高中化学人教版必修2（练习）1_2_1 原子核外电子的排布元素周期律含解析
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
离核远近
能量高低
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
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)×
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
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 已知A、B、C三种元素的原子中，质子数为A
Y>Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX＞H2Y＞ZH3。
答案 A
归纳总结
1．元素周期表中元素(主族元素)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
子
结
构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
增多
最外层电子数
增多
相同
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能置换出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金属性。
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能置换出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
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
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/10－10 m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，P原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m
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原子之间，故答案为选项A。
1．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。
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：COMg，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：H2CO3Cl－，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。
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
答案 A
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；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。
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
答案 C
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。
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。
基础过关]
题组1 原子核外电子的排布
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
答案 B
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。
2．根据下图微粒结构示意图的共同特征，可以把三种微粒、、归为一类，下列微粒中也可以归为这一类的是( )
A. B.
C. D.
答案 C
题组2 元素周期律及其应用
3．短周期的两种元素A和B，它们的离子A－和B2＋具有相同的电子层结构，下列说法中正确的是( )
A．原子序数A>B B．电子总数A－>B2＋
C．离子半径A－>B2＋ D．原子半径A>B
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
答案 D
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。
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 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。
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
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，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Y为第三周期时，X为磷，R为铝，铝是金属元素，D错。
题组3 “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
0.160
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”或“<”)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。
能力提升]
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________________________________________________________________________。
答案 (1)
(2)①原子 ②氩原子 氯离子 硫离子 钾离子 钙离子 ③Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
解析 (1)设：核电荷数＝质子数＝a，元素原子的电子层数为x，最外层电子数为y，依题意：a＝5x，a＝3y，则5x＝3y，x＝3y/5。因原子的最外层电子数不超过8，即y为1～8的正整数，故仅当y＝5，x＝3合理，该元素的核电荷数为15。
(2)①当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子。②当y＝8时，应为有18个电子的粒子，所以可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子。③y＝3时为铝原子、y＝7时为氯原子，其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
11．下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①
②
3
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
4
⑨
⑩
(1)⑤和⑧的元素符号分别是__________和__________________________________。
(2)表中最活泼的金属是__________，非金属性最强的元素是__________。(填写元素符号)
(3)表中能形成两性氢氧化物的元素是__________，分别写出该元素的氢氧化物与⑥和⑨最高价氧化物的水化物反应的化学方程式：___________________________________，
________________________________________________________________________。
(4)请设计一个实验，比较⑦⑩单质氧化性的强弱：
________________________________________________________________________。
答案 (1)Si Ar (2)K F
(3)Al 2Al(OH)3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋6H2O
Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O
(4)取无色溴化钠的水溶液少许，加入新制氯水，溶液变橙红色
解析 根据周期表中元素的位置可以确定各种元素，如下表所示：
族
周期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
2
①N
②F
3
③Mg
④Al
⑤Si
⑥S
⑦Cl
⑧Ar
4
⑨K
⑩Br
拓展探究]
12．某同学在研究元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象(见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系)。
实验步骤
实验现象
①将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水后，加热至水沸腾；再向溶液中滴加酚酞溶液
A.浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声，随之消失，溶液变成红色
②向新制的Na2S溶液中滴加新制的氯水
B.有气体产生，溶液变成浅红色
③将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中
C.剧烈反应，迅速产生大量无色气体
④将镁条投入稀盐酸中
D.反应不十分剧烈，产生无色气体
⑤将铝条投入稀盐酸中
E.生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失
⑥向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量
F.生成淡黄色沉淀
请你帮助该同学整理并完成实验报告。
(1)实验目的：研究________元素性质递变规律。
(2)实验用品：
试剂：金属钠、镁条、铝条、稀盐酸、新制氯水、新制Na2S溶液、AlCl3溶液、NaOH溶液、酚酞溶液等。
仪器：________、________、________、试管夹、胶头滴管、镊子、小刀、玻璃片、砂纸、火柴等。
(3)实验内容：(填写与实验步骤对应的实验现象的编号和①②的化学方程式及此实验的结论)
实验内容
①
②
③
④
⑤
⑥
实验现象
(填A～F)
①________________________________________________________________________；
②________________________________________________________________________；
此实验的结论：______________________________________________
________________________________________________________________________。
(4)请用原子结构的知识简单解释上述实验结论：_______________________________
________________________________________________________________________。
答案 (1)同周期 (2)试管 酒精灯 滤纸
(3)B F A C D E
①Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
②Cl2＋Na2S===S↓＋2NaCl
随着原子序数的递增，同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
(4)同周期元素从左到右，随着核电荷数的逐渐增加，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子束缚能力增强，原子得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱
