高一化学必修2学案：互动课堂 第一单元核外电子排布与

互动课堂
疏导引导
1.原子核外电子的排布规律
(1)核外电子的分层运动又叫核外电子的分层排布。

科学研究证明：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里，即先排K 层，排满了K 层再排L 层，排满了L 层再排M 层，以此类推。

(2)各核外电子层中最多容纳的电子数为2n 2个(n 为电子层数)。

(3)最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不超过2个)，即不论最外层是M 层还是N 、O 、P 、Q 层，都是最多排8个电子。

(4)次外层(由外向里数第二层)电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。

注意：以上四条规律是互相联系的，不能孤立地理解。

例如：当M 层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。

又如，当O 层为次外层时，就不是最多排布2×52=50个，而是最多排布18个电子。

再如质子数为19的钾原子，核外有19个电子，按每层最多容纳2n 2个电子，第一层可排2个电子，第二层可排8个电子，第三层可排18个电子，19-2-8=9，这9个电子可都排布在第三层上，但这违背了第二条规律：最外层电子数不超过8个，电子排布时必须都满足这四条规律，因此只能在第三层上排8个电子，第四层上排1个电子。

2.元素周期律
(1)定义：元素的性质随着元素核电荷数(原子序数)的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

也就是说，由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质上的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。

(3)原子结构的变化规律如下表：
原子序数 电子层数 最外层电子数 达稳定结构时的最外层电子数
1—2
1 1→
2 2 3—10
2 1→8 8 11—18
3 1→8 8 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性的变化。

(4)原子半径
3—9号元素
Li Be B C N O F Ne 原子半径/pm
152 111 88 77 70 66 64 — 变化趋势
−−→−渐小 11—17号元素
Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径/pm
186 160 143 117 110 104 99 — 变化趋势
−−→−渐小 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。

注意：稀有气体元素原子半径跟邻近的非金属元素相比显得特别大，这是由于测定稀有气体元素原子半径的根据与其他元素不同。

故其原子半径没有列出，不便与其他元素的原子半径作比较。

(5)元素主要化学性质的周期性变化(以11号—17号元素性质为例)
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17
最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7
原子半径 −−→−渐小
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
负价 - - - -4 -3 -2 -1
最高价氧化
气态氢化物
总结论
即元素的金属性和非金属性(主要化合价、最高价氧化物的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等)都随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。

注意：由于氧(O)、氟(F)具有很强的非金属性，通常没有最高正价和相应的氧化物及含氧酸。

3.元素周期表的结构
(1)编排依据：元素周期律
(2)编排原则：
①把电子层数相同的一系列元素按原子序数递增的顺序从左到右排列成一横行。

②把最外层电子数相同的一系列元素按原子序数递增的顺序从上到下排列成一纵行。

(3)元素周期表的结构
①周期
a.具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。

b.元素周期表共7个周期。

⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧种元素
第七周期目前不完全周期种元素第六周期种元素
第五周期种元素第四周期长周期种元素第三周期种元素第二周期种元素第一周期短周期周期26:32:18:18:8:8:2: ②族
a.周期表有18个纵行。

除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族元素外，其余15个纵行，每个纵行标作一族。

b.主族：由短周期和长周期元素共同构成的族，符号是A 。

副族：完全由长周期元素构成的族，符号是B 。

⎪⎪⎩
⎪⎪⎨⎧。

列第稀有气体元素族列第族第列分别为第个副族列分别为第个主族个纵行族18:)(0)10,9,8(7,6,5,4,3,12,11:)—(717,16,15,14,13,2,1:)—(7)18(VIII VIIB IB VIIA IA 注：a.镧系元素和锕系元素均在ⅢB 族(第3列)，故该族元素种类最多。

b.从ⅢB 族到ⅡB 族(第3—12列，共10个纵行)的元素统称为过渡金属元素。

4.元素性质、原子结构及元素在周期表中位置及三者的关系
(1)同周期的递变规律(以第三周期为例)
项目同周期(从左到右)最外层电子数由1逐渐增到7
主要化合价最高正价由+1→+7最高正价=族序数
负价由-4→-1 负价=族序数-8
原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)金属性和非金属性金属性减弱非金属性增强最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强
非金属的气态氢化物的形成难易和稳定性生成由难到易，稳定性由弱到强得失电子能力失电子能力减弱，得电子能力增强(2)同主族的递变规律(以ⅠA、ⅦA为例)
项目同主族(从上到下)
最外层电子数相同
主要化合价
最高正价相同，负价相同
最高正价=族序数，负价=族序数-8
原子半径逐渐增大
金属性和非金属性性质相似，金属性增强，非金属性减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性增强，酸性减弱
非金属的气态氢化物的形成难易和稳定性生成由易到难，稳定性由强到弱得失电子能力得电子能力减弱，失电子能力增强
5.元素的金属性、非金属性相对强弱的判断依据
元素的金属性系指元素的原子失电子难易程度的性质，即元素的原子越易失电子，金属性就越强。

反之，元素的非金属性系指元素的原子得电子难易程度的性质，即元素的原子越易得电子，非金属性就越强。

(1)金属性强弱的比较
①根据原子结构：原子半径(电子层数)越大，最外层电子数越少，金属性越强，反之越弱。

②根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右。

随着原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属减弱。

③根据实验结论：
a.与水或酸反应置换出氢的难易：金属单质与水或酸(非氧化性酸)置换出氢的速率越快(反应越强烈)，表明元素金属性越强。

b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，表明元素金属性越强。

c.置换反应：一种金属能把另一种金属从它的盐溶液里置换出来，表明前一种金属元素金属性较强，被置换出的金属元素金属性较弱。

d.单质的还原性强弱：还原性越强，则金属性越强。

e.离子的氧化性强弱：离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。

④根据金属活动顺序表：一般来说，排在前面的金属性较强。

(2)非金属性强弱的比较
①根据原子结构：原子半径(电子层数)越小，最外层电子数越多，非金属性越强，反之则越弱。

②根据在周期表中的位置：同周期元素，从左到右，随着原子序数增加，非金属性增强；同主族元素，从上至下，随着原子序数增加，非金属性减弱。

③依据实验结论
a.单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性：越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

b.最高价氧化物对应水化物酸性的强弱：酸性越强，说明其非金属性越强。

c.非金属单质间的置换反应。

如：Cl2+2KI====2KCl+I2，说明氯的非金属性比碘强。

d.元素的原子对应阴离子的还原性：还原性越强，元素的非金属性就越弱。

e.单质与同种金属反应的难易：反应越易进行，说明其非金属性越强。

即非金属的氧化性越强，表明元素的非金属性越强。

注意：金属性和非金属性讨论的对象是元素，它是一个广义的概念，元素的金属性和非金属性具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。

它不受外界条件的影响。

氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，它是一个狭义的概念，物质的氧化性和还原性具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。

物质的氧化性和还原性强弱可以从氧化还原反应或金属活动性顺序表等来判断，同时受温度、浓度及酸碱度的影响。

一般情况下，元素的金属性强，元素的原子失电子能力强，单质的还原性强，其阳离子氧化性弱；元素的非金属性强，元素的原子得电子能力强，单质的氧化性强，其阴离子还原性弱。

活学巧用
1.核电荷数分别是16和4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是( )
A.电子数
B.最外层电子数
C.电子层数
D.次外层电子数
思路解析：首先应确定核电荷数是16和4分别为什么元素，然后再画出其原子结构示意图对比判断。

核电荷数是16的元素是：S。

核电荷数是4的元素是：Be。

答案：AD
2.下列说法肯定错误的是( )
A.某原子K层上只有1个电子
B.某原子M层上电子数为L层电子数的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
思路解析：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，所以A项有可能。

当M层上排有电子时，L层上一定排满了电子，即已排了8个电子，而M层上最多只能排18个电子，又18＜8×4，所以B项说法是错误的。

K 层上只能排2个电子，2×4=8，即M层和L层都为8个电子的离子，K+、Ca2+均可能，C正确。

对于D项来说，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，这种情况只能是原子；另一种是均为8，核电荷数为8的元素是氧，氧离子O2-的最外层电子数也为8，所以D有可能。

答案：B
3.下列叙述中错误的是( )
A.原子半径Na＞Si＞Cl
B.金属性Na＞Mg＞Al
C.稳定性SiH4＜HCl＜H2S
D.酸性H3PO4＜H2SO4＜HClO4
思路解析：四个选项中所列元素为Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl，同为三个电子层，最外层电子数依次为1到7，其原子半径、金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物的水化物的酸碱性均呈现出规律性的变化。

不难得出：气态氢化物的稳定性应为SiH4＜H2S＜HCl。

A、B、D是正确的比较。

答案：C
4.下列各组元素性质递变情况错误的是( )
A.Li、B、Be原子最外层电子数依次增多
B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C.B、C、N、O、F原子半径依次增大
D.Li、Na、K、Rb的金属性依次增强
思路解析：根据元素周期律知，元素性质随原子序数的递增，原子结构、原子半径、元素的
化合价、元素的金属性和非金属性出现规律性变化，不难确定答案为AC。

答案：AC
5.A、B、C、D四种元素的原子序数均小于18，其最高正价依次为1、4、5、7。

已知B的原子核外次外层电子数为2，A、C原子核外次外层电子数均为8，D元素的最高价氧化物对应水化物在D元素所在同一周期元素中酸性最强。

则：
(1)A、B、C、D分别是：
A__________，B__________，C__________，D__________。

(2)D的离子结构示意图为__________。

(3)C的最高价氧化物对应的水化物与A的氢氧化物反应可生成__________种盐，其化学式分别为__________。

(4)C、D的氢化物稳定性由强到弱的顺序是__________。

思路解析：在1—18号元素中，原子的最外层
电子数和它的最高化合价是相等的。

B的次外层电子数为2，则B核外共有2+4=6个电子为碳。

A、C的次外层电子数均为8，所以C、A核外电子数为2+8+5=15和2+8+1=11，故C 为磷，A为钠。

在前18种元素中只有Cl最高价为+7，且最高价氧化物对应水化物酸性最强。

判断出A、B、C、D四元素后，利用周期律及原子结构知识逐问回答即可。

答案：(1)A为钠(或Na);B为碳(或C)；C为磷(或P)；D为氯(或Cl) (2)(3)三
Na3PO4、Na2HPO4、NaH2PO4(4)HCl＞PH3
6.已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质。

下表给出14种元素的电负性：
元素Al B Be C Cl F Li
1.5
2.0 1.5 2.5 2.8 4.0 1.0
元素
电负性 1.2 3.00.9 3.5 2.1 2.5 1.7
试结合元素周期律知识完成下列问题：
根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是：________________________。

思路解析：题中给出了提示：电负性是元素的一种基本性质(新信息)。

而元素的性质是随元素的原子序数的递增而呈周期性变化的(已有的知识)，所以元素的电负性也应随原子序数的递增而呈周期性变化。

将表中元素依原子序数递增顺序重新排列有：
元素Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl 原子序数345678911121314151617
电负性 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.00.9 1.2 1.5 1.7 2.1 2.5 2.
8 经过这样变通处理后，关于元素电负性递变规律便显得一目了然。

答案：随着元素原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化。

7.到现在为止，已发现元素112种，把现在的元素周期表中所有的横行和纵行数相加其和为( )
A.22
B.23
C.24
D.25
思路解析：元素周期表有7个横行(周期)、18个纵行(7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族)，故横行和纵行数相加，其和为25。

答案：D
8.已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。

下列关系错误的是( )
A.n=m+1
B.n=m+11
C.n=m+25
D.n=m+10
思路解析：当A、B在短周期时，ⅡA族与ⅢA族原子序数相连n=m+1；A、B在四、五周期，A、B相隔10列(7个副族，1个第Ⅷ族)n=m+11；A、B在第六、七周期，因ⅢB中有镧系、锕系元素，其一格中有15种元素，则n=m+25。

答案：D
9.下列叙述正确的是( )
A.同周期元素的原子半径以ⅦA族的为最大
B.在周期表中零族元素的单质全部是气体
C.ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大越容易失去电子
D.所有主族元素的原子形成单原子离子时的最高价数都和它的族数相等
思路解析：逐项审视。

同周期元素的原子半径从左向右依次减小(0族元素除外)，即ⅠA族最大，ⅦA族最小，A选项不正确；B选项显然是正确的；ⅠA、ⅡA族元素的原子，都较易失去原子，若原子半径越大，则原子核对最外层电子的束缚能力就越弱，对应原子就越容易失去电子；C项正确；D项似乎正确，其实不然，如F原子所能形成的单原子离子只能是
F-，其最高价数只能是-1，这与它的族序数7显然是不相等的。

答案：BC
10.已知原子序数处于11—17号的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱的顺序为：HZO4＞H2YO4＞H3XO4,则下列说法正确的是( )
A.三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强
B.它们单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C.它们的原子半径按X、Y、Z的顺序减小
D.它们的气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强
思路解析：依题意知：X、Y、Z为11—17号元素，由H3XO4、H2YO4、HZO4可得出X、Y、Z的最高正化合价分别为+5、+6、+7，故X、Y、Z分别为P、S、Cl三种元素。

此时应紧扣元素周期表的知识：同周期元素中，随着原子序数的递增，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性增强，原子半径逐渐变小，单质的氧化物逐渐增强，其阴离子的还原性却逐渐减弱、气态氢化物的稳定性逐渐增强。

答案：CD
11.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.②⑤
B.①②
C.①②④
D.①③⑤
思路解析：含氧酸的氧化性不能作为判断非金属性强弱的依据，而最外层电子数多非金属性不一定强，如非金属O＞Cl。

答案：A
12.某元素的气态氢化物的化学式为H2R，则此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为( )
A.H2RO3
B.H2RO4
C.HRO3
D.H3RO4
思路解析：由H2R知，R的最低负化合价为-2，则R的最高正化合价为+6，即为ⅥA族元素，其最高价氧化物对应水化物的化学式则为H2RO4。

答案：B
13.下列实验不能达到预期目的的是( )
序号实验操作实验目的
A Cl2、Br2分别与H2反应比较氯、溴的非金属性强弱
B MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱
C测定等物质的量浓度HF、HCl的酸性比较氟、氯的非金属性强弱
D 用同一电路测定等物质的量浓度的盐
酸、醋酸两溶液的导电性
比较盐酸、醋酸的酸性强弱
思路解析：A项通过与H2反应的条件和难易不同，可得出氯的非金属性比溴的非金属性强的结论；B项中均得到了白色沉淀，无法表明镁、铝金属性的强弱；比较氟、氯非金属的强弱，是不能通过比较其无氧酸酸性强弱来判断的，故C项错误；溶液的导电性决定于溶液中离子浓度的大小，故可通过导电实验测出同物质的量浓度的盐酸和醋酸的酸性强弱，导电性强的，也就是溶液的酸性较强。

答案：BC
14.甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；
③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。

能说明甲比乙的非金属性强的是____________________。

思路解析：由元素规律可知，①、②、③均能说明甲的非金属性比乙强。

非金属性的强弱决定了其元素的原子获得电子的难易，而与得电子的多少没有必然联系，例如：非金属性Cl ＞S,但Cl只能获得一个电子达到稳定结构，而S可获得两个电子而达到稳定结构；单质熔点的高低亦不能说明非金属性的强弱，例如：非金属性：Cl＞P＞Si＞C，而单质的熔点则为：C＞Si＞P＞Cl。

答案：①②③。