1.2.1 元素周期律 -【帮课堂】2024-2025学年高一化学同步学与练（鲁科版2019必修第二册）

第一章 原子结构 元素周期律 第二节 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 板块导航 01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务 02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆 03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识 04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点 05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务 06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。 2.了解元素性质与原子结构的关系。 3.掌握微粒半径大小比较的规律。 重点：元素性质与原子结构的关系。 难点：微粒半径大小比较。 一、元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在元素周期表中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。 2．1～18号元素性质变化的规律性 (1)最外层电子的排布规律 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 1～2 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变化 (2)原子半径的变化规律 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.152 nm―→0.064 nm 大―→小(填“大”或“小”，下同) 11～17 0.186 nm―→0.099 nm 大―→小 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 (3)化合价的变化规律 原子序数 化合价的变化(常见) 1～2 ＋1(H)―→0(He) 3～10 最高正价：＋1―→＋5 (O无最高正价、F无正价) 最低负价：－4―→－1 Ne：0 11～18 最高正价：＋1―→＋7 最低负价：－4―→－1 Ar：0 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化 3．元素最高价与最低价的关系 (1)一般，元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)； 最低负化合价＝最外层电子数－8； |最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。 (2)常见元素化合价的特点 ①H元素：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 ②F元素：－1、0价，如NaF、F2，氟元素无正价。 ③O元素：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，氧元素无最高正价。 ④金属元素只有正价。 ⑤非金属元素既有正价又有负价(F和稀有气体元素除外)。 【特别提醒】 (1)非金属元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子达到稳定结构所需得到的电子数。 (2)稀有气体的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，其元素的化合价看作0。 二、微粒半径大小判断 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)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 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(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径越小。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大。 (3)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＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】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。 三、元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 1．请判断下列说法的正误(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．已知铍(Be)的原子序数为4，下列关于铍及其化合物的叙述正确的是(　　) A．铍的金属性比镁强 B．氯化镁的氧化性比氯化铍强 C．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D．单质铍易和冷水反应产生氢气 【答案】C 【解析】Be位于第 Ⅱ A族，金属性：Ca>Mg>Be，A、B错误，C正确；镁与冷水很难反应，Be与冷水更难反应，D错误。 3．下列有关性质的比较中正确的是(　　) A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3 B．稳定性：HF>HCl>PH3 C．原子半径：S>F>O D．酸性：HClO>HNO3>H2CO3 【答案】B 【解析】金属性：Na>Mg>Al，故碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，A项错误；非金属性：F>Cl>P，稳定性：HF>HCl>PH3，B项正确；同周期主族元素随原子序数的增加，原子半径逐渐减小，因此原子半径：O>F，C项错误；元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物酸性越强，酸性应为HClO4>HNO3，而HClO是弱酸，D项错误。 ►问题一 1～18号元素性质的周期性变化规律 【典例1】下列说法正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高 B．随着元素原子序数的递增，Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低 C．原子序数为15的元素最高化合价为＋3 D．随着原子序数的递增，第三周期主族元素的最高正化合价依次升高 【答案】D 【解析】A项，P、S、Cl的最高正化合价依次升高，但是Ar为稀有气体，主要化合价为0，没有正化合价，错误；C项，P的最高化合价为＋5，错误；D项，第三周期主族元素从Na到Cl的最高正化合价从＋1到＋7，依次升高，正确。 【变式1-1】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．P、S、Cl元素最高正化合价依次增大 C．N、O、F原子半径依次增大 D．P、S、Cl元素的最低负化合价依次为－3、－2、－1 【答案】C 【解析】最外层电子数分别为1、2、3，故A对；最高正化合价分别为＋5、＋6、＋7，故B对；在电子层数相同的情况下，核电荷数越多，半径越小，故C错；最低负化合价分别为－3、－2、－1，故D对。 【变式1-2】结合元素周期律的知识分析下列说法，其中正确的是(　　 ) A．原子序数为15的元素的最高化合价为＋5 B．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8 重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价总是从＋1到＋7，最低化合价总是从－7到－1重复出现 D．B、C、N、O、F元素的最高正化合价依次增大 【答案】A 【解析】原子序数为15的元素最外层电子数是5，所以其最高化合价是＋5；1、2号元素的最外层电子数是从1到2的变化；3～9号元素的化合价无＋6和＋7，金属元素无负价；O无最高正价、F无正价。 ►问题二 元素周期律 【典例2】元素性质呈周期性变化的决定因素是(　　) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次增大 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化 【答案】C 【解析】结构决定性质，即原子的核外电子排布尤其是最外层电子排布决定了元素的性质，C项正确。 【变式2-1】下列关于元素周期律的叙述正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1→8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1→＋7(O、F除外)，最低化合价从－7→－1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【答案】B 【解析】A项，只有一个电子层时最外层电子数是从1→2；C项，最低化合价从－4→－1重复出现；D项，不包括核外电子排布的周期性变化。 【变式2-2】除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是(　　) A．从左到右，原子半径逐渐减小 B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1 【答案】B 【解析】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，A项正确；同周期主族元素从左到右，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱，B项错误；同周期主族元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，故元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，C项正确；同周期主族元素从左到右，元素的最高正化合价呈现从＋1到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价呈现从－4到－1的周期性变化，D项正确。 ►问题三 图示与周期性变化规律 【典例3】五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　) A．元素X可能为氢或锂 B．原子半径：r(Y)＞r(M) C．Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中 D．H3MO4的酸性比HWO4的强 【答案】A 【解析】X的常见化合价为＋1，其原子序数小于其他四种元素，则元素X可能为H或Li；Z的常见化合价为＋3，M的常见化合价为－3，原子序数：M＞Z，则M为P；W的常见化合价为－1，其原子序数最大，则W为Cl。元素X可能为H或Li，A项正确；N和P为同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，则原子半径：r(N)＜r(P)，B项错误；Al(OH)3为两性氢氧化物，能溶解在KOH溶液中，C项错误；非金属性：P＜Cl，故它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性：H3PO4＜HClO4，D项错误。 【变式3-1】如图是部分1～18号元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是(　　) A．原子半径：Z＞Y＞X B．离子半径：Z＞Y＞X C．元素R的最高正价和最低负价的代数和为6 D．Y和W的最高价氧化物对应的水化物不能相互反应 【答案】C 【解析】根据随原子序数递增化合价变化特点分析知X为O，Y为Na，Z为Al，W为S，R为Cl。电子层数越多半径越大，故O原子半径最小，电子层数相同时，原子序数越大，半径越小，则原子半径：Na＞Al，即原子半径：Na＞Al＞O，A项错误；Na、O、Al形成的离子核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：O2－＞Na＋＞Al3＋，B项错误；Cl的最高正价和最低负价的代数和为6，C项正确；Na与S的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、H2SO4，两者能相互反应，D项错误。 【变式3-2】图中曲线表示1～18号部分元素的原子序数(按递增顺序连续排列)与常见最高化合价之间的关系，下列叙述不正确的是(　　) A．①②形成的化合物的摩尔质量可能是44 g/mol B．①③可以按原子个数比1∶1形成化合物 C．②③形成的化合物能溶于稀盐酸 D．简单离子半径大小为②＜③ 【答案】D 【解析】①的常见最高化合价为＋5价，②的常见最高化合价为0价，③的常见最高化合价为＋3价，结合原子序数知，①为N元素，②为O元素，③为Al元素。①②形成的化合物N2O的摩尔质量是44 g/mol，A正确；①③可以形成化合物AlN，原子个数比为1∶1，B正确；②③形成的化合物Al2O3能与稀盐酸反应，C正确；核外电子排布相同的离子，原子序数越大，离子半径越小，则简单离子半径大小为O2－＞Al3＋，D错误。 ►问题四 微粒半径的比较 【典例4】下列原子半径最大的是(　　) A．N B．O C．Na D．Cl 【答案】C 【解析】钠元素与氯元素位于第三周期，原子半径：Na＞Cl；氮元素与氧元素位于第二周期，原子半径：N＞O，而电子层数Na多，故Na的原子半径最大。 【变式4-1】已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ B．原子序数：d>c>b>a C．原子半径：A>B>D>C D．单质的还原性：A>B>D>C 【答案】A 【解析】四种离子具有相同的电子层结构，其核外电子总数相等，则有a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，从而可得，原子序数：a>b>d>c，B错误；电子层结构相同时，核电荷数越小，离子半径越大，故离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋，A正确；根据四种离子所带电荷可知，A、B分别处于下一周期的第ⅡA、ⅠA族，C、D分别处于上一周期的第ⅤA、ⅦA族，则原子半径：B>A>C>D，C错误；金属性：B>A>C>D，则单质的还原性：B>A>C>D，D错误。 【变式4-2】若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　) A．离子半径：Am＋＜Bn－ B．原子半径：A＜B C．A的原子序数比B大m＋n D．b＝a－n－m 【答案】B 【解析】A失去m个电子与B得到n个电子后核外电子排布相同，则A位于B的下一周期，故A的核电荷数比B的核电荷数大，所以离子半径：Am＋＜Bn－，原子半径：A＞B，由于a－m＝b＋n，则a－b＝m＋n，b＝a－m－n。 ►问题五 综合考查 【典例5】下表是部分短周期元素的原子半径及其主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　　) 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．L2＋与R2－的核外电子数相等 B．M与T形成的化合物既能与强酸反应又能与强碱反应 C．氢化物的稳定性：H2T<H2R D．单质与同浓度的稀盐酸反应的速率：Q>L 【答案】B 【解析】根据表格数据可知 L是Mg，M是Al，Q是Be，R是S，T是O。Mg2＋与S2－的核外电子数分别是10和18，不相等，A错误；氧化铝是两性氧化物，既能与强酸反应又能与强碱反应，B正确；元素的非金属性：O>S，元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性就越强，所以氢化物的稳定性：H2O>H2S，C错误；由于Mg的金属性强于Be，所以单质与浓度相等的稀盐酸反应的速率：Be<Mg，D错误。 【变式5-1】下图分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(X为核电荷数，Y为元素的有关结构或性质)，下列说法正确的是(　　) A．A图表示O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径变化规律 B．B图表示卤族元素的电子层数 C．C图表示碱金属单质密度的变化规律 D．D图表示第三周期五种主族元素的最高化合价 【答案】C 【解析】O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋是电子层结构相同的离子，核外电子排布都是2、8，对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径就越小，A错误；碱金属单质的密度呈增大趋势，只有钾的密度比相邻Na元素的小，C正确；同一周期主族元素的最外层电子数由左向右逐渐增多，元素的最高化合价与元素原子的最外层电子数相同，也是从左向右逐渐升高，D错误。 【变式5-2】 A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前20号主族元素，A的最高正价与最低负价的代数和为零，B与氢元素可形成离子化合物BH，C的最外层电子数等于其电子层数，D的最外层电子数是K层电子数的3倍，E－和F＋离子具有相同的电子层结构。下列说法不正确的是(　　) A．单质的熔点：B<F B．金属性：F>B>C C．非金属性：A<D D．离子半径：E－>F＋ 【答案】A 【解析】A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前20号主族元素，A的最高正价与最低负价的代数和为零，A是H或C元素；B与氢元素可形成离子化合物BH，B为＋1价，B是Li或Na元素；C的最外层电子数等于其电子层数，C是Be或Al元素；D的最外层电子数是K层电子数的3倍，D是O或S元素；E－和F＋离子具有相同的电子层结构，E是F或Cl元素、F是Na或K元素。单质的熔点：F<B<C，故A错误。 1．下列元素的原子半径最小的是 A．Cl B．Na C．S D．Al 【答案】A 【解析】Na原子序数是11，Al原子序数是13，S原子序数是16，Cl原子序数是17，Na、Al、S、Cl都是第三周期元素，原子序数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小，所以原子半径最小的是Cl；故选A。 2．下列关于元素周期律的叙述正确的是（    ） A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最低负价从-7到-1重复出现 D．金属元素无负化合价，随着元素原子序数的递增，元素最低负价从-4到-1重复出现 【答案】D 【解析】A．第一周期原子最外层电子从1到2，则不符合随着元素原子序数的递增，原子最外层电子不是从1到8重复出现，故A错误； B．第一周期、第二周期不符合元素最高正价从+1到+7重复出现，且O、F没有正价，故B错误； C．元素的最低负价没有-7价，最低价为-4价，故C错误； D．金属元素的最外层电子数小于4，容易失去最外层的电子，无负化合价，随着元素原子序数的递增，元素最低负价从-4到-1重复出现，故D正确； 答案选D。 3．元素性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的原子量逐渐增大 B．核外电子排布呈周期性变化 C．核电荷数逐渐增大 D．元素化合价呈周期性变化 【答案】B 【解析】A．在周期表中，元素的原子量随着原子序数的增大而逐渐增大，不能解释元素性质的周期性变化，故A错误； B．原子的核外电子排布中电子层数和最外层电子数都随原子序数的递增而呈现周期性变化，是引起元素的性质的周期性变化的根本原因，故B正确； C．在周期表中，元素的核电荷数逐渐增大，不能解释元素性质的周期性变化，故C错误； D．元素的化合价属于元素的性质，不能解释元素性质的周期性变化，故D错误； 故选B。 4．下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是 A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低 B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价 C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化 【答案】A 【解析】A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低，离核较远的区域内运动的电子能量高，故A正确； B．不是所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价，例如氟没有正价，故B错误； C．副族元素和第Ⅷ族元素为过渡元素，不是元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素，故C错误； D．元素周期律体现了元素性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，故D错误； 故选A。 5．下列关于元素周期律的叙述中不正确的是 A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次减弱 B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强 C．原子序数大小关系为Na<Al<Si<Cl D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱 【答案】A 【解析】A．Na、Mg、Al在同周期，最外层电子数分别为1、2、3，从左向右金属性减弱，则单核离子的氧化性依次增强，A错误； B．P、S、Cl在同周期，最高正价分别为5、6、7，从左向右非金属性增强，则气态氢化物的稳定性增强，B正确； C．同周期从左向右原子序数逐渐增大，原子序数大小关系为Na<Al<Si<Cl，C正确； D．Na、Mg、Al在同周期，从左向右金属性减弱，则最高价氧化物对应的氢氧化物的碱性减弱，D正确； 答案选A。 6．下列关于元素周期律的叙述正确的是(　　) A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现 D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【答案】B 【解析】A．第一周期原子最外层电子从1到2，不符合原子最外层电子总是从1到8重复出现的规律，故A错误； B．元素周期律指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，故B正确； C．第一周期只有2种元素，不符合元素最高正价从+1到+7的规律；元素的负价一般是从－4到－1价，要注意O、F一般没有正价，故C错误； D．元素性质的周期性变化是由原子结构的周期性变化引起的，故D错误； 答案选B。 7．下列关于元素周期律的叙述正确的是（    ） A．随着原子序数的递增，元素原子半径从小到大发生周期性变化（稀有气体元素除外） B．随着原子序数的递增，元素最高正价从+1到+7、最低负价从-7到-1重复出现 C．随着原子序数的递增，元素形成单质的物理性质呈现周期性变化 D．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 【答案】D 【解析】A.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，而不是由小到大，A错误； B.O无最高正价，F无正价，B错误； C.单质的物理性质没有呈现周期性变化，C错误； D.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，D错误； 答案选D。 8．元素周期律的实质是 A．原子半径的周期性变化 B．元素主要化合价的周期性变化 C．原子序数的递增 D．核外电子排布的周期性变化 【答案】D 【解析】元素性质的周期性变化是原子核外电子排布的周期性变化的结果，因此元素周期律的实质是核外电子排布的周期性变化，故合理选项是D。 9．下列说法中正确的是(　　) A．元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性的变化 B．从Na到Ar，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 C．11～17号元素化合价的变化情况和3～9号元素化合价的变化情况完全相同 D．没有元素原子核外电子排布的周期性变化，就没有元素性质的周期性变化 【答案】D 【解析】A、元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数（即原子核外电子数或核电荷数）的增加呈周期性变化的规律，而不是相对原子质量的变化，而变化，故A错误； B、从Na到Cl，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，但稀有气体元素的原子半径的测定方法与其他元素不同，不作比较，B项错误； C、O、F不显正价，而S、Cl均可表现出最高正化合价，C项错误； D、元素原子核外电子排布的周期性变化，是原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性均呈周期性变化的必然结果，故D选项正确。 故选D。 10．下列有关原子结构及元素周期律的叙述不正确的是 A．原子半径：Na＞O，离子半径：r(Na+)<r(O2-) B．碘的两种核素131I和137I的核外电子数之差为6 C．P和As属于第V A族元素，H3PO4的酸性强于H3AsO4的酸性 D．Na、Mg、Al 三种元素最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱 【答案】B 【分析】A、同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大；电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小； B、碘的两种核素131I和137I 的核外电子数相等； C、非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强； D、Na、Mg、Al位于同周期，金属性逐渐减弱。 【解析】A、同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径Na＞O ，Na+和O2-电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径r(Na+)<r(O2-)，故A正确； B、碘的两种核素131I和137I 的核外电子数相等，核外电子数之差为0，故B错误； C、非金属性P>As，所以H3PO4的酸性强于H3AsO4的酸性，故C正确； D、Na、Mg、Al位于同周期，金属性逐渐减弱，则失电子能力和最高价氧化物对应水化物的碱性均依次减弱，故D正确； 故答案选B。 11．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(　　) A． 3517Cl与3717Cl得电子能力不相同 B．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱 C．同周期元素( 0族元素除外)从左到右，原子半径逐渐减小 D．若M+和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数R＞M 【答案】C 【解析】A．3517Cl与3717Cl互为同位素，化学性质几乎完全相同，电子能力相同，故A错误； B．同主族元素最高价含氧酸自上而下酸性减弱，不是最高价含氧酸不一定满足该关系，如HClO为弱酸、HBrO4为强酸，故B错误； C．同一周期中除了稀有气体外，具有相同的电子层，则核电荷数越大，原子半径越小，故C正确； D．M+和R2-的核外电子层结构相同，M为阳离子，则M位于R的下一周期，原子序数：R＜M，故D错误； 故答案为C。 12．下列有关原子半径的比较不正确的是（    ） A．r(Na)>r(Mg)>r(Al) B．r(N)<r(P)<r(As) C．r(Si)>r(N)>r(O) D．r(Al)>r(F)>r(S) 【答案】D 【解析】A．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，A项正确； B．同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，B项正确； C．Si、P为同周期元素，，P、N为同主族元素，，同周期元素，可得，C项正确； D．根据原子半径递变规律，同周期元素，同主族元素，可得，D项错误； 答案选D。 13．有关原子结构的说法正确的是 A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化 B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化 C．原子的核电荷数越多，原子半径越大 D．原子核外电子数越多，原子半径越大 【答案】B 【解析】A．H、He元素原子的最外层电子数由1~2变化，3~18号元素原子的最外层电子数由1~8重复变化，A错误； B．从左到右，每一周期元素的原子半径随原子序数的增大而逐渐减小，呈周期性变化，B正确； C．同一周期元素，元素的核电荷数越多，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小；不同周期的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，C错误； D．原子半径与核电荷数和电子层数有关。原子核外电子层数相同时，原子的核外电子数越多，表示核电荷数越多，原子半径越小；不同周期元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，D错误； 故合理选项是B。 14．下列说法中正确的是 A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化 B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关 C．从Li→F，Na→Cl，元素最高正化合价均呈现+1价→+7价的变化 D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化 【答案】B 【解析】A．元素性质的周期性变化的根本原因是原子核外电子排布的周期性变化，元素的性质体现在元素的原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性和非金属性等周期性的变化，原子核外电子排布是原子结构，不是元素的性质，A错误； B．一般情况下，元素的最高正化合价等于元素原子的最外层电子数，故元素的化合价与元素原子核外电子排布有关，B正确； C．由于O、F是活泼非金属元素，没有与族序数相等的最高正化合价，C错误； D．H、He的电子层数相同，最外层电子数从1~2，D错误； 故选B。 15．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．已知Cl的非金属性比P强，故的酸性比的强 B．已知I是第五周期第ⅦA族元素，故HI的热稳定性比HF的热稳定性弱 C．已知Rb是第五周期第ⅠA族元素，故Rb与水反应比Na与水反应更剧烈 D．已知Ba是第六周期第ⅡA族元素，故的碱性比的碱性强 【答案】A 【解析】A．HClO中Cl不是最高价，无法判断非金属性强弱，A错误； B．同主族元素自上而下元素非金属性减弱，故非金属性F>I，非金属性越强，其氢化物越稳定，故氢化物稳定性：HI的稳定性比HF弱，B正确； C．铷的活泼性大于钠，Rb与水反应比Na与水反应更剧烈，C正确； D． Ba与Mg同位于第ⅡA族，金属性：Ba＞Mg，则碱性：Ba(OH)2＞Mg(OH)2，D正确； 故选A。 16．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．稳定性：NH3＞PH3 B．沸点：H2O＞H2S C．氧化性：Cl2＞Br2 D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 【答案】B 【解析】A．非金属性越强，对应简单氢化物的稳定性就越强，非金属性：N>P，则热稳定性：NH3＞ PH3，能用元素周期律解释，A不选； B．物质的相对分子质量越大，沸点越高，但是由于水分子间存在氢键，沸点：H2O＞H2S，不能用元素周期律解释，B选； C．元素周期表中，同一主族元素从上到下，非金属性依次减弱，则非金属性：Cl ＞ Br，氧化性：Cl2＞Br2，能用元素周期律解释，C不选； D．元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性Na>Mg，碱性：NaOH＞Mg(OH)2，能用元素周期律解释，D不选； 故选B。 ( 6 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第一章 原子结构 元素周期律 第二节 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 板块导航 01/学习目标 明确内容要求，落实学习任务 02/思维导图 构建知识体系，加强学习记忆 03/知识导学 梳理教材内容，掌握基础知识 04/效果检测 课堂自我检测，发现知识盲点 05/问题探究 探究重点难点，突破学习任务 06/分层训练 课后训练巩固，提升能力素养 1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。 2.了解元素性质与原子结构的关系。 3.掌握微粒半径大小比较的规律。 重点：元素性质与原子结构的关系。 难点：微粒半径大小比较。 一、元素性质的变化规律 1．原子序数 (1)概念：元素在 中的序号。 (2)与其他量的关系 原子序数＝ ＝核电荷数＝原子的 。 2．1～18号元素性质变化的规律性 (1)最外层电子的排布规律 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 1～2 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 变化 (2)原子半径的变化规律 原子序数 原子半径的变化 3～9 0.152 nm―→0.064 nm 大―→小(填“大”或“小”，下同) 11～17 0.186 nm―→0.099 nm 大―→小 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 (3)化合价的变化规律 原子序数 化合价的变化(常见) 1～2 ＋1(H)―→0(He) 3～10 最高正价：＋1―→＋5 (O无最高正价、F无正价) 最低负价：－4―→－1 Ne：0 11～18 最高正价：＋1―→＋7 最低负价：－4―→－1 Ar：0 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈现 变化 3．元素最高价与最低价的关系 (1)一般，元素最高正化合价＝最外层电子数(O、F除外)； 最低负化合价＝最外层电子数－8； |最高正化合价|＋|最低负化合价|＝8。 (2)常见元素化合价的特点 ①H元素：＋1、－1、0价，如H2O、NaH、H2。 ②F元素：－1、0价，如NaF、F2，氟元素无正价。 ③O元素：常见有－2、－1、0价，如CaO、Na2O2、O2，氧元素无最高正价。 ④金属元素只有正价。 ⑤非金属元素既有正价又有负价(F和稀有气体元素除外)。 【特别提醒】 (1)非金属元素的最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子达到稳定结构所需得到的电子数。 (2)稀有气体的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，其元素的化合价看作0。 二、微粒半径大小判断 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)<r(Cl)<r(Br)<r(I)，r(F－)<r(Cl－)＜r(Br－)<r(I－)。 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(Na)，r(Cl－)>r(Cl)。 4．微粒半径大小的规律 (1)电子层数相同时，最外层电子数越多，原子半径 。 (2)最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径 。 (3)同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半径 。 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＋)。 (4)电子层结构相同的不同粒子，核电荷数越大，半径 ，如r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 【方法技巧】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。 三、元素周期律 1．元素周期律的内容 随着元素原子序数的递增，元素原子的 、 、 等均呈现周期性变化。 2．元素周期律的含义 元素的性质随着 的递增而呈周期性变化，这个规律叫作元素周期律。 3．元素周期律的实质 元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 1．请判断下列说法的正误(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。(　　) 2．已知铍(Be)的原子序数为4，下列关于铍及其化合物的叙述正确的是(　　) A．铍的金属性比镁强 B．氯化镁的氧化性比氯化铍强 C．氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱 D．单质铍易和冷水反应产生氢气 3．下列有关性质的比较中正确的是(　　) A．碱性：NaOH<Mg(OH)2<Al(OH)3 B．稳定性：HF>HCl>PH3 C．原子半径：S>F>O D．酸性：HClO>HNO3>H2CO3 ►问题一 1～18号元素性质的周期性变化规律 【典例1】下列说法正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，P、S、Cl、Ar的最高正化合价依次升高 B．随着元素原子序数的递增，Na、Mg、Al、Si的最低负化合价依次降低 C．原子序数为15的元素最高化合价为＋3 D．随着原子序数的递增，第三周期主族元素的最高正化合价依次升高 【变式1-1】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．P、S、Cl元素最高正化合价依次增大 C．N、O、F原子半径依次增大 D．P、S、Cl元素的最低负化合价依次为－3、－2、－1 【变式1-2】结合元素周期律的知识分析下列说法，其中正确的是(　　 ) A．原子序数为15的元素的最高化合价为＋5 B．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8 重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价总是从＋1到＋7，最低化合价总是从－7到－1重复出现 D．B、C、N、O、F元素的最高正化合价依次增大 A 原子序数为15的元素最外层电子数是5，所以其最高化合价是＋5；1、2号元素的最外层电子数是从1到2的变化；3～9号元素的化合价无＋6和＋7，金属元素无负价；O无最高正价、F无正价。 ►问题二 元素周期律 【典例2】元素性质呈周期性变化的决定因素是(　　) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次增大 C．元素原子核外电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化 【变式2-1】下列关于元素周期律的叙述正确的是(　　) A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1→8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1→＋7(O、F除外)，最低化合价从－7→－1重复出现 D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 【变式2-2】除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述不正确的是(　　) A．从左到右，原子半径逐渐减小 B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．从左到右，元素最高正化合价从＋1递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4递变到－1 ►问题三 图示与周期性变化规律 【典例3】五种短周期元素X、Y、Z、M、W的原子序数与其常见化合价的关系如图所示，下列叙述正确的是(　　) A．元素X可能为氢或锂 B．原子半径：r(Y)＞r(M) C．Z的最高价氧化物对应的水化物不能溶解在氢氧化钾溶液中 D．H3MO4的酸性比HWO4的强 【变式3-1】如图是部分1～18号元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是(　　) A．原子半径：Z＞Y＞X B．离子半径：Z＞Y＞X C．元素R的最高正价和最低负价的代数和为6 D．Y和W的最高价氧化物对应的水化物不能相互反应 【变式3-2】图中曲线表示1～18号部分元素的原子序数(按递增顺序连续排列)与常见最高化合价之间的关系，下列叙述不正确的是(　　) A．①②形成的化合物的摩尔质量可能是44 g/mol B．①③可以按原子个数比1∶1形成化合物 C．②③形成的化合物能溶于稀盐酸 D．简单离子半径大小为②＜③ ►问题四 微粒半径的比较 【典例4】下列原子半径最大的是(　　) A．N B．O C．Na D．Cl 【变式4-1】已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋ B．原子序数：d>c>b>a C．原子半径：A>B>D>C D．单质的还原性：A>B>D>C 【变式4-2】若aAm＋与bBn－的核外电子排布相同，则下列关系不正确的是(　　) A．离子半径：Am＋＜Bn－ B．原子半径：A＜B C．A的原子序数比B大m＋n D．b＝a－n－m ►问题五 综合考查 【典例5】下表是部分短周期元素的原子半径及其主要化合价，根据表中信息，判断以下说法正确的是(　　) 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.089 0.102 0.074 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A．L2＋与R2－的核外电子数相等 B．M与T形成的化合物既能与强酸反应又能与强碱反应 C．氢化物的稳定性：H2T<H2R D．单质与同浓度的稀盐酸反应的速率：Q>L 【变式5-1】下图分别表示元素的某种性质与核电荷数的关系(X为核电荷数，Y为元素的有关结构或性质)，下列说法正确的是(　　) A．A图表示O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径变化规律 B．B图表示卤族元素的电子层数 C．C图表示碱金属单质密度的变化规律 D．D图表示第三周期五种主族元素的最高化合价 【变式5-2】 A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的前20号主族元素，A的最高正价与最低负价的代数和为零，B与氢元素可形成离子化合物BH，C的最外层电子数等于其电子层数，D的最外层电子数是K层电子数的3倍，E－和F＋离子具有相同的电子层结构。下列说法不正确的是(　　) A．单质的熔点：B<F B．金属性：F>B>C C．非金属性：A<D D．离子半径：E－>F＋ 1．下列元素的原子半径最小的是 A．Cl B．Na C．S D．Al 2．下列关于元素周期律的叙述正确的是（    ） A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．随着元素原子序数的递增，元素最高正价从＋1到＋7重复出现 C．随着元素原子序数的递增，元素的最低负价从-7到-1重复出现 D．金属元素无负化合价，随着元素原子序数的递增，元素最低负价从-4到-1重复出现 3．元素性质呈现周期性变化的根本原因是 A．元素的原子量逐渐增大 B．核外电子排布呈周期性变化 C．核电荷数逐渐增大 D．元素化合价呈周期性变化 4．下列关原子结构、元素周期律及元素周期表的叙述正确的是 A．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量低 B．所有主族元素原子的最外层电子数都等于元素的最高正化合价 C．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 D．元素周期律体现了元素性质随着原子相对原子质量的递增而呈现周期性变化 5．下列关于元素周期律的叙述中不正确的是 A．Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单核离子的氧化性依次减弱 B．P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应简单气态氢化物的稳定性依次增强 C．原子序数大小关系为Na<Al<Si<Cl D．Na、Mg、Al的氢氧化物的碱性依次减弱 6．下列关于元素周期律的叙述正确的是(　　) A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现 D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化 7．下列关于元素周期律的叙述正确的是（    ） A．随着原子序数的递增，元素原子半径从小到大发生周期性变化（稀有气体元素除外） B．随着原子序数的递增，元素最高正价从+1到+7、最低负价从-7到-1重复出现 C．随着原子序数的递增，元素形成单质的物理性质呈现周期性变化 D．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 8．元素周期律的实质是 A．原子半径的周期性变化 B．元素主要化合价的周期性变化 C．原子序数的递增 D．核外电子排布的周期性变化 9．下列说法中正确的是(　　) A．元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性的变化 B．从Na到Ar，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小 C．11～17号元素化合价的变化情况和3～9号元素化合价的变化情况完全相同 D．没有元素原子核外电子排布的周期性变化，就没有元素性质的周期性变化 10．下列有关原子结构及元素周期律的叙述不正确的是 A．原子半径：Na＞O，离子半径：r(Na+)<r(O2-) B．碘的两种核素131I和137I的核外电子数之差为6 C．P和As属于第V A族元素，H3PO4的酸性强于H3AsO4的酸性 D．Na、Mg、Al 三种元素最高价氧化物对应水化物的碱性依次减弱 11．根据原子结构及元素周期律的知识，下列推断正确的是(　　) A． 3517Cl与3717Cl得电子能力不相同 B．同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱 C．同周期元素( 0族元素除外)从左到右，原子半径逐渐减小 D．若M+和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数R＞M 12．下列有关原子半径的比较不正确的是（    ） A．r(Na)>r(Mg)>r(Al) B．r(N)<r(P)<r(As) C．r(Si)>r(N)>r(O) D．r(Al)>r(F)>r(S) 13．有关原子结构的说法正确的是 A．1~18号元素，原子的最外层电子数重复出现由1~8的周期性变化 B．3~9号、11~17号元素随着核电荷数的递增，原子半径呈现由大到小的周期性变化 C．原子的核电荷数越多，原子半径越大 D．原子核外电子数越多，原子半径越大 14．下列说法中正确的是 A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化 B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关 C．从Li→F，Na→Cl，元素最高正化合价均呈现+1价→+7价的变化 D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1个到8个呈现周期性变化 15．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．已知Cl的非金属性比P强，故的酸性比的强 B．已知I是第五周期第ⅦA族元素，故HI的热稳定性比HF的热稳定性弱 C．已知Rb是第五周期第ⅠA族元素，故Rb与水反应比Na与水反应更剧烈 D．已知Ba是第六周期第ⅡA族元素，故的碱性比的碱性强 16．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．稳定性：NH3＞PH3 B．沸点：H2O＞H2S C．氧化性：Cl2＞Br2 D．碱性：NaOH＞Mg(OH)2 ( 6 )原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！ 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$