高中化学 核外电子排布与元素周期律学案
高二化学上册《原子核外电子排布的周期性》教案、教学设计
2.生活实例：引用日常生活中的实例，如“为什么钠和氯能形成离子化合物？”引导学生认识到原子核外电子排布的重要性。
3.历史背景：简要介绍科学家们发现原子核外电子排布周期性的历程，激发学生的探究欲望。
2.分步骤教学，循序渐进：
a.通过回顾已学知识，引导学生认识原子核外电子排布的重要性。
b.讲解原子核外电子排布的周期性规律，以图形、表格等形式展示，便于学生理解。
c.举例说明主族元素和过渡元素的电子排布特点，分析其对元素性质的影响。
d.组织学生进行实践操作，如书写原子核外电子排布式，巩固所学知识。
3.理论与实践相结合：
1.激发学生兴趣：通过生动有趣的案例，引导学生主动探究原子核外电子排布的周期性规律。
2.注重知识衔接：结合已学知识，帮助学生构建完整的知识体系，提高学生的综合运用能力。
3.培养学生思维能力：鼓励学生独立思考，善于发现规律，并能运用所学知识解决实际问题。
4.分层次教学：针对不同学生的学习需求，制定合适的难度和教学策略，使每个学生都能在原有基础上得到提高。
4.拓展延伸：推荐拓展阅读资料，鼓励学生在课后继续深入学习和探索。
五、作业布置
为了巩固本节课所学知识，检验学生对原子核外电子排布周期性规律的理解与应用，特布置以下作业：
1.书面作业：
a.请学生完成课本后的习题，包括填空题、选择题和简答题，以检验对原子核外电子排布式的书写及其与元素性质关系的掌握。
b.设计一道综合性的应用题，要求学生运用所学知识解决实际问题，如预测某一元素的化合价、分析某一化合物的稳定性等。
（三）情感态度与价值观
第4课：高一化学 第一章第二节 第1课时 核外电子的排布规律【学案】
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时核外电子的排布规律【学习目标】1、了解核外电子排布的规律；2、熟练画出1-20号元素原子、离子的结构示意图；3、能写出1-20号元素原子中结构特殊的原子4、熟练写出10电子、18电子粒子，熟悉它们之间的反应5、根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【重难点】根据1-20号元素原子结构的特殊性进行元素的推导【课堂学习案】一、原子核外电子的排布1．在多电子原子里，原子核外的电子的能量是的，它们运动的区域也不同。
在离核______________的区域内运动的电子能量较低，在离核______________的区域内运动的电子能量较高。
2. 电子层3.核外电子的排布规律(1)能量最低原则核外电子总是先排布在能量的电子层里，然后再按照由里向外的顺序依次排布在能量逐渐的电子层里。
(2)分层排布原则①每层最多容纳的电子数为个(n代表电子层数)。
②第1层最多只能排______个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，最外层不超过__ 个(K层为最外层时不超过个)。
④次外层不超过__ 个，倒数第三层不超过__ 个。
二、核外电子排布的表示方法【练习1】画出下列微粒的结构示意图K Ca Al3＋Si Cl－【应用提升】1、原子形成阳离子，其电子层比原子；原子形成阴离子，其电子层与原子的电子层。
若a A n-与b B m+的核外电子排布相同，请画出它们在周期表中的相对位置。
2、短周期元素原子结构的特殊性(1)最外层电子数为l的原子有____________________________________。
(2)最外层电子数为2的原子有______________________________________。
(3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有_________________________。
(4)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是________________________。
苏教版高中化学必修二《原子核外电子排布与元素周期律》教案-新版
专题一：微观结构与物质的多样性第一单元：原子核外电子排布与元素周期律第一课时一、教学目标课标内容：了解原子核外电子的排布会考考纲：1．了解核外电子的排布（B）2．能画出1~18号元素的原子结构示意图（B）教学目标：（一）知识与技能原子核外电子排布规律（二）过程与方法掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。
（三）情感与价值观通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性二、教学重、难点和突破方法教学重点：了解原子的结构，能画出1~18号元素的原子结构示意图教学难点：核外电子排布规律三、教学过程：1.创设情境，引入新课下表是构成原子的各微粒的一些参数，请根据表中所提供的信息回答问题：表1问题解决：1．原子是由、和三部分构成的。
2．在原子中，质量集中在上，其大小是由和之和决定的。
3．在原子中：＝＝4．原子不显电性的原因：交流与讨论：原子核带正电荷，核外电子带负电荷，正负电荷相互吸引，那为什么电子不会落入原子核内呢？2.进行新课讲解：原子核外电子并不是静止的，而是绕原子核做高速圆周运动，它们之间的引力提供了圆周运动的向心力，有摆脱原子核对电子的吸引的倾向，所以，在不受外界影响的条件下，电子既不能被原子吸入核内，也不能离开核自由运动。
过渡：那么，多电子原子的核外电子是如何绕原子核作高速运动的呢？一、原子核外电子的排布1．核外电子运动特征科学探究：根据所给的一些数据，请你总结电子运动的特征①核外电子的质量：9.10×10-31kg②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 km/s；氢核外电子2.2×108m/s③乒乓球半径：4×10-2m；原子半径：n×10-10m结论：电子运动的特征是：电子质量，运动速度，运动空间范围。
过渡：在初中我们已经学过原子核外电子的排布规律，知道含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内作高速运动。
“电子排布与元素周期律”教案
“电子排布与元素周期律”教案“电子排布与元素周期律”教案一、教学目标1.知识目标：理解元素周期律的实质，掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化规律。
2.能力目标：通过自学、思考、对比、实验等方法，培养学生观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。
3.情感态度与价值观：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必然结果，培养学生对元素周期律的探究兴趣，感受科学研究的严谨性和挑战性。
二、教学内容与过程1.引入：回顾碱金属和卤素的学习内容，指出一些元素的原子结构相似，其性质也相似。
然后引导学生思考：人类已经发现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？2.设问：什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？3.学生活动：画出1-18号原子结构示意图，引导学生自主探究“原子核外电子排布”规律。
在画图过程中，让学生注意观察原子结构示意图的变化规律，并思考这种规律与元素周期律的关系。
4.讲解与演示：通过表格和图表的形式，展示元素周期律的规律性变化。
包括原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的变化规律、主要化合价的变化规律等。
引导学生对比不同周期和族的元素，理解元素性质的周期性变化。
5.实验与讨论：通过实验验证元素金属性和非金属性的周期性变化规律。
例如，通过实验比较不同周期元素的氧化还原能力、金属性和非金属性的强弱等。
6.总结与反思：总结元素周期律的实质和规律，让学生反思学习过程中的探究方法、推理过程以及结论的合理性。
同时布置课后作业，包括绘制元素周期表和填写元素性质的变化表格等。
三、教学重点与难点1.教学重点：原子的核外电子排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
2.教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。
四、教学方法与评价1.教学方法：采用探究式学习方式，通过提出问题、做出假设、设计实验、验证假设、得出结论等步骤，引导学生主动探究元素周期律的规律。
高中化学 人教版必修2 第1章 第2节 原子核外电子的排布、元素周期律及应用 教学设计、教案
第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系，了解核外电子分层排布的规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的内容和实质。
原子核外电子的排布1．电子层(1)含义：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，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。
(2)表示方法电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母K L M N O P Q 离核远近由近到远能量高低由低到高2.电子分层排布的规律(1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高。
()(2)稀有气体元素的原子最外层都排有8个电子。
()(3)M层为最外层时最多容纳的电子数不超过8个。
()(4)原子核外各电子层容纳的电子数为2n2个。
()答案：(1)×(2)×(3)√(4)×2．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是()①核外电子是分层运动的②所有电子在同一区域里运动③能量高的电子在离核近的区域内运动④能量低的电子在离核近的区域内运动A．①④B．②③C．①③D．②④解析：选A。
原子核外电子是分层运动的，能量越低离核越近，能量越高离核越远。
3．甲、乙两元素原子的第2层电子数都是其他层电子总数的2倍。
下列推断正确的是()A．甲与乙处于同一周期B．甲与乙处于同一主族C．甲与乙指的是碳和铝D．甲与乙的原子序数之和是偶数解析：选D。
L层最多可有8个电子，当其他层共有4个电子时符合题意，根据核外电子排布规律，镁符合条件；当L层未填满电子时，K层的2个电子已填入，此时L层应有4个电子，碳符合条件。
苏教版高中化学必修二《原子核外电子排布与元素周期律》第二课时【创新学案】
第一单元原子核外电子排布与元素周期律1.1.2《元素周期律》【学习目标】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。
【学习重点】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【基础知识】一、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。
二、化合价的周期性变化[科学探究1]标出1—18号元素的化合价，找出规律。
结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
三、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】(：①②③④⑴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】对原子最外层电子数随原子序数变化情况，能得出什么结论？【结论】随着原子序数的递增，_______________________________。
二、化合价的周期性变化对于元素主要化合价的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，________________________________。
且有以下量的关系:│最高正价│+│负价│=___________三、原子半径的递变规律对于原子半径的变化，你的结论是什么？【结论】随着原子序数的递增，___________________________________。
且有规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐________。
人教版高中化学必修二1-2-1原子核外电子排布元素周期律(教案)2
121 原子核外电子排布元素周期律教学目标知识与技能：1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出118号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系3、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4、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表过程与方法：培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一般情感态度与价值观：1、引导学生形成正确的物质观2、学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点教学重点：原子核外电子的排布规律、同一周期金属性、非金属性变化的规律教学难点：原子核外电子的排布规律、元素周期律的实质教学过程：[复习提问]：原子的组成及其相互关系：1、构成原子的“三微粒”：2、相互关系：位置关系：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的体积关系：原子很小，原子核更小，电子在核外作高速运动，所占的空间相对较大电荷关系：原子核带的电量跟核外电子的电量相等而电性相反，即：核电荷数=核内质子数=核外电子数质量关系：原子的质量集中在原子核上，即原子的质量主要由质子中子的质量决定3、粒子中的质子数与核外电子数的关系：①中性原子：质子数=核外电子数②带正电的阳离子：质子数∣电荷数│=核外电子数③带负电的阴离子：质子数+│电荷数│=核外电子数[导入新课]：原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外有一个偌大的空间供电子运动，如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？我们又怎样来描述核外电子的运动呢?下面我们就来学习有关核外电子的排步的知识。
[板书]：第二节元素周期律一、原子核外电子的排步[设问]：请想一想宏观物体的运动的特征？[讲解分析]：可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。
高中化学 专题一 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律教学设计 苏教版必修
高中化学专题一第一单元原子核外电子排布与元素周期律教学设计苏教版必修专题1 微观结构与物质的多样性第一单元原子核外电子排布与元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律(教师用书独具)●课标要求1．了解原子核外电子的排布。
2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
●课标解读1．了解核外电子排布规律和表示方法。
2．理解元素周期律和金属性、非金属性的强弱判断。
●教学地位结构决定性质，原子核外电子排布和元素周期律是研究物质性质的基础，并且在高考题中均有涉及。
(教师用书独具)●新课导入建议我们在日常生活中经常会观察到，蜜蜂在某一朵花附近采蜜时，没有确定的飞行路径，一会儿向西、一会儿向东，蜜蜂在一朵花的近处、远处都可能出现，似乎没有什么规律。
但经过仔细观察不难发现：蜜蜂在花朵附近出现的次数总比在远离花朵的地方出现的次数多。
与此类似，原子核外电子的排布也是有规律的，该规律是怎样的呢？答案就在本课时的学习中。
●教学流程设计11.(1)电子在核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即先排满K层再排L层等。
2(2)每层最多容纳的电子数为2n(n代表电子层数)。
(3)最外层电子数则不超过8(第一层为最外层时，电子数不超过2个)。
次外层最多不超过18个。
3．原子核外电子排布的表示——结构示意图2Cl、Cl、K的结构示意图分别为○＋17 2 8 7 ，○＋17 2 8 8 ，○＋19 2 8 8 。
1．同一元素的原子和离子的原子构成有什么差异？【提示】核电荷数或质子数相同，核外电子数不相同。
1.(1)原子序数：按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号就叫做原子序数。
(2)原子序数与元素原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期律(1)原子最外层电子呈周期性变化：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性的变化，除H、He外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化。
高中化学 1.2.1原子核外电子的排布 元素周期律学案 新人教版必修2
第2节元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律1.了解原子核外电子的能量高低与分层排布的关系以及核外电子分层排布规律。
2.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。
3.理解元素周期律的实质和内容,能比较微粒半径的大小,掌握同周期元素性质递变的规律。
元素周期律属于化学基础理论知识,教学必须具有严密的逻辑性,在课堂教学的结构上,应当体现出教材本身逻辑系统的要求,同时应让学生用探究模式实验验证、自行推理,多思考多交流,加深对理论知识的理解。
一、原子核外电子的排布1.电子层(1)电子层的含义多电子原子里,电子分别在①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)电子层表示方法电子层1 2 3 4 5 6 7数n字母②K ③L ④M ⑤N ⑥O ⑦P ⑧Q(3)电子的能量与运动区域①在离核较近的区域运动的电子能量⑨较低;②在离核较远的区域运动的电子能量⑩较高;③离核最近的电子层是K层,该电子层上的电子能量最低。
2.原子核外电子排布的“能量最低原则”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,即原子核外电子排布时,先排K层,充满后再填充L层,依次往后填充。
二、原子结构和元素性质的周期性变化1.随着原子序数的递增,同周期元素原子的最外层电子排布呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外)。
2.随着原子序数的递增,同周期元素的原子半径呈现从左到右依次减小的周期性变化(0族元素除外)。
3.随着原子序数的递增,元素的主要化合价一般从+1价依次递增到+7价,经过稀有气体,然后又重复出现。
负价从-4价变化到-1价。
元素的最高正化合价在数值上一般等于最外层电子数,最低负化合价一般等于最外层电子数-8。
4.元素金属性和非金属性的周期性变化(1)钠、镁、铝金属性的递变规律单质与水反应的条件与酸反应剧烈程度比较生成碱的碱性强弱钠可以与冷水反应钠>镁>铝氢氧化钠>氢氧化镁>氢氧化铝镁与冷水反应缓慢,与沸水能迅速反应铝与热水几乎不反应结论:根据金属性越强,金属单质与水或酸置换出氢越容易,其最高价氧化物对应水化物的碱性越强,可以推知金属钠、镁、铝的金属性强弱顺序为钠>镁>铝。
高中化学 11 核外电子排布与周期律教案 苏教版必修2【精品教案】
第1单元课时1原子核外电子的排布教学设计【三维目标】知识与技能：(1)了解1-18号元素核外电子排布及相应的规律，并能用原子结构示意图表示上述元素的核外电排布。
(2)认识元素周期律，了解核外电排布与元素金属性、非金属性、化合价、原子半径的周期性变化。
(3)了解周期表的基本结构，了解主族元素在周期表中的位置与其原子结构及性质之间的关系。
知道同周期、同主族元素性质的变化趋势及规律。
过程与方法：(1)利用原子半径的周期性变化、钠镁铝的活泼性顺序、氢化物的热稳定性变化趋势、同周期元素化合价上升等，学习归纳思维方法。
(2)利用元素周期表的应用学习演绎思维方法。
情感与价值观：利用元素周期表及元素周期律发现简史，学习科学研究中的去伪存真，培养学生的创新意识。
【教学重点】(1)1-18号元素核外电子排布。
(2)元素周期律。
(3)元素周期表的基本结构。
【教学难点】元素周期律【教学方法】讨论、比较、归纳一、学习目标1．了解原子核外电子运动的特征。
2．初步掌握原子核外电子排布规律，会画1～18号元素原子结构示意图。
3．培养学生的观察能力、分析能力和抽象思维的能力。
二、教学重点及难点重点：知道原子核外电子是如何分层排布的。
难点：原子核外电子排布规律间相互制约关系。
三、设计思路教学中，首先引导学生观察1～18号元素的原子结构示意图，熟悉这些元素的原子核外电子排布情况，然后采用交流、讨论、归纳、总结的方法，探究原子核外电子的排布规律，得出以下规律：1.电子总是尽量先排布在能量最低的电子层，然后排布在能量较高的电子层。
即电子总是尽量先排在内层。
2.随着核电荷数的增加，元素原子的最外层电子数逐步增加，每一电子层都容纳一定数目的电子。
3.再引导学生观察稀有气体的原子核外电子的排布情况，探究排布规律，通过分析讨论下列规律：（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。
（2）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。
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1.1.3 元素周期表及其应用
【典例导悟】
【典例1】国际无机化学命名委员会在1989年作出决定，把长式周期表原先的主、副族及族号取消，从左到右改为第 1～18列，第ⅠA族为第1列，稀有气体元素为第18列。
按这个规定，下列说法不正确的是
A．第15列元素的最高价氧化物为R2O5
B．第2列元素中肯定没有非金属元素
C．第17列元素的第一种元素无含氧酸
D．第16、17列元素都是非金属元素
【思路点拨
【规律方法】短周期上下两种元素的原子序数的关系
【变式训练】在元素周期表中，第3、4、5、6周期元素的数目分别是（）
A．8、18、32、32 B．8、18、18、32
C．8、18、18、18 D．8、8、18、18
【解析】选B。
此题考查了核外电子的排布规律和元素周期表的结构。
1～6各周期元素的数目分别是2、8、8、18、18、32。
【典例2】（广东理基）下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是
A.e的氢化物比d的氢化物稳定
B.a、b、e三种元素的原子半径：e>b>a
C.六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼
D.c 、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
【思路点拨】
【自主解答】选D。
d、e位于同一主族，上面的非金属性强，故氢化物稳定，A项错；
a、b、e三种元素位于同一周期，前面的元素半径大，故B项错；六种元素中，f为氯，为短周期中最活泼的非金属单质，a为钠，为短周期中最活泼的金属单质，C项错；c、e、f 的最高价氧化物对应的水化物分别为H2CO3、H2SO4和HCl O4，酸性依次增强，D项正确。
【变式训练】（重庆高一检测）如图所示为元素周期表中短周期的一部分。
若a原子的最外层上有5个电子，则下列说法中不正确的是（）
A．d的单质可与b的氢化物的水溶液反应
B．a的最高价氧化物对应的水化物比b的最高价氧化物对应的水化物的酸性弱
C．b的氢化物比c的氢化物稳定
D．原子半径：a＞b＞c
【解析】选C。
a原子的最外层上有5个电子，所以a为ⅤA族，所以a为P，b为S，c 为Cl，d为O。
b的氢化物为H2S，它的水溶液和氧气反应的化学方程式为：2H2S+O2
====2S↓
+2H2O，A选项正确；P的非金属性比S的弱，所以H3PO4的酸性比H2SO4的弱，B选项正确；S的非金属性比Cl的弱，所以H2S的稳定性比HCl的弱，C选项错误；a、b、c处于同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，D选项正确。
【典例3】根据表中信息，判断以下叙述正确的是
A.氢化物的沸点为H2T＜H2R
B.单质与稀盐酸反应的速率为L＜Q
C.M与T形成的化合物具有两性
D.L2+与R2-的核外电子数相等
【规范解答】选C。
由原子半径及化合价可判断L为Mg，M为Al，Q为Be，R为S，T为O。
因为H2O中含有氢键，故沸点H2O＞H2S，A错；因Mg的金属性比Be强，所以与盐酸反应，Mg的速率快，故B错；M与T形成的化合物为Al2O3，具有两性，C正确；Mg2+与S2-
差一个电子层，核外电子数不相等，D错。
【变式训练】（杭州高一检测）H－和H+的微粒半径，前者和后者之间的关系为（）A．大于 B．小于
C．等于 D．不能肯定
【解析】选A。
H－、H+是核外电子层结构不同的两种离子，H+核外无电子，H－核外有1个电子层、2个电子，所以半径H－＞H+。
【学业达标训练】
1．1869年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一。
下列有关元素周期表的说法正确的是（）A．元素周期表有7个周期
B．元素周期表有18个族
C．第ⅠA族的元素全部是金属元素
D．短周期是指第1、2、3、4周期
【解析】选A。
元素周期表中共有7个周期，16个族，第ⅠA族的元素除了氢元素外全部是金属元素，短周期是指第1、2、3周期。
2．（宁波高一检测）下列微粒的结构示意图中属于ⅥA 族元素原子结构示意图的是（）
【解析】选D。
在元素周期表中，主族序数等于原子的最外层电子数，周期序数等于原子的电子层数，所以ⅥA族元素原子最外层有6个电子。
3.X、Y、Z三种元素位于周期表中的同一周期，它们的最高价氧化物分别为酸性氧化物、碱性氧化物和两性氧化物，则三种元素的原子序数的大小顺序是（）A．X＞Y＞Z B．Y＞Z＞X
C．X＞Z＞Y D．Z＞X＞Y
【解析】选C。
同一周期元素的最高价氧化物从左向右依次是碱性氧化物、两性氧化物、酸性氧化物，所以X的原子序数最大，Y的原子序数最小。
4．下列各组元素中，属于同一周期的是（）
A．H、He、Li B．Ne、Na、Mg
C．C、N、F D．Li、Na、K
【解析】选C。
H、He属于第1周期元素，Li、C、N、F、Ne属于第2周期元素，N a、Mg属于第3周期元素，K属于第4周期元素。
5．试根据硼在元素周期表中的位置，推测硼的最高价含氧酸的化学式不可能是（）A．H2BO4 B．H3BO3
C．HBO2 D．H2B4O7
【解析】选A。
硼在元素周期表中位于第2周期第ⅢA族，其最高价为+3价，H2BO4中硼元素的化合价为+6价，不符合。
6．（泰安高一检测）下列叙述不能作为元素周期表中元素排列顺序依据的是（）
A.原子的核电荷数
B.原子的中子数
C.原子的质子数
D.原子的核外电子数
【解析】选B。
元素周期表中元素是按照原子序数由小到大的顺序排列的，而在原子中，原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数，但是不一定等于中子数，所以不能用原子的中子数作为元素周期表中元素排列顺序的依据。
7．（金华高一检测）元素R的原子序数是15，下列关于R元素的说法中，错误的是（）
A．R的最高正化合价是+5
B．R是第2周期第ⅤA族的元素
C．R的氢化物分子式是RH3
D．R的最高价氧化物对应的水化物的水溶液呈酸性
【解析】选B。
原子序数是15的元素是磷，它在元素周期表中位于第3周期ⅤA族，最高正化合价是+5，最低负化合价是－3，其氢化物分子式是PH3，最高价氧化物对应的水化物是H3PO4，水溶液呈酸性。
8．下列各组微粒半径的排列顺序正确的是（）
A．Na＜Si＜P B．O2－＞Mg2+＞Al3+
C．Ca＞Ba＞Ca2+ D．Cl－＞F＞F－
【解析】选B。
先看电子层数，层数越多半径越大；当层数相同时看核电荷数，核电荷数越大半径越小；当层数和核电荷数都相同时看核外电子数，核外电子数越多半径越大。
依据此原则可得：A选项P＜Si＜Na；B选项Al3+＜Mg2+＜O2－；C选项Ca2+＜Ca＜Ba；D选项F＜F－＜Cl－；对照选项可得答案为B。
9．指出下列元素在周期表中的位置：
（1）元素原子只有一个电子层，电子层上有两个电子_____。
（2）17X的元素____________。
（3）氘所属的元素_______________。
（4）质子数与中子数相等的16R元素_________。
【解析】首先推断出各元素分别是He、Cl、H、O，然后再写出它们在周期表中的位置。
答案：（1）第1周期0族
（2）第3周期第ⅦA族
（3）第1周期第ⅠA族
（4）第2周期第ⅥA族
10．下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：
（1）⑤和⑧的元素符号是______和______ ；
（2）表中最活泼的金属是______ ，非金属性最强的元素是______（填写元素符号）；
（3）表中能形成两性氢氧化物的元素是______ ，分别写出该元素的氢氧化物与⑥、⑨最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式： ___________________________ ，________________________________；
（4）请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱：
______________________________________ 。
【解析】将①～⑩号元素的元素符号填入表中相应的位置，然后再根据条件得出相应的答案
答案：（1）Si Ar （2）K F （3）铝（或Al）
2Al（OH）3+3H2SO4=====Al2（SO4）3+6H2O
Al（OH）3+KOH =====KAlO2+2H2O
（4）在NaBr溶液中通入氯气（或加入氯水），溶液变红棕色（或橙色），可得氧化性Cl2>Br2（其他合理答案也可）。