粒半径大小的比较方法

（1）同种元素的微粒半径比较

核外电子数越多，微粒半径越大：

①阳离子半径小于相应原子半径；如r（Na＋）

②阴离子半径大于相应原子半径；如r（Cl－）>r（Cl）。

③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小；

如r（Fe2＋）>r（Fe3＋）。

（2）不同元素微粒半径的比较

①具有相同电子层数而原子序数不同的原子，原子序数越大，半径越小（稀有气体除外）。

如r（Na）>r（Mg）>r（Al）>r（S）>r（Cl）。

②最外层电子数相同而电子层数不同的原子，电子层数越多，原子半径越大；其同价态的离子半径也是如此。

如r（F）

r（F－）

③电子层结构相同的不同微粒，原子序数越大，半径越小。

如r（S2－）>r（Cl－）>r（K＋）>r

（Ca2＋）。

1．下列说法正确的是（　　）

A．原子序数越大，原子半径一定越大

B．电子层数多的原子的半径一定比电子层数少的原子的半径大

C．原子序数大的原子，最外层电子数也多

D．从Na到Cl元素原子的半径呈逐渐减小趋势

解析：

选D　随着原子序数的递增，元素的化合价、元素原子最外层的电子排布、原子半径等均呈周期性变化，故A、B、C三项均错误，仅有D项正确。

2．比较下列微粒半径的大小（用“＞”“＜”或“＝”填空）。

（1）r（H）________r（H＋）；

（2）r（S）________r（Cl）；

（3）r（Na）________r（Na＋）；（4）r（H）________r（Li）。

答案：

（1）＞　

（2）＞　（3）＞　（4）＜

元素周期律

1．元素主要化合价的变化

（1）元素主要化合价变化图示

（2）元素主要化合价变化规律

①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价由＋1递增到＋7（O、F除外），元素的最低负化合价由－4递增到－1。

②元素的最高化合价＝原子核外最外层电子数（O、F除外）；元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8；最高化合价＋|最低化合价|＝8。

2．钠、镁、铝金属性强弱的比较

11Na

12Mg

13Al

与水

反应

（加酚

酞）

冷水

剧烈反应，

溶液变红

无明显现象

热水

有气泡，溶液

微红

与盐酸反应

剧烈反应，

放出大量气泡

反应较剧烈，

有气泡

最高

价氧

化物

的水

化物

化学式

NaOH

Mg（OH）2

Al（OH）3

碱性

强碱

中强碱

两性氢

氧化物

（1）Na、Mg与水反应的剧烈程度：

Na＞Mg；

（2）Mg、Al与酸反应的剧烈程度：

Mg＞Al；

（3）Na、Mg、Al最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：

NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3；

（4）Na、Mg、Al元素的金属性由强到弱的顺序：

Na＞Mg＞Al。

3．硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较

14Si

15P

16S

17Cl

单质与

H2反应

高温下

反应

磷蒸气

能反应

加热时

反应

光照或

点燃

气态氢

化物

化学式

SiH4

PH3

H2S

HCl

热稳定性

不稳定

不稳定

受热分解

稳定

最高价

氧化物

的水化

物

化学式

H4SiO4

H3PO4

H2SO4

HClO4

酸性

弱酸

中强酸

强酸

酸性

更强

（1）单质与H2化合的难易程度（由易到难）：

Cl、S、P、Si；

（2）气态氢化物的稳定性（由弱到强）：

SiH4＜PH3＜H2S＜HCl；

（3）最高价氧化物对应水化物酸性（由弱到强）：

H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4；

（4）Si、P、S、Cl非金属性由弱到强的顺序：

Si＜P＜S＜Cl。

4．元素金属性、非金属性的变化规律

5．元素周期律

（1）概念：

元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。

（2）实质：

元素周期律是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

[特别提醒]　元素的非金属性强弱可以根据元素的“最高价氧化物对应水化物”的酸性强弱比较，而不是元素“氧化物对应的水化物”，如H2SO3的酸性强于H2CO3，但不能说明硫的非金属性强于碳。

1．设计实验比较H2CO3和H2SiO3酸性强弱？

能否根据二者酸性强弱比较C、Si非金属性强弱？

提示：

向Na2SiO3溶液中通入CO2气体，有白色沉淀生成，根据强酸制弱酸规律可证明酸性：

H2CO3＞H2SiO3。

因H2CO3和H2SiO3分别是C、Si最高价氧化物对应的水化物，H2CO3的酸性强于H2SiO3，则非金属性C＞Si。

2．在11～17号元素中，随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性有什么变化规律？

提示：

11～17号元素，随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素金属性、非金属性强弱的判断方法

（1）从原子结构判断

（2）从元素单质及其化合物的性质判断

1．下列各组元素是按最高正价由高到低、负价绝对值由低到高顺序排列的是（　　）

A．Na、Mg、Al　　　　　　　B．F、O、N

C．N、O、FD．S、P、Si

解析：

选D　A项中最高正价由低到高，且无负价；B、C两项中F无正价；A、B、C三项均不符合题意；D项中各元素的最高正价分别为＋6、＋5、＋4，负价绝对值分别为2、3、4，故D项正确。

2．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是（　　）

①HCl比H2S稳定

②HClO氧化性比H2SO4强

③HClO4酸性比H2SO4强

④Cl2能与H2S反应生成S

⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子

⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeS

A．②⑤B．①②⑥

C．①②④D．①③⑤

解析：

选A　气态氢化物越稳定或最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，①、③正确；不能根据含氧酸的氧化性判断元素的非金属性，②错误；Cl2与H2S发生置换反应：

Cl2＋H2S===S↓＋2HCl，氧化性：

Cl2>S，非金属性：

Cl>S，④正确；不能根据最外层电子数多少判断元素非金属性，⑤错误；与同一变价金属反应时，金属被氧化的程度越大，则非金属单质的氧化性越强，其非金属性越强，⑥正确。

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1．下列叙述正确的是（　　）

A．电子的能量越低，运动区域离原子核越远

B．核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动

C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子

D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子

解析：

选B　电子的能量越低，运动区域离原子核越近，A项错误；He原子最外层只有2个电子，C项错误；任何电子层为最外层时，最多可排布8个电子，D项错误。

2．元素的性质呈周期性变化的根本原因是（　　）

A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变

B．元素的原子半径呈周期性变化

C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化

D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化

解析：

选C　元素周期律是元素原子核外电子排布随着原子序数的递增发生周期性变化的必然结果。

3．下列有关元素周期律的叙述中，正确的是（　　）

A．最高正价：

N

B．金属性强弱：

K

C．氢化物稳定性：

H2S

D．碱性强弱：

NaOH

解析：

选C　N元素最高正价为＋5价，而F无正价，A错误；最外层电子数相同时，核电荷数越大，元素的金属性越强，故金属性NaMg（OH）2，故D错误，C正确。

4．下列微粒半径的比较中，正确的是（　　）

A．r（Na＋）>r（Na）　　　　　B．r（Cl－）>r（Cl）

C．r（Ca2＋）>r（Cl－）D．r（Mg）>r（Na）

解析：

选B　同种元素价态越高半径越小，r（Na＋）r（Cl）；核外电子排布相同的离子，原子序数越大，半径越小，r（Ca2＋）

5．用“＞”或“＜”回答下列问题：

（1）酸性：

H2SO4____H2SiO3，H2SiO3____H3PO4；

（2）碱性：

Ca（OH）2____Mg（OH）2____Al（OH）3；

（3）气态氢化物稳定性：

H2S______PH3，H2S______HCl；

（4）还原性：

H2O________H2S，H2S________HCl。

从以上答案中可以归纳出：

①元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越________；

②元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越________；

③元素的非金属性越强，其对应气态氢化物的稳定性越________；

④非金属性越强的元素形成的气态氢化物的还原性越____________。

解析：

根据元素周期律判断元素金属性、非金属性强弱，再由此判断其单质及其化合物的性质。

答案：

（1）＞　＜　

（2）＞　＞　（3）＞　＜　（4）＜　＞①强　②强　③强　④弱

1．不符合原子核外电子排布基本规律的是（　　）

A．核外电子总是优先排在能量低的电子层上

B．K层是能量最低的电子层

C．N电子层为次外层时，最多可容纳的电子数为18

D．各电子层（n）最多可容纳的电子数为n2

解析：

选D　根据核外电子排布规律知，核外电子总是优先排布在能量最低的电子层上，次外层电子数不超过18个，第n电子层最多可容纳的电子数为2n2个，A、B、C正确，D错误。

2．下列说法中正确的是（　　）

A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化

B．元素性质的周期性变化决定于元素原子核外电子排布的周期性变化

C．从Li―→F，Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1价―→＋7价的变化

D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性

变化

解析：

选B　元素性质不包括核外电子排布，A错误；O无最高正价，F无正价，C错误；由H到He最外层电子数从1到2，D错误。

3．下列原子结构示意图正确的是（　　）

解析：

选C　A项中正确的原子结构示意图为

；B项中正确的原子结构示意图为

；D项中正确的原子结构示意图为

。

4．下列判断正确的是（　　）

A．核电荷数：

Al＜Na　　B．金属性：

Na＞Al

C．原子序数：

Na＞ClD．原子半径：

Cl＞Na

解析：

选B　A项中核电荷数大小关系为Al＞Na，错误；B项中元素的金属性关系为Na＞Al，正确；C项中Na是11号元素，Cl是17号元素，所以原子序数：

Na＜Cl，错误；D项中11～17号的元素，原子序数越大，原子半径就越小，所以原子半径：

Cl＜Na，错误。

5．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：

H2SO4>H3PO4

C．最高正化合价：

氯>硫>磷

D．热稳定性：

硫化氢>氯化氢

解析：

选D　氯元素的非金属性强于硫元素的非金属性，则生成相应氢化物的热稳定性应为氯化氢>硫化氢，故D项符合题意。

6．已知下列元素原子的半径为：

N

O

Si

P

原子结构示意图

原子半径（10－10m）

0.75

0.74

1.17

r

根据以上数据，磷原子的半径r可能是（　　）

A．1.43×10－10mB．1.10×10－10m

C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m

解析：

选B　P与N最外层电子数相同，原子序数P>N，则原子半径r>0.75，P与Si电子层数相同，原子序数P>Si，则原子半径r<1.17，故0.75

7．下列事实不能作为实验判断依据的是（　　）

A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属活动性强弱

B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱

C．酸性H2CO3＜H2SO4，判断硫与碳的非金属活动性强弱

D．Br2与I2分别与足量的H2反应的难易，判断溴与碘的非金属活动性强弱

解析：

选B　A项符合金属与水反应判断金属活动性强弱的依据；因Na的金属活动性太强，与溶液反应时会先与H2O反应，故B项不能作为判断依据；C项中H2CO3、H2SO4都是最高价含氧酸，由它们的酸性强弱可以判断硫的非金属性比碳强；D项所述符合根据非金属单质与H2反应难易判断非金属活动性强弱的依据。

8．下列事实与推论相符的是（　　）

选项

实验事实

推论

A

H2O的沸点比H2S的沸点高

非金属性：

O>S

B

盐酸的酸性比H2SO3的酸性强

非金属性：

Cl>S

C

钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈

金属性：

Na>K

D

HF的热稳定性比HCl的强

非金属性：

F>Cl

解析：

选D　A项，H2O常温下是液体，H2S常温下是气体，沸点：

H2O>H2S，但沸点高低是物理性质，与元素的非金属性强弱无关，错误；B项，盐酸是无氧酸，H2SO3不是最高价含氧酸，即两者都不属于最高价氧化物的水化物，虽然盐酸比H2SO3酸性强，也不能证明非金属性：

Cl>S；C项，元素的金属性越强，其单质与水或酸发生反应产生氢气就越容易，则钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，则金属性K>Na，错误；D项，元素的非金属性越强，其相应氢化物的热稳定性越强，热稳定性：

HF>HCl，则非金属性：

F>Cl，正确。

9．X、Y、Z、W为1～18号中的四种元素，其最高正价依次为＋1、＋4、＋5、＋7，核电荷数按照Y、Z、X、W的顺序增大。

已知Y与Z的原子次外层的电子数均为2，W、X的原子次外层的电子数为8。

（1）写出元素的名称：

X________，Z________。

（2）画出它们的原子结构示意图：

Y________，W________。

（3）写出X的最高价氧化物与Z的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式________________________________________________________________________。

（4）按碱性减弱，酸性增强的顺序排出各元素最高价氧化物对应水化物的化学式：

________、________、________、________。

解析：

由Y、Z原子的次外层均有2个电子，结合最高正价知Y为碳，Z为氮；又知W、X原子次外层有8个电子，结合最高正价知W为氯，X为钠。

答案：

（1）钠　氮　

（2）

（3）Na2O＋2HNO3===2NaNO3＋H2O

（4）NaOH　H2CO3　HNO3　HClO4

10．A、B、C、D四种元素的核电荷数依次增多，它们离子的电子层数相同且最外层电子数均为8。

A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，D原子的K、L层电子数之和等于电子总数的一半。

回答以下问题：

（1）四种元素的元素符号依次是A_____