人教版（2019）化学必修第一册 4_2_1原子核外电子的排布、元素周期律导学案（Word含答案）
文档属性
| 名称 | 人教版（2019）化学必修第一册 4_2_1原子核外电子的排布、元素周期律导学案（Word含答案） |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 116.1KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2022-11-24 09:38:43 | ||
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文档简介
4.2.1原子核外电子的排布、元素周期律导学案
1、了解原子核外电子的排布规律。
2、掌握元素周期律的内容。
一、元素原子的核外电子排布和元素化合价的周期性变化规律
1、1～18号元素的符号及原子的核外电子排布
原子序数 1 2
元素名称 氢 氦
元素符号 H He
核外电子排布
主要化合价 ＋1 0
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符号 Li Be B C N O F Ne
核外电子排布
最高正化 合价或最 低负化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 －2 －1 0
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外电子排布
最高正化合价或最低负化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 0
2.观察上面的表格，得如下规律：
原子序数 电子层数 最外层电子数 最高或最低化合价的变化
1～2 1 1→2 ＋1→0
3～10 2 1→8 ＋1→＋5 －4→－1→0
11～18 3 1→8 ＋1→＋7 －4→－1→0
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现___________变化(由1→8)；元素的化合价也呈现周期性变化(正价：＋1→＋7，负价：由－4→－1)
二、元素周期律
1．内容
随着核电荷数的增加，元素的原子最外层电子数周期性地由1个递增到8个(或由1个到2个)，原子半径周期性由大到小递减(稀有气体元素除外)，元素化合价也周期性地由＋1价递变到＋7价，由－4价递变到－1价。即元素的性质随原子序数的递增而呈__________的变化，这就是元素周期律。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的__________________的周期性变化的必然结果，也就是说，由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
3．元素周期表与元素周期律的关系
编制元素周期表的理论依据是元素周期律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
一、电子层
1．定义：人们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2．电子层模型：如下图所示，分别用K、L、M、N、O、P、Q(或n＝1,2,3,4,5,6,7)来表示从内到外的电子层。
二、核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的，通常在离核近的区域运动，能量高的，通常在离核远的区域运动。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。其关系如下表所示：
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
离核远近 近―→远
能量高低 低―→高
规律总结：
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(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能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如：当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子。
三、用原子(离子)结构示意图表示原子(离子)的核外电子排布
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：
原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结构示意图中，二者则不相等。如：
由此可见，阳离子：核外电子数小于核电荷数；阴离子：核外电子数大于核电荷数。
四、元素性质与原子核外电子排布的关系
1．当原子最外层电子数达到8(氦为2)时，该原子处于稳定结构，化学性质较稳定。
2．一般来讲：当原子最外层电子数小于4时，易失电子，表现为金属性；最外层电子数大于4时，易得到电子，表现为非金属性；最外层电子数等于4时，既不易失去也不易得到电子，易形成共价化合物。
3．化合价是元素的一种重要性质。元素的化合价的数值与原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如①稀有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得电子也不易失电子，所以稀有气体元素的常见化合价为零。②钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显＋1价。③氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显－1价。
五、核电荷数1～20的粒子结构的特点
1．与稀有气体元素原子电子层结构相同的离子
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
(1)与He原子电子层结构相同的离子有：H－、Li＋、Be2＋。
(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＋。
2、核外有10个电子的粒子
（1）分子：Ne 、HF、H2O、NH3、CH4。
（2）阳离子：Mg2+ 、Na+ 、Al3+ 、NH4+ 、H3O+
（3）阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-
3、核外有14个电子的粒子：N2、CO、C2H2
4、元素的原子结构的特殊性
①原子核中无中子的原子：
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
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2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
掌握上述一些结构特点及规律，可以迅速推断元素及其原子序数。
六、元素原子的核外电子排布和元素化合价的周期性变化规律
1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现周期性变化(由1→8)；元素的化合价也呈现周期性变化(正价：＋1→＋7，负价：由－4→－1)
2、原子序数为3～9、11～17的元素的原子半径的周期性变化
元素符号 (3～9) Li Be B C N O F Ne
原子半径(nm) 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 －
元素符号(11～17) Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径(nm) 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 －
注：因测定方法不同，稀有气体未列出。
由表中数据可知，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性的变化(同周期：由大→小)。
七、元素的金属性、非金属性变化规律
1．实验探究
(1)实验操作
①取一小段镁带。用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2 mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾，观察现象。
②取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2 mL1 mol/L盐酸，观察发生的现象。
小妙贴：①金属镁和铝的表面均易形成保护膜(氧化物薄膜)，它会影响镁、铝的有关化学反应，因此在使用前一定要用砂纸磨去表面的氧化膜。②比较镁和铝分别与盐酸的反应时，所用盐酸的浓度要相同，且浓度不宜过大，也不宜过小。
(2)实验现象及化学方程式
①
现象 镁跟冷水反应非常缓慢，只在镁带表面产生很小的气泡，溶液颜色不变；当加热至水沸腾时，镁带表面迅速产生气泡，溶液变为红色
化学方程式 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
②
Mg Al
现象 剧烈反应，产生无色气体 反应较剧烈，产生无色气体
化学方程式 Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑ 2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
(3)实验结论(包括Na与H2O的反应)
Na Mg Al
单质与水(或酸)反应 与冷水反应：反应剧烈，放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气 与酸反应：反应较剧烈，放出氢气
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性
结论：Na、Mg、Al的金属性强弱顺序：
2.资料分析
Si P S Cl
单质与氢气 反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(比H2SO4酸性强)
结论：Si、P、S、Cl的非金属性强弱顺序：
3.同周期元素金属性、非金属性递变规律的总结
通过以上对第三周期元素性质的比较，我们可以得出如下结论：
对其他周期元素性质进行研究，也可以得到类似的结论。
八、元素周期律
1．内容
随着核电荷数的增加，元素的原子最外层电子数周期性地由1个递增到8个(或由1个到2个)，原子半径周期性由大到小递减(稀有气体元素除外)，元素化合价也周期性地由＋1价递变到＋7价，由－4价递变到－1价。即元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是元素周期律。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，也就是说，由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
3．元素周期表与元素周期律的关系
编制元素周期表的理论依据是元素周期律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1．下列粒子的结构示意图正确的是( )
A．Mg2＋ B．Cl
C．Ar D．K
2．A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c，它们的离子An＋、Bn－、Cm－具有相同的电子层结构，且n＞m，则下列关系正确的是( )
A．a＞b＞c
B．a＞c＞b
C．a＝b＋m＋n
D．a＝c－n－m
3、下列叙述不正确的是( )
A．H2S、H2O、HF的稳定性依次增强
B．RbOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱
C．Na＋、Mg2＋、Al3＋的氧化性依次减弱
D．H2SiO3、H2CO3、H2SO4酸性依次增强
4、下列说法正确的是( )
A．元素的性质随着相对原子质量的递增呈现周期性变化
B．从 Na到 Ar，随着原子序数的递增原子半径逐渐变小
C．11～17号元素的化合价的变化和3～9号元素的化合价的变化完全相同
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
5、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
参考答案
自主学习
一、
1、、、、、、、、、、
2、周期性
二、1、周期性 2、核外电子排布
随堂检测
1．答案:A
2．答案:B
解析:An＋和Bn－具有相同的电子层结构，则a－n＝b＋n，a＝b＋2n，a＞b。An＋和Cm－具有相同的电子层结构，则a－n＝c＋m，a＝c＋m＋n，a＞c。Bn－和Cm－具有相同电子层结构，且n＞m，b＋n＝c＋m，b－c＝m－n＜0，故c＞b，所以a＞c＞b，选B。
3、答案:C
解析:金属性Na＞Mg＞Al，而其对应的阳离子的氧化性应为Al3＋＞Mg2＋＞Na＋。
4、答案:D
解析:元素的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化，但不包括相对原子质量，所以A项错误；从Na到Cl，随着原子序数的递增原子半径逐渐变小，但对稀有气体的原子半径不作研究，所以B项错误；因O、F不显正价，而S、Cl均能表现最高正价，所以C项错误。
5、答案:B
解析:A项，4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，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误。D项，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项正确，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＋。
1、了解原子核外电子的排布规律。
2、掌握元素周期律的内容。
一、元素原子的核外电子排布和元素化合价的周期性变化规律
1、1～18号元素的符号及原子的核外电子排布
原子序数 1 2
元素名称 氢 氦
元素符号 H He
核外电子排布
主要化合价 ＋1 0
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符号 Li Be B C N O F Ne
核外电子排布
最高正化 合价或最 低负化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 －2 －1 0
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核外电子排布
最高正化合价或最低负化合价 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 0
2.观察上面的表格，得如下规律：
原子序数 电子层数 最外层电子数 最高或最低化合价的变化
1～2 1 1→2 ＋1→0
3～10 2 1→8 ＋1→＋5 －4→－1→0
11～18 3 1→8 ＋1→＋7 －4→－1→0
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现___________变化(由1→8)；元素的化合价也呈现周期性变化(正价：＋1→＋7，负价：由－4→－1)
二、元素周期律
1．内容
随着核电荷数的增加，元素的原子最外层电子数周期性地由1个递增到8个(或由1个到2个)，原子半径周期性由大到小递减(稀有气体元素除外)，元素化合价也周期性地由＋1价递变到＋7价，由－4价递变到－1价。即元素的性质随原子序数的递增而呈__________的变化，这就是元素周期律。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的__________________的周期性变化的必然结果，也就是说，由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
3．元素周期表与元素周期律的关系
编制元素周期表的理论依据是元素周期律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
一、电子层
1．定义：人们把不同的电子运动区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2．电子层模型：如下图所示，分别用K、L、M、N、O、P、Q(或n＝1,2,3,4,5,6,7)来表示从内到外的电子层。
二、核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子的能量并不相同，能量低的，通常在离核近的区域运动，能量高的，通常在离核远的区域运动。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。其关系如下表所示：
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 K L M N O P Q
离核远近 近―→远
能量高低 低―→高
规律总结：
(1)核外电子总是尽量先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。
(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能超过8个(K层为最外层时不能超过2个)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
以上规律是互相联系的，不能孤立地理解。例如：当M层是最外层时，最多可排8个电子；当M层不是最外层时，最多可排18个电子。
三、用原子(离子)结构示意图表示原子(离子)的核外电子排布
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：
原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结构示意图中，二者则不相等。如：
由此可见，阳离子：核外电子数小于核电荷数；阴离子：核外电子数大于核电荷数。
四、元素性质与原子核外电子排布的关系
1．当原子最外层电子数达到8(氦为2)时，该原子处于稳定结构，化学性质较稳定。
2．一般来讲：当原子最外层电子数小于4时，易失电子，表现为金属性；最外层电子数大于4时，易得到电子，表现为非金属性；最外层电子数等于4时，既不易失去也不易得到电子，易形成共价化合物。
3．化合价是元素的一种重要性质。元素的化合价的数值与原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如①稀有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得电子也不易失电子，所以稀有气体元素的常见化合价为零。②钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显＋1价。③氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显－1价。
五、核电荷数1～20的粒子结构的特点
1．与稀有气体元素原子电子层结构相同的离子
稀有气体元素原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。
(1)与He原子电子层结构相同的离子有：H－、Li＋、Be2＋。
(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＋。
2、核外有10个电子的粒子
（1）分子：Ne 、HF、H2O、NH3、CH4。
（2）阳离子：Mg2+ 、Na+ 、Al3+ 、NH4+ 、H3O+
（3）阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-
3、核外有14个电子的粒子：N2、CO、C2H2
4、元素的原子结构的特殊性
①原子核中无中子的原子：
②最外层有1个电子的元素：H、Li、Na
③最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He
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2倍的元素：C；是次外层电子数3倍的元素：O；是次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
掌握上述一些结构特点及规律，可以迅速推断元素及其原子序数。
六、元素原子的核外电子排布和元素化合价的周期性变化规律
1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现周期性变化(由1→8)；元素的化合价也呈现周期性变化(正价：＋1→＋7，负价：由－4→－1)
2、原子序数为3～9、11～17的元素的原子半径的周期性变化
元素符号 (3～9) Li Be B C N O F Ne
原子半径(nm) 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 －
元素符号(11～17) Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径(nm) 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 －
注：因测定方法不同，稀有气体未列出。
由表中数据可知，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性的变化(同周期：由大→小)。
七、元素的金属性、非金属性变化规律
1．实验探究
(1)实验操作
①取一小段镁带。用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加入2 mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾，观察现象。
②取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2 mL1 mol/L盐酸，观察发生的现象。
小妙贴：①金属镁和铝的表面均易形成保护膜(氧化物薄膜)，它会影响镁、铝的有关化学反应，因此在使用前一定要用砂纸磨去表面的氧化膜。②比较镁和铝分别与盐酸的反应时，所用盐酸的浓度要相同，且浓度不宜过大，也不宜过小。
(2)实验现象及化学方程式
①
现象 镁跟冷水反应非常缓慢，只在镁带表面产生很小的气泡，溶液颜色不变；当加热至水沸腾时，镁带表面迅速产生气泡，溶液变为红色
化学方程式 Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
②
Mg Al
现象 剧烈反应，产生无色气体 反应较剧烈，产生无色气体
化学方程式 Mg＋2HCl＝MgCl2＋H2↑ 2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
(3)实验结论(包括Na与H2O的反应)
Na Mg Al
单质与水(或酸)反应 与冷水反应：反应剧烈，放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气 与酸反应：反应较剧烈，放出氢气
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性
结论：Na、Mg、Al的金属性强弱顺序：
2.资料分析
Si P S Cl
单质与氢气 反应的条件 高温 磷蒸气与氢气能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(比H2SO4酸性强)
结论：Si、P、S、Cl的非金属性强弱顺序：
3.同周期元素金属性、非金属性递变规律的总结
通过以上对第三周期元素性质的比较，我们可以得出如下结论：
对其他周期元素性质进行研究，也可以得到类似的结论。
八、元素周期律
1．内容
随着核电荷数的增加，元素的原子最外层电子数周期性地由1个递增到8个(或由1个到2个)，原子半径周期性由大到小递减(稀有气体元素除外)，元素化合价也周期性地由＋1价递变到＋7价，由－4价递变到－1价。即元素的性质随原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是元素周期律。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，也就是说，由于原子结构上的周期性变化，必然引起元素性质的周期性变化，这体现了结构决定性质的规律。
3．元素周期表与元素周期律的关系
编制元素周期表的理论依据是元素周期律，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1．下列粒子的结构示意图正确的是( )
A．Mg2＋ B．Cl
C．Ar D．K
2．A、B、C三种元素的原子序数依次为a、b、c，它们的离子An＋、Bn－、Cm－具有相同的电子层结构，且n＞m，则下列关系正确的是( )
A．a＞b＞c
B．a＞c＞b
C．a＝b＋m＋n
D．a＝c－n－m
3、下列叙述不正确的是( )
A．H2S、H2O、HF的稳定性依次增强
B．RbOH、KOH、Mg(OH)2的碱性依次减弱
C．Na＋、Mg2＋、Al3＋的氧化性依次减弱
D．H2SiO3、H2CO3、H2SO4酸性依次增强
4、下列说法正确的是( )
A．元素的性质随着相对原子质量的递增呈现周期性变化
B．从 Na到 Ar，随着原子序数的递增原子半径逐渐变小
C．11～17号元素的化合价的变化和3～9号元素的化合价的变化完全相同
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
5、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
参考答案
自主学习
一、
1、、、、、、、、、、
2、周期性
二、1、周期性 2、核外电子排布
随堂检测
1．答案:A
2．答案:B
解析:An＋和Bn－具有相同的电子层结构，则a－n＝b＋n，a＝b＋2n，a＞b。An＋和Cm－具有相同的电子层结构，则a－n＝c＋m，a＝c＋m＋n，a＞c。Bn－和Cm－具有相同电子层结构，且n＞m，b＋n＝c＋m，b－c＝m－n＜0，故c＞b，所以a＞c＞b，选B。
3、答案:C
解析:金属性Na＞Mg＞Al，而其对应的阳离子的氧化性应为Al3＋＞Mg2＋＞Na＋。
4、答案:D
解析:元素的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化，但不包括相对原子质量，所以A项错误；从Na到Cl，随着原子序数的递增原子半径逐渐变小，但对稀有气体的原子半径不作研究，所以B项错误；因O、F不显正价，而S、Cl均能表现最高正价，所以C项错误。
5、答案:B
解析:A项，4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，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C项错误。D项，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项正确，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＋。