化学必修二：1.1.2元素的性质与原子结构
A.铍(Be)的原子失电子能力比镁弱
B.砹(At)的氢化物不稳定
C.硒(Se)化氢比硫化氢稳定 D.氢氧化锶[ Sr(OH)2 ]比氢氧化钙的碱性
强
●典例透析
【典例 3 】
(2011 · 山师大附中高一下学期期中考
试)1898 年，居里夫妇经过一段漫长、枯燥而又艰苦的
工作， 终于从数吨的沥青铀矿石中提炼出一小撮放射性粉
单 质 还 原 性 逐 渐 增 强
金 属 性 逐 渐 增 强
失 电 子 的 能 力 逐 渐 增 强
得 电 子 的 能 力 逐 渐 减 弱
非 金 属 性 逐 渐 减 弱
单 质 氧 化 性 逐 渐 减 弱
课本第7页 注脚
课本第9页 注脚
元素的非金属性强弱的判断依据： 最高价氧化物的水化物的酸性强弱， 与氢气化合生成气态氢化物的难易 程度 氢化物的稳定性。 ④非金属单质间的置换
2.碱金属单质的物理性质
课本第7页
碱金属的密度 熔点:
逐渐增大（钠，钾反常）
逐渐降低
观看实验
钾 与氧气反应 与水反应 反应比钠更剧烈 反应比钠更剧烈 钠 反应剧烈 反应剧烈
碱金属单质的化学性质的规律
课本第7页
增强
剧烈
碱金属的金属性：Li____Na____K____Rb____Cs 碱性: LiOH____ NaOH____KOH____RbOH____CsOH
2.卤族元素单质的化学性质 （2）卤素单质间的置换反应 实验 1.将少量氯水分别加 入盛有NaBr溶液和 KI溶液的试管中，用 力振荡后加入少量四 氯化碳，振荡、静置 现象
①溶液分两层，下层 ① 是橙红色,上层无色 ②溶液分两层,下层是 ② 紫红色,上层无色
课本第8页
化学方程式
2.将少量溴水加入盛 有KI溶液的试管中， ③溶液分两层,下层 ③ 用力振荡后加入少量 紫红色,上层无色 四氯化碳，振荡、静 置
H2+ Br2
2HBr
加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢不如氯 化氢稳定 不断加热才能缓慢反应;碘化氢不稳定，在同一条件 下同时分解为H2和I2，是可逆反应
剧烈程度:______________________________ 逐渐减弱 生成的氢化物的稳定性:_________________________________
答案：B
（二） 卤族元素
卤族元素的原子结构如下所示:
课本第7页
根据卤素的原子结构，请你试着推测一 下F2、Cl2、Br2、I2在化学性质上所表现 的相似性和递变性。
思路是： 相似性：
原子构
决定
性质
最外层7个电子
递变性： 核电荷数递增 电子层数递增 原子半径逐渐增大
容易得1个电子
具有非金属性
得电子能力逐渐减弱
D
【典例 3】
(2012· 试题调研) 随着卤素原子半径的 )
增大，下列递变规律正确的是( A ．单质的熔沸点逐渐降低
B
B ．卤素离子的还原性逐渐增强 C．气态氢化物稳定性逐渐增强 D ．单质的氧化性逐渐增强
1 ．(2012 · 试题调研 ) 下列对卤素的说法不符合递变 )
规律的是(
A ．F2 、Cl2、Br2 、I 2 的氧化性逐渐减弱 B ．HF、HCl、HBr、HI 的热稳定性逐渐减弱 C．F －、Cl－ 、Br－、I －的还原性逐渐增强
1 ．(2012 · 试题调研) 下列对碱金属性质的叙述中， 正确的是( )
A ．都是银白色的柔软金属( 除铯外) ，密度都比较小 B ．单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物 C．碱金属单质与水剧烈反应生成碱和氢气 D ．单质的熔点和沸点随着原子序数的增加而升高
答案：AC
2 ．(2012 · 经典习题选萃) 关于铯及其化合物的以下 各说法中不正确的是( )
氯水 溴水
碘水
这几个反应相似，放在一起记
（4）
课本第9页
原子结构相似的同一族元素，它们在化学性质上表现出相似 性和递变性。
结构
性质
同主族元素（从上到下） 电子层数依次增多， 原子半径逐渐增大， 失电子能力逐渐增强， 金属性逐渐增强， 得电子能力逐渐减弱。 非金属性逐渐减弱。
[小结]：
至此我们可以看到同一主族元素，无论是金属还是非 金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。
答案：B
7 ．下列叙述中正确的是(
)
A ．卤族元素是典型的非金属元素，因此不能与 其他非金属元素反应 B ．碱金属元素单质越活泼，其熔点和沸点就越 高 C．卤族元素单质都能与水剧烈反应 D．卤族元素单质都能和氢气反应，且气态氢化 物的稳定性随单质氧化性的增强而增强
答案：D
5 ．(2011· 河南南宫中学第二学期 3 月份月考) 甲、 乙两种非金属比较，能说明甲比乙的非金属性强的是 ①甲比乙容易与 H 2 化合 生氧化还原反应 性比乙的酸性强 乙原子得的多 A ．只有④ C．①②③ ②甲单质能与乙阴离子发
A.砹易溶于某些有机溶剂 B.砹化氢很不稳定易分解 C.砹是有色气体 D.砹化银不溶于水或稀HNO3
C
[课堂练习] 1.氟、氯、溴、碘四种元素，它们的下列 性质的递变规律不正确的是…………（ ) A、单质的密度依次增大 B、单质的熔、沸点依次升高 C、Cl2可从KBr溶液中还原出Br2 D、F2可从NaCl溶液中还原出Cl2
末， 并分离出了两种放射性元素钋和镭， 其中镭是元素周
期表中第 7 周期Ⅱ A 族的元素，下列关于镭的性质的描 )
述中，不正确的是(
A ．在化合物中显＋2 价 B ．单质能和水剧烈反应放氢气 C．氢氧化物显两性 D ．碳酸盐难溶于水
【答案】
C
8.砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素，推测 砹和砹的化合物最不可能具备性质 ( )
●典例透析 【典例 1 】 (2012· 试题调研) 下列关于碱金 属某些性质的排列中，正确的是( )
A
A ．原子半径：Li ＜Na＜K ＜Rb＜Cs B ．密度：Li ＜Na＜K ＜Rb＜Cs C．熔点、沸点：Li ＜Na＜K ＜Rb ＜Cs D ．还原性：Li＞Na＞K ＞Rb ＞Cs
●变式训练
③甲的最高价氧化物对应水化物的酸 ④与某金属反应时甲原子得电子数比
⑤甲单质的熔沸点比乙的低 B ．只有⑤ D．①②③④
答案：C
3、下列各氢化物中，稳定性由强到弱 的顺序正确的是… ( ) C A. AsH3＞NH3＞PH3 B. PH3＞AsH3 ＞NH3 C. NH3＞PH3＞AsH3 D. NH3＞AsH3 ＞PH3
单质氧化性逐渐减弱
1.卤族元素单质的物理性质
课本第8页
①颜色状态：从 F2 到 I2
逐渐加深
②密度：从 F2 到 I2 逐渐_______ 增大 。 升高 。 ③熔沸点：从 F2 到 I2 逐渐_______
2.卤族元素单质的化学性质
（1）卤素单质与H2的反应
课本第8页
H2+F2=2HF
在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢 很稳定 光照或点燃发生反应，生成的氯化氢较稳定
氧化性： 氧化性： 氧化性：
> > >
氧化性强弱：
>
>
得出结论：
卤素单质的氧化性：
离子的还原性： 元素的非金属性：
F-<Cl-<Br-<IF>Cl>Br>I
问题： F2能否置换出NaCl溶液中的Cl？
2F2+2H2O=4HF+O2
2.卤族元素单质的化学性质 （3）卤素单质与水的反应
2F2+2H2O=4HF+O2
课本第7页 注脚
①某金属元素与水(或酸)反应置换出氢 越容易，则该元素的金属性就强。
如：Na与水反应，容易 K与水反应，更容易
金属性
K>Na
②某金属元素的最高价氧化物的水化物的 碱性强，则该元素的金属性就强。
碱性：KOH>NaOH 金属性
K>Na
●自主探究
1 ．碱金属在空气中燃烧的产物都是 M 2 O，对吗？其中说明了什么问题？
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第2课时 元素的性质与原子结构
1．决定元素化学性质的是(
A．电子层
D
)
B．质子数
C．相对原子质量
D．最外层电子数
2．图为氯原子的结构示意图，下列有关说法错误的是( D ) A．氯原子的核电荷数为 17 B．氯原子最外层有 7 个电子
C．氯原子的质子数为 17
A ．氢氧化铯是一种强碱，比 KOH 的碱性强 B ．铯与水或酸溶液反应剧烈，都生成氢气 C．Cs 的还原性比 Na 强，故 Na＋的氧化性大于 Cs＋ D．Na 的金属性大于 Cs 的金属性
答案：D
1 ．(2011· 河南卫辉一中高一 4 月月考) 下列有关碱 金属元素的说法中，正确的是( )
A ．在实验室里，碱金属元素的单质均保存在煤油中 B ．在自然界中碱金属元素均以化合态存在 C．碱金属元素的单质在空气中燃烧生成物质的化学 式均可表示为 R 2 O D ．随着核电荷数的递增，碱金属元素的单质与水反 应的剧烈程度逐渐减弱
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练习1：p7:第2题 练习2：p65:第1、7题 练习3：p66:第3题
练习：学法P66 4，5，6
课本第11页
3.下列关于F, Cl, Br, I性质的比较，不正确的是( C )。 A.它们的原子核外电子层数随核电荷数的增加而增多 B.被其他卤素单质从其卤化物中里换出来的可能性随核 电荷数的增加而增大 C.它们的氢化物的稳定性随核电荷数的增加而增强 D.单质的颜色随核电荷数的增加而加深
D ．卤素单质按 F2 、Cl2 、Br 2 、I2 的顺序，颜色逐渐
苏教必修二1.1.2元素周期律(第一课时)
专题一第一单元教学案原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第一课时）课程学习目标：1、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，微粒半径及大小的2、培养学生抽象思维能力。
3、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
知识体系梳理：原子的最外层原子半径元素性质随电子数从1个主要化合价原子序数的增加到饱和原子得失电子能力递增而呈现（2个或8个）金属性和非金属性周期性变化的稳定结构课前预习：写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。
根据原子结构示意图总结并找出规律。
结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。
此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
课程达标检测：2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )A.Cl,S,PB.N,O,FC.Al3+,Mg2+,Na+D.K,Na,Li3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )A.a>b>cB.b>a>cC.c>a>bD.c>b>a课后练习：。
人教版高中化学选择性必修二教案：原子结构与元素周期表
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。
门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。
1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。
元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
人教高中化学选择性必修2教案：第1章 原子结构与性质
第1章原子结构与性质
1分钟练习1学生通过书写Li、Be、B的原子轨道表示式，巩固泡利原理和
轨道表示式书写
1分钟发现问题2学生思考基态C原子轨道表示式的可能书写方法。
1分钟知识讲授2教师根据学生反馈，介绍洪特规则。
4分钟练习2学生通过书写7~24号元素的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示式书写。
教师根据学生对Cr元素轨道表示式的书写，简介洪特规则特例。
1分钟练习3学生通过书写Cu的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示
式书写。
2分钟知识讲授3教师通过以上核外电子的排布，给出能量最低原理的定义。
1分钟小结学生整理归纳电子在原子轨道排布的三原则。
4分钟思考与练习学生通过讨论问题，运用电子排布三原则分析综合问题。
1分钟总结教师引导学生完成本节知识结构的思维导图。
同时提出新的问
题：原子结构与元素性质之间的联系，引出下一节内容。
环节二环节三通过学生活动诊断1-36号元素基态原子的价电子排布式，
学习原子核外电子排布与元素周期系结构的联系，落实核外电子排布与周期、族、分区的划分
了解化合价与族的关系，过渡元素的特点
【元素周期表的未来】
通过学生活动展望元素周期表远景图，预测119号元素的基态原子价电子排布，来诊断学生对于构造原理和元素周期表关系的学习效果
环节三一电离能变化的一般规律，找到其与电子排布的联系
【电离能与化合价的联系】
通过学生活动，让学生自主发现逐级电离能与元素化合价的关系，将此作为诊断学生的活动
识与微观探析的核心素养。
高中化学必修二优质学案：1.1.2 核外电子排布 原子结构与元素原子得失电子能力
第2课时核外电子排布原子结构与元素原子得失电子能力[知识梳理]知识点一原子核外电子的排布如图所示，核外电子在原子核外某处单位体积内出现概率大小是用电子云来表示的，在高中阶段为了好理解，出现了最后一图排布方式，结合上图，完成下列知识点：1．核外电子的分层排布在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的电子通常在离核较近的区域内运动；能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。
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：2.原子核外电子的排布规律第一层为最外层时不超过2个尝试自己写一下Na 的核外电子排布知识点二 原子结构与元素原子得失电子能力如上图分别是镁、钠、钾与水反应的现象，为什么会有这样的递变性？通过下面知识点的学习，你就会明白。
1．镁、钠、钾与水反应的实验(1)金属镁与水反应的实验现象实验发现除去氧化镁的镁条投入蒸馏水中产生的气泡几乎看不到，反应在加热后有少许气泡产生，溶液中滴入酚酞后出现浅红色。
写出该反应的化学方程式：Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
(2)金属钠与水反应的实验现象：钠浮在水面上，熔成闪亮的小球，并向四周游动，发出嘶嘶的响声，向反应后的溶液中滴加酚酞试液，溶液会变红色，写出该反应的化学方程式2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。
(3)金属钾与水反应的实验现象 钾迅速熔化成一小球，四处游动，发出嘶嘶的响声，有紫色火焰产生，向反应后的溶液滴加酚酞，溶液会变红色。
写出该反应的化学方程式2K ＋2H 2O===2KOH ＋H 2↑。
请解释一下，镁、钠、钾为什么与H 2O 反应越来越剧烈？2．原子结构与元素原子得失电子能力(1)原子得失电子与原子核外电子排布的关系元素的性质与原子的最外层电子排布密切相关。
①稀有气体元素原子最外层电子数为8(氦最外层只有2个电子)，结构稳定，既不容易获得电子，也不容易失去电子。
②金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子。
必修二第一节 元素周期表第二课时
第一节 元素周期表(第2课时)知识点一、元素的性质与原子结构（一）碱金属的化学性质1、与非金属的反应 Li ＋O 2 = Na ＋O 2 = K+O 2=K 、Rb 等碱金属与O 2反应，会生成超氧化物。
Rb 、Cs 在室温时，遇到空气会立即燃烧。
2、与水的反应 K ＋H 2O= Rb ＋H 2O=除Na 、K 外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H ２。
（二）碱金属的物理性质的比较（三）卤素单质的物理性质颜色： 状态： 密度：熔沸点： 在水中的溶解性：（四）卤素的化学性质：1、卤素单质与氢气的反应卤素和H 2的反应可用通式H 2＋X 2==== 来表示，反应时按F 2、Cl 2、Br 2、I 2的顺序，反应条件越来越 ，反应程度依次 ，形成的卤化氢的稳定性也依次 。
2、 卤素单质间的置换反应：（1）卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的 性和 性。
（2）同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；练一练：1、碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr 2O 的氧化物D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸 2、现有下列几种物质的溶液KCl 、KI 、新制氯水、KBr 、淀粉、AgNO 3,不用其他试剂，怎样鉴别它们？3、砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备性质A.砹易溶于某些有机溶剂B.砹化氢很稳定不易分解C.砹是有色气体D.砹化银不溶于水或稀HNO 34、在下列各元素组中，除一种元素外，其余都可以按某种共性归属一类，请选出各组的例外元素，并将该组其他元素的可能归属，按所给六种类型的编号填入表内。
高中化学必修二知识点归纳总结
精品文档高中化学必修二知识点归纳总结一、原子结构A第一章：物质结构元素周期律质子（Z 个）原子核注意：中子（N 个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（Z X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20 号元素，熟悉1～20 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层不超过2 个），次外层不超过18 个，倒数第三层电子数不超过32 个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2 种元素短周期第二周期 2 8 种元素周期第三周期 3 8 种元素元（7 个横行）第四周期 4 18 种元素素（7 个周期）第五周期 5 18 种元素周长周期第六周期 6 32 种元素期第七周期7 未填满（已有26 种元素）表主族：ⅠA～ⅦA 共7 个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7 个副族（18 个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16 个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
1.1.2构造原理与电子排布式-选择性必修二
电子排布式的书写 3．特殊原子的核外电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。 (1)24Cr的电子排布式的书写
半充满
(2)29Cu的电子排布式的书写
全充满
【典例1】下列有关认识,正确的是 ( )
A.各能级s、p、d、f可容纳的电子数按顺序分别为1、3、5、7的二倍
F 1s22s22p5 [He] 2s22p5
2s1 2s22p4 2s22p5
Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2 3s23p2
P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3 3s23p3
K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1
4s1
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 [Ar] 3d54s1 3d54s1
源于光谱学事实
原子 元素 序数 名称
23 钒 24 铬 25 锰 26 铁 27 钴 28 镍 29 铜 30 锌
元素 电子排布式
符号 K
L
M
V 1s2 2s22p6 3s23p6
Cr 1s2 2s22p6 3s23p6
Mn 1s2 2s22p6 3s23p6
Fe 1s2 2s22p6 3s23p6
猜想二：
√ 1s22s22p63s23p64s1
学习 目标
第2课时 构造原理与电子排布式
PART
01
了解原子结构的构造原理,学会书写基态原子的
核外电子排布式。
PART
02 通过认识原子核外电子排布,能辨识原子核外电子的能层、 能级分布及其能量的关系。
一、构造原理
1.含义：
以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构 造原理。
(新教材)鲁科版高中化学必修第二册：1.1 第2课时 原子结构与元素原子得失电子能力 精品教学课件
失电子能 力：
_K_>_N__a_>_M__g
2.钠、镁、钾的原子结构示意图如下：
(1)钠、镁原子具有相同的 电子层数 ，核电荷数关系 为 Mg>Na ；钠、钾原子具有相同的 最外层电子数 ，电 子层数关系为 K>Na 。 (2)根据实验结论可知，若原子的 电子层数 相同，则核电 荷数越大，原子失电子能力 越弱 ，得电子能力 越强 ； 若原子的 最外层电子数 相同，则电子层数越多，原 子失电子能力 越强 ，得电子能力 越弱 。
[落实新知能] )若原子的电子层数相同，则核电荷数越大，原子失电
子能力越弱，得电子能力越强。 (2)若原子的最外层电子数相同，则电子层数越多，原子
失电子能力越强，得电子能力越弱。
2．根据相关物质性质 (1)元素原子失电子能力(金属性)强弱的判断依据
()
(5)PH3 的稳定性比 SiH4 强
()
(6)酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4
()
(7)气态氢化物的稳定性 HF 大于 H2S
()
答案：(1)√ (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)√ (7)√
2．下列比较金属性相对强弱的方法或依据正确的是( ) A．根据金属失电子的多少来确定，失电子较多的金属性较 强 B．用 Na 来置换 MgCl2 溶液中的 Mg，来验证 Na 的金属性 强于 Mg C．根据 Mg 不与 NaOH 溶液反应而 Al 能与 NaOH 溶液反 应，说明金属性：Al>Mg D．根据碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，可说明钠、镁、 铝金属性依次减弱
①金属活动顺序表中越靠前，元素原子失电子能力越强。 ②比较元素的单质与水(或非氧化性酸)反应置换出氢气的 难易程度： 置换反应越容易发生，元素原子失电子的能力越强。 ③比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱： 一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。 ④比较金属阳离子氧化性的强弱： 一般来说，最高价金属阳离子的氧化性越强，则对应金属 元素原子失电子的能力越弱。
人教版高中化学选择性必修二教案：构造原理与电子排布式 电子云与原子轨
第一章原子结构与性质第一节原子结构1.1.2构造原理与电子排布式电子云与原子轨道【教材分析】本节从介绍原子的诞生，原子结构的发现历程入手，首先介绍能层、能级的概念，在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；然后给出构造原理并根据构造原理书写原子的核外电子排布；根据电子云与原子轨道等概念，进一步介绍核外电子的运动状态，并介绍了泡利原理、洪特规则、能量最低原理。
本节内容比较抽象，教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力。
【课程目标】课程目标学科素养1.了解原子核外电子排布的构造原理。
2.能应用电子排布式表示常见元素(1～36号)原子核外电子的排布。
3.了解原子核外电子的运动状态，知道电子云和原子轨道1．宏观辨识与微观探析：通过认识原子结构及核外电子排布，知道原子核外电子的能层、能级及电子排布规律2.证据推理与模型认知：结合原子模型的演变过程，掌握原子核外电子排布的构造原理【教学重难点】教学重点：构造原理与电子排布式电子云与原子轨道教学难点：电子排布式原子轨道【教学过程】[复习回顾]上节课，我们研究了原子核外电子的排布，核外电子分层排布，同一能层有不同的能级，同时研究基态与激发态、原子光谱，这节课研究以原子光谱事实为依据的构造原理。
[思考交流］（1）核外电子在能级中依据什么规律排布？（2）核外电子在能级中的排布又可以如何表示？[学生活动一］请画出1～18号元素的原子结构示意图。
结合已有的能级知识，分析核外电子在能级中的排布规律。
[学生活动二］根据核外电子在能层中的排布规律，画出K的原子结构示意图。
分析K中电子填入的能量最高的能级，并说明判断的依据。
[归纳小结］电子在能级中的排布规律--能级交错核外电子在能级中的排布顺序：3p→4s→3d随核电荷数增大，电子并不总是填满一个能层后再填入下一个能层，这种现象称为能级交错。
K、Ca的光谱学实验均表明，二者最外层填充的电子均在4s能级。