原子结构与元素周期表教(学)案

原子结构与元素周期表教案

一教学目标

1.知识与技能目标：

①使学生理解能量最低原则，泡利不相容原理，洪特规则等核外电子排布的原则。

②使学生能完成１－３６号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。

③使学生知道核外电子排布与周期表中周期，族划分的关系。

④使学生了解原子半径的周期性变化，并能用原子结构知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因

2.过程与方法目标：

通过学习，使学生明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论基础。

3.情感态度与价值观

通过微观世界中核外电子所奉行的“法律”---电子排布原则的认识，发展学生学习化学的兴趣，感受微观世界的奇妙与和谐。

二教学重点和难点：

原子核外电子排布三原则，核外电子排布与原子半径，周期表中周期，族划分的关系。核外电子排布式，价电子排布式，轨道表示式的书写。

三教学方法：

活动·探究法，学案导学法，联想对比法，自学阅读法，图表法等

四教学过程

（第1课时）

[新课引入]俗话说，没有规矩不成方圆，不管是自然界还是人类社会，都有自己的规律和规则，我们可以简单看这几图片，交通有交通规则，停车场有停车场的规矩，就连一个小小的鞋盒，也有自己的规矩。通过第一节“原子结构模型”的学习，我们知道原子核外有不同的原子轨道，那么电子在这些原子轨道上是如何排布的呢？有没有自己的规则和规矩呢？当然有，是什么呢？通过我们教材第二节《原子结构与元素周期表》，大

家就会了解这一微观世界的“法律”。

[活动探究] 1-18号元素的基态原子的电子排布

[提问]为什么你的基态原子的核外电子是这样排布的，排布原则是什么？

[自学阅读]阅读基态原子的核外电子排布三原则5分钟。

[学案导学]见附页

[设问]为什么基态原子的核外电子排布要符合此三原则呢

[师讲]自然界有一普遍规律：能量越低越稳定，不管是能量最低原理还是泡利不相容原理，洪特规则，它们的基本要求还是稳定。

[投影]耸入云天的浮天阁

[师讲]通过这图片，我们可以很清楚的看出生活中随处都有类似的例子，和我们微观世界的规则不谋而合。浮天阁台阶对应能量最低原理，想休息，想稳定，在这高高的楼梯上，你最愿意选择什么地方呢？当然是最低处的台阶。基态原子的电子同样也是能量越低越稳定，为了稳定它们总是尽可能把原子排在能量低的电子层里。如氢原子的电子排布式为1s1.那多电子原子的电子如何排布呢？

[生答]按能量由低到高的顺序排布

[师讲]那么原子轨道的能量高低顺序是什么呢？

[投影]展示原子轨道能量高低顺序图，并指出能级交错现象。

[师讲]装有鞋子的鞋盒可以直观的看为泡利不相容原理，一个鞋盒最多容纳两个鞋子，且方向相反。井然有序的停车场，你看车辆尽可能分占不同的车位，方向相同，这样才能使整个停车场稳定有序，多像洪特规则。

[投影] 自选相反的鞋子,井然有序的停车场

[归纳总结] 1.基态原子:处于能量最低状态下的原子

2、基态原子的核外电子排布

原子核外电子的排布所遵循的三大原则：①能量最低原则

电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道

②泡利不相容原理

每个轨道最多容纳两个自旋状态相反的电子

③洪特规则

电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同

[思考]请写出氯原子的原子结构示意图，根据你的书写请思考，该示意图能否清楚表示各原子轨道电子排布情况？如不能，用什么样的方法才能清楚表示呢？

[师讲]电子排布式可简单写为nlx，其中n为电子层数，x为电子数，角量子数l用其对应的符号表示。

轨道表示式用小圆圈表示一个给定量子数n,l,m的原子轨道，用箭头来区别ms不同的电子，如：氦原子的轨道表示式

[练习]书写1~18号元素的基态原子的电子排布式

以氯原子为例比较电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图书写的不同

[过渡]在以上书写家肯定有一种感觉，写着麻烦，有没有简单点的表示方法呢？

[师讲] 33号砷As：[Ar]3d104s24p3；34号硒Se：[Ar]3d104s24p4；

35号溴Br：[Ar] 3d104s24p5

[练习]依据核外电子排布原则，请试着写出19-36号元素的基态原子的电子排布

【阅读】教材P13方法导引

【讨论】依据核外电子排布原则，请试着写出19-36号元素的基态原子的电子排布式【师讲】洪特规则特例：能量相同的原子轨道在全充满、半充满和全空状

态时，体系能量最低，原子最稳定。

[学生活动]看图1-2-5基态铁原子的能级和核外电子排布示意图

[提问]为什么铁元素的常见价态是+2，+3价

[师讲]价电子的概念，价电子排布式

[练习]价电子指的是，元素的化学性质与密切相关。价电子排布式：例如Na Cl Cr Fe

[典例解析] 某元素原子共有5个价电子，其中一个价电子的四个量子数为n＝3，l＝2，m＝2，m s＝+1/2。试写出该元素原子核外电子排布式

[课外思考]高一时通过必修2的学习，我们已经了解元素周期表，请回忆复习有关知识，并根据前36号元素的核外电子排布思考它们为什么处在元素周期表相应的位置？

（第二课时）

[投影] 元素周期表结构

[联系质疑]回想必修2中有关知识，原子结构中最外层电子数=主族序数，电子层数=周期数，这是为什么呢？观察图1-2-6元素周期表的轮廓图，试想元素周期表中电子排布与周期，族划分的在联系。周期和族的划分与原子的核外电子排布有什么关系呢[投影]第二课时二核外电子排布与元素周期表

[板书]1.核外电子排布与周期的划分

[师讲]鲍林近似能级图是多电子原子中外层能级高低的一般次序总结，图中小方框表示原子轨道，能量相同的原子轨道连在一起，能量相近的原子轨道归为一组，属于同一能级组。

[交流研讨]根据1-36号元素原子的电子排布，参照鲍林近似能级图，尝试分析原子中电子排布与周期划分的在联系。

[学案导学]见附页

【表格对比】能级组和周期的关系

[归纳总结]周期的划分与能级组有关，一个能级组对应一个周期，一个能级组所容纳的最多电子数等于一个周期所包含的元素种数，主量子数（n）对应周期序数。周期表中的7个周期分别对应7个能级组。

[过渡]周期的划分与能级组有关，族的划分跟什么有关呢？

[板书]2.核外电子排布和族的划分

[观察思考]观察周期表中各族元素的价电子排布，分析其和族的划分的关系。

[学案导学] 见附页

【归纳总结】二核外电子排布与族的划分

规律:由元素的价电子结构判断.

1.nsX n周期XA族

2.ns2npX n周期(2+X)A族

3.(n-1)dXnsY n周期(X+Y)B 族(X+Y≤7)

X+Y>7时为n周期VIII族

4.(n-1)d10nsX n周期XB族

5.ns2np6 n 周期0族（除氦外）

【例题1】：指出下列元素是主族元素还是副族元素？位于周期表中第几周期？第几族？

⑴1s22s22p63s23p4(2) [Kr] 4d105s25p2

(3) [Ar] 3d34s2(4) [Ar] 3d104s1

【例题2】：写出原子序数分别为23、33、38三种元素原子的电子排布,并判断它们在周期表中的位置(周期、族)及元素名称。

【课堂练习】见投影

[拓展视野]核外电子排布与区的划分

[投影]表格展示s区，d区， ds区， p区在周期表中的位置和价电子排布。

[投影]展示周期表分区

第3课时

[过渡]周期表中周期，族的划分均和核外电子排布密切相关，那元素的原子半径和它是否有关呢？

[板书]三、核外电子排布与原子半径

[联想质疑]根据以往所学，我们知道原子是一种客观实体，它的大小对其性质有重要的影响。那么怎么测量原子半径，原子半径和核外电子排布有关吗，原子半径的变化是否有规律可循?

[自学阅读] 教材P17-P18页

[提问检测]1.原子半径的概念，2.原子半径的测定3.原子半径的形式

【师讲】金属半径（相邻两个金属原子核间距的一半）、共价半径（同种元素的两个原子以共价单键结合时，原子核间距离的一半）、德华半径（以分子间作用力结合的两个同种原子核间距的一半，主要针对的是稀有气体那些单原子分子，所以德华半径都比较大），所以一般有下列关系:

得华半径>金属半径>共价半径

【板书】4、原子半径周期性变化

[学案导学]见附页

[投影]主族元素原子半径周期性变化示意图

【归纳总结】1）同周期中，从左到右原子半径依次减小。

引力＞斥力，表现为吸引作用

2）对于同主族元素的原子来说，自上而下，原子半径逐渐增大

引力＜斥力，表现为排斥作用

3）同一周期的过渡元素，从左到右原子半径的减小幅度越来越小，即几乎不影响半径。【投影】元素的原子半径及其相应的比例模型

【师讲】有效核电荷

【投影】本节精要概括

【师讲】核外电子排布的应用及练习

【课外作业】根据本节所学容，查阅有关资料，以《对原子结构和元素周期表的新认识》为题或自拟题目，写一篇小论文。

附：学案

第一课时

（1）能量最低原则：

核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，然后再依次进入能量较高的轨道，这就是能量最低原则。

角量子数l相同的能级，其能量次序由主量子数n决定，n值越，其能量越。如E2p E3p E4p E5p。主量子数n相同，角量子数不同的能级，其能量随l的增大而，即发生“能级分裂”现象。如E4s E4p E4d E4f。主量子数和角量子数同时变化时，情况较复杂，后面再单独讨论。

所以基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s，，，3s，，┉。（2）泡利不相容原理：

泡利不相容原理可以简单叙述为：

（3）洪特规则：

洪特规则就是

。

[辨析]：电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图

（以氯原子为例）

第二课时

一核外电子排布与周期的划分

3号原子的电子排布式为其最后一个电子排在第能级组上，该电子的主量子数为，该原子的电子排布共层，属于周期表中的第周期，所以第一周期共种元素等

11号原子的电子排布式为其最后一个电子排在第能级组上，该电子的主量子数为，该原子的电子排布共层，属于周期表中的第周期，所以第二周期共种元素。

19号原子的电子排布式为其最后一个电子排在第能级组上，该电子的主量子数为，该原子的电子排布共层，属于周期表中的第周期，所以第三周期共种元素。

由此看来1~2号元素原子的电子只能排到第一能级组，它们属于第一周期，3~10号元素原子的电子只能排到第能级组，它们属于第周期，该能级组能容纳个电子，该周期有种元素，11~18号元素原子的电子只能排到第

能级，它们属于第周期，该能级组能容纳个电子，该周期有种元素。

二核外电子排布与族的划分

第ⅣA族的价电子排布式为____,第ⅦA族的价电子排布式为____,所以主族的划分与原子的和价电子排布密切相关，同主族元素的目相同。主族元素的价电子全都排布在最外层的轨道上。主族元素所在的族的序数等于该元素原子的。等

对于过渡元素的原子，价电子排布为。

第ⅣB族的价电子排布式为____,第ⅦB族的价电子排布式为____, 虽然同一副族不同元素原子的不同，价电子数却基本相同，而且族的价电子的数目仍然与族序数相同。例如，金属锰的价电子排布为3d54s2,价电子数为___ ，对应的族序数为ⅦB。

铁原子的价电子排布为_________, 属__族，镍原子的价电子排布为_________，属__族，原子的价电子排布为（n－1）d6～8ns2的三个纵行统称为。

ⅠB和ⅡB的价电子排布式为________，它们族的划分则是根据轨道上是有1个还是有2个电子来划分的

第三课时

（1）．同周期中，除稀有气体元素外，随着原子序数的增大，元素的原子半径，原因是增加电子产生的小于核电荷数增加导

致。

（2）．同主族元素，随着原子序数的逐渐增大，原子半径，因为电子层的增加，使核电荷数增加对电子所施加的影响处于次要地位，占了主要地位。

（3）．同一周期的过渡元素，自左到右原子半径的减小幅度越来越小，因为增加的电子都分布在层d轨道上，它对与大致相当，使的变化幅度不大。

物质结构及元素周期表

物质结构及元素周期表 为您服务的教育网络 主题一材料结构和元素周期表 一、审查考试地点 1.考试网站网络建设 (1)元素“位-结构-单位”之间的关系 (2)。推断元素的名称或位置是本节中常见的问题之一。其方法可以大致概括如下: 2.检查现场解释: 测试地点1:同一时期、同一主体群体性质变化的逻辑衍生关系1。相同周期和相同主族元素性质变化规律性质原子半径电子层结构电子损失能力获得电子能力金属非金属主价最高价氧化物酸相应水合物碱性非金属气态氢化物形成困难稳定性相同周期(从左到右)具有相同数量电子层的最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐增加，最大正价(+1→+7)非金属负价=-(8族序数)酸度逐渐增加，最外层电子的数量XK碱度 随着主族(自上而下)电子层数的逐渐增加，最外层电子的数量也在逐渐增加，逐渐减少，逐渐增加，逐渐减少，逐渐减少，逐渐减少，最高正价=族序数(除O，F外)非金属负价=-(8-族序数)酸度逐渐减少，碱度逐渐增加，形成从难到易的稳定性逐渐增加，形成从易到难的稳

定性逐渐减少2。元素周期表中的“三角形”变化规律 如果元素a、b和c位于元素周期表中图5-1所示的位置，所有相关的性质都可以顺利释放。 1 为您服务的教育网络 订单(但D不能参与安排)。(1)原子半径:碳>氮>硼；(2)金属度:碳>碳>硼；(3)非金属:硼>碳>碳3。元素周期表(1)中的相似性规则与主族元素的性质相似(因为最外面的电子是相同的)；⑵元素周期表中对角线位置(如2中的A、D位置)的元素具有相似的性质，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等。 (3)相邻元素的性质差别不大。 测试点2元素周期定律的普通次定律 1.最外层电子数大于或等于3且小于8的元素必须是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可以是主族、次族或0族(he)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(氦除外)。 2.在元素周期表中，IIA族和IIA族元素的原子数有三种不同:①1-3周期(短周期)1元素的原子数不同；(2)第4和第5周期之间的差异为11；③第6和第7周期的差异为25。 3.在每个周期中排列的元素类型满足以下规则:如果n是周期序数，那么在奇数周期中它是(n？1)222(n？2)物种，物种处于偶数周期。2 4.在元素周期表中，除了第八族元素外，具有奇数(或偶数)原子序数的元素，元素所在的族的序数和主价也是奇数(或偶数)。

第一章物质结构元素周期表知识点总结

第一章物质结构元素周期律 1.原子结构（C） （代表一个质量数为A，质子数为Z的原子） ⑴原子的组成 核外电子 e = Z 质子 Z 核电荷数（Z） == 核内质子数（Z） == 核外电子数 == 原子序数 质量数（A）== 质子数（Z）＋中子数（N） 阴离子的核外电子数 == 质子数＋电荷数（—） 阳离子的核外电子数 == 质子数 - 电荷数（＋） ⑵区别概念：元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数（即质子数）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的互称； 也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。 ⑶元素的相对原子质量 ①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。 ②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。即：元素的相对原子质量A r == A r1·a%＋A r2·b% ＋… ⑷核外电子的电子排布（了解） ①核外电子运动状态的描述 电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。

电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的能级，称之为电子层。电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。 ②原子核外电子排布规律 每一层电子数最多不超过2n2； 最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个； 核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。 电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N 层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。(只有前3层) ⑸原子结构示意图的书写 2. 元素周期表（B） ⑴元素周期表见课本封页 ⑵元素周期表的结构分解

高考化学二轮复习基础题练习物质结构与元素周期表

基础题练习(五) 物质结构与元素周期表 (建议用时：25分钟) (第162页) 1．(2019·武汉模拟)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中Y、Z位于同一主族。X的气态氢化物常用作制冷剂。ZYW2能与水剧烈反应，可观察到液面上有雾生成，并有刺激性气味的气体逸出，该气体可使品红溶液褪色。下列说法正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Z>Y B．原子半径：W>Z>Y>X C．把ZY2通入石蕊试液中先变红后褪色 D．向ZYW2与水反应后的溶液中滴加AgNO3溶液有白色沉淀生成 D[X的气态氢化物常用作制冷剂，所以X是N Y和Z位于同一主族， ZYW2能与水剧烈反应，可观察到液面上有雾生成，并有刺激性气味的气体逸出，该气体可使品红溶液褪色，即有SO2产生，所以Y是O，Z是S，W是Cl ZYW2是SOCl2，据此回答。] 2．(2019·恩施州模拟)短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，化合物M、N 均由这四种元素组成，且M的相对分子质量比N小16。分别向M和N中加入烧碱溶液并加热，二者均可产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。将M溶液和N溶液混合后产生的气体通入品红溶液中，溶液变无色，加热该无色溶液，无色溶液又恢复红色。下列说法错误的是( ) A．简单气态氢化物的稳定性：Y>X B．简单离子的半径：Z>Y C．X和Z的氧化物对应的水化物都是强酸 D．X和Z的简单气态氢化物能反应生成两种盐 C[依题意可知，M是NH4HSO3，N是NH4HSO4，故元素R、X、Y、Z依次为H、N、O、S，据此分析。] 3．(2019·江西名校模拟)短周期W、X、Y、Z、Q五种元素的原子序数依次递增，W和Z 位于同一主族。已知W的氢化物可与Q单质在光照条件下反应生成多种化合物，且Y、Q形成一种共价化合物，X的最高价氧化物对应的水化物可与Z单质反应产生常见的还原性气体单质E。下列说法不正确的是( ) A．X、Z的最高价氧化物相互化合，生成的产物可用作防火剂 B．Y、Q形成的化合物是强电解质 C．电解X、Q元素组成的化合物的饱和溶液常被用于实验室制备E单质 D．W、X、Q三种元素都能形成多种氧化物 C[短周期W、X、Y、Z、Q五种元素的原子序数依次递增，已知W的氢化物可与Q单质在光照条件下反应生成多种化合物，则W是C元素，Q是Cl元素；W和Z位于同一主族，则Z 是Si元素；Y、Q形成一种共价化合物，Y的原子序数比Si小。则Y只能是Al元素；X的最

元素周期表的结构

元素周期表的结构 1.原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2. 编排原则 (1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 (2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 3.元素周期表的结构 总结 元素周 期表? ?? ???? 周期(7个)??? 短周期???? ? 第一、二、三周期 元素种数分别为2、8、8种长周期? ???? 第四、五、六、七周期 元素种数分别为18、18、32、32(排满时)种族(16个)????? 主族：由短周期和长周期共同构成，共 7个 副族：完全由长周期元素构成，共7个第Ⅷ族：第8、9、10共3个纵行0族：第18纵行 (1)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素( ×) (2)第ⅠA 族全部是金属元素(×) (3)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素(×) (4)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1(√) 请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题： (1)标出族序数。 (2)画出金属与非金属的分界线，写出分界线处金属的元素符号，并用阴影表示出过渡元素的

位置。 (3)标出镧系、锕系的位置。 (4)写出各周期元素的种类。 (5)写出稀有气体元素的原子序数。 (6)标出113号～118号元素的位置。 答案 题组一元素周期表的结构应用 1.在元素周期表中，铂元素如图所示，下列有关说法正确的是() A.铂是非金属元素，在常温下呈固态 B.208 78Pt和198 78Pt的核外电子数相同，互为同位素 C.“195.1”是铂的质量数 D.由78可以推出Pt为第五周期元素 答案 B Pt和198 78Pt的质子数相同，中子数不同，是两种不同的核解析铂为金属元素，A项错误；208 78 素，二者互为同位素，B项正确；“195.1”是铂元素的相对原子质量，C项错误；由78推出Pt为第六周期元素，D项错误。 题组二周期表的片段在元素推断题中的应用

物质结构 元素周期表

第一章物质结构元素周期表1、元素周期表、元素周期律 原子结构?元素周期表?元素性质（元素周期律） 几个等式： 核电荷数=核内质子数=原子序数=核外电子数 周期序数=电子层数主族序数=最外电子层数=元素最高正化合价数主族元素最低负化合价=8-主族序数 表1： 2、元素的金属性和非金属强弱比较 3、化学键和用电子式表示化学键的形成 离子键： 化学键非极性键： 共价键极性键：例题1：.某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( ) A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定 D.R气态氢化物化学式为H 2 R 例题 2：下列关于物质性质变化的比较, 不正确的是: A. 酸性强弱: H 2 SiO 4 ＜H 2 CO 3 ＜H 3 PO 4 B. 原子半径大小: Na > S > O C. 碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH D. 还原性强弱: F- > Cl- > I- 例题3：下列叙述中不正确的是 A．共价化合物中，一定含非金属元素 B．共价化合物中，一定没有离子键 C．离子化合物中可能含有共价键 D．离子化合物中一定含有金属元素和非金属元素 练习4： 下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在元素周期表中的位置相符的是( ) 练习5：某元素X原子核外电子数等于核内中子数，取该元素单质2.8 g与氧气充分作用，可得 6 g化合物XO2。该元素在周期表中的位置是( ) A.第三周期 B.第二周期 C.第ⅣA族 D.第ⅤA族 练习 6：元素X和元素Y在周期表中位于相邻的两个周期，X和Y两原子核外电子总数之和为19，Y原子核内质子数比X多3个，下列叙述正确的是( ) A.X和Y都是性质活泼的元素，在自然界中只能以化合态存在 B.X和Y形成的化合物的化学式为Y2X C.X的化合物种类比Y的化合物种类多 D.Y能置换酸中氢，放出氢气，但不能置换出盐中的金属 练习7：下列物质溶于水中，化学键发生改变的是 A．氧气 B．氯化氢 C．氯化钠 D．氢氧化钠

元素周期表-表结构训练

四、粒子结构示意图中的信息 1）其中，质子数m 决定元素种类，最外层 电子数n 决定元素的化学性质。 2）在化学变化中 ，m 不变，n 可变。 例Al 3+ 与 Al 质子数m = ；核外电子数分 别为 、 ； 最外层电子数分别为 、 。 2、化学符号周围小数字表示的信息 符号前：表示粒子个数，如元素符号、化学式、离子符号前的数字分别表示原子、分子、离子个数。例：5N 5个氮原子 5N 2 5个氮分子 5NH 3-5个氨分子 5NH 4+ 5个铵离子 5NO 3- 5个硝酸根离子 左上角（A ）：表示原子的质量数。 左下角（Z ）：表示原子的质子数。 正上方（±b ）：表示元素或原子团的化合价。 右上角（n ±）：表示1个离子带n 个单位正/负电荷。 右下角（m ）：表示 1个分子（或离子）中含m 个原子。 3、化学式（分子式）中的信息 宏观信息：表示某种物质、表示组成该物质的元素； 微观信息：1、表示某物质；2、表示一个某物质分子（或离子）；3、表示该一个某分子（或离子）由m 个某原子构成（带n 个单位正/负电荷）；4、隐藏分子中各元素原子个数比、质量比、相对分子（离子）质量、1个分子（离子）中的质子数、电 子数等。例SO 2 中硫、氧元素原子个数比= NH 4+ 中质子数= 氮、氢元素质量比 = 4、化学方程式中的信息：宏观信息：反应物、生成物、反应条件；反应物和生成物间的质量 比、物质的量比；反应前后物质质量守恒（原子、电荷、电子守恒）等。 微观信息：反应物和生成物间的粒子数之比。 常考物质电子式 H 2 N 2 Cl 2 H 2O H 2O 2 CO 2 HCl HClO CCl 4 NH 3 PCl 3 CH 4 NaOH Na + - Na 2O 2 Na + 2-Na + NH 4Cl + - CaC 2 Ca 2+ 2- －CH 3 —OH MgCl 2 -Mg 2+ - 1、同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增:表现a. （金属）单质还原性减弱（如钠镁铝），（非金属单质）氧化性增强（硅磷硫氯）； 对应阳离子（Na + Mg 2+ Al 3+）氧化性增强，阴离子（S 2- Cl -）还原性减弱。 b. （非金属）单质与氢气反应由难-易。 c. （非金属）氢化物稳定性增强。 d. （金属）元素最高价氧化物所对应的水化物碱性减弱； （非金属元素）最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性增强。 2、同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减：表现 a.（金属）单质还原性增强，（非金属单质）氧化性减弱； 对应阳离子氧化性减弱(Li + Na + K + Rb + Cs +)，对应阴离子（Cl - Br - I -）还原性增强。 b.（金属）单质与水或酸反应变剧烈。 c.（金属）元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强；（非金属）最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性减弱。 A Z m ±b X n ± 中子数N = 质量数A-质子数Z H H N N H O H H O O H O C O H Cl H N H H H O Cl Cl P Cl Cl H H C H H Cl C Cl Cl Cl O H O O Cl Cl H H N H H Cl C C H H C H H O Cl Cl

人教高中化学必修二第一章物质结构 元素周期律-元素周期表知识点总结及练习

第一章元素周期表知识点总结一、原子结构 二、元素周期表和元素周期律

三、化学键 四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体的元素符号及其化合价 专题一元素及性质的推断 1．推断元素位置的思路 根据原子结构、元素性质及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在元 素周期表中的位置等，基本思路如下： 2．推断元素及物质的“题眼”总结 (1)含量与物理性质 ①地壳中含量最高的非金属元素是氧(O)，居于第二位的是硅(Si)，含高 的金属元素是铝(Al)。 ②金属单质中，常温下呈液态的是汞(Hg)。 ③非金属单质中，常温下呈液态的是溴(Br2)。 ④天然物质中硬度最大的单质是金刚石。

⑤溶于水后溶液显碱性的气态氢化物一般是NH3。 ⑥沸点最高的非金属元素氢化物是H2O。 ⑦形成的化合物种类最多的元素是碳(C)。 ⑧最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是HClO4。 (2)化学性质与用途 ①单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。 ②气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的是氮(N)： NH3＋HNO3===NH4NO3。 ③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是硫(S)： 2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。 ④气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是氟(F)。 ⑤能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。 ⑥能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si： 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑ 专题二化学键类型的判断 (1)化学键与物质 ①并不是所有的物质中都存在化学键。因为稀有气体是单原子分子，故稀有 气体是没有任何化学键的物质。 ②离子化合物与化学键的关系 a．对于离子化合物而言，因为存在着阴、阳离子，所以肯定有离子键，如NaCl的构成微粒是Na＋、Cl－，它们之间唯一的作用就是离子键。

元素周期表结构习题及答案培训资料

第二节《元素周期律》练习题1 1、原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 A ?最外层电子数逐渐增多 B ?原子半径逐渐增大 C ?最高正化合价数值逐渐增大 D ?从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1 2、下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是（） A、Lil B、NaBr C、KCI D、CsF 3、下列元素原子半径最大的是A、Li B、F C、Na D、Cl 4、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（） A、K Na Li B 、Ba2+ Ca2+ Mg2+ C 、Ca2+ K+ Cl- D 、N O F 5 ?下列所画原子结构示意图正确的是 从佥B、◎另C、◎另D0） 6、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 7、和氖原子有相同的电子层结构的微粒是 A* H鼻K" 另ai - 8、核外电子层结构相同的一组粒子是 A ? Mg2 +、Al3 +、Cl —、Ne B . Na +、F —、S2 —、Ar C ? K +、Ca2 +、S2 —、Ar D . Mg2 +、Na +、Cl —、S2 — 9、某元素X的最高价含氧酸的化学式为HnXO2n —2,则在某气态氢化物中，X元素的化合价

为A、5n —12 B 、3n —12 C 、3n — 6 D 、n —10

10、元素X原子的最外层有3个电子，元素丫原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合 物的化学式可能是 A.XY2 B.X2Y3 C.X 3丫2 D.X 2丫 11、元素性质呈周期性变化的决定因素是 A.元素原子半径大小呈周期性变化 B.元素原子量依次递增 C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化 D.元素的最高正化合价呈周期性变化 12、aXn-和bYm+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确 A、a-n = b + m B 、a + m = b -n C、氧化物为YO m D、氢化物为H n X 13 ?下列各组元素性质的递变情况错误的是（） A ? Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B ? P、S、C1元素最高正价依次升高 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 14、X元素的阳离子、丫元素的阳离子和Z元素的阴离子都具有相同的电子层结构。X的阳离子 半径大于Y的阳离子半径，则X、Y、Z三元素的原子序数大小顺序正确的 是 A.XvYvZ B.YvZvX C.Y

《原子结构与元素周期表》教案

《原子结构与元素周期表》教案 第二节原子结构与元素周期表 【教学目标】 . 理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 2. 能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布； 【教学重难点】 解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 【教师具备】 多媒体 【教学方法】 引导式 启发式教学 【教学过程】 【知识回顾】 .原子核外空间由里向外划分为不同的电子层? 2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动? 3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示）

【联想质疑】 为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？ 【引入新课】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。 【板书】一、基态原子的核外电子排布 【交流与讨论】（幻灯片展示） 【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子c的电子排布式为1s2s22p2。

2020高考化学物质结构和元素周期律

1/2 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期？2、在元素周期表中，哪纵元素最多，哪纵化合物种类最多？ 3、在元素周期表中，前三周期空着的有多少个元素？ 4、在元素周期表中，第三主族是哪一纵？三副族呢？ 5、在元素周期表中，镧系有多少个元素？ 6、在元素周期表中，周期差是多少， 同周期的第二主族和第三主族相差是多少？ 核外电子排布规律： 1．核外电子是分层排布的，各电子层最多容纳的电子数目为2n 2。 2．核外电子排布符合能量最低原理，能量越低的电子离核越近。3．最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时，不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。上述几条规律相互制约，应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布？ ⅡA 族某元素的原子序数为n ，则与之同周期的ⅢA 族的元素的原若上一周期某元素的原子序数为n ，则与之同主族的下一周期的元素的原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较： 1．金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据金属活动性顺序表（盐溶液之间的置换关系、阳离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度； （4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； （5）根据构成原电池时的正负极。 2．非金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据置换关系判断（阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据与金属反应的产物比较； （4）根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性； （5）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较： 1．同周期，从左向右，随核电荷数的递增，原子半径越来越小，到惰性气体原子半径突然增大。 2．同主族，从上向下，随电子层数递增，原子半径、离子半径越来越大。3．同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大，即：阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 4．核外电子层结构相同的不同微粒，核电荷数（即质子数）越多，对电子的吸引力越强，微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒：分子有：H 2、He ；阴离子有： H －；阳离子有：Li ＋。 ②常见的10电子微粒：分子有：Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ；阳离子有：Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +；阴离子有：F -、O 2-、N 3-、OH -、NH 2-。 ③常见的18电子微粒：分子有：Ar 、SiH 4、PH 3、 H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H 4、CH 3F 、CH 3OH 、 C 2H 6、CH 3NH 2、NH 2OH ；阳离子有：K +、Ca 2+；

高中化学：物质结构、元素周期律和周期表

专题二 物质结构、元素周期律和周期表 【专题精讲】 1、 构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系 ⑴质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量 ⑵原子的核外电子数=核内质子数=核电荷数=原子序数 ⑶阳离子核外电子数=核内质子数－离子的电荷数 ⑷阴离子核外电子数=核内质子数+离子的电荷数 2、 几种相对原子质量 ⑴核素和同位素：具有一定的质子数和中子数的原子称为核素。具有相同质子数（同一元素）的不同核素之间互称为同位素。 ⑵核素的相对原子质量= 质量的十二分之一 核素的质量C 12（初中化学中定义的元素的相对原子质量实质上就是核素的 相对原子质量。） ⑶元素的相对原子质量=∑核素的相对原子质量×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度） ⑷元素的相对原子质量=∑核素的质量数×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度） 3、 原子半径、离子半径的大小比较规律 ⑴同一元素：阴离子半径＞原子半径 原子半径＞阳离子半径（阴离子可理解为穿上了一层棉袄变胖了，阳离子可理解为脱下了一层棉袄） ⑵同一主族：原子半径、离子半径（阳离子或阴离子）均随着电子层数的增加而增大。 如：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs （最外层电子数相同，电子层数增加） Li +＜Na +＜K +＜Rb +＜Cs +（最外层电子数相同，电子层数增加） F －＜Cl －＜Br －＜I － （最外层电子数相同，电子层数增加） ⑶同一周期：原子半径随着核电荷数的增加而减小。如：Na ＞Mg ＞Al ＞Si ＞P ＞S ＞Cl （电子层数相同，核电荷数、最外层电子数增加，原子核和核外电子之间的静电作用增强， 半径减小） ⑷电子层数相同的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减小。如：S 2－＞Cl － ＞K +＞Ca 2+ Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F － 。 ⑸同一元素的不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如Fe ＞Fe 2+＞ Fe 3+； H － ＞H ＞H + 4、 原子结构与元素周期表的关系 ⑴电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ⑵最外层电子数=主族的族序数=元素的最高正化合价=主族元素的价电子数 ⑶核内质子数=原子序数=原子的核外电子数（质子数决定元素的种类） ⑷负价绝对值=8－主族数（ⅣA~ⅦA ） ⑸同主族中原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱 性越强，其阳离子的氧化性越弱，在电解池中越不容易被还原；反之，也成立。 ⑹同周期中原子半径越小，原子核与核外电子的作用越强，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强， 形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物相应的水化物的酸性越强，其阴离子的还原性越弱。

原子结构与元素周期表教(学)案

原子结构与元素周期表教案 一教学目标 1.知识与技能目标： ①使学生理解能量最低原则，泡利不相容原理，洪特规则等核外电子排布的原则。 ②使学生能完成１－３６号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。 ③使学生知道核外电子排布与周期表中周期，族划分的关系。 ④使学生了解原子半径的周期性变化，并能用原子结构知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因 2.过程与方法目标： 通过学习，使学生明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论基础。 3.情感态度与价值观 通过微观世界中核外电子所奉行的“法律”---电子排布原则的认识，发展学生学习化学的兴趣，感受微观世界的奇妙与和谐。 二教学重点和难点： 原子核外电子排布三原则，核外电子排布与原子半径，周期表中周期，族划分的关系。核外电子排布式，价电子排布式，轨道表示式的书写。 三教学方法： 活动·探究法，学案导学法，联想对比法，自学阅读法，图表法等 四教学过程 （第1课时） [新课引入]俗话说，没有规矩不成方圆，不管是自然界还是人类社会，都有自己的规律和规则，我们可以简单看这几图片，交通有交通规则，停车场有停车场的规矩，就连一个小小的鞋盒，也有自己的规矩。通过第一节“原子结构模型”的学习，我们知道原子核外有不同的原子轨道，那么电子在这些原子轨道上是如何排布的呢？有没有自己的规则和规矩呢？当然有，是什么呢？通过我们教材第二节《原子结构与元素周期表》，大

家就会了解这一微观世界的“法律”。 [活动探究] 1-18号元素的基态原子的电子排布 [提问]为什么你的基态原子的核外电子是这样排布的，排布原则是什么？ [自学阅读]阅读基态原子的核外电子排布三原则5分钟。 [学案导学]见附页 [设问]为什么基态原子的核外电子排布要符合此三原则呢 [师讲]自然界有一普遍规律：能量越低越稳定，不管是能量最低原理还是泡利不相容原理，洪特规则，它们的基本要求还是稳定。 [投影]耸入云天的浮天阁 [师讲]通过这图片，我们可以很清楚的看出生活中随处都有类似的例子，和我们微观世界的规则不谋而合。浮天阁台阶对应能量最低原理，想休息，想稳定，在这高高的楼梯上，你最愿意选择什么地方呢？当然是最低处的台阶。基态原子的电子同样也是能量越低越稳定，为了稳定它们总是尽可能把原子排在能量低的电子层里。如氢原子的电子排布式为1s1.那多电子原子的电子如何排布呢？ [生答]按能量由低到高的顺序排布 [师讲]那么原子轨道的能量高低顺序是什么呢？ [投影]展示原子轨道能量高低顺序图，并指出能级交错现象。 [师讲]装有鞋子的鞋盒可以直观的看为泡利不相容原理，一个鞋盒最多容纳两个鞋子，且方向相反。井然有序的停车场，你看车辆尽可能分占不同的车位，方向相同，这样才能使整个停车场稳定有序，多像洪特规则。 [投影] 自选相反的鞋子,井然有序的停车场 [归纳总结] 1.基态原子:处于能量最低状态下的原子 2、基态原子的核外电子排布 原子核外电子的排布所遵循的三大原则：①能量最低原则 电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道 ②泡利不相容原理 每个轨道最多容纳两个自旋状态相反的电子 ③洪特规则 电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同 [思考]请写出氯原子的原子结构示意图，根据你的书写请思考，该示意图能否清楚表示各原子轨道电子排布情况？如不能，用什么样的方法才能清楚表示呢？ [师讲]电子排布式可简单写为nlx，其中n为电子层数，x为电子数，角量子数l用其对应的符号表示。 轨道表示式用小圆圈表示一个给定量子数n,l,m的原子轨道，用箭头来区别ms不同的电子，如：氦原子的轨道表示式 [练习]书写1~18号元素的基态原子的电子排布式 以氯原子为例比较电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图书写的不同 [过渡]在以上书写家肯定有一种感觉，写着麻烦，有没有简单点的表示方法呢？ [师讲] 33号砷As：[Ar]3d104s24p3；34号硒Se：[Ar]3d104s24p4；

元素周期表各原子结构示意图

第1周期各原子核外电子排布情况 [1] K氢核外电子数依次是：1 [2]He氦核外电子数依次是：2 第2周期各原子核外电子排布情况 [3Li锂核外电子数依次是：2 1 [4Be铍核外电子数依次是：2 2 [5] B硼核外电子数依次是：2 3 [6] C碳核外电子数依次是：2 4 [8] O氧核外电子数依次是：2 6 [9] F氟核外电子数依次是：2 7 [10]Ne氖核外电子数依次是：2 8 第3周期各原子核外电子排布情况 [11]Na钠核外电子数依次是：2 8 1 [12]Mg镁核外电子数依次是：2 8 2 [13]Al铝核外电子数依次是：2 8 3 [14]Si硅核外电子数依次是：2 8 4 [15] P磷核外电子数依次是：2 8 5 [16] S硫核外电子数依次是：2 8 6 [17]Cl氯核外电子数依次是：2 8 7 [18]Ar氩核外电子数依次是：2 8 8 第4周期各原子核外电子排布情况

[20]Ca钙核外电子数依次是：2 8 8 2 [21]Sc钪核外电子数依次是：2 8 9 2 [22]Ti钛核外电子数依次是：2 8 10 2 [23]V钒核外电子数依次是：2 8 11 2 *[24]Cr铬核外电子数依次是：2 8 13 1 [25]Mn锰核外电子数依次是：2 8 13 2 [26]Fe铁核外电子数依次是：2 8 14 2 [27]Co钴核外电子数依次是：2 8 15 2 [28]Ni镍核外电子数依次是：2 8 16 2 *[29]Cu铜核外电子数依次是：2 8 18 1 [30]Zn锌核外电子数依次是：2 8 18 2 [31]Ga镓核外电子数依次是：2 8 18 3 [32]Ge锗核外电子数依次是：2 8 18 4 [33]As砷核外电子数依次是：2 8 18 5 [34]Se硒核外电子数依次是：2 8 18 6 [35]Br溴核外电子数依次是：2 8 18 7 [36]Kr氪核外电子数依次是：2 8 18 8 第5周期各原子核外电子排布情况 [37]Rb铷核外电子数依次是：2 8 18 8 1 [38]Sr锶核外电子数依次是：2 8 18 8 2

高中化学选修三《物质结构与性质》《原子结构与元素周期表》【创新教案】

第二节原子结构与元素的性质 第一课时原子结构与元素周期表 核心素养 通过元素周期表的结构与原子结构的关系的学习，培养学生微观意识，使学生能够从微观结构说明同类物质的共性，解释同类的不同物质的性质变化规律。教学目标 1、知识与技能：初步掌握元素的性质与原子结构的关系、初步学会总结元素的性质递变规律的能力。 2、过程与方法：自主学习、归纳总结同主族元素的性质；自主探究元素性质与原子结构关系以及同主族性质递变规律。 3、情感态度与价值观：逐步养成勤于思考，勇于探究的科学品质，培养理论联系实际的科学观念和科学态度；树立事物变化是量变引起质变的辨证唯物主义观点。 教学重点 1. 原子核外电子排布的周期性变化 2. 原子结构与元素周期表的关系 教学难点 元素周期表的结构与原子结构的关系 教学过程 【复习】元素周期表的结构。 【生】回答周期和族如何划分，所含元素个数。 【师】不错，说到底元素的性质是由原子结构所决定的，今天，我们将进一步探究原子结构与元素性质的关系。 【板书】第二节原子结构与元素的性质 元素的性质跟其在周期表中的位置有相应的关系，所以要探究原子结构与元素的性质的关系首先得研究元素周期表。在必修2中我们已经对元素周期表做过探究，请同学们结合P15－16页『科学探究』内容回忆元素周期表的结构的相关知识。 【板书】一、原子结构与元素周期表

【科学探究】P15－16 【学生思考、讨论、回答】 【小结】 1. 元素周期表共有7个周期，其中有三个短周期，三个长周期和一个不完全周期。每周期具有元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、26种。 一、1s1——1s2二、2s1——2s22p6三、3s1——3s23p6四、4s1——4s24p6 五、5s1——5s25p6六、6s1——6s26p6七、7s1——？ 通式：ns1——ns2np6 第一周期结尾元素只有一个1s能级，2个电子，所以电子排布跟其他周期不同 【板书】 2. 元素周期表共有18个纵列， 【学生】看科学探究，自己分析和归纳 3. s区有2个纵列，d区有8个纵列，P区有6个纵列；从元素的价电子层结构可以看出，s区、d区、ds区的元素在发生化学反应时容易失去最外层电子及倒数第二层的d电子，呈现金属性，所以s区、d区、ds区都是金属。 【归纳】和老师一起 S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ－1）d1~10ns1~2；价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。 4. 元素周期表可分为主族、副族和0族：从图1—16可知，副族元素（包括d区和ds 区的元素）介于s区元素（主要是金属元素）和p区（主要是非金属元素）之间，处于由金属元素向非金属元素过渡的区域，因此把副族元素又称为过渡元素。 5. 这是由元素的价电子层结构和元素周期表中性质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，结果使元素周期表右上角三角区域的元素主要呈现出非金属性。

原子结构与元素周期表.doc

原子结构与元素周期表 1、写出第三周期中所有元素的电子排布式和轨道排布式。 2、写出下列微粒的电子排布式。 ①19K+②26Fe3+③35Br- 3、写出原子序数为42号、43号、47号元素的电子排布式 4、前三周期的元素中，核外电子数不成对的数目和它的电子层数相等的元素共有多少种？请写出这几种元素的电子构型。第四周期有没有这类原子？ 5、根据下列微粒的最外层电子排布（即“外围电子层排布”或“外围电子构型”），能够确定该元素在元素周期表中的位置的是（） A、1s2 B、3s23p1 C、3s23P6 D、4s2 6、具有下列电子排布的微粒不能肯定是原子还是离子的是（） A、1s2 B、1s22s22p4 C、[Ne]3s2 D、[Kr]4d105s2 7、具有下列电子构型的元素位于周期表的哪一区？是金属元素还是非金属元素。A、ns2(n≠1) B、ns2np4C、(n-1)d5ns2D、(n-1)d8ns2 8、据2004年2月9日《参考消息》报道，来自俄罗斯和美国的科学家已发现了115号和113号两种新元素。方法是用4820Ca原子撞击24395Am原子，即可从产物中分离出115号元素；115号经一次衰变，又可生成113号。这一发现扩大了元素周期表的范围。试写出这两种新元素的电子排布式，并判断它所在元素周期表中的位置。 9、下列离子中最外层电子数为8的是（） A、Ga3+ B、Ti4+ C、Cu+ D、Li+ 10、电子构型为[Xe]4f145d76s2的元素是（） A、稀有气体 B、过渡元素 C、主族元素 D、稀土元素 11、讨论题：（1）观察元素周期表，每相邻周期中的元素数目存在什么规律？这一规律与周期数有什么关系？导致产生这一规律的深层原因是什么？（提示：考虑周期表中第一种轨道类型的出现） （2）按现代原子结构理论，在每个电子层上可以有一个或几个原子轨道。现假设每个原子轨道上只能容纳1个电子（假设电子排布仍遵循原有电子排布的原理），请重新将1-27号元素排列成元素周期表，观察该“元素周期表”中

必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结

第一章物质结构元素周期律 1.1 元素周期表 知识概要： 一、元素周期表 1.元素周期表的发现与发展： 1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表。当原子结构的奥秘被发现以后，元素周期表中的元素排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成我们常用的这种形式。按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。人们发现，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=核电荷数=质子数=核外电子数 2.元素周期表的结构： （1）元素周期表的排列原则 横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。 （2）周期 具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行。 （口诀：三短、三长、一不全） （3）族 按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行，元素周期表共有 （口诀：18纵行16族，每到2 3分主副，8 9 10成VIII族） （4）元素周期表的结构 周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 短周期（第1、2、3周期） 周期：7个（共七个横行） 周期表长周期（第4、5、6、7周期）

主族7个：ⅠA-ⅦA 族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素 （5）认识周期表中元素相关信息 随堂检测（一） 1.已知某主族元素的原子结构示意图如下,判断其位于第几周期第几族 2.主族元素在周期表中的位置取决于该元素的() A.相对原子质量和核外电子数 B.电子层数和最外层电子数 C.相对原子质量和最外层电子数 D.电子层数和次外层电子数 3.下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数),其中正确的是() A. B. C. D. 4.相邻周期同一主族的两种元素的原子序数差可能为几,同一周期ⅡA、ⅢA的两种元素的原子序数差可 能为几 5.已知元素的原子序数,可以推断元素原子的() ①质子数②核电荷数③核外电子数④离子所带电荷数 A.①③ B.②③ C.①②③ D.②③④ 6.由长周期元素和短周期元素共同构成的族是() ①0族②主族③副族④第Ⅷ族 A.①② B.①③ C.②③ D.③④

元素周期表

必修2 第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表教学设计 一、本章在教材中所处的地位和作用 通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。通过《物质结构元素周期律》的学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。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，将学生在初中和必修I中所学习的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。 总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的基础。 二、本章内部结构关系 本章以物质结构和元素周期律为主要内容和线索，将原子结构、碱金属与卤素的性质、电子层排布、化学键、元素周期表和周期律紧密结合。 本章内容划分为三节。第一节为元素周期表：它主要介绍了元素周期表的结构，并且通过碱金属和卤素两个典型的族，引入同一族的元素的性质递变，最后基本了解元素、核素、同位素等几个基本概念；第二节是元素周期律：本节通过核外电子排布的学习，用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律；第三节是化学键：介绍了离子键和共价键，极性键和非极性键，电子式和结构式，本节主要是为了选修内容和化学专业的同学打基础。全章内容的设计，通过实验和同学们比较熟悉的元素化合物，利用探究模式，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。 本章内容虽然是理论性知识，但教材结合元素化合物知识和化学史实来引入和解释，使理论知识与元素化合物知识相互融合，以利于学生理解和掌握。 本章具体的内容及相互关系如下： 三、教学目标分析