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第一章
原子结构与元素周期律
一、原子结构
二、元素周期律
三、元素周期表及其应用
[答案]　
元素周期表中元素性质的变化规律
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
＋1→＋7－4→－1
相似(最高正价一般相同)
元素原子的失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
元素原子的得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
单质
氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
离子
阳离子的氧化性
逐渐增强
逐渐减弱
阴离子的还原性
逐渐减弱
逐渐增强
气态氢化物
稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
还原性
逐渐减弱
逐渐增强
最高价氧化物对应的水化物
酸性
逐渐增强
逐渐减弱
碱性
逐渐减弱
逐渐增强
1．下列说法正确的是(　　)
A．I的原子半径大于Br，HI比HBr的热稳定性强
B．P的非金属性强于Si，H3PO4比H2SiO3的酸性强
C．ⅠA族元素的金属性一定比ⅡA族元素的金属性强
D．ⅥA族元素的氢化物中，稳定性最强的氢化物的沸点最低
B　[A项，非金属性Br>I，则HBr比HI的热稳定性强，错误；B项，非金属性P>Si，则H3PO4比H2SiO3的酸性强，正确；C项，ⅠA族中Li的金属性比ⅡA族中Ca的金属性弱，错误；D项，ⅥA族元素的氢化物中，H2O的稳定性最强，且其沸点最高，D项错误。]
2．元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如图所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸，则下列判断正确的是(　　)
A．非金属性：ZB．R与Q的电子数相差16
C．气态氢化物稳定性：RD．最高价氧化物对应的水化物的酸性：T>Q
D　[X、T、Z位于同周期，从左到右，非金属性增强，A错；R单质在暗处与H2化合发生爆炸，所以R为F，T、Q分别为Cl、Br，R、Q电子数相差26，B错；R、T、Q位于同主族，从上到下，气态氢化物的稳定性减弱，C错。]
元素“位、构、性”三者之间的相互推断
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，三者之间可相互验证推断。
1．位、构、性的关系图
2．解题步骤
第一步：判断元素
(1)根据题目信息和原子结构判断元素在元素周期表中的位置或相对位置。
(2)根据元素及其化合物的性质判断出元素。
第二步：判断性质
根据元素在元素周期表中的位置或相对位置，判断元素及其化合物的性质或几种元素及其化合物性质的强弱关系。
1．已知W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增大。W、Z同主族，X、Y、Z同周期，其中只有X为金属元素。下列说法一定正确的是(　　)
A．原子半径：X>Y>Z>W
B．W的含氧酸的酸性比Z的含氧酸的酸性强
C．W的气态氢化物的稳定性小于Y的气态氢化物的稳定性
D．若W与X原子序数差为5，则形成化合物的化学式为X3W2
A　[由于原子序数按W、X、Y、Z依次增大，W与Z是同一主族的元素，而X、Y、Z是同一周期的元素，且只有X是金属元素，则这四种元素W、X、Y、Z有多种可能，如可能是N、Na(或Mg、Al)、Si、P，或者是O、Na(或Mg、Al)、Si(或P)、S等。同一周期的元素原子序数越大，原子半径越小，同一主族的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大。所以原子半径：X>Y>Z>W，A项一定正确；W的含氧酸可能是HNO2，Z的含氧酸可能是H3PO4，酸性HNO2Y，所以气态氢化物的稳定性W>Y，C项错误；若W、X原子序数相差5，则二者形成的化合物的化学式可能是Mg3N2，也可能是Al2O3，D项错误。]
2．a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2－和c＋的电子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是(　　)
A．a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为＋1
B．b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物
C．c的原子半径是这些元素中最大的
D．d与a形成的化合物的溶液呈弱酸性
A　[由题中所给的信息可知，a为H，b为O，c为Na，d为S。A项中，H与Na可以形成化合物NaH，H的化合价为－1；B项中，O与其他三种元素可以形成H2O、H2O2、Na2O、Na2O2、SO2、SO3等二元化合物；C项中，四种元素原子半径大小顺序为Na>S>O>H；D项中，H与S形成化合物H2S，其水溶液呈弱酸性。]
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-课时2　预测同主族元素的性质
目标与素养：1.以ⅠA族、ⅦA族元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律。(证据推理)2.能运用原子结构理论初步解释同主族元素性质的递变规律。(微观探析)3.掌握由同主族元素的性质特点预测不熟悉元素的性质。(模型认知)4.了解元素周期表的应用。(社会责任)
一、同主族元素的性质
1．卤族元素原子结构和性质的相似性与递变性
(1)相似性
元素
F
Cl
Br
I
原子结构示意图
最外层电子数
均为7
最高化合价
0
均为＋7
最低化合价
均为－1
气态氢化物
HF
HCl
HBr
HI
最高价氧化物对应的水化物
无
HClO4(强酸)
HBrO4(强酸)
HIO4(强酸)
(2)单质的物理性质及递变性
单质物理性质
F2
Cl2
Br2
I2
颜色
浅黄绿色
黄绿色
深红棕色
紫黑色
状态
气体
气体
液体
固体
密度
逐渐增大
熔、沸点
逐渐升高
(3)结构及化学性质的递变性
结构及性质
规律
原子半径
单质的氧化性
阴离子的还原性
与H2化合的难易程度
氢化物的稳定性
最高价氧化物对应水化物的酸性
微点拨：(1)F无含氧酸，因F无正价。
(2)HF为弱酸，HCl、HBr、HI均为强酸。
2．碱金属元素原子结构和性质的相似性与递变性
(1)相似性
①原子的最外电子层都有1个电子。
②最高化合价均为＋1价。
③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应。
④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的碱性。
(2)递变性
结构及性质
规律
原子半径
单质的还原性
与水、氧气反应的剧烈程度
最高价氧化物对应水化物的碱性
3.同主族元素性质的递变规律
二、元素周期表的应用
1．利用元素周期表寻找新材料
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料。
(2)在过渡元素中寻找优良的催化剂，并通过加入少量稀土元素改善其性能。
(3)在ⅣB到ⅥB的过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料，用以制造火箭、导弹、宇宙飞船等。
(4)利用元素周期表还可以寻找合适的超导材料、磁性材料等。
2．利用元素周期表指导探矿
(1)相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少。
(2)原子序数是偶数的元素在地壳中含量较多，原子序数是奇数的元素在地壳中含量较少。
(3)地球表面的元素多数呈现高价态，处于岩层深处的元素多数呈现低价态。
(4)碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)原子半径越大元素原子得电子能力越强，失电子能力越弱。
(　　)
(2)元素周期表中元素的性质与元素在周期表中的位置有关。
(　　)
(3)最外层电子数相同的元素一定位于同一主族。
(　　)
(4)在周期表中的过渡元素中寻找半导体材料。
(　　)
[答案]　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×
2．下列物质与水反应最剧烈的是(　　)
A．Li　　　B．Na　　　C．K　　　D．Rb
[答案]　D
3．F、Cl和Br都是ⅦA族元素，关于这三种元素原子的说法正确的是(　　)
A．原子半径：F>Cl>Br
B．最外层电子数都相同
C．核外电子层数都相同
D．最外层电子数都不相同
[答案]　B
同主族元素及其物质性质的递变规律
项目
同主族(从上→下)
原子核外电子排布
最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价＝主族序数(F、O除外)，非金属最低负价＝主族序数－8
原子得、失电子能力
得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素金属性、非金属性
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
单质氧化性、还原性
氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱
非金属气态氢化物的稳定性
逐渐减弱
微观探析：原子结构与同主族元素性质的关系
(1)同主族元素原子的最外层电子数相同，所以同主族元素性质具有相似性。
(2)同主族(从上到下)元素原子的电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子得电子的能力(元素的非金属性)逐渐减弱，失电子的能力(元素的金属性)逐渐增强。
【典例1】　下列关于物质性质变化的比较，不正确的是(　　)
A．稳定性强弱：HF>HCl>HBr>HI
B．原子半径大小：Na>S>O
C．碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH
D．还原性强弱：F－>Cl－>I－
D　[非金属性强弱：F＞Cl＞Br＞I，对应阴离子的还原性依次增强。]
解答元素性质的变化规律题目的一般思路
(1)首先判断所给元素的相对位置，即是同周期还是同主族。
(2)然后根据元素周期律得出相应的结论。
(3)最后考虑涉及元素是否有特殊性。
1．运用元素周期律分析，下列说法中错误的是(　　)
A．Sr是第5周期ⅡA族元素，Sr(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强
B．As是第4周期ⅤA族元素，AsH3的还原性比NH3的还原性弱
C．Cs的原子半径比Na的原子半径大，Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
D．Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，Cl的原子半径比Al的原子半径小
B　[同主族元素，随原子序数的增大，元素的金属性增强，非金属性减弱，第ⅡA族元素Mg和Sr，原子序数：MgMg(OH)2，A项正确；第ⅤA族元素N和As，原子序数：NAs，其对应阴离子的还原性：N3－Cl，D项正确。]
元素“位、构、性”之间的关系
(1)元素的原子结构与元素在周期表中位置的关系
结构→位置
(2)元素的原子结构与元素性质的关系
(3)元素在周期表中位置与元素性质的关系
位置→性质
【典例2】　今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是(　　)
A．原子半径：W＜X
B．常温常压下，Y单质为固态
C．气态氢化物热稳定性：Z＜W
D．X的最高价氧化物的水化物是强碱
D　[由题意，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8，可推出W、X、Y、Z分别为N、Al、Si、P。A项，根据电子层数越多，原子半径越大，可得原子半径：WPH3，正确；D项，X的最高价氧化物的水化物Al(OH)3是两性氢氧化物，错误。]
2．碲(Te)是52号元素，位于周期表中第ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上。下列叙述中错误的是(　　)
A．碲的单质具有半导体的性能
B．碲化氢(H2Te)比H2S更稳定
C．碲可在空气中燃烧生成二氧化碲(TeO2)
D．H2TeO4的酸性比H2SO4弱
B　[碲元素在元素周期表的第5周期ⅥA族，处于金属区与非金属区的交界线上，有半导体的性能，故A正确；同主族元素自上而下原子得电子能力减弱，则氢化物稳定性H2Te1．某主族元素的原子最外层是第5层，其上有1个电子，下列描述中正确的是(　　)
A．常温下，其单质与水反应不如钠与水反应剧烈
B．其原子半径比钾原子半径小
C．其碳酸盐易溶于水
D．其氢氧化物不能使氢氧化铝溶解
C　[由主族元素原子的第5电子层上只有1个电子可知：该元素位于周期表第5周期ⅠA族，为Rb(铷)。由同一主族元素性质递变规律可知，Rb的金属性强于Na，故其与水的反应比Na更剧烈；RbOH的碱性强于NaOH，因NaOH可使Al(OH)3溶解，则RbOH也一定能使Al(OH)3溶解；Rb、K同主族，且Rb比K多一个电子层，则Rb的原子半径比K的原子半径大；又Na2CO3、K2CO3均易溶于水，可类推出Rb2CO3也应易溶于水。]
2．下列关于ⅦA族元素的说法中不符合递变规律的是(　　)
A．F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱
B．F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强
C．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱
D．HF、HCl、HBr、HI水溶液的酸性逐渐减弱
D　[从F到I原子半径逐渐增大，单质的氧化性逐渐减弱，则其对应阴离子的还原性逐渐增强，故A、B两项均正确；从F到I，其气态氢化物的热稳定性逐渐减弱，C项正确；F－半径较小，与H结合稳定，HF在水中难以电离出H＋，为弱酸，故酸性强弱关系为HF3．下列各组物质性质的比较中正确的是(　　)
A．酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4
B．碱性：Mg(OH)2>Ca(OH)2>KOH
C．热稳定性：H2S>H2O>HF
D．氧化性：F2>Cl2>Br2>I2
D　[元素非金属性Cl>S>P，则酸性HClO4>H2SO4>H3PO4，A不正确；元素金属性K>Ca>Mg，则碱性KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2，B不正确；元素非金属性F>O>S，则热稳定性：HF>H2O>H2S，C不正确；元素非金属性F>Cl>Br>I，则氧化性F2>Cl2＞Br2＞I2。]
4．已知P、S、Cl、As、Br五种元素在元素周期表中的位置如图所示。下列比较关系正确的是(　　)
P
S
Cl
As
Br
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
C　[A项，原子半径：As>P>Cl，A项错误；B项，非金属性：Cl>Br>As，热稳定性：HCl>HBr>AsH3，B项错误；C项，非金属性：Cl>S>As，对应阴离子的还原性：As3－>S2－>Cl－，C项正确；D项，非金属性：S>P>As，其最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，D项错误。]
5．下表是周期表的一部分，根据A～I在周期表中的位置用元素符号或化学式回答下列问题：
族周期　　
ⅠA
ⅡA
…
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
1
A
2
D
E
G
I
3
B
C
F
H
(1)表中元素，化学性质最不活泼的是________，氧化性最强的单质是________，还原性最强的单质是________。
(2)元素的最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的是________，酸性最强的是________，呈两性的是________。
(3)A分别与D、E、F、G、H形成的化合物的化学式分别为______________，最稳定的是________。
(4)在B、C、D、E、F、G、H中，原子半径最大的是________。
[解析]　根据元素在元素周期表中位置，可推出A～I元素分别为H、Na、Al、C、N、P、F、S、Ne。联系相应递变规律，这些元素中，Ne是稀有气体元素，性质最稳定；F元素原子得电子能力最强，其单质氧化性最强，气态氢化物最稳定；Na元素原子失电子能力最强，其单质还原性最强；最高价氧化物对应水化物中碱性最强的是NaOH，H2SO4酸性最强，Al(OH)3呈两性。最外层电子数相同的原子电子层数越多，半径越大；电子层数相同的原子，核电荷数越大，半径越小，故原子半径最大的是Na。
[答案]　(1)Ne　F2　Na　(2)NaOH　H2SO4Al(OH)3　(3)CH4、NH3、PH3、HF、H2S　HF　(4)Na
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-课时1　认识同周期元素性质的递变规律
目标与素养：1.以第3周期钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律，并能用原子结构的理论加以解释。(宏观辨识与微观探析)2.结合有关数据和实验事实认识同周期元素性质的递变规律。(证据推理与模型认知)
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较
1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较
元素
Na
Mg
Al
单质与水反应
与冷水剧烈反应
与冷水不反应，与沸水缓慢反应
与冷水、沸水均不反应
单质与盐酸反应
－
反应剧烈，有大量气泡
反应较剧烈，缓慢放出气泡
最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH3)
两性氢氧化物
结论
2．硅、磷、硫、氯单质及化合物性质的比较
元素
Si
P
S
Cl
单质与H2化合的条件
高温
较高温度
需加热
点燃或光照
气态氢化物的稳定性
SiH4很不稳定
PH3不稳定
H2S较不稳定
HCl稳定
最高价氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性
H4SiO4或H2SiO3弱酸
H3PO4中强酸
H2SO4强酸
HClO4最强无机酸
结论
从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强
二、同周期元素得失电子能力的递变规律
1．规律
同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
2．理论解释
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。
(　　)
(2)金属原子失电子越多，还原性越强。
(　　)
(3)PH3的稳定性比SiH4强。
(　　)
(4)同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。
(　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×
2．下列物质碱性最强的是(　　)
A．Fe(OH)3　　　　　
B．Al(OH)3
C．NaOH
D．Mg(OH)2
C　[根据金属活动性顺序可知活动性：Na>Mg>Al>Fe，可知NaOH碱性最强。]
3．下列能说明非金属性S强于P的是(　　)
A．S的颜色比P4的颜色深
B．P4在常温下能自燃，而S不能
C．酸性：H2SD．酸性：
H2SO4>H3PO4
D　[物理性质不能作为非金属性强弱的比较依据；P4的自燃是其着火点低的缘故，与非金属性无关；H2S不是S的最高价氧化物对应的水化物，不能作为比较的依据。]
元素原子得失电子能力强弱的判断依据
1.元素原子失去电子能力强弱的判断依据
(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。
(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。
(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。
(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。
(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
2．元素原子得电子能力强弱的判断依据
(1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。
(2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。
(3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。
(4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力M>N。
【典例1】　下列有关叙述：①非金属单质M能从N的化合物中置换出非金属单质N；②M原子比N原子容易得到电子；③单质M跟H2反应比N跟H2反应容易得多；④气态氢化物水溶液的酸性HmM＞HnN；⑤氧化物对应水化物的酸性HmMOx>HnNOy；⑥熔点M>N，能说明M比N的非金属性强的是(　　)
A．①②③　　　　　　
B．②⑤
C．①②③④⑤
D．全部
A　[根据非金属单质间的置换反应可推断M比N的非金属性强，故①正确；根据得电子的难易程度可以推断M比N的非金属性强，故②正确；根据单质与H2反应的难易程度可以推断M比N的非金属性强，故③正确；根据气态氢化物水溶液的酸性不能推断M、N的非金属性强弱，故④错误；如果不是最高价氧化物对应水化物的酸性则不能推断M、N的非金属性强弱，故⑤错误；熔点属于物理性质，其高低与化学性质无关，故⑥错误。综合分析应选A。]
?1?不能根据得电子的多少来判断非金属性强弱。
?2?不能根据气态氢化物水溶液的酸性强弱判断非金属性强弱。
?3?必须是最高价氧化物对应的水化物酸性比较才能说明非金属性的强弱。
1．现有金属元素A、B、C，B的最高价氧化物的水化物碱性比A的最高价氧化物的水化物碱性强；A可以从C的盐溶液中置换出C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是(　　)
A．A>B>C
B．B>A>C
C．B>C>A
D．C>B>A
B　[根据金属元素的金属性强弱比较的方法及题意可知，由于B的最高价氧化物的水化物碱性比A的最高价氧化物的水化物碱性强，因此元素B的金属性比元素A的强；又因为A可以从C的盐溶液中置换出C，故元素A的金属性比元素C的强。]
同周期主族元素性质的递变规律
项目
同周期(从左到右，稀有气体除外)
最外层电子数
由1递增至7(第1周期除外)
主要化合价
最高正价：＋1→＋7(O、F除外)负价：－4→－1
原子半径
逐渐减小
得、失电子能力
失电子能力减弱，得电子能力增强
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
非金属的氢化物
形成由难到易，稳定性由弱到强
金属单质与水、酸反应
越来越难
项目
同周期(从左到右，稀有气体除外)
同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
【典例2】　下列排列顺序错误的是(　　)
A．原子半径：OB．稳定性：PH3>H2S>HCl
C．酸性：H3PO4D．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
B　[A项，O电子层数比S少，半径比S小，S与Na电子层数相同，Na核电荷数较小，半径较大；P、S、Cl同周期，原子序数依次增大，氢化物稳定性依次增强；最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强；Na、Mg、Al同周期，原子序数依次增大，最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱。]
2．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(　　)
A．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
B．ⅠA族金属元素是同周期中金属性最强的元素
C．第2周期元素从左到右，最高正化合价从＋1递增到＋7
D．第3周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
B　[比较元素性质时没有指明同周期，A不正确；同周期元素的金属性从左到右逐渐减弱，故ⅠA族金属元素是同周期中金属性最强的元素，B项正确；第2周期元素中，O元素无＋6价、F元素没有正价，则第2周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋5，C不正确；没有指明最高价含氧酸的酸性，D不正确。]
1．下列物质能与盐酸反应且反应最慢的是(　　)
A．Al　　　　　　　　
B．Mg
C．K
D．S
A　[元素的金属性越弱，其单质与酸反应时反应越慢。单质硫与盐酸不反应，铝的金属性比镁、钾都弱，故A项正确。]
2．下列事实不能用于判断金属元素失电子能力强弱的是(　　)
A．金属间发生的置换反应
B．1
mol金属单质在反应中失去电子的多少
C．金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
D．金属元素的单质与水或酸置换出氢的难易
B　[活泼性强的金属能置换活泼性弱的金属；最高价氧化物对应水化物碱性越强，元素原子失电子能力越强；金属越活泼越容易置换出氢。]
3．下列不能说明氯的得电子能力比硫强的事实是(　　)
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
A　[气态氢化物稳定性越高，非金属性越强，故①可以说明；最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则非金属性越强，故②不能说明，③可以说明；Cl2能置换出H2S中的S，故④可以说明；最外层电子数的多少不能说明非金属性的强弱，故⑤不能说明；⑥中Fe与Cl2、S分别反应生成FeCl3、FeS，说明非金属性Cl>S。综上所述，②⑤不能说明氯的得电子能力比硫强的事实。]
4．按C、N、O、F的排列顺序，下列递变规律错误的是(　　)
A．原子半径逐渐减小
B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
D．气态氢化物稳定性逐渐增强
C　[C、N、O、F属同一周期的元素，且原子序数依次增大，原子半径逐渐减小，得电子能力依次增强；气态氢化物稳定性依次增强；F无正价，也无最高价氧化物对应的水化物，故无法比较。]
5．在第3周期中，从水或酸中置换氢能力最强的元素的符号为________，化学性质最稳定的元素的符号是________，最高价氧化物对应水化物中酸性最强的物质的化学式是________，碱性最强的物质的化学式是________，显两性的氢氧化物的化学式是________，该两性氢氧化物与盐酸、烧碱溶液分别反应的离子方程式为______、_______；原子半径最大的金属元素的名称是________；原子半径最小的元素的原子结构示意图为______________。
[解析]　第3周期有Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl、Ar
8种元素，依据同周期元素性质的递变规律，根据题目要求，规范填空。
[答案]　Na　Ar　HClO4　NaOH　Al(OH)3
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
钠
6．请判断：硫、碳、硅的非金属性由强到弱的顺序为________。
请从下列给出的试剂中选择合理的实验试剂，利用所给装置验证你的结论(提示：H2SiO3难溶于水)。
实验试剂：浓盐酸、稀硫酸、饱和H2SO3溶液、大理石、Na2CO3粉末、Na2SiO3溶液。
实验装置如图所示。
(1)甲仪器中盛________，乙仪器中盛________，丙仪器中盛________。
(2)乙仪器中的现象是_______________________________。
(3)结论：酸性_____________________________________。
[解析]　根据硫、碳、硅的气态氢化物的稳定性强弱或它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，可以来比较这三种元素的非金属性强弱。结合题目中提供的试剂可知，应通过比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来验证三种元素非金属性的强弱。
[答案]　硫>碳>硅　(1)稀硫酸　Na2CO3粉末　Na2SiO3溶液(2)产生大量气泡　(3)H2SO4>H2CO3>H2SiO3
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-课时2　元素周期表
目标与素养：1.了解元素周期表的结构以及周期、族等的概念，理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。(宏观辨识与微观探析)2.了解ⅡA族、ⅤA族和过渡元素的某些性质和用途。(证据推理与模型认知)
一、元素周期表
1．元素周期表与元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2．元素周期表与元素信息
3．元素周期表的编排原则
4．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行，7个周期)
短周期
长周期
序号
1
2
3
4
5
6
7
元素种数
2
8
8
18
18
32
－
0族元素原子序数
2
10
18
36
54
86
－
(2)族(18个纵列，16个族)
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10列，共3个纵列
0族
第18纵列
5.分区
(1)元素周期表中金属与非金属的分区
(2)分界线附近元素的性质
既表现金属元素的某些性质，又表现非金属元素的某些性质。
二、元素周期表中的部分重要元素和焰色反应
1．元素周期表中的重要元素
族
元素
性质
存在
ⅡA族(碱土金属元素)
铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)等
①物理共性：亮白色，导电性，导热性，延展性②化学共性：R－2e－→R2＋
在自然界中都以化合态形式存在
ⅤA族
氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)等
N、P、As为非金属元素，Sb、Bi为金属元素
在自然界中以化合态和游离态形式存在
副族和Ⅷ族(过渡元素)
第3～12列
全为金属元素，具有良好的导电性
—
2.焰色反应
某些金属或它们的化合物在灼烧时火焰呈现特征颜色的反应，如钠：黄色，钾：浅紫色。
微点拨：钾的火焰颜色要透过蓝色钴玻璃观察。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)ⅠA族全部是金属元素。
(　　)
(2)最外层电子数等于2的元素均为ⅡA族元素。
(　　)
(3)铁是过渡元素，但不是副族元素。
(　　)
(4)元素周期表中位于金属元素与非金属元素分界线附近的元素属于过渡元素。
(　　)
(5)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。
(　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×　(5)×
2．在元素周期表中，第1、2、3、4周期元素的数目分别是(　　)
A．2、8、8、18　　　
B．2、8、18、18
C．2、18、18、18
D．2、8、18、32
A　[元素周期表中，1至6周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32。]
3．关于元素周期表的说法正确的是(　　)
A．元素周期表有7个周期，8个主族
B．元素周期表有18个纵列，共16个族
C．短周期元素中可能有副族元素
D．最外层电子数相同的元素一定在同一族
B　[元素周期表中有7个主族，A错；短周期为1、2、3周期，不包含副族元素，C错；He和Mg最外层电子数都是2，但不在同一主族，D错。]
元素周期表的结构
1.元素周期表的结构“七横(行)十八纵(列)”。
2．横行叫周期，现有一至七，三长三个短，第7尚不满。
3．纵列称作族，共有十六族，一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三列算一族，占去8、9、10。
4．主族序数＝最外层电子数＝最高正价(O、F除外)，周期序数＝电子层数。
【典例1】　结合元素周期表回答下列问题：
(1)表中的实线是元素周期表的部分边界，请在图中用实线补全元素周期表的边界。
(2)表中所列元素中，属于短周期元素的有________________(填元素符号，下同)，属于主族元素的有________________；g元素位于第________周期________族；i元素位于第________周期________族。
?3?元素f是第　　　　周期　　　　族元素，请在右边方框中按氦元素的式样写出该元素的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量。
[解析]　元素周期表共有7个横行，即7个周期，其中1、2、3周期称为短周期。周期表共有18个纵列，16个族，从左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA和0族。周期表中每一个方格代表一种元素，方格左上方是元素的原子序数，右上方为该元素的元素符号，下方为该元素的相对原子质量。
[答案]　
(1)
(2)H、C、Na、Mg、Al、S、Ar　H、C、Na、Mg、Al、S　3　0　4　ⅡB
(3)3　ⅥA　
1．若把元素周期表的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是
(　　)
A．只有第2列元素的原子最外层有2个电子
B．第14列元素形成的化合物种类最多
C．第3列元素种类最多
D．第16、17列元素不都是非金属元素
A　[解决本题的关键在于熟记元素周期表的结构。第2列元素、He及多数过渡元素的最外层电子数都为2，A项错误；碳元素(在第14列)形成的化合物种类最多，B项正确；第3列中含镧系和锕系元素，元素种类最多，C项正确；第17列全为非金属元素，而第16列中钋为金属元素，D项正确。]
由元素的位置推导其原子序数
1.同周期
2.同主族
若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。
(1)若A、B为ⅠA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a＋m)。
(2)若A、B为ⅢA～ⅦA族(位于过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a＋n)。
【典例2】　下列各表是元素周期表中的一部分，表中数字表示的原子序数与其在周期表中的位置相符的是(　　)
D　[A项中18号元素与1号、11号元素不在同一列，B项中13号元素与1号元素不在同一列，C项中3号元素与13号元素不在同一列，且A、B中的1号和2号并不间隔一个位置，B中4号和5号、C中12号和13号位置都不直接相邻。]
2．M2＋有2个电子层，则M在元素周期表中的位置是(　　)
A．第2周期零族
B．第2周期Ⅷ族
C．第2周期ⅡA族
D．第3周期ⅡA族
D　[M2＋有2个电子层，M原子结构示意图为，由电子层数＝周期序数，最外层电子数＝主族序数可知，M元素位于第3周期ⅡA族。]
1．下列微粒结构示意图表示的元素为ⅦA族的是(　　)
A　[A项为F原子，B项为O2－，C项为Ne原子，D项为Na原子。]
2．下列关于元素周期表的叙述正确的是(　　)
A．周期表是按各元素的相对原子质量递增的顺序从左至右排列的
B．同族元素的最外层电子数一定相同
C．同周期元素的电子层数相同
D．每一周期的元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
C　[周期表是按各元素的原子序数从小到大的顺序排列的，A项错误；同主族元素的最外层电子数不一定相同，如对于0族元素而言，最外层电子数则可能是2、8，B项错误；在元素周期表中，同一周期必然具有相同的电子层数，C项正确；第1周期起始元素为氢元素，为非金属，D项错误。]
3．若某ⅡB族原子序数为x，那么原子序数为x＋1的元素位于(　　)
A．ⅢB族
B．ⅢA族
C．ⅠB族
D．ⅠA族
B　[据元素周期表结构可知ⅡB族右侧紧邻ⅢA族。]
4．下列关于ⅡA族元素的说法中，不正确的是(　　)
A．元素的主要化合价都是＋2
B．元素的单质都呈亮白色
C．有的元素的单质可在自然界中稳定存在
D．其中包括被誉为“国防金属”的元素
C　[ⅡA族元素的原子最外层都有2个电子，这部分电子容易失去，因此ⅡA族元素的主要化合价都是＋2；ⅡA族元素都是金属元素，都呈亮白色；元素原子的失电子能力较强，单质的性质活泼，在自然界中都以化合态存在；镁的合金大量用于制造飞机、导弹等的材料，因此被誉为“国防金属”，镁元素位于元素周期表的第3周期ⅡA族。]
5．填写下列空白：
(1)写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号：
________________。
(2)原子符号为X的元素属于第______周期______族。
(3)周期表中位于第8纵列的铁元素属于________族。
(4)周期表中最活泼的非金属元素属于第________纵列。
(5)所含元素超过18种的周期是第________、________周期。
[解析]　(1)该元素原子质量数为8＋10＝18，质子数为8，则为氧元素。
(2)17号元素为氯元素，原子结构示意图为。
(3)元素周期表中第8、9、10三列为Ⅷ族。
(4)周期表中最活泼的非金属元素为氟元素。
(5)1～7周期所含元素种数分别为2、8、8、18、18、32、26(未排满)。
[答案]　(1)O　(2)3　ⅦA　(3)Ⅷ　(4)17　(5)6　7
系列微专题1　推断元素在周期表中位置的方法
一、根据核外电子排布规律推断
1．最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。
2．最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。
3．最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第2周期。
4．某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相同，则该元素位于第3周期；若为阳离子，则位于第4周期。
5．电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期；若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期——“阴前阳后”规律。
二、根据元素化合价规律推断
1．主族元素的最高正化合价等于最外层电子数等于它所在的族序数(注意：F无正价，O无最高正价)。
2．只有非金属元素才有负价，|最低负化合价|＝8(氢元素2)－主族序数。
3．对于变价元素，化合价呈一系列偶数时，从＋2价到＋m价，则该元素位于偶数主族。
4．化合价呈现奇数价的元素，可能在奇数主族(N元素有＋2、＋4价，除外)。
三、根据离子的电子层结构推断
根据主族元素原子形成的离子的电子层结构确定。
如若A－与氖原子具有相同的电子层结构，A元素必和氖在同一周期，且比氖少一个电子，则A元素位于第2周期ⅦA族，名称为氟。
四、根据0族元素的原子序数直接推断
1．熟记0族元素的原子序数及周期序数，如下表：
元素
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
2.熟悉周期表中每个纵列所对应的族序数，如下表：
族
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
纵列
1
2
3
4
5
6
7
8～10
族
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
纵列
11
12
13
14
15
16
17
18
3.方法
(1)比大小定周期
比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的0族元素，那么该元素就和原子序数大的0族元素处于同一周期。
(2)求差值定族数
①若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族。
②若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅦA～ⅢA族。
③若差其他数，则由相应差数找出相应的族。
4．实例
52号元素：由于36<52<54，则52号元素位于第5周期，54－52＝2，所以52号元素位于54号元素左侧第二格，即ⅥA族，故52号元素位于第5周期ⅥA族。
5．注意
(1)短周期中因无副族元素，故所得差值即为主族序数；
(2)11～17纵列数的个位数与族序数相等。
【典例1】　科学家预测，原子序数为114的元素具有相当稳定的同位素，它在元素周期表中的位置是(　　)
A．第5周期ⅣA族　
B．第6周期ⅥA族
C．第7周期ⅣA族
D．第7周期ⅥA族
C　[若第7周期排满，其稀有气体的原子序数为118，则114号元素必在第7周期ⅣA族。]
【典例2】　我国的纳米基础研究能力已跻身于世界前列，如曾作为我国十大科技成果之一的RN就是一种合成纳米材料。已知该化合物中的Rn＋核外有28个电子。则R元素位于元素周期表的(　　)
A．第3周期ⅤA族
B．第4周期ⅢA族
C．第5周期ⅢA族
D．第4周期ⅤA族
B　[据化学式RN，结合N元素为－3价，Rn＋带3个正电荷，R原子的质子数为28＋3＝31，然后确定其在周期表中的位置。]
1．原子序数为83的元素位于：①第5周期；②第6周期；③ⅣA族；④ⅤA族；⑤ⅡB族。其中正确的组合是(　　)
A．①④
B．②③
C．②④
D．①⑤
[答案]　C
2．某短周期主族元素R的最高正化合价与最低负化合价的代数和为4，下列判断不正确的是(　　)
A．R一定是第3周期元素
B．R一定是ⅥA族元素
C．R最高价氧化物对应水化物的化学式为H2RO3
D．R气态氢化物的化学式为H2R
[答案]　C
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-课时1　元素周期律
目标与素养：1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，理解元素周期律及其实质。(证据推理)2.了解微粒半径大小的比较。(模型认知)
一、元素性质的变化规律
1．原子序数
(1)含义：元素在元素周期表中的序号。
(2)与其他量的关系
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．原子核外最外层电子排布的变化规律
原子序数
最外层电子数
1～2
1→2
3～10
1→8
11～18
1→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周期性变化
3.元素原子半径的变化规律
原子序数
原子半径的变化规律
3～9
大→小
11～17
大→小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈周期性变化
微点拨：(1)氢原子的半径在所有原子半径中最小。
(2)稀有气体元素原子半径的测量依据与其他原子半径的测量依据不同，数据没有比较的价值。
4．元素化合价的变化规律
原子序数
元素主要化合价
1～2
＋1→0
3～10
＋1→＋5、－4→－1→0
11～18
＋1→＋7、－4→－1→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现规律性变化
二、元素周期律
1．内容
随着元素原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径、元素的化合价等均呈现周期性变化。
2．含义
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。
3．实质
元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)原子序数与原子的核电荷数一定相等。
(　　)
(2)原子序数与离子的核外电子数一定相等。
(　　)
(3)原子序数相同的原子是同一种原子。
(　　)
(4)随着元素相对原子质量的递增，元素的性质呈周期性变化。
(　　)
[答案]　(1)√　(2)×　(3)×　(4)×
2．原子序数从11依次增加到17，下列所述递变关系错误的是(　　)
A．最外层电子数逐渐增多
B．原子半径逐渐增大
C．最高正价数值逐渐增大
D．从硅到氯最低负价从－4→－1
B　[11到17号元素原子半径逐渐减小。]
3．元素周期律的实质是(　　)
A．相对原子质量逐渐增大
B．核电荷数逐渐增大
C．核外电子排布呈现周期性变化
D．元素的化合价呈现周期性变化
[答案]　C
元素的主要化合价
1.元素最高价与最低价的关系
元素最高化合价＝最外层电子数(O、F除外)
最低化合价＝最外层电子数－8
|最高化合价|＋|最低化合价|＝8
2．常见元素化合价的特点
(1)H：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。
(2)F：－1、0价，如NaF、F2。
(3)O：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，O无最高正价。
(4)金属元素只有正价。
(5)非金属元素既有正价又有负价(F除外)，非金属元素的正价一般相差2，如Cl有＋1、＋3、＋5、＋7价；S有＋4、＋6价；C有＋2、＋4价。
【典例1】　X元素最高价氧化物对应的水化物为H3XO4，则它对应的气态氢化物为(　　)
A．HX　　　　　　　
B．H2X
C．XH4
D．XH3
D　[X元素最高价氧化物对应的水化物为H3XO4，说明X的最高价为＋5，则其负价为5－8＝－3，氢化物的化学式是XH3。]
1．下列各元素性质递变情况中，错误的是(　　)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．N、O、F元素最高正化合价依次升高
C．Mg、Al、Si原子半径依次减小
D．P、S、Cl元素的负化合价依次为－3、－2、－1
B　[Li、Be、B最外层电子数由1递增到3，故A正确；N最高正价为＋5价，O无最高正价，F无正价，故B不正确；Mg、Al、Si电子层数相同，核电荷数越多，半径越小，故C正确；P、S、Cl最低负化合价从－3到－1，故D正确。]
微粒半径大小的比较方法
影响微粒半径的因素有：电子层数、核电荷数、核外电子数。一般地，电子层数越多，微粒半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，半径越小；当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，电子之间的斥力使半径趋于增大，故当电子层数、核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。在比较微粒半径时，一般先看电子层数，再看核电荷数，后看核外电子数。
1．一看电子层数
电子层数不同、最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大；如r(F)2．二看核电荷数
电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)，r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。
3．三看核外电子数
核电荷数相同时，电子数越多，半径越大；如r(Na＋)r(Cl)。
【典例2】　写出以下微粒的原子结构示意图，并判断各组微粒半径的大小。
(1)Na　Mg　(2)F　Cl　(3)Na＋　F－　(4)Cl　Cl－
[答案]　
比较微粒半径时，首先要确定微粒间的相同点，即电子层数、核电荷数、核外电子排布是否相同，再利用规律进行比较，反之，也可由微粒半径大小推断元素关系。
2．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是(　　)
A．X>Y>Z
B．Y>X>Z
C．Z>X>Y
D．Z>Y>X
D　[已知电子层结构相同的阳离子，核电荷数多的则半径小，具有相同电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径减小。根据题意，X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z的原子序数大于Y的原子序数。
由此得出三种元素原子序数的关系为Z>Y>X。]
1．原子序数3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是(　　)
A．电子层数　　　　
B．电子数
C．原子半径
D．化合价
B　[原子序数3～10的元素，原子的电子层数都为两层，A错误；除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子半径越小，C错误；因氧无最高正价、氟无正价，D错误。]
2．下列各组元素中，按最高正价递增的顺序排列的是(　　)
A．C、N、O、F
B．K、Mg、C、S
C．H、He、Li、Be
D．P、S、Cl、Ar
B　[根据元素的最高化合价在数值上一般等于其最外层电子数及特殊元素的化合价来分析各选项。A项，C＋4价，N＋5价，O无最高正价、F无正价；B项，K＋1价，Mg＋2价，C＋4价，S＋6价；C项，H＋1价，He无最高正价，Li＋1价，Be＋2价；D项，P＋5价，S＋6价，Cl＋7价，Ar无最高正价。]
3．下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中纵坐标表示(　　)
A．电子层数
B．最外层电子数
C．最高化合价
D．原子半径
[答案]　B
4．下列微粒半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．NaD．CsB　[A项，电子层数相同，核电荷数越大离子半径越小：Al3＋Mg>Al>S；D项，最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大：Cs>Rb>K>Na。]
5．在原子序数11～18的元素中：
(1)原子半径最小的是________(填元素符号，下同)；只有正化合价的是________；最高正化合价与最低负化合价绝对值之差为4的元素是________。
(2)与冷水剧烈反应生成H2的物质是________(填名称)。与水反应能生成具有漂白性的物质是________(填名称)，反应的离子方程式是___________。
(3)化学性质最稳定的物质是____________(填化学式)。
[解析]　(1)在11～18号元素中，原子半径最小的是Cl；金属元素Na、Mg、Al只有正化合价；S最高正化合价是＋6，最低负化合价是－2，绝对值之差是4；(2)金属钠与冷水剧烈反应生成H2和NaOH；Cl2和水反应生成HCl和HClO，其中HClO有漂白性；(3)稀有气体元素Ar最外层8个电子，是稳定结构，通常不与其他物质发生反应，化学性质稳定。
[答案]　(1)Cl　Na、Mg、Al　S
(2)钠　氯气　Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO
(3)Ar
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5
-课时2　核外电子排布
目标与素养：1.了解1～18号元素原子的核外电子排布。(微观探析)2.了解核外电子的排布规律。(微观探析)3.了解原子的最外层电子数与元素原子得失电子的能力和化合价的关系。(证据推理)
一、核外电子的分层排布
1．电子层与电子能量的关系
电子层数
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
电子能量
2.核外电子排布规律
微点拨：核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解。
3．核外电子排布的表示方法——原子结构示意图
二、原子的最外层电子排布与元素化学性质的关系
元素结构与性质　
金属元素
非金属元素
稀有气体元素
最外层电子数
一般小于4
一般大于或等于4
8(He为2)
稳定性
不稳定
不稳定
稳定
得失电子能力
易失电子
易得电子
不易得、失电子
化合价
只显正价
既有正价，又有负价
0价
微点拨：原子最外层电子数小于4不一定是金属元素，如氢原子最外层电子数是1，属于非金属元素。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)最外层电子数为2的原子一定是金属元素。
(　　)
(2)最外层电子数大于4的原子一定是非金属元素。
(　　)
(3)不容易得电子的原子一定容易失电子。
(　　)
(4)氧原子的最外层电子数为6，故其最高正价为＋6。
(　　)
(5)金属原子只有还原性。
(　　)
[答案]　(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√
2．下面关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述正确的是(　　)
A．核外电子是分层运动的
B．所有电子在同一区域里运动
C．能量高的电子在离核近的区域运动
D．能量低的电子在离核远的区域绕核旋转
[答案]　A
3．下列有关原子或离子的结构示意图表示正确的是(　　)
D　[A.K层排满才能排L层，K层最多排2个电子，故A错误；B.最外层最多排8个电子，故B错误；C.S2－得到2个电子后，最外层为8个电子，故C错误；D.Mg2＋失去2个电子后，最外层为8个电子，D正确。]
原子核外电子排布规律
1.“一低”——原子核外电子首先排布在能量最低的电子层上。
2．“三不超”——最外层不超过8个电子(K层为最外层时不超过2个电子)；次外层不超过18个电子；倒数第3层不超过32个电子。
3．“一稳定”
【典例1】　根据下列叙述，写出元素名称并画出原子结构示意图。
信息
元素名称
原子结构示意图
A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半
B元素原子最外层电子数是次外层电子数的1.5倍
C元素＋1价离子C＋的电子层排布与Ne相同
D元素原子次外层电子数是最外层电子数的
[解析]　L层有8个电子，则M层有4个电子，故A为硅。当次外层为K层时，最外层电子数则为3，是硼；当次外层为L层时，最外层电子数为1.5×8＝12，违背了排布规律，故不可能。C元素原子的质子数为10＋1＝11，故为钠。当次外层为K层时，D为氧
；当次外层为L层时，最外层则有24个电子，故不可能。
[答案]　(从左到右，从上到下)硅　
1～20号元素原子结构特点
(1)原子核中无中子的原子是H。
(2)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。
(3)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg、Ca。
(4)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
(5)最外层电子数是次外层电子数的2倍的元素：C。
(6)最外层电子数是次外层电子数的3倍的元素：O。
(7)最外层电子数是次外层电子数的4倍的元素：Ne。
(8)最外层电子数是内层电子总数的一半的元素：Li、P。
(9)最外层电子数是次外层电子数的一半的元素：Li、Si。
(10)最外层电子数等于电子层数的元素：H、Be、Al。
1．下列说法中肯定错误的是(　　)
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
B　[K、L、M层上最多容纳的电子数分别为2、8、18，K层上可以有1～2个电子，A正确；当M层上排有电子时，L层上一定排满电子，即L层上的电子数为8，由于18<8×4，故B错；当K、L层排满电子，即电子数分别是2、8时，M层上的电子数也可以是8，例如Cl－、K＋均属于这种情况，C正确；O2－的核电荷数与最外层电子数均为8，故D正确。]
原子结构与元素性质、元素化合价的关系
原子类别
与元素性质的关系
与元素化合价的关系
稀有气体
最外层电子数为8(He为2)，结构稳定，性质不活泼
原子结构为稳定结构，常见化合价为零
金属元素原子
最外层电子数一般小于4，较易失去电子
易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m(m为最外层电子数)
非金属元素原子
最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构
得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m－8(H为m－2)
【典例2】　核电荷数为1～18的元素中，下列叙述正确的是
(　　)
A．原子最外层只有1个或2个电子的元素一定是金属元素
B．核外电子排布完全相同的两种微粒化学性质一定相同
C．原子核外各层电子数相等的元素不一定是金属元素
D．核电荷数为17的元素容易获得1个电子
D　[在核电荷数为1～18的元素中，最外层只有1个电子的元素有H、Li、Na，其中H为非金属元素，最外层只有2个电子的元素有He、Be、Mg，其中He为稀有气体元素，A项错误；核外电子排布完全相同的微粒O2－与Na＋化学性质不相同，B项错误；原子核外各层电子数相等的只有Be，它是金属元素，C项错误；核电荷数为17的元素的原子结构示意图为
，其最外层有7个电子，很容易获得1个电子而成为8个电子的稳定结构，D项正确。]
?1?最外层电子数小于4的不一定为金属元素，如H、He等；最外层电子数大于4的不一定为非金属元素，如Po等。
?2?活泼金属易形成阳离子，活泼非金属易形成阴离子，但是碳难以形成C4－、C4＋；氢元素可以形成H＋和H－。
2．X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化合物的化学式可能是
(　　)
A．XYZ　　　　　　　
B．X3YZ
C．XYZ2
D．X2YZ3
D　[元素组成的化合物分子中正负化合价的代数和为0。X元素原子的最外层电子数为1，则其在化合物中的化合价为＋1价；Y元素原子的最外层电子数为4，则其在化合物中的化合价为＋4价；Z元素原子的最外层电子数为6，则其在化合物中的化合价为－2价；所以根据化合物中的正负化合价的代数和为0的原则可知这三种元素组成的化学式可能是X2YZ3。如H2CO3、Na2SiO3等。]
巧记10电子、18电子微粒
1.10电子微粒
2．18电子微粒
【典例3】　A＋、B＋、C－、D、E五种微粒(分子或离子)中，每个微粒均有10个电子，已知：
①A＋＋C－D＋E↑；②B＋＋C－===2D。
请回答：
(1)C－的离子符号是________。
(2)分别写出A＋和C－反应、B＋和E反应的离子方程式：
________________________、____________________________。
(3)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子的分子式_____。
[解析]　因A＋、C－、D、E均为10电子微粒，且A＋＋C－D＋E↑，则通过排查10电子微粒的性质可知，该反应为NH＋OH－NH3↑＋H2O，即A＋为NH、C－为OH－、D为H2O、E为NH3；由B＋＋C－===2D可知B＋为H3O＋。
[答案]　(1)OH－　(2)NH＋OH－NH3↑＋H2O
H3O＋＋NH3===NH＋H2O
(3)CH4、HF、Ne(其中的两种即可)
3．下列微粒电子数相同的一组是(　　)
A．Na＋和K＋　　　　　
B．CH4和NH
C．NH和Cl－
D．O2－和O
B　[各微粒电子数分别为A中Na＋：10，K＋：18；B中：CH4：10，NH：10；C中：NH：10，Cl－：18；D中：O2－：10，O：8。]
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最低的电子层上
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
D　[A项为能量最低原理，正确；K层离核最近，能量最低，B项正确；次外层电子数不超过18，C项正确；各电子层最多容纳电子数为2n2，D项错误。]
2．下列微粒结构示意图中，不正确的是(　　)
B　[电子在排布时先排能量低的电子层(K层)，排满后再排能量较高的L层、M层，K层最多只能排2个，L层最多能排8个，M层最多能排18个，但如果是作为最外层，则最多只能排8个，B不正确；D表示的是Cl－的结构示意图。]
3．下列各组微粒中，核外电子层结构相同的是(　　)
A．Mg2＋、O2－、Na＋、F－
B．Na＋、F－、S2－、Ar
C．K＋、Ca2＋、S2－、Ba2＋
D．Mg2＋、S2－、Na＋、F－
A　[分析各微粒的核外电子排布情况即可。A项各微粒都含10个电子，核外电子排布相同。]
4．下列说法中正确的是(　　)
A．某单核微粒的核外电子排布为，则该微粒一定是氩原子
B．最外层只有3个电子的元素一定是金属元素
C．NH与H3O＋具有相同的质子数和电子数
D．最外层电子数是次外层电子数2倍的元素的原子容易失去电子成为阳离子
C　[核外电子排布为的微粒可以是S2－、Cl－、Ar、K＋、Ca2＋等，A不正确；硼(B)最外层有3个电子，但硼元素属于非金属元素，B不正确；NH和H3O＋质子数和电子数都分别是11和10，C正确；最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是碳原子，最外层电子数是4，既不易失去电子，又不易得到电子，D不正确。]
5．以下是4种微粒的结构示意图。
(1)上述微粒中氧化性最强的是________(填字母)，写出一个它表现氧化性的化学方程式：______________________________________________________。
(2)上述微粒中还原性最强的是________(填字母)，写出一个它表现还原性的化学方程式：_________________________________________________________。
(3)电子层结构与D相同、化学性质最稳定的元素，原子的核电荷数是________，用原子结构与元素性质的关系说明它化学性质稳定的原因_________________________________________________________________。
(4)A的一种同位素可用于考古断代，这种同位素的符号是________，这种用途取决于它的________性。
[解析]　A→D四种微粒依次为C、F、Na、Al3＋。微粒氧化性最强即得电子能力最强，微粒还原性最强即失电子能力最强。
[答案]　(1)B　2F2＋2H2O===4HF＋O2(合理即可)
(2)C　2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
(3)10　原子最外层为8电子稳定结构，不易得、失电子，性质稳定
(4)C　放射
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-课时1　原子核　核素
目标与素养：1.了解原子的结构。(微观探析)2.知道质量数和X的含义，掌握构成原子的各微粒间的关系。(微观探析)3．了解元素、核素、同位素的含义。(宏观辨识与微观探析)
一、原子的构成
1．原子及构成微粒
原子
对于一个确定的原子存在关系：
核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
2．质量数
3．原子的表示方法
一般用符号X表示，字母表示意义如下：
——表示元素符号
如Cl表示质量数为37、质子数为17、中子数为20的氯原子。
微点拨：(1)原子中不一定含有中子，且中子数不一定等于质子数，如H。
(2)同种元素的原子与其相应离子的质量数相等，如23Na与23Na＋。
二、核素
1．元素
具有相同质子数(核电荷数)的同一类原子的总称。
2．核素
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
3．同位素
质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。
如氢元素的三种核素
H
H
H
俗称
－
重氢
超重氢
符号
H
D
T
质子数
1
1
1
中子数
0
1
2
4.几种重要的核素
(1)作为相对原子质量和阿伏加德罗常数测定用的标准原子为C；考古中常测量C的数量来推断生物体的存在年代。
(2)制造氢弹的原料为H、H。
(3)核反应堆的燃料是U。
微点拨：同位素的两个特点
(1)相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。
(2)天然存在的某种元素，不论是化合态还是游离态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)原子核是由质子和核外电子构成的。
(　　)
(2)质子数为118、质量数为293的原子的原子核内的中子数为175。
(　　)
(3)O2和O3、红磷和白磷均互称同位素。
(　　)
(4)同位素原子的物理、化学性质均完全相同。
(　　)
(5)质子数相同的粒子一定属于同一种元素。
(　　)
[答案]　(1)×　(2)√　(3)×　(4)×　(5)×
2.C?NMR可以用于含碳化合物的结构分析。C所表示的碳原子(　　)
A．核外有13个电子
B．核内有6个质子，核外有7个电子
C．质量数为13，核外电子数为6，核内有7个质子
D．质量数为13，核外电子数为6，核内有7个中子
[答案]　D
3．下列微粒中，互为同位素的是(　　)
A．D2O和H2O　　　
B．X和Y
C.Z和Z
D．O2和O3
C　[同位素是指质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素。A项中两物质均为化合物，D项中两物质均为单质，B项中X和Y的质子数不同，是两种不同元素的原子，故只有C项符合题意。]
构成原子的微粒之间的关系
1.质量关系
(1)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
(2)原子的相对原子质量近似等于质量数。
2．电性关系
微粒
等量关系
不等量关系
原子
质子数＝核外电子数
－
阳离子
核外电子数＝质子数－阳离子所带电荷数
质子数>核外电子数
阴离子
核外电子数＝质子数＋阴离子所带电荷数
质子数<核外电子数
微观探析：关于原子构成的几个易错点
(1)原子中一定含有质子，但不一定含有中子，如1H。
(2)原子的质量数和相对原子质量的含义不同，但是原子的质量数一般等于该原子相对原子质量数值的整数部分。
(3)对离子进行电子数与质子数换算时应该注意阳离子和阴离子的区别。
【典例1】　不具有放射性的同位素称之为稳定同位素，如2H、13C、15N、18O、34S等在陆地生态系统研究中，常用作环境分析指示物。下列有关说法正确的是
(　　)
A．34S原子核内中子数为16
B．1HO和1HO的相对分子质量不同
C．13C和15N原子核内的质子数相差2
D．2H＋不含中子和电子
B　[A项中34S的中子数为18，故A项不正确；B项中H2O的相对分子质量由H和O的质量数决定，两种分子中O的质量数不同，则两种分子的相对分子质量也不同，故B项正确；C项中两种原子的质子数相差1，故C项不正确；D中2H＋含一个中子不含电子，故D项不正确。]
(1)34S2－的核外电子数是多少？
(2)题中所给各原子中中子数最大的是哪种原子？
[答案]　(1)18。34S的电子数为16,34S2－带两个单位负电荷，则电子数为18。
(2)34S。34S的质量数为34，质子数为16，则中子数为18，在所有原子中最大。
1.U是重要的核工业原料，在自然界的丰度很低。U的浓缩一直为国际社会关注。下列有关U说法正确的是(　　)
A.U原子核内含有92个中子
B.U原子核外有143个电子
C.U原子的质量数为235
D.U原子的核内中子数与质子数之差是143
C　[对于原子U,92表示的是质子数，235表示的是质量数(质子数＋中子数＝质量数)，故A、D项错误，C项正确；对于原子而言，质子数等于核外电子数，故B项错误。]
元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系
1.区别
2.联系
【典例2】　下列说法错误的是
(　　)
A.H、H、H＋和H2是氢元素的四种不同微粒
B.Ca和Ca、金刚石和石墨均互为同位素
C.H和H是不同的两种核素
D.C和C互为同位素，物理性质不同，但化学性质几乎完全相同
B　[元素的存在形式有游离态和化合态两种，A中的四种微粒是氢元素的四种不同微粒，A正确；金刚石和石墨是由碳元素组成的不同单质，它们互为同素异形体，B不正确；H和H是质子数均为1、中子数不同的氢原子，它们是不同的核素，C正确；C和C中C的质子数均为6，而中子数分别为6和8，故它们互为同位素，其物理性质不同，化学性质几乎完全相同，D正确。]
只要Z相同，就是同种元素；Z和A均相同，就是同一种核素；Z相同、A不同的互为同位素；Z不同的不论A是否相同，均不是同种元素，更不能互称为同位素。
2.Rn、Rn、Rn(　　)
A．是三种元素　　　
B．互为同位素
C．是同种核素
D．是同一原子
B　[Rn、Rn、Rn是同种元素的不同核素，质子数相同，中子数不同，互为同位素。]
1．下列叙述错误的是(　　)
A．13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素
B．1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等
C．14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等
D．6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等
D　[13C和14C质子数均为6，中子数分别为7和8，互为同位素，故A正确；1H和2H质子数均为1，属于不同核素，故B正确；14C和14N的质量数均为14，中子数分别为8和7，故C正确；6Li和7Li的电子数均为3，由于质量数不相同，故中子数一定不相同，故D错误。]
2．“玉兔”号月球车用Pu作为热源材料。下列关于Pu的说法正确的是(　　)
A.Pu与U互为同位素
B.Pu与Pu互为同素异形体
C.Pu与U具有完全相同的化学性质
D.Pu与Pu具有相同的最外层电子数
D　[A.Pu与U的质子数不同，不能互称为同位素，错误；B.Pu与Pu均是核素，不是单质，不能互称为同素异形体，错误；C.Pu与U的质子数不同，属于不同的元素，不可能具有完全相同的化学性质，错误；D.Pu与Pu的质子数相同，具有相同的最外层电子数，正确。]
3．重水(D2O)是重要的核工业原料，下列说法错误的是(　　)
A．氘(D)原子核外有1个电子
B．1H与D互称同位素
C．H2O与D2O互称同素异形体
D．1HO与DO的相对分子质量相同
C　[同种元素形成的不同单质互称为同素异形体，C错误。]
4．已知R2＋核外有a个电子，它含有b个中子。表示R原子符号正确的是(　　)
A.R　　　　　　　
B．R
C.R
D.R
C　[R2＋的核外电子数为a，则其核电荷数为a＋2，质量数＝质子数＋中子数＝a＋2＋b。]
5．(1)在6Li、7Li、23Na、24Mg、14C、14N六种微粒中，包含________种元素，________种核素，其中互为同位素的是________，中子数相等的核素是________。
(2)D3O＋中的质子数为________，电子数为__________，中子数为________。
[答案]　(1)5　6　6Li与7Li　23Na与24Mg　(2)11　10　11
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