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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1K2L3M4N5O6P7Q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（O、F除外），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的酸性最强的是________(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的碱性最强的是________。(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)188(2)KCa3．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ABC，且都小于18，A元素的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍；B元素的原子核外M层电子数是L层电子数的一半；C元素的原子次外层电子数比最外层电子数多1个。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】有A、B两种原子，A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，A和B分别是()A．硅原子和钠原子B．硼原子和氢原子C．碳原子和铝原子D．氮原子和氧原子解析A原子的M层比B原子的M层少3个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明A、B为第二、第三周期元素；L层最多排8个电子，B原子的L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，说明B原子L层有8个电子，A原子的L层有4个电子，故A是碳；A原子的M层比B原子的M层少3个电子，故B为铝。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，金属性依次减弱、非金属性依次增强的原因。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吸引能力越大，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的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＞ZH3B．非金属性：X＞Y＞ZC．原子半径：X＞Y＞ZD．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】下列有关物质性质的比较不正确的是()A．氧化性：Br2＞Cl2B．酸性：HClO4＞H3PO4C．热稳定性：HCl＞HBrD．碱性：NaOH＞Mg(OH)2解析Cl和Br位于第ⅦA族且Cl在Br的上方，因此Cl的非金属性大于Br，因此单质的氧化性Cl2＞Br2，气态氢化物的热稳定性HCl＞HBr，故A项错误。答案A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】下列各组粒子，按半径由大到小顺序排列正确的是()A．Mg、Ca、K、NaB．S2－、Cl－、K＋、Na＋C．Br－、Br、Cl、SD．Na＋