第一单元⎪⎪原子核外电子排布与元素周期律第一课时原子核外电子的排布、元素周期律[课标要求]1．知道核外电子能量高低与分层排布的关系。

2．能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。

3．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。

4．初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

,1.原子核外电子排布规律的“1个最低”和“3个最多”：(1)“1个最低”——核外电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里；(2)“3个最多”——①各电子层最多容纳电子数2n2；②最外层电子数最多8个；③次外层电子数最多18个。

2．原子中，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

3．电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即元素的性质，随着原子序数的递增，呈现周期性变化。

4．微粒半径大小的变化规律(1)电子层数相同时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小；(2)最外层电子数相同时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大；(3)具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，离子半径越小。

原子核外电子的排布1．原子结构(1)原子的构成(2)原子结构的表示方法——原子结构示意图(以钠原子为例)2．原子核外电子排布(1)电子的能量与电子层含有多个核外电子的原子中，电子运动的主要区域离核有远有近，在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，可以认为电子在原子核外是分层排布的，且把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层，各电子层由内向外的序数n依次为1、2、3、4、5、6、7……分别称为K、L、M、N、O、P、Q……电子层。

(2)稀有气体元素的原子核外电子排布(3)①电子排布规律电子在原子核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排L层等。

②各电子层容纳电子数规律原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2，最外电子层最多只能容纳8个电子(K 层为最外层时最多只能容纳2个电子)，次外层最多只能容纳18个电子，倒数第三层最多只能容纳32个电子。

稀有气体元素原子中最外电子层都已经填满，形成了稳定的电子层结构。

1．M层最多可容纳18个电子，为什么钾原子的核外电子排布不是而是？提示：若钾原子的M层排布9个电子，此时M层就成为最外层，这与电子排布规律中“最外层上排布的电子数不能超过8个”相矛盾。

2．核外电子排布完全相同的两微粒是否是同种元素？提示：不一定；如Na＋和Ne的核外电子排布相同，但不属于同种元素。

3．核外电子排布与Ne相同的阳离子有哪些？提示：Na＋、Mg2＋、Al3＋。

4．最外层电子数是次外层电子数2倍的是哪种原子？那3倍的呢？提示：分别为C、O。

1．10电子微粒及其推断方法2．核电荷数1～20的元素中常见特殊结构的原子①最外层电子数为1的原子有：H、Li、Na、K；②最外层电子数为2的原子有：He、Be、Mg、Ca；③最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：Be、Ar；④最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；⑤最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O；⑥最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne；⑦次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：Li、Si；⑧内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：Li、P；⑨电子层数与最外层电子数相等的原子有：H、Be、Al；⑩电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。

1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)最外层电子数为2的原子都为金属原子(×)(2)Ca 的原子结构示意图为(×)(3)K 层电子离核比L 层电子离核近，但能量高(×)(4)核电荷数1～18的原子中，最外层电子数为次外层电子数一半的原子有Li 、Si(√) 2．下列说法不正确的是( )A ．原子核外每层最多容纳的电子数为2n 2(n 为电子层序数)B ．同一原子M 层上的电子数一定比L 层上的电子数多C ．如果原子只有一个电子层，该原子的核电荷数不超过2D ．核电荷数1～18的元素，每层电子数都满足2n 2个电子的元素只有2种解析：选B 根据核外电子排布规律可知，A 正确；当M 为最外层时，可能的电子数为1～8，而此时L 层电子数为8，故B 项错误；如果原子只有一个电子层，即只有K 层，电子数不超过2个，C 正确；核电荷数1～18的元素，每层电子数都满足2n 2个电子的元素只有He 和Ne 2种元素，D 正确。

3．下列短周期元素的最高价氧化物溶于水一定能生成强碱的是( ) A ．最外层电子数为1的元素B ．原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素C ．原子次外层电子数是最外层电子数4倍的元素D ．原子次外层电子数是最外层电子数8倍的元素解析：选D A 项，元素可能为H ，B 项，元素为Li 或Si ，C 项，元素为Mg ，D 项，元素为Na 。

4．A ＋、B ＋、C －、D 、E 五种微粒(分子或离子)，它们分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：①A ＋＋C －――→△D ＋E ↑ ②B ＋＋C －―→2D(1)写出①的离子方程式：__________________________________________________， 写出②的离子方程式：__________________________________________________。

(2)除D 、E 外，请再写出两种含10个电子的分子：______________________________。

(3)除A ＋、B ＋外，请再写出两种10个电子的阳离子： __________。

解析：常见的含有10个电子的微粒中，分子有：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4；阳离子有：Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋、NH ＋4、H 3O ＋；阴离子有：F －、O 2－、OH －、NH －2等。

结合题目中的转化关系可推知A ＋为NH ＋4，B ＋为H 3O ＋，C －为OH －，D 为H 2O ，E 为NH 3。

答案：(1)NH ＋4＋OH －=====△NH 3↑＋H 2O H 3O ＋＋OH －===2H 2O (2)Ne 、CH 4 (3)Na ＋、Mg 2＋[方法技巧]“10e －”微粒间的转化A 、B 、C 、D 均为核外电子总数为10的微粒，若它们之间存在如图关系：，则该反应一定是NH ＋4＋OH －=====△ NH 3↑＋H 2O 。

此转化关系常用作推断题的突破口。

原子结构的周期性变化1．原子序数(1)概念：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫做原子序数。

(2)数量关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．1～18号元素原子结构的变化规律 (1)元素原子最外层电子数的变化规律由上图可得，随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化，除H 、He 元素外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增至8的变化。

(2)元素原子半径的变化规律从3→9,11→17的元素中，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的变化规律。

1．3～10号元素原子的最外层电子数及11～18号元素原子的最外层电子数有何变化规律？提示：其元素的原子最外层电子数均从1递增到8，呈周期性变化。

2．试比较Na、Mg、Al原子半径的大小。

提示：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)。

微粒半径大小的比较方法(1)同种元素的微粒半径比较核外电子数越多，微粒半径越大：①阳离子半径小于相应原子半径；如r(Na＋)<r(Na)。

②阴离子半径大于相应原子半径；如r(Cl－)>r(Cl)。

③不同价态的离子，价态越高，离子半径越小；如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。

(2)不同元素微粒半径的比较①具有相同电子层数而原子序数不同的原子，原子序数越大，半径越小(稀有气体除外)。

如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)。

②最外层电子数相同而电子层数不同的原子，电子层数越多，原子半径越大；其同价态的离子半径也是如此。

如r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。

③电子层结构相同的不同微粒，原子序数越大，半径越小。

如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r (Ca2＋)。

1．下列说法正确的是()A．原子序数越大，原子半径一定越大B．电子层数多的原子的半径一定比电子层数少的原子的半径大C．原子序数大的原子，最外层电子数也多D．从Na到Cl元素原子的半径呈逐渐减小趋势解析：选D随着原子序数的递增，元素的化合价、元素原子最外层的电子排布、原子半径等均呈周期性变化，故A、B、C三项均错误，仅有D项正确。

2．比较下列微粒半径的大小(用“＞”“＜”或“＝”填空)。

(1)r(H)________r(H＋)；(2)r(S)________r(Cl)；(3)r(Na)________r(Na＋)；(4)r(H)________r(Li)。

答案：(1)＞(2)＞(3)＞(4)＜元素周期律1．元素主要化合价的变化(1)元素主要化合价变化图示(2)元素主要化合价变化规律①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价由＋1递增到＋7(O、F除外)，元素的最低负化合价由－4递增到－1。

②元素的最高化合价＝原子核外最外层电子数(O、F除外)；元素的最低化合价＝原子核外最外层电子数－8；最高化合价＋|最低化合价|＝8。

2．钠、镁、铝金属性强弱的比较与水反应的剧烈程度：Na ＞Mg ；(2)Mg 、Al 与酸反应的剧烈程度：Mg ＞Al ；(3)Na 、Mg 、Al 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3； (4)Na 、Mg 、Al 元素的金属性由强到弱的顺序：Na ＞Mg ＞Al 。

3．硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较2：Cl 、S 、P 、Si ；(2)气态氢化物的稳定性(由弱到强)：SiH 4＜PH 3＜H 2S ＜HCl ；(3)最高价氧化物对应水化物酸性(由弱到强)：H 4SiO 4＜H 3PO 4＜H 2SO 4＜HClO 4； (4)Si 、P 、S 、Cl 非金属性由弱到强的顺序：Si ＜P ＜S ＜Cl 。

4．元素金属性、非金属性的变化规律5．元素周期律(1)概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。

(2)实质：元素周期律是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

[特别提醒] 元素的非金属性强弱可以根据元素的“最高价氧化物对应水化物”的酸性强弱比较，而不是元素“氧化物对应的水化物”，如H 2SO 3的酸性强于H 2CO 3，但不能说明硫的非金属性强于碳。