新版苏教版高中化学必修二学案：专题一 第一单元 第3课时 元素周期表及其应用 Word版含解析
专题一 微观结构与物质多样性 学案
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
第3课时 元素周期表及其应用
学习目标 核心素养建构
1.知道元素周期表的编排原则以及周期、族的概念，能画出元素周期表的框架。
2.会比较同周期、同主族元素的金属性和非金属性的变化规律，知道元素周期表金属元素区和非金属元素区的划分。
3.了解元素周期表、元素周期律在科研和生产实践中的应用。
[知
识 梳 理]
一、元素周期表的结构
1.元素周期表的编排原则
(1)原子核外电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。每个横行称为一个周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。每个纵行称为一个族(8、9、10纵行除外)。
2.元素周期表的结构
(1)周期
元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期。
类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 稀有气体原子序数
短周期 1 H～He 2 1 2
2 Li～Ne 8 2 10
3 Na～Ar 8 3
18
长周期 4 K～Kr 18 4 36
5 Rb～Xe 18 5 54
6 Cs～Rn 32 6 86
7 Fr～118号 32 7 118
元素的周期序数与原子结构之间的关系是：周期序数＝电子层数
(2)族
①元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，1个0族。详细情况见下图：
列数
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
类别 主族 副族 Ⅷ族 副族 主族 0族
名称 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ族 ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族
元素
种数 7 6 32 4 4 4 4 4 4 4 4 4 5 5 5 5 5 6
②主族元素的族序数与原子结构之间的关系是：主族序数＝最外层电子数
【自主思考】
1.硫元素在周期表中的位置是哪周期哪族？
提示 第3周期，ⅥA族。
2.元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅠA族吗？说明理由。
提示 不是，是ⅢB族。因为第3列第6周期和第7周期包括镧系和锕系各15种元素。
3.原子序数为x的元素位于元素周期表中的第ⅡA族，则原子序数为x＋1的元素位于元素周期表的哪一族？
提示 ⅢA族或ⅢB族。原子序数为x＋1的元素应位于ⅡA族右侧相邻的族，在短周期中为ⅢA族，在长周期中为ⅢB族。
二、主族元素性质的递变规律
1.元素金属性与非金属性递变规律
(1)同一周期元素(稀有气体元素除外)
(2)同一主族元素
2.元素周期表的金属区和非金属区
(1)分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左面是金属元素，右面是非金属元素。
(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。
【自主思考】
4.根据元素周期表推断第1～6周期中最活泼的金属元素和非金属元素分别是什么？判断的依据是什么？
提示 铯、氟。按照周期表的位置及元素周期律，非金属性最强的元素应该在元素周期表右上方的主族；金属性最强的元素应该在元素周期表的左下方。
5.你能说明同主族元素性质相似性和递变性的原因吗？
提示 同主族元素原子的最外层电子数相同，所以同主族元素性质具有相似性。同主族元素原子的电子层数从上到下逐渐增多，原子半径逐渐增大，所以元素原子失电子能力逐渐增强，
得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。
三、元素周期表的应用
预测新元素，探索新材料，合成新物质
(1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料。
(2)在过渡金属元素中寻找催化剂，并通过加入少量稀土元素改善性能。
(3)在ⅣB到ⅥB族的过渡金属元素中寻找耐高温、耐腐蚀的材料，用以制造火箭、导弹、宇宙飞船等。
(4)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。
【自主思考】
6.根据元素原子结构与周期表的关系，推断7号元素在元素周期表的位置。
提示 7号元素原子结构示意图：，位于第2周期第ⅤA族。
7.请判断34号元素在元素周期表的位置。
提示 第4周期ⅥA族。
[效 果 自 测]
1.判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。
(1)根据元素周期律可知金属性最强的是钫，非金属性最强的是氦。( )
(2)金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性。( )
(3)锗元素属于金属元素，但也具有一定的非金属性。( )
(4)第3周期元素的主族序数等于它们的最高正化合价。( )
(5)处于金属与非金属分界线附近的元素常用作催化剂材料。( )
答案 (1)× (2)× (3)√ (4)√ (5)×
2.下列说法中，正确的是( )
A.周期表中的每个主族元素中都有非金属元素
B.周期表中的每个主族元素中都有金属元素
C.周期表中的非金属元素都位于短周期
D.周期表中的非金属元素都位于主族和0族
答案 D
探究一、同周期、同主族元素性质的递变规律
【合作交流】
1.NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性逐渐________；
H3PO4、H2SO4、HClO4的酸性逐渐________；
CH4、NH3、H2O、HF的稳定性逐渐________；
HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐________。
提示 减弱 增强 增强 减弱
【点拨提升】
元素周期表中元素性质递变规律(稀有气体除外)
内容 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 电子层数 相同 增多
最外层电子数 1个→8个(第1周期1→2) 相同
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
元素性质 原子得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
原子失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
元素的金属性 逐渐减弱 逐渐增强
元素的非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
金属单质还原性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属单质氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
元素的主要化合价 最高正价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负价由－4→－1 最高正价数＝主族序数(O、F除外)
非金属气态氢化物 形成 难→易 易→难
稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
还原性 逐渐减弱 逐渐增强
最高价氧化物的水化物 酸性 逐渐增强 逐渐减弱
碱性 逐渐减弱 逐渐增强
金属阳离子氧化性 逐渐增强 逐渐减弱
非金属阴离子还原性 逐渐减弱 逐渐增强
【典题例证1】 同周期三种元素X、Y、Z的最高价氧化物对应水化物分别是HXO4、H2YO4、
H3ZO4，下列判断正确的是( )
A.含氧酸的酸性HXO4＜H2YO4＜H3ZO4
B.阴离子还原性按X、Y、Z顺序减弱
C.气态氢化物稳定性按X、Y、Z顺序减弱
D.原子半径按X、Y、Z顺序减小
解析 由题意可知X、Y、Z的最高正价分别为＋7、＋6、＋5，所以X、Y、Z的原子序数依次减小，①酸性：H3ZO4＜H2YO4＜HXO4，A不正确；阴离子的还原性：X－＜Y2－＜Z3－，B不正确；气态氢化物的稳定性：ZH3＜H2Y＜HX，C正确；原子半径：X＜Y＜Z，D不正确。
答案 C
方法思路 (1)解答元素化学性质强弱比较题时，先根据题目信息确定元素在周期表中的相对位置，再根据元素性质的递变规律比较。
(2)解答利用元素周期律推断元素性质，应熟悉下列关系：
金属性强单质还原性强最高价氧化物对应的水化物碱性强；
非金属性强单质氧化性强最高价含氧酸酸性强气态氢化物稳定性强阴离子或气态氢化物还原性弱。
【学以致用1】 借助碱金属和卤族元素的递变性分析下面的推断，其中正确的是( )
A.已知Ca是第4周期ⅡA族的元素，故Ca(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性弱
B.已知As是第4周期ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强
C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应不如Na与水反应剧烈
D.已知Cl的核电荷数比F的核电荷数大，故Cl的原子半径比F的原子半径大
解析 由碱金属元素和卤族元素的递变性可知，同主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减，最高价氧化物对应的水化物碱性增强，金属活动性增强，非金属气态氢化物稳定性减弱，A、B、C错误；同主族随核电荷数增大，原子半径递增，D正确。
答案 D
探究二、元素周期表中位—构—性的关系
【合作交流】
2.表示的元素在周期表位置如何？得失电子难易怎样？最高化合价为多少？
提示 第4周期ⅥA族，易得电子，＋6价。
【点拨提升】
元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下：
具体表现：
(1)结构与位置的关系：
结构最外层电子数＝主族序数电子层数＝周期序数位置
(2)结构与性质的关系：
结构最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强性质
(3)位置、结构和性质的关系：
【典题例证2】 四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是( )
高中化学鲁科版2019必修2学案第1章第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律
第3节 元素周期表的应用
第1课时 认识同周期元素性质的递变规律
课程目标展示
素养目标达成
1.以第3周期元素为例,掌握同周期元素性质的递变规律。
2.运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。
3.通过对“第3周期元素原子得失电子能力的比较”的探究,培养设计实验和实验操作的能力。 1.宏观辨识与微观探析:能通过原子结构知识,建立元素性质与物质性质之间的联系。
2.证据推理与模型认知:能从具体的化学反应,归纳出系统的物质性质的认知模型。
3.科学探究与创新意识:能从元素性质的探究实验,找出物质性质的递变规律,形成物质性质比较的思路,进而形成基于理论进行性质预测的能力。
学习任务1 第3周期Na、Mg、Al失电子能力的比较
NO.1 自主学习·夯实基础
1.元素原子失电子能力的比较依据
(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。置换反应越容易发生,说明元素原子失电子的能力越强。
(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般来说,碱性越强,说明元素原子失电子的能力越强。 2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应
实验
方案 实验操作 实验
现象 实验
结论
Na、 Mg
与水
的反
应 Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热条件下反应缓慢,溶液变浅红色 失电
子能
力:
Na>
Mg
Mg、
Al与
酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但放Mg的试管中生成气体的速率较快 失电
子能
力:
Mg>
Al
结论 Na、Mg、Al失电子能力:Na>Mg>Al
(2)NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较
①Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较
实验方案 实验操作 实验现象 实验结论 比较Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱 加入NaOH溶液后产生白色沉淀,把沉淀分成两等份,一份加入稀盐酸,沉淀溶解,一份加入NaOH溶液,沉淀不溶解 Al(OH)3体现出两性,既能溶于强酸也能溶于强碱。碱性:Mg(OH)2>
高中化学第1章原子结构与元素周期律第3节元素周期表的应用(第2课时)预测同主族元素的性质学案鲁科版必修2
1 第2课时 预测同主族元素的性质
1．以ⅠA族、ⅦA族元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律。(重点)
2．能运用原子结构理论初步解释同主族元素性质的递变规律。
3．掌握由同主族元素的性质特点预测不熟悉元素的性质。(难点)
4．了解元素周期表的应用。
同 主 族 元 素 的 性 质
[基础·初探]
1．卤族元素原子结构和性质的相似性和递变性
(1)相似性
最高化合价 0 均为＋7
最低化合价 均为－1
气态氢化物 HF HCl HBr HI
最高价氧化物
的水化物 无 HClO4(强酸) HBrO4(强酸) HIO4(强酸)
(2)单质的物理性质及递变性
单质
物理性质 F2 Cl2 Br2 I2
颜色 浅黄绿色 黄绿色 深红棕色 紫黑色
状态 气体 气体 液体 固体
密度 逐渐增大 2 熔、沸点 逐渐升高
(3)结构及化学性质的递变性
结构及性质 规律
原子半径 ――→F
Cl Br I原子半径逐渐增大
单质的氧化性 ――→F2 Cl2 Br2 I2氧化性逐渐减弱
阴离子的还原性 ――→F－ Cl－ Br－ I－还原性逐渐增强
与H2化合的难易程度 ――→F2 Cl2 Br2 I2与H2化合越来越难
氢化物的稳定性 ――→HF HCl HBr HI稳定性逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸性 ――→HClO4 HBrO4 HIO4酸性逐渐减弱
2.碱金属元素原子结构和性质的相似性与递变性
(1)相似性
①原子的最外电子层都有1个电子。
②最高化合价均为＋1价。
③都是活泼的金属元素，单质都能与氧气、水等物质发生反应。
④最高价氧化物对应的水化物一般具有很强的碱性。
(2)递变性
结构及性质 规律
原子半径 ――→Li Na K Rb Cs原子半径增大
单质的还原性 ――→Li Na K Rb Cs单质还原性增强
与水、氧气反
应的剧烈程度 ――→Li Na K Rb Cs与H2O、O2反应越来越剧烈 3 最高价氧化物对
高中化学必修二教案苏教版
高中化学必修二教案苏教版
教学目标：让学生了解有机化学的基本概念，掌握有机化合物的命名规则和结构特点。
教学重点：有机分子的结构、碳原子的化学键及其分类、有机化合物的命名
教学难点：有机分子的结构、有机化合物的分类和特性
教学过程：
一、导入（5分钟）
教师引导学生回顾上节课的内容，让学生了解有机化学的重要性和应用领域。
二、讲解（15分钟）
1.介绍有机化学的基本概念，引导学生认识到有机化学是研究含碳元素有机化合物的化学学科。
2.讲解碳原子的特性和化学键的分类，让学生了解碳原子的四价性和单、双、三键的特点。
3.介绍有机分子的结构特点，引导学生掌握有机分子的饱和与不饱和以及环状结构等概念。
三、实践（20分钟）
1.老师出示一些有机化合物的结构，并让学生进行分类和命名练习。
2.让学生观察实验现象，探讨有机化合物的特性和反应规律。
四、训练（15分钟）
1.设计相关练习题，让学生在课堂上进行答题练习。
2.指导学生复习之前所学内容，巩固知识点。
五、总结与拓展（5分钟）
1.让学生小结本节课所学的有机化学的基本概念和特点。
2.引导学生思考有机化学与生活的联系及应用场景。
教学反思：
通过本节课的教学，学生对有机化学的基本概念和特点有了一定的了解，对有机化合物的结构和命名规则也有了初步认识。在后续教学中，可以通过实验和案例分析等形式，进一步激发学生的兴趣，让他们更深入地理解有机化学的知识。
人教课标版高中化学必修2《元素周期表》精品学案
第 1 页 共 4 页 高一化学导学案
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表（第一课时）
【学习目标】
1.了解元素周期表的发展史
2.掌握现行元素周期表的编排原则及结构
3.初步掌握元素在周期表中的位置关系及推断
【学习重难点】
1.元素周期表的结构
2.元素在周期表中的位置关系及推断
【课前导学案】
【课前预习】
一、元素周期表的发展史
诞生：1869年，俄国化学家 制出了第一张元素周期表。
编排依据：将元素按照 由小到大依次排列，将 放在一个纵行。
意义：
现行：编排依据由相对原子质量改为
二、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
⑴周期序数与电子层数的关系：
⑵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。
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。
⑴族的分类
元素周期表中，我们把 个纵行共分为 个族，其中 个主族，
个副族，一个 族，一个 族。 第 2 页 共 4 页 a．主族：由 元素和 元素共同构成的族，用A表示：
ⅠA、_______________________________________________________
b．副族：完全由 元素构成的族，用B表示：ⅠB、_______________________________________________________________
高中化学 专题2 原子结构与元素的性质 2.2 元素电负性的周期性变化教案 苏教版选修3
1 专题2原子结构与元素的性质
教学
课题 专题 专题2原子结构与元素的性质
单元 其次单元元素性质的递变规律
节题 元素电负性的周期性变化
教学目标 学问与技能 1、能说出电负性的含义。
2、生疏周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
3、了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子力量的关系。
过程与方法 进一步丰富物质结构的学问，提高分析问题和解决问题的力量和联想比较思维力量。
情感态度
与价值观 从科学家探究物质构成奇特的史实中体会科学探究的过程和方法，增加学习化学的爱好；
教学重点 生疏周期表中同一周期和同一主族中元素电负性的变化规律
教学难点 了解元素电负性和元素在化合物中吸引电子力量的关系
教学方法 探究讲练结合
教学预备
教
学
过
程
老师主导活动 同学主体活动
[基础学问]
1、电负性是用来来衡量 力量；指定氟的电负性为 并以些作为标精确 定其它元素的 。
2、由P21图2-4《主族元素的电负性》得到什么规律？
（1）元素电负性数值最大的是 ，元素电负性数值最小的是 。
（2）假如两成键元素间的电负性之差 形成共价键；假如两成键元素间的电负性之差 形成离子键。
3、同一周期，主族元素的电负性从左到右 ，表明其 ，金属性 ，非金属性 ；同一主族，元素的电负性从上到下 ，表明其 ，
回答
吸电子，4
电负性
F Cs
小于1.7,
金属性 ，非金属性 ；
争辩后口答
教
学
过 老师主导活动 同学主体活动
[学问要点]
一、元素电负性：
（讲解）美国化学家 鲍林于1932年首先提出了用电负性，来衡量元素吸引电子力量。
指定氟的电负性为4，并以此为标精确 定其他元素的电负性。
元素周期律 教学设计
1 元素周期律 教学设计
第一篇：元素周期律 教学设计
《元素周期律》教学设计
【教学理念】
高中化学课堂要体现“以学生为主体，教师为主导”的教学理念。本节教学设计以学生为主，在课堂中创设学生自主学习，积极主动的教学环境。充分利用学生的生活经验，密切联系生活和社会实际，把新化学知识融入到创设的情景中，采用问题启发式、讨论法，实验探究法等教学方法，实现新的知识与学生已有的知识融合。让学生亲历科学探究过程，从而学会学习，乐于学习。 【教材分析】
本节内容位于苏教版《化学2》专题一第一单元核外电子排布与周期律中的一节内容。本专题是在学生学习了《化学1》中的元素化合物知识的基础上，帮助学生初步建立物质的微粒观，认识元素的及其化合物的性质取决于它的结构，为后续章节《物质的结构与性质》、《有机物化学基础》模块的学习打下基础。同时，帮助学生通过学习认识模型和化学用语在化学概念和理论学习中的作用，感受化学世界体现的对立和统一。从知识结构上看，本节内容从原子核外电子排布规律入手，了解元素周期律，然后通过实验探究认识元素的结构 2 决定元素的性质，它们的性质也符合一定的规律。 【学情分析】
我所面对的对象是普通高二的学生，通过一个学期的化学学习，学生已经初步学会了对比、分析、归纳等逻辑方法并能简单应用。同时已经具有一定的实验能力。在学生已有的知识结构和方法的基础之上学习元素周期律，能更好的接受学习。但是处在这个年龄段的学生逻辑思维不够缜密，对实验现象的分析和概括不够全面、详细。因此，在教学过程中需要教师对他们进行适宜的引导。从而进一步培养学生的实验能力。 【教学目标】
（一）、知识与技能：了解元素原子核外电子的排布规律，知道原子半径、元素的金属性和非金属等随元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
（二）、过程与方法：通过对元素周期表规律的探究，以及元素性质的规律性的探究，学会分析、总结规律，并能从中获得相关的知识。
新课标高中化学必修二全册导学案(习题附参考答案)
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新课标高中化学必修二全册导学案
习题附参考答案
目 录
期表 1
期表 2
期表 3
期律（1）
期律（2）
期律（3）
与热能
与电能（1）化学能与电能的相互转化
与电能（2）发展中的化学电源
应速率与限度（1）
应速率与限度（2）
的有机化合物 甲烷 1
的有机化合物 甲烷（2）
油和煤的两种基本化工原料 1
油和煤的两种基本化工原料 2
两种常见的有机物（1）乙醇
两种常见的有机物（2）乙酸
养物质（1） 学习必备 欢迎下载
养物质（2）
用金属矿物和海水资源金属矿物的开发利用（1）
用金属矿物和海水资源海水资源的开发利用（2）学习必备 欢迎下载
第一章 第一节 元素周期表 1
【学习目标】
。
【学习重点】【预备知识】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。类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 H―He 2 Li―Ne
3 Na―Ar 长周期 4 K―Kr 5 Rb―Xe 6 Cs―Rn 不完全周期 7 Fr―112号 [归纳与整理]元素周期表中，我们把1．19世纪中叶，俄国化学家门捷列夫的突出贡献是
A．提出原子学说 B．制出第一张元素周期表
C．提出分子学说 D．发现氧气
2．已知元素的原子序数，可以推断元素原子的
质子数 核电荷数 核外电子数 离子所带电荷数
A． B． C． D．
3．由长周期元素和短周期元素共同构成的族是
(完整版)高中化学必修二专题一
Z 高中化学必修2专题一知识点归纳总结
第一单元 原子核外电子排布与元素周期律
一、原子结构
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.原子数 A X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子
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 Q
3.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
高一化学必修2学案：知识梳理 第一单元核外电子排布与
第一单元 核外电子排布与周期律
知识梳理
一、原子核外电子的排布
1.原子核外电子的排布
原子核外电子是分层排布的。含多个核外电子的原子中，能量较低的电子排布在离原子核近的区域里(电子层)，能量较高的电子排布在离原子核远的区域(电子层)里。各电子层由内向外的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。
2.原子结构简图
以钠原子结构示意图为例，见下图：
钠原子结构示意图
3.核外电子排布一般规律
含多个核外电子的原子中，电子以能量的不同分层排布，其主要规律是：
(1)各电子层最多能容纳的电子数为2n2个(n为各电子层由内向外的层序数)。
(2)最外层电子数最多不超过8个(只有一个电子层时，不超过 2个)，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层电子数最多不超过32个。
(3)核外电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，即最先排布K层，K层排满后，再排布L层，依次类推。
二、元素周期律
1.原子序数
人们按核电荷数(或说质子数)从小到大给元素编号,这种编号叫做原子序数。
2.元素周期律的含义
元素的性质随着元素的原子序数递增而呈周期性变化的规律,即元素周期律。
(1)元素原子最外层电子排布的变化规律：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化，表现在每隔一定数目的元素，元素原子的最外电子层上的电子数从1个递增到8个。
(2)元素的原子半径变化规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，表现在每隔一定数目的元素，元素的原子半径从大到小(又突然增大)。
(3)元素的金属性和非金属性变化规律：随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化，表现在每隔一定数目的元素，元素的金属性逐渐减弱，而非金属性逐渐增强。
(4)元素的主要化合价变化规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化，表现在每隔一定数目的元素，元素的主要化合价中最高价从+1价逐渐递增到+7(氧和氟例外)，最低价态从-4递增到-1价。
高中化学三维设计江苏专版必修二：课时跟踪检测(二) 元素周期表及其应用 Word版含解析
课时跟踪检测（二） 元素周期表及其应用
一、单项选择题
1．下列关于元素周期表的说法中正确的是( )
A．同一主族元素的原子序数的差不可能为10
B．同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数差值一定是1
C．催化剂一般在金属与非金属的分界线处寻找
D．过渡元素全部是金属元素
解析：选D A项，同一主族元素的原子序数差可能为10，如H元素与Na元素，错误；B项，短周期第ⅡA族与第ⅢA族相邻，若为长周期原子序数差不一定是1，如第4周期，相差11，错误；C项，在过渡金属中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀合金元素，错误；D项，过渡元素全部是金属元素，正确。
2．下列元素中，非金属性最强的是( )
A．F B．Cl
C．Br D．I
解析：选A 同一主族，从上到下非金属性逐渐减弱，故选A。
3．某元素的离子带2个单位正电荷，它的核外电子排布为，此元素在周期表中的位置是( )
A．第2周期零族 B．第3周期ⅡA族
C．第2周期ⅥA族 D．第3周期ⅢA族
解析：选B 由题意知，该元素原子的核外电子排布为，所以该元素在周期表中第3周期ⅡA族，故B正确。
4．下列性质递变规律错误的是( )
A．金属性：K＞Na＞Li
B．氧化性：F2＞Cl2＞Br2
C．还原性：I－＞Br－＞Cl－
D．酸性：HClO＞H2SO4＞H3PO4
解析：选D D项，HClO为弱酸，而H2SO4为强酸，故D错。
5．下列说法正确的是( )
A．碱性：NaOH＜Mg(OH)2＜Al(OH)3
B．ⅠA、ⅡA族元素都是金属元素
C．非金属性：F＞Cl＞Br＞I，则酸性HF＞HCl＞HBr＞HI
D．氟元素为非金属性最强的元素，氟无正价
解析：选D 由于金属性：Na＞Mg＞Al，故碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，A错误；ⅠA族中的氢元素为非金属元素，B错误；元素非金属性强，可说明其最高价含氧酸酸性强，C错误。