2023学年完整公开课版人教版

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布和元素周期律情景设疑目标定位美丽的螺壳，是大自然的鬼斧神工造就的。一圈圈的螺纹不仅是自身漂亮的外衣，还揭示了大自然中万事万物的发展规律。这种图案引领着人们去思考、去发现。元素周期律是螺纹模式的直接体现者。让我们带着螺纹的美丽来探寻元素的变化规律吧！1.了解核外电子的排布规律。2．了解元素原子结构的周期性变化。3．理解元素周期律的内容及实质1．电子的能量(1)在多电子的原子里,电子的能量是______的。(2)在离核较近的区域内运动的电子能量_____，

在离核较远的区域内运动的电子能量______。不相同较低较高(3)电子层的概念：在多电子原子里，________

___________的区域简化为________的壳层。(4)不同电子层的表示及能量关系各电子层(由内到外)序号(n)1234567符号KLMNOPQ与原子核的距离近―→远能量低―→高电子分别在能量不同不连续2.核外电子排布的规律(1)能量最低原理原子核外电子总是先排布在能量____的电子层,然后由里向外，依次排布在能量逐步____

的电子层(能量最低原理)，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。最低升高(2)原子核外各电子层最多容纳____个电子。(3)原子最外层电子数目不超过__个(K层为最外

层时不超过__个)。(4)次外层最多能容纳的电子数目不超过___个。2n282181．核外电子排布的规律(1)原子核外电子总是先排布在能量最低的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层里(能量最低原理)，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不超过2个)。 (4)次外层能容纳的电子数目不超过18个。[特别提醒]

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18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。2．粒子的核外电子排布(1)表示方法——结构示意图结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。结构示意图是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，如(2)与稀有气体原子核外电子排布相同的离子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＋。1．下列说法肯定错误的是(

)A．原子K层上只有1个电子B．某原子M层上的电子数为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解析：

K层可以排1个电子，也可以排2个电子，A正确；当M层上有电子时，L层上一定排满了8个电子，M层最多容纳18个电子，则8×4>18，B错误；K层最多只能排两个电子，2×4＝8，即M层和L层都为8个电子的离子，如K＋、Ca2＋均可以，C正确；对于D项，如O2－核电荷数与最外层电子数相等，所以D项正确。答案：

B1．元素原子核外电子排布的周期性变化原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211―→223～10___________11～18___________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____________________的

周期性变化由1到8(第一周期除外)881―→81―→8232.元素原子半径的周期性变化结论：同周期随着原子序数的递增，元素原子

半径呈现__________的周期性变化。3．元素化合价的周期性变化Cl>S>P>Si原子序数化合价(最高价、最低价)的变化1～2＋1―→03～10最高正价：____最低负价：____11～18最高正价：____最低负价：____结论：随着原子序数的递增，元素的最高正价

呈现__________的周期性变化，最低负价呈现

____________的周期性变化＋5－4＋7－4由＋1到＋7由－1到－44.元素金属性与非金属性的周期性变化(1)Na、Mg、Al金属性强弱比较(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较5．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而

________________。(2)实质：元素性质的周期性变化是________

_____________周期性变化的必然结果。呈周期性的变化元素原子核外电子排布项目同周期(从左到右)同主族(从上到下)最外层电子数由1逐渐增到7(第一周期由1到2)相同主要化合价最高正价＋1→＋7(第三周期起)负价－4→－1最高正价相同(O、F除外)原子半径逐渐减小(稀有气体除外)逐渐增大得失电子能力得电子能力增强，失电子能力减弱得电子能力减弱，失电子能力增强单质的氧化性、还原性还原性减弱、氧化性增强氧化性减弱，还原性增强最高价氧化物的水化物的酸碱性碱性减弱，酸性增强酸性减弱，碱性增强非金属氢化物的生成难易及稳定性生成由难到易，稳定性由弱到强生成由易到难，稳定性由强到弱2．下列各元素性质的递变规律错误的是(

)A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的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的金属性依次增强解析：

Li、Be、B原子的最外层电子数分别为1,2,3，A正确；P、S、Cl的最高正价，即它们的最外层电子数，分别是＋5，＋6，＋7；B正确；B、C、N、O、F原子的电子层数相同，最外层电子数依次增多，则原子半径依次减小，C错误；Li、Na、K、Rb的最外层电子数相同，原子半径依次增大，则金属性依次增强，D正确。答案：

C1．同周期(1)规律：同周期，左→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(1)规律：同主族：上→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)规律：r(阴)>r(原)>r(阳)，r(低价阳离子)>r(高价阳离子)(2)举例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Na)>r(Na＋)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)4．同结构(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]

粒子半径大小比较是高考的热点，通常题目中进行粒子大小比较时用以上“四同”比较即可，但有时用以上方法不能直接解决时，可借助参照物，例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照物,可知：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。3．A、B、C为三种短周期元素，A、B在同一周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，离子半径A2－大于C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构。下列判断正确的是(

)A．原子序数由大到小的顺序是C>A>BB．原子半径由大到小的顺序是r(B)>r(A)>r(C)C．离子半径由大到小的顺序是r(C－)>r(B2＋)>r(A2－)D．原子最外层电子数由多到少的顺序是B>A>C答案：

B(6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。(7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。(8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。(9)原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。1．某元素的原子核外有三个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为(

)A．14

B．15C．16

D．17答案：

A下面判断正确的是(

)A．原子半径：丙<丁<戊B．金属性：甲>丙C．氢氧化物碱性：丙>丁>戊D．最外层电子数：甲>乙解析：同周期中原子半径从左向右依次减小，故A错；同主族元素的金属性自上而下依次增强，B错；金属性越弱，其氢氧化物的碱性越弱，C正确；同周期元素原子的最外层电子数从左向右依次增大，故D错。答案：

C[规律方法]

元素周期律的出题形式及对策1．给出各元素在周期表中的相对位置，然后推断各元素，根据性质规律判断选项(如本题)，常以H和He及短周期为条件突破。2．给出各元素的化合价和各元素原子的原子半径，推断各元素后根据性质规律判断。3．根据原子核外电子排布规律推断。4．也有通过一些性质(反应现象、颜色、气味等)作为其推断的突破口。总之，掌握好位—构—性三者的关系和有关元素原子结构及周期律等知识，这类试题同学们是完全可以解决的。2．(2009·海南化学改编)门捷列夫在描述元素周期表时，许多元素尚未发现，但他为第四周期的三种元素留下了空位，并对它们的一些性质做了预测，X是其中的一种“类硅”元素，后来被德国化学元素家文克勒发现，并证实门捷列夫当时的预测相当准确。根据元素周期律，下列有关X性质描述中错误的是(

)A．X单质不易与水反应B．XO2可被碳或氢还原为XC．X的得电子能力比Si的弱D．XH4的稳定性比SiH4的高解析：根据元素周期律，同族元素随着原子序数的递增，非金属性减弱，气态氢化物的稳定性减弱，故D项明显错误。其他选项可由硅的性质进行类推。答案：

DA．原子半径：r(A)>r(B)>r(D)>r(C)B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：r(C3－)>r(D－)>r(B＋)>r(A2＋)D．单质的还原性：A>B>D>C解析：

aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都是短周期元素的离子，由于它们的电子层结构相同，因而C、D位于A、B的上一周期，为非金属元素，且原子序数：d>c；A、B为金属元素，且原子序数：a>b，因而四种元素的原子序数由大到小的顺序为：a>b>d>c。由于A、B在C、D的下一周期，又是原子半径较大的金属元素，因而A、B的原子半径肯定比C、D的原子半径大，根据同周期元素原子半径的递变规律知，r(B)>r(A)>r(C)>r(D)。电子层结构相同的离子，阴离子半径必然大于阳离子半径，且带负电荷越多，半径越大，阳离子带正电荷越多，半径越小,故离子半径由大到小的顺序为:r(C3－)>r(D－)>r(B＋)>r(A2＋)。单质中，还原性：B>A，C>D。答案：

C3．下列微粒半径大小比较正确的是(

)A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－

B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋C．Na<Mg<Al<S

D．Cs<Rb<K<Na解析：

A项中四种离子核外电子数相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2－，故A项错误；C项中Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误；D项中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，故D项错误；而B项中因S2－、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，则S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋大，而S2－、Cl－和Na＋、Al3＋也分别适用“序小径大”的原则，则S2－>Cl－>Na＋>Al3＋，故B项正确。答案：

B热点实验元素性质递变规律探究[探究举例]制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷的目的。人们曾采用乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒就是易燃，于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。根据已有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下。(1)氢化物的易燃性：SiH4>PH3>H2S>HCl，则________>________>H2O>HF。(2)化合物的毒性：PH3>NH3，CCl4>CF4，则H2S________H2O，CS2________CO2。(上述两题用“>”、“＝”或“<”填空，或填物质的化学式)于是科学家们开始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。(3)已知CCl4的沸点为76.8℃，CF4的沸点为－128℃，新的制冷剂的沸点范围应介于二者之间，经过较长时间的反复实验，一种新的制冷剂CF2Cl2(氟利昂)终于诞生了，其他类似的制冷剂可以是________。(4)然而这种制冷剂造成的当今某一环境问题是________。但求助元素及其化合物的________(填写下列选项的编号)变化趋势开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色A．①②③ B．②④⑤C．②③④ D．①②④⑤解析：(1)根据元素周期律，氢化物越稳定的元素非金属性越强，从题中所给出的信息可知，氢化物的易燃性顺序为SiH4>PH3>H2S>HCl，因此得出氢化物越不稳定的越易燃烧，很容易得出氢化物的易燃性顺序CH4>NH3>H2O>HF。(2)根据已知化合物的毒性PH3>NH3，CCl4>CF4，总结规律得出结论：同类型的化合物，非金属性越弱的元素形成的化合物毒性越强，从而得出H2S>H2O，CS2>CO2。(3)据题中信息CCl4的沸点76.8℃、CF4的沸点－128℃，说明只含有C与Cl元素的化合物沸点高，而只含C与F元素的化合物沸点低，因此组成中含C、Cl、F元素组成的化合物的沸点将会介于76.8℃和－128℃之间，故其他类似的制冷剂可以是CFCl3或CF3Cl。(4)结合题中信息及前三问，开发新制冷剂应考虑它的毒性、沸点、易燃性等因素。答案：

(1)CH4

NH3

(2)>

>(3)CFCl3或CF3Cl(4)使大气臭氧层出现空洞A1．元素性质呈现周期性变化的根本原因是(

)A．原子半径呈周期性变化B．元素化合价呈周期性变化C．电子层数逐渐增加D．元素原子的核外电子排布呈周期性变化解析：元素性质呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布呈周期性变化的必然结果。答案：

D2．下列说法中正确的是(

)A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数C．最外层有2个电子的原子都是金属原子D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子解析：

B中，非金属元素呈现的最低化合价绝对值＋最外层电子数＝8；C中，He最外层有2个电子，但其属于非金属；D中，第ⅤA族的Sb、Bi均为金属元素。答案：

A3．下列递变规律正确的是(

)A．还原性：Na>Al>Mg

B．氧化性：I2>Br2>Cl2C．原子半径：Na>N>O

D．最高正价：Cl<S<P解析：

A中还原性Na>Mg>Al；B中氧化性：Cl2>Br2>I2；C