2018届一轮复习鲁科版原子核外电子的排布元素周期律学案
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
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S
HCl稳定
形成的气态氢化物的热稳定性
受热分解
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
