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高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律学案
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这是一份高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律学案，共10页。
1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系，了解核外电子分层排布规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的内容和实质。重点
[基础·初探]
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层(也称作洋葱式结构)。
(2)不同电子层的表示及能量关系
2.电子的能量
(1)在多电子原子中，电子的能量是不相同的。
(2)电子能量与运动的区域。
电子能量较低―→运动区域离核较近。
电子能量较高―→运动区域离核较远。
3．电子排布的规律
(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。
4．原子结构示意图
(1)小圆圈和圆圈内的数字分别表示原子核及核内质子数。
(2)弧线表示电子层。
(3)弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如
(4)示例：写出下列原子的结构示意图O： Cl：
[探究·升华]
[思考探究]
探究 原子核外电子的排布规律及应用
(1)核电荷数1～20的元素的核外电子排布特点
①原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。
②原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He、Ca。
③原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
④原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑤原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑥原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑦原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
⑧原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
(2)钾的原子结构示意图若画为，它违背了核外电子排布的哪条规律？试画出正确的钾的原子结构示意图。
提示：违背了最外层电子数不能超过8个的规律；
。
[认知升华]
升华1 原子核外电子排布规律的“四最”
(1)“一个最低”——能量最低原理：核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层。
(2)“三个最多”——各电子层的电子排布规律：
①各电子层最多容纳的电子数是2n2个。
②最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多不超过2个)。
③次外层电子数最多是18个。
注意：①以上规律相互联系，不能孤立地去理解，如M层不是最外层时，其容纳的电子数最多为18，当其为最外层时，其容纳的电子数最多不超过8。
②原子最外层电子数为8(He为2个)时为稳定结构，当最外层电子不满8个(或2个)时为不稳定结构，不稳定结构在一定条件下可以变为稳定结构。
升华2 原子或离子结构示意图
[题组·冲关]
题组1 根据核外电子排布规律推断元素
1．下列说法中肯定错误的是( )
【导学号：30032019】
A．某原子K层上只有一个电子
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层上电子数均为K层上电子数的4倍
D．某离子的核电荷数与最外电子层上的电子数相等
【解析】 K层、L层、M层上最多能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层已经排满电子，即排了8个电子，而M层最多可以排18个电子，所以B项错误；符合“某离子M层上和L层上电子数均为K层上电子数的4倍”的离子可以是S2－、Cl－、K＋、Ca2＋等，C项正确；对D项来说，最外电子层上的电子数可为2或8，核电荷数和最外层电子数均为2的只有He，不符合条件，核电荷数和最外层电子数均为8的为O2－，所以D项有可能。
【答案】 B
2．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，下列的说法正确的是( )
A．X可能是第二周期非金属元素
B．X可能是第三周期金属元素
C．Y可能与X同主族
D．Y一定是金属元素
【解析】 X可能是Li或Si，Y为H或Li。
【答案】 C
题组2 原子或离子结构示意图的分析
3．下列粒子的结构示意图中，错误的是( )
A．②③④⑤B．①④⑤⑥
C．①②⑤⑥D．①②④⑤
【解析】 ①错误，K层最多只能容纳2个电子；②错误，Cl的核电荷数为17；④错误，最外层电子不能超过8个；⑤错误，L层上电子为8个，M层上电子为5个。
【答案】 D
4．已知某粒子的结构示意图为。
试回答：
(1)当x－y＝10时，该粒子为________(填“原子”、“阳离子”或“阴离子”)。
(2)当y＝8时，粒子可能为________、________、________、________、________(填粒子符号)。
(3)写出y＝3与y＝7的元素最高价氧化物对应水化物间发生反应的离子方程式：____________________________________________________________。
【解析】 (1)当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子。(2)当y＝8时，应为有18个电子的粒子，可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子等。(3)y＝3时为铝原子，y＝7时为氯原子，其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
【答案】 (1)原子 (2)Ar Cl－ S2－ K＋ Ca2＋(合理即可) (3)Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
题组3 等电子粒子的分析
5．下列粒子中电子数和质子数相同的是( )
A．H2O与OH－B．Cl－与HS－
C．NHeq \\al(＋,4)与Mg2＋D．NH3与F－
【答案】 B
6．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：
【导学号：30032020】
①A＋＋C－eq \(――→,\s\up7(△))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，请再写出两种含10个电子的阳离子：____________。
【解析】 先列出常见的10电子粒子，对照分析找出其转化关系。
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；
(2)阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋；
(3)阴离子：F－、O2－、N3－、OH－、NHeq \\al(－,2)。其中发生信息模式的反应分别为OH－＋NHeq \\al(＋,4)eq \(=====,\s\up7(△))NH3↑＋H2O，OH－＋H3O＋===2H2O，故A＋为NHeq \\al(＋,4)，B＋为H3O＋，C－为OH－，D为H2O，E为NH3。
【答案】 (1)NHeq \\al(＋,4)＋OH－eq \(=====,\s\up7(△))NH3↑＋H2O
H3O＋＋OH－===2H2O (2)Ne、CH4(合理即可)
(3)Na＋、Mg2＋(合理即可)
【题后归纳】 常见10电子、18电子的粒子
1核外有10个电子的粒子：
①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne；
②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋；
③阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NHeq \\al(－,2)。
2核外有18个电子的粒子：
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等；
②阳离子：K＋、Ca2＋；
③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
[基础·初探]
1．原子核外电子的周期性变化
(1)第一周期最外层电子数由1→2。
(2)第二周期最外层电子数由1→8。
(3)第三周期最外层电子数由1→8。
结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现周期性变化。
2．原子半径的周期性变化
同周期从左到右原子半径逐渐减小。
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
3．元素化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5)，负价：－4→－1→0]。
4．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。
[探究·升华]
[思考探究]
探究 同周期元素的性质递变性
(1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较
①依据
a．Na、Mg、Al置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na、Mg、Al。
b．Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
②结论：钠、镁、铝三种元素的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
①依据
a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为Cl、S、P、Si。
b．Si、P、S、Cl的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3。
②结论：Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。
(3)同周期元素性质递变规律
eq \(――――――――――――――――――――――――――→,\s\up7( Na Mg Al Si P S Cl),\s\d10(同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强))
[认知升华]
升华 元素周期表中的递变性规律归纳
[题组·冲关]
题组1 元素及其化合物的递变规律
1. 已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是( )
A．原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐减小
B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C．三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱
【解析】 同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，知X、Y、Z的原子序数为X【答案】 A
2．如图为元素周期表中短周期的一部分，四种元素均为非稀有气体元素。下列关于这四种元素及其化合物的说法中正确的是( )
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．气态氢化物的稳定性：Z>W>X>Y
C．W的最高正化合价与负化合价的绝对值可能相等
D．Z的最高价氧化物的水化物可能为强碱
【解析】 虽然无法确定X、Y、Z、W是什么元素，但根据元素周期律可推知，原子半径：Z＞W＞X＞Y，气态氢化物的稳定性：Y＞X＞W＞Z，若W是Si，Si有＋4价(SiCl4)，有－4价(SiH4)，X、Y、Z、W在第ⅢA～ⅦA族区域，Z不可能是强碱。
【答案】 C
题组2 粒子半径大小的比较
3．以下元素都是短周期元素，已知离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，eE3－比cC3－半径大。则下列叙述中正确的是( )
A．原子半径：A>B>E>D>C
B．原子序数：d>c>b>a>e
C．离子半径：E>C>D>B>A
D．单质还原性：A>B>D>C>E
【解析】 据eE3－比cC3－半径大可知，E与C同主族，且E在C的下一周期。关键是找出A、B、C、D这四种元素在周期表中的相对位置。根据aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构及各自所带电荷数，可推出它们在周期表中的相对位置如下表：
因此，选项B错；原子半径是B>A>E>C>D，选项A错；离子半径是eE3－>cC3－>dD－>bB＋>aA2＋，选项C正确；单质的还原性为B>A>E>C>D，选项D错。
【答案】 C
4．已知下列原子的半径：
根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10mB．0.80×10－10m
C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m
【答案】 A
【题后归纳】 粒子半径大小比较的三个角度
(1)位置法：周期表中“左＞右，下＞上”
(2)同元素的不同粒子，电子越多，半径越大，如Fe＞Fe2＋＞Fe3＋，Cl＜Cl－
(3)同电子数的不同离子，核电荷数越大，半径越小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋
注意：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＋)。
原子核外电子的排布
各电子层(由内到外)
序号(n)
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
与原子核的距离
由近到远
能量
由低到高
元素周期律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的性质
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
离子
阳离子氧化性
增强
减弱
阴离子还原性
减弱
增强
氢化物
稳定性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物的水化物
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
ⅠA
ⅡA
ⅤA
ⅦA
……
cC3－
dD－
bB＋
aA2＋
eE3－
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
0.74
1.17
1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系，了解核外电子分层排布规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的内容和实质。重点
[基础·初探]
1．电子层
(1)概念：在含有多个电子的原子里，把电子运动的能量不同的区域简化为不连续的壳层，称作电子层(也称作洋葱式结构)。
(2)不同电子层的表示及能量关系
2.电子的能量
(1)在多电子原子中，电子的能量是不相同的。
(2)电子能量与运动的区域。
电子能量较低―→运动区域离核较近。
电子能量较高―→运动区域离核较远。
3．电子排布的规律
(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。
4．原子结构示意图
(1)小圆圈和圆圈内的数字分别表示原子核及核内质子数。
(2)弧线表示电子层。
(3)弧线上的数字表示该电子层上的电子数，如
(4)示例：写出下列原子的结构示意图O： Cl：
[探究·升华]
[思考探究]
探究 原子核外电子的排布规律及应用
(1)核电荷数1～20的元素的核外电子排布特点
①原子最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K。
②原子最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He、Ca。
③原子最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
④原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑤原子电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑥原子电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑦原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
⑧原子内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
(2)钾的原子结构示意图若画为，它违背了核外电子排布的哪条规律？试画出正确的钾的原子结构示意图。
提示：违背了最外层电子数不能超过8个的规律；
。
[认知升华]
升华1 原子核外电子排布规律的“四最”
(1)“一个最低”——能量最低原理：核外电子总是尽可能地先排布在能量最低的电子层。
(2)“三个最多”——各电子层的电子排布规律：
①各电子层最多容纳的电子数是2n2个。
②最外层电子数最多是8个(K层是最外层时，最多不超过2个)。
③次外层电子数最多是18个。
注意：①以上规律相互联系，不能孤立地去理解，如M层不是最外层时，其容纳的电子数最多为18，当其为最外层时，其容纳的电子数最多不超过8。
②原子最外层电子数为8(He为2个)时为稳定结构，当最外层电子不满8个(或2个)时为不稳定结构，不稳定结构在一定条件下可以变为稳定结构。
升华2 原子或离子结构示意图
[题组·冲关]
题组1 根据核外电子排布规律推断元素
1．下列说法中肯定错误的是( )
【导学号：30032019】
A．某原子K层上只有一个电子
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层上电子数均为K层上电子数的4倍
D．某离子的核电荷数与最外电子层上的电子数相等
【解析】 K层、L层、M层上最多能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层已经排满电子，即排了8个电子，而M层最多可以排18个电子，所以B项错误；符合“某离子M层上和L层上电子数均为K层上电子数的4倍”的离子可以是S2－、Cl－、K＋、Ca2＋等，C项正确；对D项来说，最外电子层上的电子数可为2或8，核电荷数和最外层电子数均为2的只有He，不符合条件，核电荷数和最外层电子数均为8的为O2－，所以D项有可能。
【答案】 B
2．X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，下列的说法正确的是( )
A．X可能是第二周期非金属元素
B．X可能是第三周期金属元素
C．Y可能与X同主族
D．Y一定是金属元素
【解析】 X可能是Li或Si，Y为H或Li。
【答案】 C
题组2 原子或离子结构示意图的分析
3．下列粒子的结构示意图中，错误的是( )
A．②③④⑤B．①④⑤⑥
C．①②⑤⑥D．①②④⑤
【解析】 ①错误，K层最多只能容纳2个电子；②错误，Cl的核电荷数为17；④错误，最外层电子不能超过8个；⑤错误，L层上电子为8个，M层上电子为5个。
【答案】 D
4．已知某粒子的结构示意图为。
试回答：
(1)当x－y＝10时，该粒子为________(填“原子”、“阳离子”或“阴离子”)。
(2)当y＝8时，粒子可能为________、________、________、________、________(填粒子符号)。
(3)写出y＝3与y＝7的元素最高价氧化物对应水化物间发生反应的离子方程式：____________________________________________________________。
【解析】 (1)当x－y＝10时，x＝10＋y，说明核电荷数等于核外电子数，所以该粒子应为原子。(2)当y＝8时，应为有18个电子的粒子，可能为氩原子、氯离子、硫离子、钾离子、钙离子等。(3)y＝3时为铝原子，y＝7时为氯原子，其最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化铝和高氯酸，反应的离子方程式为Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O。
【答案】 (1)原子 (2)Ar Cl－ S2－ K＋ Ca2＋(合理即可) (3)Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
题组3 等电子粒子的分析
5．下列粒子中电子数和质子数相同的是( )
A．H2O与OH－B．Cl－与HS－
C．NHeq \\al(＋,4)与Mg2＋D．NH3与F－
【答案】 B
6．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)，它们都分别含有10个电子，已知它们有如下转化关系：
【导学号：30032020】
①A＋＋C－eq \(――→,\s\up7(△))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，请再写出两种含10个电子的阳离子：____________。
【解析】 先列出常见的10电子粒子，对照分析找出其转化关系。
(1)分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；
(2)阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋；
(3)阴离子：F－、O2－、N3－、OH－、NHeq \\al(－,2)。其中发生信息模式的反应分别为OH－＋NHeq \\al(＋,4)eq \(=====,\s\up7(△))NH3↑＋H2O，OH－＋H3O＋===2H2O，故A＋为NHeq \\al(＋,4)，B＋为H3O＋，C－为OH－，D为H2O，E为NH3。
【答案】 (1)NHeq \\al(＋,4)＋OH－eq \(=====,\s\up7(△))NH3↑＋H2O
H3O＋＋OH－===2H2O (2)Ne、CH4(合理即可)
(3)Na＋、Mg2＋(合理即可)
【题后归纳】 常见10电子、18电子的粒子
1核外有10个电子的粒子：
①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne；
②阳离子：Na＋、Mg2＋、Al3＋、NHeq \\al(＋,4)、H3O＋；
③阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NHeq \\al(－,2)。
2核外有18个电子的粒子：
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2等；
②阳离子：K＋、Ca2＋；
③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－。
[基础·初探]
1．原子核外电子的周期性变化
(1)第一周期最外层电子数由1→2。
(2)第二周期最外层电子数由1→8。
(3)第三周期最外层电子数由1→8。
结论：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现周期性变化。
2．原子半径的周期性变化
同周期从左到右原子半径逐渐减小。
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
3．元素化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5)，负价：－4→－1→0]。
4．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。
[探究·升华]
[思考探究]
探究 同周期元素的性质递变性
(1)Na、Mg、Al金属性强弱的比较
①依据
a．Na、Mg、Al置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na、Mg、Al。
b．Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。
②结论：钠、镁、铝三种元素的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较
①依据
a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为Cl、S、P、Si。
b．Si、P、S、Cl的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3。
②结论：Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。
(3)同周期元素性质递变规律
eq \(――――――――――――――――――――――――――→,\s\up7( Na Mg Al Si P S Cl),\s\d10(同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强))
[认知升华]
升华 元素周期表中的递变性规律归纳
[题组·冲关]
题组1 元素及其化合物的递变规律
1. 已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是( )
A．原子半径按X、Y、Z的顺序逐渐减小
B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱
C．三种元素阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序增强
D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱
【解析】 同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4>H2YO4>H3XO4，知X、Y、Z的原子序数为X
2．如图为元素周期表中短周期的一部分，四种元素均为非稀有气体元素。下列关于这四种元素及其化合物的说法中正确的是( )
A．原子半径：W>Z>Y>X
B．气态氢化物的稳定性：Z>W>X>Y
C．W的最高正化合价与负化合价的绝对值可能相等
D．Z的最高价氧化物的水化物可能为强碱
【解析】 虽然无法确定X、Y、Z、W是什么元素，但根据元素周期律可推知，原子半径：Z＞W＞X＞Y，气态氢化物的稳定性：Y＞X＞W＞Z，若W是Si，Si有＋4价(SiCl4)，有－4价(SiH4)，X、Y、Z、W在第ⅢA～ⅦA族区域，Z不可能是强碱。
【答案】 C
题组2 粒子半径大小的比较
3．以下元素都是短周期元素，已知离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，eE3－比cC3－半径大。则下列叙述中正确的是( )
A．原子半径：A>B>E>D>C
B．原子序数：d>c>b>a>e
C．离子半径：E>C>D>B>A
D．单质还原性：A>B>D>C>E
【解析】 据eE3－比cC3－半径大可知，E与C同主族，且E在C的下一周期。关键是找出A、B、C、D这四种元素在周期表中的相对位置。根据aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构及各自所带电荷数，可推出它们在周期表中的相对位置如下表：
因此，选项B错；原子半径是B>A>E>C>D，选项A错；离子半径是eE3－>cC3－>dD－>bB＋>aA2＋，选项C正确；单质的还原性为B>A>E>C>D，选项D错。
【答案】 C
4．已知下列原子的半径：
根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10mB．0.80×10－10m
C．1.20×10－10mD．0.70×10－10m
【答案】 A
【题后归纳】 粒子半径大小比较的三个角度
(1)位置法：周期表中“左＞右，下＞上”
(2)同元素的不同粒子，电子越多，半径越大，如Fe＞Fe2＋＞Fe3＋，Cl＜Cl－
(3)同电子数的不同离子，核电荷数越大，半径越小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋
注意：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＋)。
原子核外电子的排布
各电子层(由内到外)
序号(n)
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
与原子核的距离
由近到远
能量
由低到高
元素周期律
内容
同周期(从左到右)
同主族(从上到下)
原子结构
电子层数
相同
依次增加
最外层电子数
依次增加
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素的性质
得电子能力
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力
逐渐减弱
逐渐增强
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
离子
阳离子氧化性
增强
减弱
阴离子还原性
减弱
增强
氢化物
稳定性
增强
减弱
还原性
减弱
增强
最高价氧化物的水化物
酸性
增强
减弱
碱性
减弱
增强
ⅠA
ⅡA
ⅤA
ⅦA
……
cC3－
dD－
bB＋
aA2＋
eE3－
原子
N
S
O
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
0.74
1.17
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