人教版高中化学必修二学案：1.1.2元素的性质与原子结构
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
学习目标
1.了解原子结构与元素性质的关系。
2.初步学会总结元素递变规律的能力。
学习过程
一、碱金属元素
1.碱金属元素原子结构有何异同?
原子半径
元素名称元素符号核电荷数电子层结构
锂Li 3 0.152
钠Na 11 0.186
钾K 19 0.227
铷Rb 37 0.248
铯Cs 55
0.265
2.根据碱金属元素的原子结构的异同点,请同学们预测一下碱金属元素的化学性质的递变性。
递变性:。
[实验](1)Na、K与氧气反应对比实验,先后取一小块钾和一小块钠,擦干表面的煤油后分别放在石棉网上加热,观察现象。
实验现象:。
实验结论:。
(2)分别取绿豆大的钾、钠擦干表面的煤油后分别放在两个水槽中与水反应,并在水中滴入几滴酚酞溶液。
实验现象:。
实验结论:。
写出下列反应的化学方程式:
Li+O2——Na+O2——
K+O2——Li+H2O——
Na+H2O——K+H2O——
归纳总结:
3.阅读课本P7表11碱金属的主要性质,归纳总结碱金属的物理性质及递变规律。
[练习]下列关于铯及其化合物的说法中,不正确的是()
A.氢氧化铯是一种强碱,易溶于水
B.铯与水反应十分剧烈,甚至发生爆炸
C.碳酸铯用酒精灯加热可以生成氧化铯和CO2
D.硫酸铯、碳酸铯、硝酸铯都是易溶于水
二、卤族元素
1.(1)根据卤素原子的结构来推测其性质上的相似性与递变性。
(2)根据卤族元素的结构特点和必修1所学氯气的性质,归纳总结卤族元素的通性。
2.阅读课本P8,根据资料卡片卤族单质的物理性质总结其物理性质的递变规律。
3.阅读课本P8表卤素单质与氢气反应,总结卤素单质化学性质的递变规律。
4.卤素单质的置换反应
[实验1]将少量新制的饱和氯水分别注入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中,用力振荡后,再注入少量四氯化碳,振荡。
观察四氯化碳层和水层的颜色变化。
实验现象:。
发生反应的化学方程式:。
[实验2]将少量的溴水注入盛有KI溶液的试管中,用力振荡后,再注入少量的四氯化碳。
观察四氯化碳层和水层颜色的变化。
实验现象:。
发生反应的化学方程式:。
结论:。
三、知识小结
通过比较碱金属单质与卤族元素单质的性质,我们可以看出,元素性质与原子结构有密切关系,主要与原子核外电子的排布,特别是有关。
原子结构相似的一族元素,它们在化学性质上表现出和。
在元素周期表中,同主族元素从上到下原子核外电子层数依次,原子半径逐渐,失电子能力逐渐,得电子能力逐渐,所以金属性逐渐,非金属性逐渐。
随堂检测
1.关于碱金属元素的下列叙述中错误的是()
A.碱金属元素原子最外层都只有1个电子
B.依Li、Na、K、Rb、Cs,单质熔、沸点升高,密度增大
C.随核电荷数递增,氢氧化物碱性增强
D.随电子层数增加,原子半径增大,金属还原性增强
2.下列关于碱金属的叙述中正确的是()
A.碱金属单质与水反应都能生成碱和H2
B.碱金属单质都是质软、熔点低、密度均小于1 g·cm-3的轻金属
C.碱金属元素随原子半径增大,原子核吸引最外层电子的能力增强
D.碱金属单质在空气中燃烧都生成过氧化物
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的性质()
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硝酸
4.X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素,下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是()
A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
5.钠和锂有相似的化学性质,下列说法中,能较好地解释这个事实的是()
A.都是金属元素
B.原子半径相差不大
C.最外层电子数相同
D.化合价相同
6.下列有关第ⅦA族元素说法中不正确的是()
A.原子最外层电子数都是7
B.熔、沸点:F2<Cl2<Br2<I2
C.从F2到I2,颜色逐渐加深
D.从F2到I2,氧化性逐渐增强
7.在盛有少量氯水的试管中加入过量的溴化钾溶液,再加入少量四氯化碳,振荡静置后可观察到的现象是()
A.溶液呈橙色不分层
B.溶液分两层,上层呈橙色
C.溶液分两层,下层呈橙红色
D.溶液呈紫色不分层
8.试管中装有足量煤油和水的混合物,静置后投入一小块碱金属。
可观察到金属在煤油和水的界
面附近上下往复运动。
下列说法不正确的是()
A.此碱金属可能是钾或钠
B.反应过程中煤油不会燃烧
C.碱金属上下运动是由于与水反应产生了H2
D.若是金属钾则上下运动的幅度比钠小
参考答案
学习过程
一、1.最外层均为1个电子,随核电荷数的增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大。
2.从Li到Cs,碱金属元素的原子结构中,电子层数依次增多,原子半径依次增大,均易失去一个电子形成+1价金属阳离子,失电子能力随着电子层数的增多而增强。
[实验](1)实验现象:钾、钠都在空气中剧烈燃烧,前者发出紫色火焰(透过蓝色的钴玻璃观察),后者发出黄色火焰。
实验结论:钾和钠一样可以在空气中剧烈燃烧,但钾比钠反应更剧烈,说明钾比钠更易失电子。
(2)实验现象:钾、钠都浮在水面上,熔成银白色小球,小球在水面上四处游动,滴入酚酞溶液呈红色,但钾有微弱爆炸。
实验结论:钾和钠一样可以和水剧烈反应,生成氢氧化物和氢气,但钾比钠反应更剧烈,说明钾比钠更易失电子。
4Li+O22Li2O2Na+O2Na2O2K+O2KO2
2Li+2H2O2LiOH+H2↑2Na+2H2O2NaOH+H2↑
2K+2H2O2KOH+H2↑
归纳总结:碱金属元素最外层均为1个电子,易失去电子形成+1价离子,随着核电荷数的增大,电子层数逐渐增多,半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强,金属性逐渐增强。
3.除铯外碱金属均为银白色,质软,密度较小,熔点较低,从上到下,密度逐渐增大(K除外),熔、沸点逐渐降低。
[练习]解析:由同主族元素性质的相似性可知碳酸铯类似碳酸钠,不易分解,C错。
答案:C
二、1.(1)最外层都有7个电子,易得1个电子,随核电荷数的逐渐增大,电子层数逐渐增加,半径逐渐增大,得电子能力逐渐减弱。
(2)①都能与金属反应生成金属卤化物。
②都能与氢气反应生成卤化氢(HX)。
③都能与水反应。
④都能与碱反应。
2.随着核电荷数的增大,颜色逐渐加深,密度逐渐增大,熔、沸点逐渐升高。
3.与氢气化合的剧烈程度逐渐减弱,气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
4.[实验1]溶液分为上下两层,下层前者呈橙红色,后者呈紫红色。
2NaBr+Cl22NaCl+Br22KI+Cl22KCl+I2
[实验2]溶液分为上下两层,下层呈紫红色。
2KI+Br22KBr+I2
氧化性Cl2>Br2>I2
三、最外层电子数相似性递变性增多增大增强减弱增强减弱
随堂检测
1.B
2.A
3.BC
4.解析:由同主族元素性质的递变规律可知,电子层数越多,非金属性越弱,A项错误;对于非金属元素,气态氢化物越稳定,则其非金属性越强,C项正确;根据氧化还原反应中,氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性,故Y的氧化性强于X,则D项错误。
答案:C
5.C
6.D
7.解析:Cl2与KBr反应生成Br2,而溴易溶于有机溶剂四氯化碳中,呈橙红色。
同时由于四氯化碳不溶于水,且密度比水大,故溶液分层,下层呈橙色。
答案:C
8.解析:因为题中所给的金属在煤油和水的界面之间,说明金属的密度比煤油大而比水小,可能是Na或K(Li的密度比煤油小),所以A项正确;Na或K与水反应,并在煤油和水的界面附近上下往复运动,不与空气接触,故不会燃烧起来,煤油也就不能燃烧,所以B项正确;金属做上下往复运动,是由于金属与水反应生成的氢气逸出时将其往上推的缘故,所以C正确;金属钾的密度比金属钠的小,氢气将其推得更远,故其上下运动的幅度更大一些,所以D项不正确。
答案:D。
新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)
新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)目录1.1.1元素周期表(1)1.1.2元素周期表(2)1.1.3元素周期表(3)1.2.1元素周期律（1）1.2.2元素周期律（2）1.2.3元素周期律（3）2.1.1化学能与热能2.2.1化学能与电能（1）化学能与电能的相互转化2.2.2化学能与电能（2）发展中的化学电源2.3.1化学反应速率与限度（1）2.3.2化学反应速率与限度（2）3.1.1最简单的有机化合物甲烷 (1)3.1.2最简单的有机化合物甲烷（2）3.2.1来自石油和煤的两种基本化工原料(1)3.2.2来自石油和煤的两种基本化工原料(2)3.3.1生活中两种常见的有机物（1）乙醇3.3.2生活中两种常见的有机物（2）乙酸3.4.1基本营养物质（1）3.4.2基本营养物质（2）4.1.1开发利用金属矿物和海水资源金属矿物的开发利用（1） 4.1.2开发利用金属矿物和海水资源海水资源的开发利用（2）第一章第一节元素周期表(1)【学习目标】了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。
了解周期、主族序数和原子结构的关系。
【学习重点】周期、主族序数和原子结构的关系；元素周期表的结构【预备知识】一、原子序数1.定义：按照元素在周期表中的给元素编号，得到原子序数。
2.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝＝＝【基础知识】（一）元素周期表的结构1、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期①周期序数与电子层数的关系：②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期，第周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
[课堂练习1]请大家根据元素周期表，完成下表内容。
[思考与交流]如果不完全周期排满后，应为几种元素？[归纳与整理]2、族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个，故元素周期表共有个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
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。
2019-2020年高中化学必修二教案：1-1-3元素性质与原子结构-碱金属
板
书
1-1-3碱金属元素
一、碱金属元素的结构特点
二、钠、钾性质的比较
三、碱金属的化学性质
8.
课
后
反 思
学习
目标
一、知识目标
1.说出碱金属的位置
2.解释碱金属性质的相似性、递变性
二、能力目标
综合应用碱金属性质的相似性、递变性解决实际问题
理由：
依据会考、高考考纲得出
教具
多媒体课件、教材，教辅
教学
环节
教学内容
教师行为
学生行为
设计意图
时间
1.课前3分钟
校对学案4页
“笃学一”内容
1巡视做答情况
2评价自学结果
3板书本节重点
1课代表公布答案
3互批、订正答案
1重点知识记忆
2积累易错知识。
3分钟
2.承 接
结 果
提出问题
1碱金属包括？
2碱金属原子结构？
3碱金属物理性质？
4碱金属化学性质？
5.碱金属的最外层电子数？
教师灵活提问
1、通过回答问题学生展示预习内容完成情况。
2、学生互相补充、评价。
3、质疑、解答。
1、验收学生自主学习的结果2、解决自主学习遇到的问题。
2加深对性质的理解。
10
4．
总
结
提 升
四 总结提升
碱金属元素的
一些特殊性
教师针对
1学生提出的问题
2本节重点难点3易错点
拓展讲解、
知识整合
1提出疑问
2讨论思考
3总结并记录
训练学生
发现问题
提出问题
解决问题
的思想
10
人教版高中化学选择性必修2：原子结构与性质【精品课件】
而构造原理就是各能层、各能级能
2．结合原子模型的演变过程，掌握 量高低顺序
原子核外电子排布的构造原理，形 2．通过实例和特例，学会电子排布
成证据推理与模型认知的核心素养 式的书写
知识导图
课前·新知导学
•
能层与能级
• 1．能层
• 核外电子按能量_______不同分能成层______能_层_，________序 数一、二、三、四、五K、、L六、、M、七N分、别O、用P、Q _______________高___________表示。能E层(K越)＜高E(L，)＜电E子(M的) ＜能E(N量)＜越E(_O_)_＜_E_(_P_)_＜，E(能Q)量的高低顺序为 ___________________ ____________________________。
• B．各能层的能级都是从s能级开始至f能级结束
• C．各能层含有的能级数为n－1
• D．各能级最多容纳的电子数按s、p、d、f的顺序依 次为1、3、5、7的2倍
• 【答案】D
• 【解析】各能层最多含有的电子数为2n2，A错误； 各能层的能级都是从s能级开始，每个能层上的能 级数与能层序数相等，并不是所有能层的能级都是 从s能级开始到f能级结束，如第1、2、3能层，B、 C错误；各能级最多容纳的电子数按s、p、d、f的 顺序依次为1、3、5、7的2倍，D正确。
• 【答案】Cr、Cu两种元素基态原子的电子填充顺序 与构造原理不符合，这是根据Cr、Cu的原子光谱确定的。
• (2)元素周期表中钠的电子排布式写成[Ne]3s1，方括 号里的符号是什么意义？模仿写出8号、14号、26号元 素的简化电子排布式。
• 【答案】方括号里符号的意义是对应稀有气体元素 原子的电子排布结构。8号、14号、26号元素分别为O、 Si、Fe，其简化电子排布式分别为[He]2s22p4、 [Ne]3s23p2、[Ar]3d64s2。
人教版高中化学必修二 1.1.3 卤族元素的结构与性质 教案 (1)
C．砹易溶于有机溶剂D．砹 是白色固体
4．下列叙述正确的是( AD )
A.卤素离子（X－）只有还原性而无氧化性
B.某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化
C.失电子难的原子获得电子的能力一定强
D.负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强
规律：原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱
℃
溶解度
(100g水中)
F2
淡黄绿色气体
1．69g/l（15℃）
-188．1
-21．6
反应
Cl2
黄绿色气体
3．214g/l（0℃）
-34．6
-101
226cm3
Br2
深红棕色液体
3．119g/cm3（20℃）
58．78
-7．2
4．17g
I2
紫黑色固体
4．93g/cm3
184．4
113．5
0．029g
元素名称
元素符号
核电荷数
原子结
构示意图
最外层
电子数
电子层数
原子半径
卤族元素
氟
0．71nm
氯
0．99nm
溴
1．14nm
碘
1．33nm
相似性：最外层电子数相同，均为7；
递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。
教学难点
金属族的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律
教学方法
探究法、实验法
教学媒体
多媒体
教学内容
师生活动
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。
2020届人教版高二化学选修3教学案：第一章 第二节 原子结构与元素的性质含答案
1．认识原子结构与元素周期系的关系。
了解元素周期系的应用价值。
2．了解元素的电离能、电负性的含义。
能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
3．理解元素原子半径、元素的第一电离能、电负性的周期性变化。
4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
细读教材记主干1．元素的周期序数与原子结构有何关系？如何确定主族元素的主族序数？ 提示：周期序数＝电子层数＝能层数；主族序数＝最外层电子数＝价电子数。
2．每一周期(第一周期除外)都是从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，外围电子排布从 n s 1――→递增n s 2n p 6(He 为 1s 2)。
3．各区元素原子的外围电子排布。
s 区：n s 1～2；p 区：n s 2n p1～6；d 区：(n －1)d1～9n s 1～2；ds 区：(n －1)d 10n s1～2。
4．同周期，同主族，元素性质的变化规律是什么？ 提示：(1)同周期从左向右⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐减小最高正价：＋1―→＋7金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强(2)同主族从上到下⎩⎪⎨⎪⎧原子半径逐渐增大金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱5．气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
同族元素从上到下第一电离能变小，同周期元素从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA 族与第ⅢA 族、第ⅤA 族与第ⅥA 族之间出现反常。
6．电负性是用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小的。
同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大；同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。
[新知探究]1．元素周期系(1)碱金属和稀有气体元素原子的价电子排布对比周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布二锂2s1氖2s22p6三钠3s1氩3s23p6四钾4s1氪4s24p6续表周期碱金属价电子排布稀有气体价电子排布五铷5s1氙5s25p6六铯6s1氡6s26p6每一周期从碱金属元素开始到稀有气体元素结束，价电子排布从n s1递增到n s2n p6，结论但元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目并不总是一样多①形成②原因：元素周期系的形成是由于元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复。
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。
高中化学必修2《元素的性质与原子结构》教学设计
《第一章第一节元素周期表》教学设计第3课时：元素的性质与原子结构一、教学目标知识与技能:1.通过观察卤素、碱金属元素的原子结构（最外层电子数）的相同点，掌握同类物质具有相似的性质。
2.通过比较卤素、碱金属元素的原子结构（电子层数）的不同点，掌握同主族元素性质的递变规律，并学会分析递变性的原因。
3.知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律、以IA和VⅡA族为例，知道同一主族内元素性质的相似和递变规律与原子结构的关系。
4.初步掌握元素的金属性或非金属性强弱比较的方法。
过程与方法：培养通过对实验现象和素材的分析来归纳结论的能力，形成科学方法，形成“结构决定性质，位置反映结构”的化学基本观念。
情感态度与价值观：通过对元素周期律和周期表的学习，加深对“事物变化的量变引起质变”等哲学规律性认识，体会元素周期律和周期表在自然科学领域内的重要作用。
二、教学重点难点：元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
三、教学方法：对比归纳实验探究演绎四、教学过程（一）碱金属元素环节1：理论探究，对比归纳碱金属元素结构的相同点和不同点。
【问题创设】元素周期表中为什么把锂、钠、钾等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系呢？【学生活动】：（科学探究1）查阅元素周期表，填写教材P5中的表格，对比碱金属的原子结构示意图，归纳碱金属原子结构的相同点和不同点。
相同点：最外层只有一个电子不同点：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
【追问】元素的化学性质决定于原子结构中的哪一部分？根据上述结构的异同，推测碱金属元素性质的异同点？【学生】化学性质决定于最外层电子数。
碱金属可能像钠一样能与氧气和水反应，但反应程度可能不同。
【过渡】下面我们通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点。
环节2：实验探究，通过实验钾和钠与氧气的反应以及钾和钠与水的反应，对比钾和钠性质上的相同点和不同点。
【实验视频】：（科学探究2）钾分别与氧气、水的反应，回忆钠分别与氧气、水的反应，进行对比。
高中化学人教版(2019)选择性必修2学案：第一章 第二节 第2课时 元素周期律
第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。
(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。
微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。
探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。
问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。
提示:A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。
问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。
问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。
微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。
( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。