第二节 元素周期律学案
第二节元素周期律
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本节主要学习原子核外电子排布规律、元素周期律及其实质、元素周期律和元素周期表的应用，用2课时完成。分析课本所列的1～20号元素原子核外电子排布，归纳总结出原子核外电子的排布规律；通过对前三周期元素原子的核外电子排布及原子结构的分析，总结元素原子结构周期性变化的规律；通过对第三周期元素化学性质的分析，总结出元素性质周期性变化的规律，从而最终归纳出元素周期律及其实质。
第1课时原子核外电子的排布
课前激趣导案
【情景导入】
上图分别是钠原子与氯原子结构图，从图中可以看出，原子核外电子是分层排布的，那么原子核外电子排布有什么规律呢？
【学习目标】
知识目标
1. 初步了解原子核外电子的排布规律。
2. 能画出1～20号元素原子结构示意图，并能判断它们在周期表中的位置。
能力目标
能根据原子核外电子的排布规律画出1～20号元素原子结构示意图。
重点：原子核外电子的排布规律。
难点：原子核外电子的排布规律的应用。
课前自主预案
【空格点击】
一、电子层
1. 原子是由原子核和核外电子构成的。多电子原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。
2.
3. 在多电子原子中，电子的能量是不同的，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；在各电子层中，离核最近的电子层是K层，该电子层上的电子的能量最低。
二、原子核外电子的排布规律
1. 电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
2. 原子核外电子排布时，先排K 层，充满后再填充L 层。
【思考交流】
1. 原子核外电子总是尽可能先从内层排起，是否一定是排满一层后再排下一层？
提示：不一定。原子核外电子排布时，先排K层，K层充满后再填充L层，L层充满后再填充M层，再往下就不是M层充满后再填充N层了，如钾元素原子核共有19个电子，其K层排2个电子，L层排8个电子，M层最多可容纳18个电子，但实际上，钾原子的M 层上排了8个电子，N层排了1个电子，并不是“M层充满后再填充N层”。
2. 惰性气体化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，试从其原子结构上分析惰性气体化学性质稳定的原因。
提示：一般情况下，当原子最外层达8个电子（K层为最外层时为2个电子）的结构，称为相对稳定结构。惰性气体的原子结构就属于相对稳定结构，所以其化学性质比较稳定。其他原子一般不是稳定结构，在化学反应中将想方设法趋向于稳定结构。
课堂互动学案
考点一原子核外电子排布规律
【知识归纳】
1. 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由内向外从能量较低的电子层逐步向能量较高的电子层排布，即：排满K层再排L层，满L层才排M层。
2. 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层序号）。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、8、18、32。
3. 最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。
4. 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地理解和套用。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，最多只能排布8个电子。
【典例解析】
例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
审题导读：根据原子核外电子排布规律分析。
思路解析：元素M层有电子，其L层一定有8个电子，M层上电子数为L层上电子数的4倍，则M层上电子数为32，而M层最多容纳18个电子，B项不正确。
参考答案：B
规律总结：原子核外电子排布的各条规律都是相互联系的，在分析有关问题时是注意综合考虑，不能孤立地机械地理解和套用。
【跟踪训练】
1. 下列有关原子核外电子排布的说法不正确的是（）
A. 电子总是尽先排布在能量最低的电子层里
B. 每层电子层最多能容纳的电子数为2n2
C. 最外电子层电子数不超过8个
D. 核外电子排布时排满K层排L层，排满L层排M层，排满M层排N层
解析：M层若排满为18，19号钾的核外电子排布为2、8、8、1，并不是排满M层再排N 层，D项不正确。
答案：D
2. 某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电子，该原子核内的质子数为（）
A. 14
B. 15
C. 16
D. 17
解析：根据核外电子排布原则，该原子核外电子排布为2、8、5，原子核内的质子数为15，B项正确。
答案：B
考点二核外电子排布的表示和应用
【知识归纳】
1. 核外电子排布的表示
核外电子排布可以用原子或离子结构示意图表示，结构示意图是用小圆圈和圈内的符号及数字表示原子核及核电荷数，用弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。要注意无论是原子、阴离子还是阳离子，圆圈内的核电荷数都是不变的，变化的是核外电子数。
2. 核外电子排布的应用
根据原子核电子排布的某些特点，可推断元素的原子核电子排布及确定元素种类，注意总结以下特点和规律。
（1）1～18号元素的原子核外电子层与最外层电子数之间的特殊关系有：
①最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：Li、Si 。
②最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。
③最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C。
④最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：O 。
⑤最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：Ne。
⑥最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。
⑦最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg。
⑧电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
（2）常见的10 电子微粒
①分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。
②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+等。
③阴离子：F-、O2-、N3-、OH-、NH2-等。
（3）常见的18 电子微粒
①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4等。
②阳离子：K+、Ca2+等。
③阴离子：Cl-、S2-、HS-等。
【典例解析】
例2、（2010大纲全国II，12）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，且W、X、Y+、Z的最外层电子数与其电子层数的比值依次为2、3、4、2（不考虑零族元素）。下列关于这些元素的叙述错误的是（）
A．X和其他三种元素均可形成至少2种二元化合物
B．W和X、Z两种元素分别形成的二元化合物中，均有直线形分子
C．W、X和Y三种元素可以形成碱性化合物
D．Z和其他三种元素形成的二元化合物，其水溶液均呈酸性
审题导读：根据各元素原子核电子排布的特点确定元素，再进一步比较其有关单质及化合物的性质。
思路解析：若W为第一周期，只能为He，不符合，若W为第二周期，W为碳，X为氧，Y为钠，Z只能为第三周期，是硫。碳、钠、硫均可与氧形成至少2种氧化物，A项正确；CO2和CS2都是直线形分子，B项正确；碳、氧和钠形成的Na2CO3属于碱性化合物，C项正确；CS2不溶于水，Na2S水溶液均呈碱性，D项错误。
参考答案：D
规律总结：根据元素的原子结构、性质及元素在周期表中的位置关系进行综合分析，可以确定元素及其化合物的性质。
【跟踪训练】
3. 下列粒子中，其最外层与最内层电子数之和等于次外层电子数的是（）
A. S
B. Mg
C. Cl
D. Be
解析：该原子核外有3个电子层，最内层为K层，有2个电子，次外层有8个电子，则最外层有6个电子，该粒子为S原子。
答案：A
4. （2009宁夏学业水平测试）某元素原子核外L层电子数比K层电子数多3，则此元素在周期表中位于（）
A．第二周期第ⅤA族B．第二周期第ⅦA族
C．第三周期第ⅤA族D．第三周期第ⅦA族
解析：K层电子数为2，L层电子数比K层电子数多3，则L层电子数为5，位于第二周期第ⅤA族。A项正确。
答案：A
课后巩固练案
1. 主族元素在周期表中的位置，取决于原子的（）
A. 相对原子质量和核电荷数
B. 电子层数和质子数
C. 电子层数和最外层电子数
D. 质子数和中子数
解析：主族元素在周期表中的周期取决于电子层数，主族序数取决于最外层电子数，C项正确。
答案：C
2. 下面关于多电子原子核外电子的运动规律的叙述不正确的是（）
A. 核外电子是分层运动的
B. 在多电子原子中，电子的能量是不同的
C. 能量高的电子在离核近的区域运动
D. 能量低的电子在离核近的区域运动
解析：能量高的电子在离核较远的区域运动，C项不正确。
答案：C
3. 某元素M层的电子数是L层电子数的1/2, 则该元素的原子是（）
A. Li
B. Si
C. Al
D. K
解析：元素M层有电子，其L层一定有8个电子，则其M层为4个电子，其核外电子排布为2、8、4，是Si元素，B项正确。
答案：B
4. 今有A、B、C三种元素，A、C元素原子的最外层电子数分别是6、2，B元素原子最外层电子数是内层电子数的2倍，A原子比B原子多一个电子层，C原子比B原子少一个电子层，这三种元素分别是（）
A. S、Si、Be
B. S、C、He
C. O、Si、Ca
D. O、C、Mg
解析：B元素原子最外层电子数是内层电子数的2倍，则其原子核外电子排布为2、4，B 为C元素，A原子比B原子多一个电子层，最外层电子数为6，A为S元素，C原子比B 原子少一个电子层，最外层电子数为2，C为He元素，B项正确。
答案：B
5. X、Y、Z是周期表中相邻的三种短周期元素，X和Y同周期，Y和Z同主族，三种元素的最外层电子数之和为17，核内质子数之和为31，则X、Y、Z分别是（）
A. Mg、Al、Si
B. Li、Be、Mg
C. N、O、S
D. P、S、O
解析：本题可用排除法，Al、Si不同主族，A项不正确；Li、Be、Mg三种元素最外层电子数之和为5，B项不正确；N、O、S三种元素的最外层电子数之和为17，核内质子数之和为31，C项正确；P、S、O三种元素的核内质子数之和为39，D项不正确。
答案：C
6. A元素原子核外有3个电子，B元素原子最外层上有6个电子，则A、B形成的化合物的化学式可能是（）
A. A2B3
B. A3B2
C. A2B
D. AB2
解析：A元素原子核外有3个电子，则其最外层有1个电子，化合价为+1价，B元素原子最外层上有6个电子，化合价为-2价，二者形成的化合物的化学式可能是A2B，C项正确。答案：C
7. 核电荷数为1～18的元素中，下列说法正确的是（）
A. 最外层只有1个电子的元素，一定是金属元素
B. 最外层有2个电子的元素，一定是金属元素
C. 原子核外各层电子数相等的元素一定是金属元素
D. 最外层电子数为7的原子，最高化合价一定为+7价
解析：氢原子最外层只有1个电子，但它是非金属，A项不正确；氦原子最外层有2个电子，但它是非金属，B项不正确；核电荷数为1～18的元素中，核外各层电子数相等的元素只有4号铍，是金属元素，C项正确；氟原子最外层电子数为7，但氟无正价，D项不正确。
答案：C
8. 两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表中的前10号元素中，满足上述关系的共有（）
A. 1对
B. 2对
C. 3对
D. 4对
解析：前10号元素指第一周期和第二周期元素，两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则两种元素分别位于第一周期和第二周期，其核外电子层数之比为1：2，第一周期只有氢和氦两种元素，其最外层电子数分别为1和2，则第二周期对应元素原子的最外层电子数分别为2和4，即铍和碳，符合两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等的两组元素分别为：氢和铍，氦和碳，只有两组，故答案为B项。
答案：B
9. 某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的名称是__________，元素符号是__________，原子结构示意图__________。
答案：磷P
10. 已知X、Y、Z都是短周期元素，它们的原子序数依次递增，X原子的电子层数与它的核外电子总数相同，而Z原子的最外层电子数是次外层电子数的三倍，Y和Z可以形成两种气态化合物，则：
（1）X是___________，Y是___________，Z是___________。
（2）由Y和Z组成，且Y和Z质量比为7∶20的化合物的化学式（分子式）是__________。（3）由X、Y、Z中的两种元素组成，且与X2Z分子具有相同电子数的两种离子是___________和___________。
（4）X、Y、Z可以形成一种盐，此盐中X、Y、Z元素的原子的个数比为4∶2∶3，该盐的化学式（分子式）是___________。
答案：（1）氢氮氧（2）N2O5（3）NH4+OH-（4）NH4NO3
课外知识拓展
能量最低原理
自然界一个普遍的规律是“能量越低越稳定”，原子中的电子也是如此。电子在原子核外排布时，要尽可能使电子的能量最低。怎样才能使电子的能量最低呢？比方说，我们站在地面上，不会觉得有什么危险；如果我们站在20层楼的顶上，再往下看时我们心里感到害怕。这是因为物体在越高处具有的势能越高，物体总有从高处往低处的一种趋势，就像自由落体一样，我们从来没有见过物体会自动从地面上升到空中，物体要从地面到空中，必须要有外加力的作用。电子本身就是一种物质，也具有同样的性质，即它在一般情况下总想处于一种较为安全（或稳定）的一种状态（基态），也就是能量最低时的状态。当有外加作用时，电子也是可以吸收能量到能量较高的状态（激发态），但是它总有时时刻刻想回到基态的趋势。一般来说，离核较近的电子具有较低的能量，随着电子层数的增加，电子的能量越来越大。
一切自然变化进行的方向都是使能量降低，因为能量较低的状态比较稳定，此谓能量最低原理。因为能量最低原理，所有的能量都是由高出流向低处，根据热力学第二定律，能量是有方向性的，任何自发反应，能量守恒，但是熵都变大，因为有能量差，最终才有了能量的转换和传递。当这些能量差被我们用完的时候，即宇宙中所有的事物能量相等时，被称为热寂。
人是自然界的一员，我想也应该适用于此原理。所以人才会通过各种方式发泄和排解自己的各种能量。这其中包括喜怒哀乐等情绪以运动。不过释放能量的方式还是要注意的，如小孩本身不能存储过多的情绪，想哭就哭、想笑就笑，没有太大的冲击；而成人能够容纳很多的能量，所以感情更深沉丰富。但也有弊端，如果这些能量不能合理的排解，一旦冲垮理智的大坝，江河泛滥，后果不堪设想。我想在我们提升自身修养与胸怀的同时，一定要时刻注意心理能量的警戒线，及时合理宣泄自身的情绪。有容乃大，无欲则刚。
【读后一题】
根据化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确性的是（）
A. K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等
B. L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
C. L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等
解析：根据原子核外电子的排布规律，K层电子为奇数的元素只有氢，K层为最外层，只有1个电子，处于第IA族，A项正确；L层电子为奇数的元素，其L层上的电子数可以为1，3，5，7，未排满，则L层为其最外层，其族序数等于其L层电子数，B项正确。L层电子为偶数的主族元素，其L层上的电子数可以为2，4，6，8，当L层电子数为8 时，L层已排满，即L层不一定是其最外层，其主族序数与L层电子数无关，C项不正确；M层若不是最外层，则其电子数只能为8或18，若M层为最外层，M层电子为奇数的电子数可以为1，3，5，7，此时元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等，D项正确。故答案为C项。
答案：C
第2课时元素周期律
课前激趣导案
【情景导入】
19世纪60年代,化学家已经发现了60多种元素，并积累了这些元素的原子量数据，为寻找元素间的内在联系创造必要的条件。俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈耶尔等分别根据原子量的大小，将元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化的规律。从现在的理论看，这个规律是否恰当？
【学习目标】
知识目标
1. 了解同一周期元素性质的变化规律。
2. 了解元素周期律的概念及实质。
3. 了解元素周期律和元素周期表的应用。
能力目标
1. 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。
2. 能描述元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
重点：元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
难点：元素周期律的概念及实质。
课前自主预案
【空格点击】
一、元素周期律
1. 通过对第三周期元素性质的比较，我们可以得出结论，同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2. 通过大量事实，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
二、元素周期律和元素周期表的应用
1. 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子的结构和元素的性质。我们可以根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。
2. 在元素周期表中，主族元素，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3. 主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数，等于最外层电子（价电子）数。
4. 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最外层达到8电子稳定结构所需得到的电子数。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8 。
5. 由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，可以在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。如可以在金属与非金属的分界处寻找半导体材料，在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
【思考交流】
1. 元素周期律的实质是什么？
提示：结构决定性质，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，这就是元素周期律的实质。
2. 在元素周期中，非金属性最强的元素在什么位置？金属性最强的元素在什么位置？
提示：根据元素的金属性和非金属性变化规律，同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，则非金属性最强的元素在周期表的右上角，是F元素，金属性最强的元素在周期表的左下角，是Fr（稳定存在的是Cs）。
课堂互动学案
考点一元素周期律及其应用
【知识归纳】
2.“位、构、性”的关系
【典例解析】
例1、（2010广东理综，10）短周期金属元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如右表所示：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
审题导读：根据同一周期、同一主族元素结构和性质的变化规律分析。
思路解析：从左到右同一周期元素原子半径逐渐减小，A项不正确；自上而下同主族元素金属性逐渐增强，B项不正确；从左到右同一周期元素的金属性逐渐减弱，对应碱的碱性也是减弱的，C项正确；从左到右同一周期元素原子最外层电子数逐渐增多，D项不正确。
参考答案：C
规律总结：同一短周期，从在到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，最高正价依次升高，原子半径依次减小，但要注意氧、氟及稀有气体的特殊性。
【跟踪训练】
1. 对于第三周期从左到右的主族元素，下列说法中不正确
．．．的是（）
A．原子半径逐渐减小B．电子层数逐渐增多
C．最高正化合价逐渐增大D．元素的非金属性逐渐增强
解析：同一周期元素原子电子层数相同，B项不正确。
答案：B
2. 具有相同电子层数的X、Y、Z三种元素，已知它们最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序是HXO4>H2YO4> H3ZO4，则下列判断正确的是（）
A. 原子半径：X>Y>Z
B. 元素的非金属性：X>Y>Z
C. 阴离子的还原性：X->Y2->Z3-
D. 气态氢化物的稳定性：HX 解析：最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序是HXO4>H2YO4> H3ZO4，则其非金属性 X>Y>Z，B项正确；具有相同电子层数，说明X、Y、Z位于同一周期，且从左到右的顺序Z、Y、X，则原子半径：Z>Y>X，A项不正确；阴离子的还原性：Z3->Y2-> X-，C项不正确；气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3，D项不正确。 答案：B 考点二微粒半径的大小比较 【知识归纳】 1. 原子半径 原子半径的大小主要由原子核外电子层数和原子核对核外电子的作用两个方面的因素决定。 （1）同周期元素的原子 同周期元素，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。如：第三周期r(Na)>r (Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 （2）同主族元素的原子 同主族元素，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大。如：碱金属元素r(Li) 2. 离子半径 （1）核电荷数相同（即同种元素） 粒子半径大小为：阳离子半径<中性原子半径<阴离子半径，价态越高的粒子半径越小，如：r(Fe3+) （2）同主族元素的离子半径从上到下逐渐增大。r(Li+) （3）电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子半径（包括阴、阳离子）随核电荷数增加而减小，规律：序大径小。如：Na+、Mg2+、Al3+、F-、O2-的离子半径大小为r(O2-)> r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。（一般上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律）。 【典例解析】 例2、（2009北京理综）W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比为7︰17；X与W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z 元素的物质焰色反应为黄色。下列判断正确的是（） A．金属性：Y>Z B．氢化物的沸点：X>W C．离子的还原性：X>W D．原子及离子半径：Z>Y>X 审题导读：根据原子核外电子排布推断元素，结合元素周期律比较其有关性质。 思路解析：W的最外层电子数与核外电子总数之比为7︰17，因原子最外层电子数不会超过8个，W的最外层电子数为7，核外电子总数为17，W为C1，X与W同主族，X为F，Y 的原子序数是W和X的原子序数之和的一半，即 29 17 =13，Y为Al，Z焰色反应为黄色，Z为Na。根据元素周期律判断：金属性：Z（Na）> Y（Al），A项不正确；HF因存在氢键，沸点高于HCl，B项正确；离子的还原性：W（Cl）>X（F），C项不正确；原子半径：Z（Na）>Y （Al）>X（F），离子半径：X（F）>Z（Na）>Y（Al），D项不正确。故答案为B项。 参考答案：B 规律总结：元素的非金属性越强，单质氧化性越强，其阴离子还原性越弱；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 【跟踪训练】 3. 下列微粒半径大小比较正确的是（） A. Na+ B. S2->Cl->Na+ C. Na D. Cs 解析：A组为电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，即：Al3+ 答案：B 4. X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是（） A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＞Y＞X B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4 C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X 解析：X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，若只有1个电子层，则其K层有3个电子，不符合原子核外电子的排布规律，若有2个电子层，其K层有2个电子，L层有6个电子，X为氧元素，若有3个电子层，其K层有2个电子，L层有8个电子，M层有9个电子，也不符合原子核外电子的排布规律，故X只能为氧元素。X、Y位于同一主族，则Y为硫元素，Z为磷元素。根据三种元素在周期表中的位置判断，元素非金属性Z＜Y＜X，A项不正确；Y（硫）元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2YO4，B项不正确；三种元素中X的非金属性最强，X的气态氢化物最稳定，C项不正确；原子半径Z＞Y＞XD项正确。故答案为D项。 答案：D 教材练习全解 1. 减小减弱增强Na NaOH Al(OH)3HClO4 2. B解析：在金属与非金属的交界处，可以找到半导体材料，答案为B项。 3. C解析：硒与硫同主族，非金属性：硫>硒，因此氢化物的稳定性：硫化氢>硒化氢，C项错误。 4. （1）Na 5. （1）H3PO4< HNO3解析：P与N同主族，非金属性：P （2）KOH>Mg(OH)2解析：金属性：K>Na>Mg，最高价氧化物对应水化物碱性：KOH>Mg(OH)2。 （3）Al(OH)3< Mg(OH)2解析：Al与Mg同周期，金属性：Al< Mg，最高价氧化物对应水化物碱性：Al(OH)3< Mg(OH)2。 6. 钫位于第IA族，属于碱金属元素，根据同主族元素性质的相似性和递变性，钫是银白色有金属光泽的固体，金属性比钠、钾等强（金属性最强的金属），与水反应比钠、钾等剧烈。 7. （1）Ba与水反应比Be剧烈。解析：四种同主族元素金属性：Be （2）Ba也要密封保存。解析：Ba比Ca更活泼，也要密封保存。 8. （1）X：C，Y：O，Z：Na，W：Al。 （2）根据原子序数、原子核外电子排布，周期序数=电子层数，主族序数=电外层电子数，可以确定它们在周期表中的位置。 （3）2C+O2点燃 2CO（燃烧不充分）C+O2点燃CO2（燃烧充分） 4Na+O2===2Na2O 2Na+O2△ 2 O24Al+3O2 △ 3 9. 锗、锡、铅3种元素同处于周期表第IVA族，从上到下元素的金属性逐渐增强，Ge 10. 略 11. （1）有7个电子层，最外层有4个电子 （2）它位于第七周期，第IVA族。 （3）它属于金属元素。 课后巩固练案 1. 下列关于元素周期表和周期律的说法错误的是（） A. Li、Na、K元素原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B. 第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 C. 因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强 D. O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强 解析：金属性K>Na，K比Na容易失去电子，所以K比Na的还原性强，C项错误。 答案：C 2. 下列事实不能说明X元素比Y元素的非金属性强的是（） A. 与H2化合时X单质比Y单质容易 B. X 的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物的水化物酸性强 C. X 原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多 D. X 单质可以把Y从其氢化物中置换出来 解析：X、Y不一定位于同一周期，X 原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多，X 的非金属性不一定比Y强。 答案：C 3. 下列说法正确的是（） A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强 B．VIA族元素的氢化物，从上到下稳定性依次减弱 C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 解析：同一周期IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强，若不是同一周期，则不一定，如金属性Ca>Na，A项不正确；从上到下VIA族元素的非金属性依次减弱，则其氢化物稳定性依次减弱，B项正确；同周期非金属最高价氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强，若不是最高价则不一定，C项不正确；第三周期元素的阳离子半径小于阴离子半径，D 项不正确。 答案：B 4. 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. 电子层数逐渐增多 D. 元素原子的核外电子排布呈周期性变化 解析：结构决定性质，元素原子的核外电子排布呈周期性变化，是元素性质呈现周期性变化 的根本原因，D项正确。 答案：D 5. 在核电荷数为1~18的元素中，下列说法正确的是（） A. 最外层只有1个电子的元素一定是金属元素 B. 最外层有2个电子的元素不一定是金属元素 C. 最外层和次外层电子数相等的元素一定是金属元素 D. 最外层电子数为7的原子，最高正价为+7 解析：本题可用举反例的方法。H元素原子的最外层有1个电子，但H元素为非金属元素，A选项错误；He的最外层有2个电子，是非金属元素，Mg的最外层有2个电子，是金属元素，B选项正确；Ar的最外层和次外层均为8个电子，但Ar为非金属元素，C选项错误；F的最外层有7个电子，但F无正价。 答案：B 6. 短周期元素X的最高价氧化物的化学式为XO3，X处于元素周期表中（） A．第2周期第ⅡA族B．第2周期第ⅢA族 C．第3周期ⅣA族D．第3周期ⅥA族 解析：短周期元素X的最高价氧化物的化学式为XO3，X最高价为+6价，位于第ⅥA族，不可能是氧元素，只能是硫元素，位于第3周期ⅥA族。D项正确。 答案：D 7. 下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（） ①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 ②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 ③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 ④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 A. ①② B. ①③ C. ②④ D. ③④ 解析：原子序数为15的元素位于第VA族，最高化合价为+5，①不正确；同一周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，则ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素，②正确；第 二周期ⅣA族元素为碳元素，有多种同位素，如12 6C、13 6 C、14 6 C等，其核电荷数均为6，但 中子数分别为6、7、8，③不正确；原子序数为12的元素是镁，位于元素周期表的第三周期ⅡA族，④正确。故答案为C项。 答案：C 8. 下列有关物质性质的比较正确的是（） ①同主族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高。 ②HF、HC1、HBr、HI的热稳定性逐渐增强 ③单质与水反应的剧烈程度：F2>C12>Br2>I2 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 ⑤还原性：S2->Se2->Br ->C1- ⑥酸性：HC1O4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 A．①③B．②④C．③⑥D．⑤⑥ 解析：碱金属元素单质从上到下，熔点逐渐降低，①不正确；HF、HC1、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱，②不正确；单质与水反应的剧烈程度：F2>C12>Br2>I2，③正确；F的非金属性最强，氢氟酸是弱酸，④不正确；还原性：Se2->S2-，⑤不正确；元素的非金属性：C1>S>P>Si，酸性：HC1O4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3，⑥正确，C项正确。 答案：C 9. （2009 （1）写出元素符号：①________，④_______，⑥_______，⑦________。 （2）表中所列元素中，最活泼的金属元素是_____（填元素符号，下同），最活泼的非金属元素是______，最不活泼的元素是______。 （3）这些元素的最高价氧化物对应的水化物中，酸性最强的是________（填化学式，下同），碱性最强的是_________，呈两性的是_________。 答案：（1）N Mg Si S （2）Na F Ar （3）HClO4NaOH Al(OH)3 10. 根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。 （1）属于金属元素的有______种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物____________（填两种化合物的化学式）； （2）属于稀有气体的是_________（填元素符号，下同）； （3）形成化合物种类最多的两种元素是_______________________； （4）第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）____________； （5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性_________大于__________（填化学式）。 答案：（1）7；K2O、K2O2（KO2也可以）（2）He、Ne、Ar （3）C、H （4）Na （5）NH3SiH4 课外知识拓展 元素周期律的意义 元素周期律是自然科学的基本规律，也是无机化学的基础。各种元素形成有周期性规律的体系，成为元素周期系，元素周期表则是元素周期系的表现形式。元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面，都有重要意义。 元素周期表是学习和研究化学的一种重要工具。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的内在联系，是对元素的一种很好的自然分类．我们可以利用元素的性质、它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系来指导我们对化学的学习研究。 过去，门捷列夫曾用元素周期律来预言未知元素并获得了证实。此后，人们在元素周期律和周期表的指导下，对元素的性质进行了系统的研究，对物质结构理论的发展起了一定的推动作用。不仅如此，元素周期律和周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 元素周期律和周期表对于工农业生产也有一定的指导作用。由于在周期表中位置靠近的元素性质相近，这样就启发了人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 元素周期律的重要意义，还在于它从自然科学方面有利地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。 周期律在使化学知识特别是无机化学知识的系统化上起了重要作用，对于研究无机化合物的分类、性质、结构及其反应方面起了指导作用。周期律在指导原子核的研究上也有深刻 的影响，放射性的位移定律就是以周期律为依据的，原子核的种种人工蜕变也都是按照元素在周期表中的位置来实现的。20世纪以后，新元素的不断发现，填充了周期表中的空位，科学家在周期律指导下，还合成了超铀元素，并发展了锕系理论。在原子结构的研究上，也获得了壳层结构的周期规律。 【读后一题】 （2009海南）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性质的描述中错误的是（） A．X单质不易与水反应B．XO2可被碳或氢还原为X C．XCl4的沸点比SiCl4的高D．XH4的稳定性比SiH4的高 解析：“类硅”元素X就是第四周期第IVA族的锗元素，其性质与硅相似，A项和B项正确；X的相对原子质量比Si大，XCl4的相对分子质量比SiCl4大，沸点比SiCl4的高，C项正确；X的非金属性比Si弱，氢化物XH4的稳定性比SiH4的低，D项不正确，故答案为D项。答案：D 元素周期律导学案及练习题 本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址课题 学习目标 ．了解元素原子核外电子排布的初步知识。 2．学会利用各种图表分析、处理数据。 学习重难点 元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律；微粒半径大小比较。 学习方式 阅读探究 讨论归纳法 学习过程 一、原子核外电子排布 独立阅读 自我积累 （一） 核外电子分层排布 [自学检测]完成表1 电子层序号 2 3 4 5 6 7 电子层符号 电子能量 电子离核由 到 ，电子能量由 到 探究归纳 （二）核外电子排布的规律 、电子总是从能量 的电子层排起,然后由 往 排。 [思考与交流]看表2总结每层最多可以排布的电子数目？核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数k L m N o P 2 氦 He 2 氖 Ne 2 8 8 氩 Ar 2 8 36 氪kr 2 8 8 8 54 氙Xe 2 8 8 8 8 86 氡Rn 2 8 32 8 8 [归纳总结] ）、各层最多能容纳的电子数目为 （n为电子层数） 2）、最外层最多能容纳的电子数目为 （k层为最外层，不超过 个电子），次外层电子数目不超过 ，倒数第三层不超过 个电子。 注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。 边学边练 .下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? 2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。 3.有X、y两种原子，X原子的m层比y原子的m层少3个电子，y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为 ，y为 。 4．今有结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。 X值 微粒符号 微粒名称 结构示意图 小组讨论 原子的半径是由哪些因素决定的？如何判断微粒半径的大小？ 随堂练习 、某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（ ）A.S B.c c.Si D.cl 2、已知aXm+和byn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是 学第二节 元素周期律（第 2课时） 课前预习学案 一、预习目标 预习第一章第二节第二课时的内容, 呈现周期性变化的规律。 二、预习内容 （一） 1.钠、镁、铝的性质比较: 三、提出疑惑 同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中 咼考总复习同步训练 导学案 初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而 （二）元素周期律 1. 第三周期元素性质变化规律: 渐 _______ O 2. 同周期元素性质递变规律： 渐 _______ O 3. 元素周期律 （ 从Na 从左 ? C1，金属性逐渐 ■?右，金属性逐渐 ，非金属性逐 ，非金属性逐 课内探究学案 一、学习目标 1. 能够理解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。 2. 通过实验操作，培养实验技能。 3. 重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 4?难点：探究能力的培养 二、学习过程 （一）Na、Mg、Al和水的反应 （二）、和盐酸的反应 （三）（）2的性质 (四) 3 的性质 通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。 四、当堂检测 7. 用元素符号回答原子序数 11?18号的元素的有关问题 (1) 除稀有气体外，原子半径最大的是 (2) 最高价氧化物的水化物碱性最强的是 (3) 最高价氧化物的水化物呈两性的是 (4) 最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (5) _____________________________________________ 能形成气态氢化物且最稳定的是 U 8. 用廉子结构剂观点说明元素性质随.总干序数的递増而呈同期性变化的回因 答: 1.从原子序数11依次增加到 17,下列所叙递变关系错误的是 () A.电子层数逐渐增多 B. .原子半径逐渐增人 C. 最高正价数值逐渐增大 D. 从硅到氯负价从-4-1 2. 已知X 、丫、Z 为三种原子序数相连的元.素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强 弱是：HXO >HYO > HZO.则卜列说法正硝的是 A.气态氢化物的稳定性： HX> HY > ZH B.非金属活泼性：Y v X V Z C.原子半径：X > Y > Z D.原子最外电子层上电子数的关系: Y=-(X+Z) 2 3. 元素性质呈周期性变化的原因是 A. 相对原子质量逐渐增大 核电荷数逐渐增大 C. 核外电子排布呈周期性变化 4. 元素的化合价呈周期性变化 2 元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素Y 一的离子核外有18个电子，则这 两种元素可形成的化合物为 A. XW B . X 2Y 3 5. A 、B 均为原子序数1?20的元素，已知 A 的原子序数为 2 + 2 n , A 离子比B 离子少 8个电子，则B 的原子序数为 A. n + 4 B .■□+ 6 n + 8 D .n + 10 6. X 、丫 Z 是3种短周期元素，其中 X 、Y 位于同一族, Z 处于同一周期。X 原子的 最外层电子数是其电子层数的 3倍。Z 原子的核外电子数比 丫原子少1。下列说法正确的是 A. 元素非金属性由弱到强的顺序为 Z V Y V X B. Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 HYO C. 3种元素的气态氢化物中 Z 的气态氢化物最稳定 D. 原子半径由大到小的顺序为 Z > Y > X 第二节元素周期律 第一课时元素周期律 学习目标: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。 1．原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（第一周期除外）. 2．原子半径的周期性变化 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周 期性变化. 3．元素性质的周期性变化 (1）元素化合价的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化,即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价）,负价：－4→－1。 （2)元素金属性、非金属性的周期性变化 ①钠、镁、铝金属性的递变规律 ②硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律 (3）同周期元素性质递变规律 （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原子核外电子排布周期性变化的必然结果. 1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”） (1）随着原子序数的递增,最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化() (2）原子序数越大，原子半径一定越小(） （3)在化合物中金属元素只显正化合价，非金属元素只显负化合价(） （4)任何元素均有正价和负价(） （5)金属性、非金属性强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况（) ［答案]（1)×(2）×（3）×(4）×（5)√ 2．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（) A．同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 B．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强 C．ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 D．原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 [解析]在同周期中，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强，A项错误；同周期的第ⅠA族和第ⅡA族的 本节要览 本节主要学习原子核外电子排布规律、 元素周期律及其实质、元素周期律和元素周期表 的应用，用2课时 完成。分析课本所列的 1?20号元素原子核外电子排布，归纳总结出原 子核外电子的排布规律； 通过对前三周期元素原子的核外电子排布及原子结构的分析， 总结 元素原子结构周期性变化的规律； 通过对第三周期元素化学性质的分析， 总结出元素性质周 期性变化的规律，从而最终归纳出元素周期律及其实质。 第1课时 原子核外电子的排布 课前激趣导案 【情景导入】 3.在多电子原子中，电子的能量是不同的，在离核较近的区域运动的电子能量 较低， 第二节 元素周期律 【学习目标】 知识目标 1. 初步了解原子核外电子的排布规律。 2. 能画出1?20号元素原子结构示意图，并能判断它们在周期表中的位置。 能 力目标 难点：原子核外电子的排布规律的应用。 课前自主预案 【空格点击】 一、电子层 1.原子是由 原子核 和 核外电子 构成的。多电子原子里，电子分别在 能量 不同的 区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。 上图分别是钠原子与氯原子结构图, 么原子核外电子排布有什么规律呢？ 从图中可以看出，原子核外电子是分层排布的，那 能根据原子核外电子的排布规律画出 重点：原子核外电子的排布规律。 1?20号元素原子结构示意图。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 2. 在离核较远的区域运动的电子能量较高；在各电子层中，离核最近的电子层是K层，该 电子层上的电子的能量最低。 二、原子核外电子的排布规律 1. 电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 2. 原子核外电子排布时，先排层，充满后再填充丄层。 【思考交流】 1. 原子核外电子总是尽可能先从内层排起，是否一定是排满一层后再排下一层？ 提示：不一定。原子核外电子排布时，先排K层，K层充满后再填充L层，L层充满后再填充M层，再往下就不是M层充满后再填充N层了，如钾元素原子核共有19个电子，其K层排2个电子，L层排8个电子，M层最多可容纳18个电子，但实际上，钾原子的M 层上排了8个电子，N层排了1个电子，并不是“ M层充满后再填充N层”。 2. 惰性气体化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，试从其原子结构上分析惰性气体化学性质稳定的原因。 提示：一般情况下，当原子最外层达8个电子（K层为最外层时为2个电子）的结构， 称为相对稳定结构。惰性气体的原子结构就属于相对稳定结构，所以其化学性质比较稳定。其他原子一般不是稳定结构，在化学反应中将想方设法趋向于稳定结构。 课堂互动学案 考点一原子核外电子排布规律 【知识归纳】 1. 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由内向外从能量较低的电子层逐 步向能量较高的电子层排布，即：排满K层再排L层，满L层才排M层。 2. 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层序号）。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、& 18、32。 3. 最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。 4. 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地理解和套用。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，最多只能排布8个电子。 【典例解析】 例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 审题导读：根据原子核外电子排布规律分析。 思路解析：元素M层有电子，其L层一定有8个电子，M层上电子数为L层上电子数的4 倍，则M层上电子数为32，而M层最多容纳18个电子，B项不正确。 参考答案：B 规律总结：原子核外电子排布的各条规律都是相互联系的，在分析有关问题时是注意综合考 虑，不能孤立地机械地理解和套用。 【跟踪训练】 1. 下列有关原子核外电子排布的说法不正确 高考化学复习元素周期律导学案 1、掌握元素周期律。 2、了解金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律。 3、由元素周期律和元素周期表的关系，了解元素周期表的应用。 一、自学归纳知识点一元素周期律 1、定义元素的________随着________的递增而呈________变化的规律。 2、实质元素原子____________________的周期性变化。 3、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径电子层结构电子层数相同最外层电子数____电子层数递增最外层电子数____得电子能力失电子能力金属性非金属性主要化合价最高正价＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8(H除外)最高正价数＝主族序数(O、F 除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐____碱性逐渐 ____酸性逐渐____碱性逐渐____非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越____，其稳定性逐渐____气态氢化物形成越来越____，其稳定性逐渐________知识点二元素周期表和元素周期律的应用 1、元素周期表中元素的分区沿着周期表中________________与______________之间画一条虚线，为金属元素与非金属元素的分界线。(1)金属元素：位于分界线的________区域，包括所有的________元素和部分________元素。(2)非金属元素：位于分界线的________区域，包括部分主族元素和____族元素。(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的 ____________。 2、元素周期表和元素周律应用的重要意义(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。(2)寻找新材料：①半导体材料：在________附近的元素中寻找；②在 __________中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料； ③在周期表中的__________附近探索研制农药的材料。(3)预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。 二、个体思考，小组讨论 1、(1)同一主族元素的性质一定都符合元素周期律吗？(2)最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似吗？ 2、主族序数＝最高正价，这一关系有例外吗？请举出。 3、元素的金属性与非金属性与物质的还原性与氧化性是一回事吗？ 4、元素金属性、非金属性的强弱与得失电子数目的多少有无关系？ 三、教师点拨 高一第五章第二节元素周期律 知识目标：1. 使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化； 2. 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结果，从而理解元素周期律的实质。 3．了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变 重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质 难点：金属性、非金属性的周期性变化 教具投影及有关仪器、药品 教法探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。 教学过程 教师活动教学内容学生活动 提问（第一课时）引入：介绍门捷列夫，设问：他的最大功绩是什么？答：元素周期律。 板书第二节元素周期律 讲解元素周期表看起来很有规律，这个表的确是按一定的规律来排的，这个规律就是元素周期律。如何理解"律"和"周期"的含义？讲解：质子数和核电荷数有何关系？什么叫原子序数，应如何理解？元素排序"律" --- 规律和"周期"--- 周而复始 投影[思考讨论]1. 能否说："质子数即核电荷数，也就是原子序数。"2. 阅读P97表1-18号元素的原子结构示意图，研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性？这种规律是什么？3. 随着原子序数的递增：(1)原子半径；(2)最高正价和负价；(3)元素的金属性和非金属性强弱有何规律性变化？从原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么？给出1-18号元素按周期表排列要求学生板演原子结构示意图 师生活动 1. 提问后讲解原子序数的含义，与质子数只是数值上相等2. 展示1-18号元素的原子结构示意图的卡片，学生来排列（引导：横向怎么排，纵向怎么排？排列的依据是什么？氦元素排在哪里更合理？为什么？1-18号元素原子的最外层电子数的变化有何规律？） 3. 讲解元素性质的周期性变化（稀有气体元素原子半径突大的原因是测定方式不同引起的，解释课本表格不列出的原因）；从左到右半径缩小的原因是电荷数和电子数增多，互相吸引能力增大，半径缩小；最高正价与最外层电子数的关系及最高正价与负价之间的关系）从黑板上的原子结构示意图及课本表格数据分析讲解 归纳核外电子排布介绍横行纵列行与行之间的关系 微模块五物质结构元素周期律 一、考纲要求： 1.了解原了核外电了排布。 2.掌握元素周期律的实质。 3.以第.二周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系 4.以第I A族和第VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律及其与原了结构的关系。 5.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 二、知识网络： 思考：问题1：如何用原子结构理论来解释同一周期元素（稀有气体除外）、同一主族元素性质的变化规律? 问题2：如何理解元素“位置一结构一性质〃.二者之间的关系? 三、考点突破： 微考点31元素周期律及其应用 一、知识梳理: 元素周期律 1.定义：元素的性质随着的递增而呈变化的规律。 2.实质：元素原子的周期性变化。 3.主族元素的变化规律 内容同周期（从左到右）同主族（从上到下） 原了电了层数 结构最外层电子数 原子半径 4、元素得失电子能力判断的方法 （1）元素原子失电子能力（金属性）强弱的判断方法: （2）元素原子得电子能力（非金属性）强弱的判断方法: 5、微粒半径大小的比较规律 （1）一般地，电子层数相同时，核电荷数越，半径越；电子层数不同时，电子层数越，半径越 ⑵电了层结构相同的离了，核电荷数越大，半径越 （3）同一元素：阳离子半径比相应的原子半径（填〃大或小〃），阴离子半径比相应的原子半径，即电子数越多，半径越大 （4）列举电子层结构相同的离子 与Ne相同的有： 与Ar相同的有 自我诊断：P82 1-6 元素周期表中位置结构和性质的关系:预测元素的性质 原子序数 电子层 最外层电了 物理性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离了性质 三、目标题型 1. （2015-北京卷）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（） A. 酸性：H2SO4>H 3PO 4 B.非金属性：CI>Br C.碱性：NaOH>Mg （OH ）2 D.热稳定性：Na 2CO 3>NaHCO 3 2. （2015-新课标I 卷）W 、X 、Y 、Z 均为短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外L 电子层的电子数分别为0、 5、8、8,它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是 （） A, 单质的沸点：W>XB.阴离了的还原性：W>Z C.氧化物对应水化物的酸性：Y 宝鸡中学活页课时教案 教学方法阅读探究讨论归纳法 【复习巩固】第一课时复习巩固： 1．几个概念： ①原子序数== == == ， ②周期序数== ③主族序数== == 2．写出Al、C、O三种原子的结构示意图，再分别找出它们在元素周期表中的位置 3．写出K、Na与水反应的方程式 、 （思考）两者性质有什么相似之处和不同之处？是哪一个比较活泼？与原子结构有关吗？ 4．（20XX年全国）下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A．Al3+B．Mg2+C．Be2+ D．H+ 5．已知某元素R原子的质量数是A，其阴离子R n-含有x个电子，则m g R n-中含有中子的物质的量是mol。 6.概括总结 1周期，共2种元素 短周期周期，共8种元素 周期 3周期，共8种元素 （七个横行） 4周期，共18种元素 长周期周期，共18种元素 6周期，共32种元素 不完全周期 7周期，目前已发现26种元素 主族（A）：共7个主族，包括长周期和短周期元素族副族（B）：共7个副族，只包括长周期元素 （18个纵行）第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素 0族：稀有气体元素 第二课时复习巩固： 1．通过课本的演示实验，总结整个碱金属的性质规律有哪些？ （1） （2） （3） 2．如何比较元素金属性的强弱？ 写出铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式 写出铜与硝酸银溶液反应的离子方程式 你认为，金属活泼性应该是Fe Cu Ag 3．下列那个选项不能说明金属A比金属B活泼（） A．A常温下可以与水反应，B不与水反应。B．B 不能从任何含A的盐中置换出金属A C．用氨水可以制取B对应的碱，却不能制取A对应的碱D．A在空气中比B耐腐蚀 4．下列对铯的性质预测正确的是（） A．它的熔点很高B．它只存在一种氧化物 C．它的碳酸盐不易溶于水D．氯化铯易溶于水 5．随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性。 通过碱金属性质相似性和规律性的总结，请你推测卤素的相似性和规律性 随着电子层数的增加，原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 6．钾的金属活动性比钠强，根本原因是（） A．钾的密度比钠的小 B．钾原子的电子层比钠原子多一层 B．钾与水反应比钠与水反应更剧烈 D．加热时，钾比钠更易汽化 7．下列关于卤化氢的说法不正确的是（） A．卤素原子半径越大，氢化物越稳定 B．卤素原子半径越大，氢化物越不稳定 C．稳定性为HF>HCl>HBr>HI D．卤素单质与氢气反应越难，生成物越不 课题第一章第二节元素周期律（1） 2014学年高一化学备课组 【预习目标】1、了解原子核外电子的排布； 2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律； 3、微粒半径及大小的比较。 【预习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较 【情感态度价值观】培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。 【教学方法】观察、思考、交流、讨论、概括 教学过程 预习提纲 一、原子核外电子的排布： 1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。 3.排布规律 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子 ②②第2层最多排____个电子 ③③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多 有____个) ⑵根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。 二、化合价的周期性变化 结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。 总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。 四、微粒半径大小的比较 1、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐。同周期，从左到右，原子半径逐渐。 2、离子半径大小的比较 （1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。（2）同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。 （3）同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。【自主探究】 ) ①④ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 【探求新知】 一、原子核外电子的排布 1、电子的特征： 电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征: (1)质量很____(9.109×10-31kg)； (2)带_____电荷； (3)运动空间范围_____(直径约10-10m) ;(4)运动速度_______。 因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 2、核外电子的排布规律 （1）.电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布；（2）.每层最多容纳的电子数为______(n代表电子层数)； （3）.电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里，即最先排第_____层，当第___层排满后，再排第____层，等等。 （4）.最外层电子数则不超过_____个(第一层为最外层时,电子数不超过_____个)。 前言 我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！ 这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。 因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。 后序中有提到一些关于学习的建议。 必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第3课时） 一、教材分析： 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标： 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、过程与方法： （1）归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。 （2）自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点： 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析： 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。 因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。 高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 知识点一 原子核外电子的排布 一、电子层 1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的 壳层，也称作电子层。 2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层， 由里往外以此类推。 二、原子核外电子的排布规律（一低三不超） 1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量 逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。 2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数） 3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层 电子不超过32个。 三、原子核外各电子层的电子排布 原子核外电子的排步 层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量 由低到高 各层最多容纳的电子数 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1.原子结构示意图： 粒子符号 2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。 Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征 1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。 2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。 3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。 4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。 5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。 6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。 7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。 8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。 9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。 10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的 电子数 Na 第2课时元素周期律 一、原子结构及变化规律 1．以11～18号元素为例填写下表： 2.观察分析上表，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 1．已知下列原子的半径： 根据以上数据，P原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m 答案 A 解析根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( ) 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升高 C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 答案 C 解析N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。 二、元素周期律 1．钠、镁、铝金属性强弱的比较 (1)按表中实验操作要求完成实验，并填写下表 (2)由上述实验可知 ①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al ； ②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3； ③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al 。 2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 ①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si ； ②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3； ③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si 。 3．结论：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 1.元素金属性强弱的判断 (1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。 (2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。 (2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。 3．元素周期律 (1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 专题5物质结构元素周期律 考|情|分|析 考点1 原子结构与化学键 核|心|回|顾 1．微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 2．“四同”的判断方法——关键是抓住描述的对象。 (1)同位素——原子，如11H、21H、31H。 (2)同素异形体——单质，如O2、O3；金刚石、石墨；红磷、白磷。 (3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 (4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。 3．10e－、18e－微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。 4．化学键与化合物的关系 题|组|训|练 题组一粒子结构及相关概念辨析 1．(2019·济南期末)2016年11月30日，国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)公布了118号元素符号为Og，至此元素周期表的七个周期均已填满。下列关于297118Og的说法错误的是( ) A．原子序数为118 B．中子数为179 C．核外电子数为118 D．Og的相对原子质量为297 解析原子序数就是根据元素原子核内质子数多少命名的，118号元素原子序数就是118，A项正确；297118Og质子数是118，质量数是297，所以中子数＝297－118＝179，B项正确；原子核内质子数等于原子核外电子数，等于原子序数，该原子核外电子数为118，C项正确；该元素有几种同位素原子不确定，每种原子在该元素中所占比例也不知道，因此不能确定该元素的相对原子质量，D项错误。 答案 D 2．(2018·全国卷Ⅲ)下列叙述正确的是( ) A．24g镁与27g铝中，含有相同的质子数 B．同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同 C．1mol重水与1mol水中，中子数比为2∶1 D．1mol乙烷和1mol乙烯中，化学键数相同 解析1个Mg原子中有12个质子，1个Al原子中有13个质子。24g镁和27g铝各自的物质的量都是1mol，所以24g镁含有的质子数为12N A,27g铝含有的质子数为13N A，A项错 误。设氧气和臭氧的质量都是x g，则氧气(O2)的物质的量为x 32mol，臭氧(O3)的物质的量为 x 48 mol，所以两者含有的氧原子分别为x 32×2＝ x 16 mol和 x 48 ×3＝ x 16 mol，即此时氧气和臭氧中含 有的氧原子一样多，而每个氧原子都含有8个电子，所以同等质量的氧气和臭氧中一定含有相同的电子数，B项正确。重水为21H216 8O，其中21H含有1个中子，16 8O含有8个中子，所以1 2013级高一下学期期末复习学案——《物质结构 元素周期律》 班级 姓名 一、原子结构 ????????核外电子 中子质子原子核原子X A Z 质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N) 离子电荷数=质子数-核外电子数 质子数= = =原子的核外电子数 [例1]写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号：___________________ [例2]已知R 2+离子核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子符号正确的是( ) R D R C R B R A b a 2-a 2b a 2a 2b a 2a b a ++++-+-、、、、 二、原子核外电子排布规律 核外电子是由里向外，分层排布的，各电子层最多容纳的电子数为 个；最外层电子数不得超过 个(K 层为最外层不超过 个电子)，次外层电子数不得超过 个，倒数第三层电子数不得超过 个。 1、核外电子数相同的粒子规律 ⑴核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． ⑵核外电子总数为18个电子的粒子共有16种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． 2、几种表示方法：原子结构示意图、电子式(电子式表示形成过程)、结构式、空间构型 [例3]下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A 、六氟化氙(XeF 6) B 、次氯酸(HClO) C 、氯化硫（S 2Cl 2） D 、三氟化硼（BF 3） [例4]A +、B +、C -、D 、E 五种粒子(分子或离子)它们分别含10个电子，已知它们有如下转化关系：①A + + C -→D + E ②B + + C -→2D 。据此，回答下列问题：⑴写出所列离子的电子式A +____________、B +____________、C - 。 ⑵具有相同空间构型的粒子是 和 (写化学符号)，A +离子中的键角为 。 ⑶写出B +和E 反应的离子方程式 。 [例5] A 、B 、C 、D 、E 分别代表5种微粒，每种微粒中都含有18个电子。其中A 和C 都是由单原子形成的阴离子，B 、D 和E 都是分子；又知在水溶液中A 跟B 反应可生成C 和D ；E 具有强氧化性： ⑴用化学符号表示上述5种微粒：A ，B ，C ，D ，E ； ⑵在溶液中A 跟B 反应的离子方程式是： 。 三、核素与同位素 1、同位素： 相同， 不同的原子互称 。 ①同一元素的各种同位素(原子)虽然质量数不同，但 几乎完全一样； ②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的 一般是不变的。 2、相对原子质量 第二节元素周期律（课时1） 【教学目标】 1．了解原子核外电子的排布； 2．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律； 第一部分：自主学习： 1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。 第二部分：课堂教学 一、原子核外电子的排布： 1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。 电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7 对应符号 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个) 二、化合价的周期性变化 原子序数最高正价或最低负价的变化 1~2 +1 3~10 +1 +4 +5 -4 -1 11~18 +1 +4 +5 +7 -4 -1 结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。 三、原子半径的递变规律 【总结】同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。 四、微粒半径大小的比较规律（补充） 1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。Na < Ca 2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。Na+ < F- 3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。 Na > Na+ Cl < Cl- 【投影练习】 1、比较下列微粒半径大小 (1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2- 2 ) ① ②③ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 第三部分课堂练习 1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（双选） ( ) A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数 2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( ) A．8 B．14 C．16 D．17 3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2 4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( ) A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝 5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( ) A．3 B．7 C．8 D．10 6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( ) A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3 13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( ) ①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 ②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 ③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 ④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 A．①②B．①③C．②④D．③④ 第四部分：课后习题（见辅导资料） 疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来） 第二节元素周期律 1．下列有关性质的比较，错误的是（B） A.酸性：H2SO4＞H3PO4 B.密度：K＞Na C.热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3 D.碱性：NaOH＞Mg(OH)2 【答案】B 【解析】A．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性：S＞P，所以酸性H2SO4＞H3PO4，选项A正确；B．碱金属元素从上到下，密度逐渐增大，但特殊钠的密度比钾大。选项B错误；C．NaHCO3不稳定，加热易分解：，碳酸钠受热稳定，选项C正确；D．元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性：Na＞Mg，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2，选项D正确；答案选B。 2．氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是（D） A．原子的核电荷数依次增多 B．原子量依次增大 C．原子核外次外层电子数依次增多 D．原子核外电子层数依次增多 【答案】D 【解析】由于氟、氯、溴、碘原子核外最外层电子数相等，电子层数依次增多，原子核对最外层电子数的吸引能力逐渐减弱，导致氟、氯、溴、碘金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，因此氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是原子核外电子层数依次增多，故选D。 3．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是（B）. 事实推测 A Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快Ba（ⅡA族）与水反应更快 B Si是半导体材料，同族Ge也是半导体材料IV A族的元素都是半导体材料 C HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解HBr的分解温度介于二者之间 D P与H2高温时反应，S与H2加热时反应Cl2与H2在光照或点燃时反应 A.A B.B C.C D.D 【答案】B 【解析】A、Mg、Ca、Ba属于同主族，且金属性逐渐增强，Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快，则推测出Ba与水反应更快，故A不符合题意；B、半导体材料在元素周期表金属与非金属分界线两侧寻找，所以IV A族的元素如C等不一定是半导体材料，故B符合题意；C、Cl、Br、I属于同主族，且原子半径依次增大，非金属性Cl>Br>I，HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解，HBr的分解温度介于二者之间，故C 不符合题意；D、非金属性：Cl>S>P，P与H2高温时反应，S与H2加热时反应，推出Cl2与H2在光照或点燃时反应，故D不符合题意；答案选B。 4．短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，Y2+的电子层结构与Ne相同，Z的质子数为偶数，室温下M 的单质为淡黄色固体，下列有关说法正确的是(A) A.Y单质能在X的最高价氧化物中燃烧，发生置换反应 B.X、Z、M 的最简单气态氢化物的热稳定性依次增强 C.X、Y、Z、M的原子半径依次减小 D.化合物的熔点高于化合物YM的熔点 【答案】A 【解析】短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，则X为C元素；Y2+的电子层结构与Ne相同，则Y为Mg；室温下M 的单质为淡黄色固体，则M为S；而Z的原子序数大于Mg而小于S，且质子数为偶数，则Z为Si，根据分析可知：X为C，Y为Mg，Z为Si，M为S 元素。A．金属Mg与二氧化碳发生置换反应生成MgO和C，选项A正确；B．非金属性Si＜C＜S，则简单氢化物的热稳定性Z＜X＜M，选项B错误；C．同一周期从左向右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径Mg＞Si＞S＞C，选项C错误；D．XM2为CS2，YM为MgS，二硫化碳为分子晶体，MgS为离子晶体，则熔点：CS2＜MgS，选项D错误；答案选A。 5．根据元素周期表和周期律，下列推断正确的是（B） A.HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 B.KOH的碱性比NaOH的碱性强 C.HBrO4酸性比HClO4强 D.Na的金属性比Al的弱 【答案】B 【解析】A、元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性Cl＞Br＞I，所以氢化物稳定性HCl＞HBr＞HI，选项A错误；B、元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性K＞Na，故KOH的碱性比NaOH的碱性强，选项B正确； C、非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性Cl＞Br，故HBrO4酸性比HClO4弱，元素周期律导学案及练习题
第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)
[新教材]人教版新教材必修第一册 第4章第2节 元素周期律(第1课时) 学案
第二节元素周期律
高考化学复习 元素周期律导学案
第二节元素周期律
元素周期律学案.doc
第一章第二节元素周期律教案
课题 第一章 第二节 元素周期律导学案
第二节 元素周期律(第3课时)教案
第一章第二节元素周期律知识点归纳总结
2019高中化学 专题1 第一单元 第2课时 元素周期律导学案 苏教版必修2
2020年高考化学二轮复习专题5物质结构元素周期律学案
元素周期律学案 (2)
第二节元素周期律1
第2节 元素周期律作业(解析版)