高考化学专题题库∶原子结构与元素周期表的综合题附答案

高考化学专题题库∶原子结构与元素周期表的综合题附答案

一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析）

1．南京理工教授制出了一种新的全氮阴离子盐—AgN5，目前已经合成出钠、锰、铁、钴、镍、镁等几种金属的全氮阴离子盐。

(1)基态Mn2+的价电子排布式为____；银与铜位于同一族，银元素位于元素周期表的___区。

(2)[Mg(H2O)6]2+[(N5)2(H2O)4]2-的晶体的部分结构如图1所示：

N、O、Mg元素的前3级电离能如下表所示：

元素I1/kJ?mol-1I2/k J?mol-1I3/kJ?mol-1

X737.71450.77732.7

Y1313.93388.35300.5

Z1402.32856.04578.1

①X、Y、Z中为N元素的是____，判断理由是__________。

②从作用力类型看，Mg2+与H2O之间是________、N5与H2O之间是________。

③N5-为平面正五边形，N原子的杂化类型是_______。科学家预测将来还会制出含N4-、N6-等平面环状结构离子的盐，这一类离子中都存在大π键，可用符号πn

m

表示，其中m代表

参与形成大π键的原子数，n代表参与形成大π键的电子数(如苯分子中的大π键可表示为

π66)，则N4-中的大π键应表示为_________。

(3)AgN5的立方晶胞结构如图2所示，Ag+周围距离最近的Ag+有_______个。若晶体中紧邻的N5-与Ag+的平均距离为a nm，N A表示阿伏加德罗常数的值，则AgN5的密度可表示为

_____g?cm-3（用含a、N A的代数式表示）。

【答案】3d5 ds Z X最外层为2个电子，X为镁；N的2p轨道处于半充满的稳定状态，

其失去第一个电子较难，I1较大，则Z为氮元素配位键氢键 sp254π 12

22

3

A

8.910 N a

?

?

【分析】

(1)根据构造原理书写出25号Mn 元素的原子核外电子排布式，Mn 原子失去最外层2个电子得到Mn 2+；根据原子结构与元素在周期表的位置确定Ag 在周期表所属区域；

(2)①根据元素的电离能大小结合原子结构确定X 、Y 、Z 三种元素，然后判断哪种元素是N 元素；

②根据图示，判断晶体中阳离子、阴离子中含有的作用力类型；

③结合N 5-为平面正五边形结构，结合原子杂化类型与微粒构型关系分析判断，结合微粒的原子结构分析大π键的形成；

(3)根据晶胞中离子的相对位置判断Ag +的配位数，利用均摊方法计算1个晶胞中含有的AgN 5的个数，结合ρ=

m V 计算密度大小。 【详解】

(1)Mn 是25号元素，根据构造原理可得Mn 原子的核外电子排布式为

1s 22s 22p 63s 23p 63d 54s 2，Mn 原子失去最外层2个电子得到Mn 2+，其价电子排布式为3d 5；Ag 、Cu 在周期表中位于第IB ，发生变化的电子有最外层的s 电子和次外层的d 电子，属于ds 区元素；

(2)①X 的第一、第二电离能比较小且很接近，说明X 原子最外层有2个电子，容易失去，则X 为Mg 元素，Z 的第一电离能在三种元素中最大，结合N 原子2p 轨道处于半充满的稳定状态，其失去第一个电子较难，I 1较大，可推知Z 为N 元素，Y 是O 元素；

②在该晶体中阳离子[Mg(H 2O)6]2+的中心离子Mg 2+含有空轨道，而配位体H 2O 的O 原子上含有孤电子对，在结合时，Mg 2+提供空轨道，H 2O 的O 原子提供孤电子对，二者形成配位键；在阴离子[(N 5)2(H 2O)4]2-上N 5-与H 2O 的H 原子之间通过氢键结合在一起，形成N…H -O ，故二者之间作用力为氢键；

③若原子采用sp 3杂化，形成的物质结构为四面体形；若原子采用sp 2杂化，形成的物质结构为平面形；若原子采用sp 杂化，则形成的为直线型结构。N 5-为平面正五边形，说明N 原子的杂化类型为sp 2杂化；在N 5-中，每个N 原子的sp 2杂化轨道形成2个σ键，N 原子上还有1个孤电子对及1个垂直于N 原子形成平面的p 轨道，p 轨道间形成大π键，N 5-为4个N 原子得到1个电子形成带有1个单位负电荷的阴离子，所以含有的电子数为5个，其中大π键是由4个原子、5个电子形成，可表示为54π；

(3)根据AgN 5的晶胞结构示意图可知，假设以晶胞顶点Ag +为研究对象，在晶胞中与该Ag +距离相等且最近的Ag +在晶胞面心上，通过该顶点Ag +可形成8个晶胞，每个面心上的Ag +被重复使用了2次，所以与Ag +距离相等且最近的Ag +的数目为

382?=12个；在一个晶胞中含有Ag +的数目为8×18+6×12=4，含有N 5-的数目为1+12×14

=4，晶胞体积为V =(2a×10-7)3

cm 3，则ρ=()22A/mol 3373A 4178?g /mol N m 8.910V N a 2a 10cm

-??==?? g/cm 3。

本题考查了物质结构，涉及电离能的应用、作用力类型的判断、大π的分析、晶胞计算，掌握物质结构知识和晶体密度计算方法是解题关键，要注意电离能变化规律及特殊性，利用均摊方法分析判断晶胞中含有微粒数目，结合密度计算公式解答。

2．锌在工业中有重要作用,也是人体必需的微量元素。回答下列问题:

（1）Zn 原子核外电子排布式为__________洪特规则内容_____________

泡利不相容原理内容______________________

（2）黄铜是人类最早使用的合金之一,主要由Zn 和Cu 组成。第一电离能

I 1(Zn)__________I 1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是__________

（3）ZnF 2具有较高的熔点(872℃ ),其化学键类型是__________;ZnF 2不溶于有机溶剂而ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂,原因是__________

（4）金属Zn 晶体中的原子堆积方式如图所示,这种堆积方式称为__________,配位数为____

六棱柱底边边长为a cm,高为c cm,阿伏加德罗常数的值为N A ，Zn 的密度为__________g·

cm -3(列出计算式)。

【答案】1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar ]3d 104s 2 原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低 每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子 大于 Zn 核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子 离子键 ZnF 2为离子化合物，ZnCl 2、ZnBr 2、ZnI 2的化学键以共价键为

主、极性较小 六方最密堆积(A 3型2A 3N 6a c ??? 【解析】

【分析】

【详解】

(1)Zn 原子核外有30个电子，分别分布在1s 、2s 、2p 、3s 、3p 、3d 、4s 能级上，其核外电子排布式为1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar]3d 104s 2，洪特规则是指原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低，而泡利原理是指每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子，故答案为：1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 2或[Ar]3d 104s 2；原子核外电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同，这样整个原子的能量最低；每个原子轨道上最多只能容纳两个自旋状态不同的电子；

(2)轨道中电子处于全满、全空、半满时较稳定，失去电子需要的能量较大，Zn原子轨道中电子处于全满状态，Cu失去一个电子内层电子达到全充满稳定状态，所以Cu较Zn易失电子，则第一电离能Cu＜Zn，故答案为：大于；Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子；

(3)离子晶体熔沸点较高，熔沸点较高ZnF2，为离子晶体，离子晶体中含有离子键；根据相似相溶原理知，极性分子的溶质易溶于极性分子的溶剂，ZnF2属于离子化合物而ZnCl2、ZnBr2、ZnI2为共价化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2分子极性较小，乙醇、乙醚等有机溶剂属于分子晶体极性较小，所以互溶，故答案为：离子键；ZnF2为离子化合物，ZnCl2、ZnBr2、ZnI2的化学键以共价键为主，极性较小；

(4)金属锌的这种堆积方式称为六方最密堆积，Zn原子的配位数为12，该晶胞中Zn原子个

数=12×1

6

+2×

1

2

+3=6，六棱柱底边边长为acm，高为ccm，六棱柱体积

=[(6×2

3

a)×3×c]cm3，晶胞密度=

2

A

m

V3

N6a c

=

???

，故答案为：六方最密堆积(A3

型)；12；

2

A

3

N6a c

???

。

【点睛】

本题考查物质结构和性质，涉及晶胞计算、微粒空间构型判断、原子杂化方式判断、原子核外电子排布等知识点，侧重考查学生分析、判断、计算及空间想像能力，熟练掌握均摊分在晶胞计算中的正确运用、价层电子对个数的计算方法，注意：该晶胞中顶点上的原子被6个晶胞共用而不是8个，为易错点。

3．下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题：

（1）表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是____________（用元素符号表示，下同），金属性最强的是___________，非金属性最强的是___________，常温下单质为液态的非金属元素是_________，属于过渡元素的是______________（该空用字母表示）。

（2）B，F，C气态氢化物的化学式分别为______________，其中以___________最不稳定。

（3）第三周期中原子半径最小的是__________________。

【答案】Ar K F Br M H2O、HCl、PH3 PH3 Cl

【解析】

【分析】

由元素在周期表中位置，可知A 为氟、B 为氧、C 为磷、D 为碳、E 为Ar 、F 为Cl 、G 为硫、H 为Al 、I 为Mg 、J 为Na 、K 为Ca 、L 为钾、N 为Br 、M 处于过渡元素。

【详解】

（1）表中用字母标出的14种元素中，稀有气体原子最外层达到稳定结构，化学性质最不活泼的是Ar （用元素符号表示，下同）；

同周期自左而右金属性减弱、非金属性增强，同主族自上而下金属性增强、非金属性减弱，故上述元素中金属性最强的为K ，非金属性最强的为F ；

Br 2常温下为液态，根据元素在周期表中位置可知M 属于过渡元素；

故答案为：Ar ；K ；F ；Br ；M ；

（2）B ，F ，C 气态氢化物的化学式分别为H 2O 、HCl 、PH 3，同周期自左而右非金属性增强，同主族自上而下非金属性减弱，故非金属性O ＞P 、Cl ＞P ，非金属性越强，氢化物越稳定，与PH 3最不稳定，故答案为：H 2O 、HCl 、PH 3；PH 3；

（3）同周期自左而右原子半径减小，故第三周期中Cl 原子半径最小，故答案为：Cl 。

4．离子化合物AB 2的阴、阳离子的电子层结构相同，1mol AB 2中含54 mol 电子，且有下列反应：

①H 2＋B 2???→点燃 C ②B 2＋X →Y ＋AB 2＋H 2O ③Y ＋C →AB 2＋Z ，Z 有漂白作用。

根据上述条件回答下列问题：

(1)写出下列物质的化学式：AB 2________，X________，Y________，Z________。

(2)用电子式表示AB 2的形成过程：________________________。

(3)写出反应②的化学方程式：_______________________。

【答案】CaCl 2 Ca(OH)2 Ca(ClO)2 HClO

2Cl 2＋2Ca(OH)2=Ca(ClO)2＋CaCl 2＋

2H 2O

【解析】

【分析】

离子化合物AB 2的阴、阳离子的电子层结构相同，1mol AB 2中含54 mol 电子，则A 2+、B -离子中含有的电子数目均为18个，AB 2为氯化钙，A 为钙元素，B 为氯元素，则①H 2＋

Cl 2???→点燃HCl ，C 为HCl ；②Cl 2＋X →Y ＋CaCl 2＋H 2O ，X 为Ca(OH)2，Y 为Ca(ClO)2；

③Ca(ClO)2＋HCl →CaCl 2＋Z ，Z 有漂白作用，Z 为HClO 。

【详解】

（1）由分析可知AB 2为CaCl 2，X 为Ca(OH)2，Y 为Ca(ClO)2，Z 为HClO 。，故答案为：CaCl 2；Ca(OH)2；Ca(ClO)2；HClO ；

（2）AB 2的形成过程用电子式表示为

，故答案为：；

（3）②的化学方程式为2Cl2＋2Ca(OH)2=Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O，故答案为：2Cl2＋

2Ca(OH)2=Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O。

【点睛】

常见18电子的离子有K+、Ca2+、Cl￣、S2?、HS-等。

5．A、B、C、D、E、F、X、Y、Z九种主族元素的原子序数依次增大，且均不大于20。B 元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成一种正盐；盐EYC与AY的浓溶液反应，有黄绿色气体产生，此气体同冷烧碱溶液作用，可得到含EYC的溶液；X元素的

最外层电子数是其次外层电子数的3

4

倍，D、Y、Z元素的最外层电子数之和为15；E、F、

X三种元素对应的最高价氧化物的水化物间两两皆能反应生成盐。

请回答下列问题：

(1)B元素的原子结构示意图是____，X元素在周期表中的位置是第__周期第__族。

(2)这九种元素中，金属性最强的是____，非金属性最强的是____。

(3)EYC中化学键类型：_____________，其电子式为___________。

(4)A与B、C、D形成的化合物中，共价键的极性由强到弱的顺序是________（用化学式表示），这些化合物的稳定性由强到弱的顺序为__________（用化学式表示）。

(5)D、E、F简单离子半径由大到小的顺序为_________（填离子符号），F和镁条用导线连接插入NaOH溶液中，镁条作______（填“正极”或“负极”）。

【答案】三 VIA K或钾 F或氟离子键、共价键（或极性键）

HF＞H2O＞NH3 HF＞H2O＞NH3 F-＞Na+＞Al3+正极

【解析】

【分析】

B元素的最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成一种正盐，则B为氮元素；盐EYC与AY的浓溶液反应，有黄绿色气体产生，该气体为氯气，氯气同冷烧碱溶液作用，可得到含次氯酸钠溶液，则E为钠元素，Y为氯元素，C为氧元素，A氢元素，因此D是

F；X元素的最外层电子数是其次外层电子数的3

4

倍，则X为硫元素；D、Y、Z元素的最外

层电子数之和为15，则Z为钾元素；E、F、X三种元素对应的最高价氧化物的水化物间两两皆能反应生成盐，则F为铝元素。

【详解】

（1）B为氮元素，原子结构示意图是；X为硫元素，在周期表中的位置是第三周期

第VIA族，故答案为：三；VIA；

（2）由分析和元素周期律可知，这九种元素中，金属性最强的是钾元素，非金属性最强的是氟元素，故答案为：K或钾；F或氟；

（3）次氯酸钠为离子化合物，次氯酸根中有极性共价键，所以次氯酸钠中的化学键为离子

键和共价键（或极性键），次氯酸钠的电子式为，故答案为：离子键、共价键（或极性键）；；

（4）根据非金属性F＞O＞N，可知氨气、水、氟化氢中，共价键的极性由强到弱的顺序是HF＞H2O＞NH3，键能大小关系为HF＞H2O＞NH3，则稳定性由强到弱的顺序为HF＞H2O＞NH3，故答案为：HF＞H2O＞NH3；HF＞H2O＞NH3；

（5）氟离子、钠离子、铝离子的核外电子层数相同，则原子序数小的半径大，即离子半径由大到小的顺序为F-＞Na+＞Al3+，铝和镁条用导线连接插入NaOH溶液中，因为镁与氢氧化钠不发生反应，而铝与氢氧化钠能发生氧化还原反应，则镁条作正极，故答案为：F-＞Na+＞Al3+；正极。

【点睛】

在原电池判断负极时，要注意一般活泼性不同的两个金属电极，活泼的金属电极作负极，但要考虑负极要发生氧化反应，所以在镁、铝、氢氧化钠形成的原电池中，铝作负极，镁作正极。

6．已知A、B、C、D是中学化学中常见的四种不同粒子，它们之间存在如下图所示的转化关系：

(1)如果A、B、C、D均是10电子的粒子，请写出：

A的结构式_____________；D的电子式____________；

(2)如果A和C是18电子的粒子，B和D是10电子的粒子，请写出：

①A与B在溶液中反应的离子方程式：____________________________________

②根据上述离子方程式，可判断C与B结合质子的能力大小是(用化学式或离子符号表示)________＞________。

【答案】或H-F H2S+OH-=HS-+H2O或HS-+OH-=S2-+H2O OH-S2-或HS-

【解析】

【详解】

(1)如果A、B、C、D均是10电子的粒子，符合关系的微粒分别为NH4+或HF、OH-、NH3或F-、H2O；

(2)如果A和C是18电子的粒子，A为H2S或HS-，C为HS-或S2-，B和D是10电子的粒子，分别为OH-、H2O；

7．A、B、C、D四种元素都是短周期元素，A元素的离子具有黄色的焰色反应。B元素的离子结构和Ne 具有相同的电子层排布；5.8 g B的氢氧化物恰好能与100 mL2 mol·L-1盐酸完

全反应；B原子核中质子数和中子数相等。H2在C单质中燃烧产生苍白色火焰。D元素原子的电子层结构中，最外层电子数是次外层电子数的3倍。根据上述条件完成下列问题：

(1)C元素位于第______周期第_____族，它的最高价氧化物的化学式为____。

(2)A元素是_____，B元素是_____，D元素是_____。(填元素符号)

(3)A与D形成稳定化合物的化学式是______，该化合物中存在的化学键类型为___，判断该化合物在空气中是否变质的简单方法是______。

(4)C元素的单质有毒，可用A的最高价氧化物对应的水化物的溶液吸收，其离子方程式为______。

【答案】三ⅦA Cl2O7 Na Mg O Na2O2离子键和(非极性)共价键看表面颜色是否变白 Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O

【解析】

【分析】

A、B、C、D四种元素都是短周期元素，A元素的离子具有黄色的焰色反应，则A为Na元素；5.8 g B的氢氧化物恰好能与100 mL2 mol/L盐酸完全反应，n(H+)=n(OH-)，设B的化合

价为x，摩尔质量为y，则

5.8?

17

g

y x

×x=0.2，显然x=2，y=24符合，B原子核中质子数和中

子数相等，则B的质子数为12，即B为Mg元素；H2在C单质中燃烧产生苍白色火焰，则C为Cl元素；D元素原子的电子层结构中，最外层电子数是次外层电子数的3倍，则次外层为2，最外层为6符合，即D为O元素，然后利用元素及其单质、化合物的性质来解答。

【详解】

根据上述分析可知A是Na，B是Mg，C是Cl，D是O元素。

(1)C是Cl元素，Cl原子核外电子排布为2、8、7，根据原子核外电子排布与元素位置的关系可知：Cl位于元素周期表第三周期第ⅦA族，Cl最外层有7个电子，最高化合价为+7价，其最高价氧化物为Cl2O7；

(2)根据以上分析可知A是Na元素，B是Mg元素，D是O元素；

(3)A、D两种元素形成的稳定氧化物是Na2O2，该物质属于离子晶体，含有离子键和非极性共价键。过氧化钠为淡黄色，Na2O2容易与空气中的CO2、H2O发生反应，若变质，最终会变为白色的Na2CO3，所以判断该化合物在空气中是否变质的简单方法是看表面颜色是否变白；

(4)C是Cl元素，其单质Cl2是有毒气体，可根据Cl2能够与NaOH溶液反应的性质除去，反应的离子方程式为Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O。

【点睛】

本题考查了元素及化合物的推断、元素的位置与原子结构及性质的关系。明确元素的推断是解答本题的关键，掌握元素的位置、结构、性质的关系及应用，熟悉元素及其单质、化合物的性质即可解答。

8．有关元素X、Y、D、E的信息如下：

元素有关信息

X地壳中含量最高的元素

Y第三周期中原子半径最小的元素

D最高价氧化物既能溶于强酸又能溶于强碱

E单质是生活中常见金属，其制品在潮湿空气中易被腐蚀或损坏

用化学用语

．．．．回答下列问题：

（1）D在元素周期表中的位置为____。

（2）X、Y、D形成的简单离子的半径由大到小为_____。

（3）X的一种氢化物可用于实验室制取X的单质，其反应的化学方程式为_________，D 的单质溶于强碱的离子方程式为________。

（4）E元素与Y元素可形成EY2和EY3两种化合物，下列说法正确的是（填序号）_____。

①保存EY2溶液时，需向溶液加入少量E单质

②EY2、EY3均能通过化合反应生成

③向煮沸的NaOH溶液中滴加几滴饱和EY3溶液，可以制得胶体

【答案】第三周期第ⅢA族 r(Cl-)>r(O2-)>r(Al3+) 2H2O2

2

MnO

2H2O+O2↑2Al+2OH-

+2H2O=2A1O2-+3H2↑①②

【解析】

【分析】

X是地壳中含量最高的元素，则其为氧(O)；Y为第三周期中原子半径最小的元素，则其为氯(Cl)；D元素的最高价氧化物既能溶于强酸又能溶于强碱，则其为铝(Al)；E的单质是生活中常见金属，其制品在潮湿空气中易被腐蚀或损坏，则其为铁(Fe)。

【详解】

（1）铝的原子结构示意图为，则其在元素周期表中的位置为第三周期第ⅢA族；

（2）比较O2-、Al3+、Cl-的半径时，O2-、Al3+为两个电子层数，Cl-为三个电子层，则Cl-半径最大，O2-、Al3+的核电荷数，前者为8后者为13，所以离子半径前者大于后者，从而得出离子半径大小关系为r(Cl-)>r(O2-)>r(Al3+)；

（3）X的一种氢化物可用于实验室制取X的单质，则其为H2O2，其反应的化学方程式为2H2O22H2O+O2↑，Al的单质溶于强碱离子的离子方程式为2Al+2OH-+2H2O=2A1O2-+3H2↑；

（4）①保存FeCl2溶液时，需向溶液加入少量Fe单质，以防止Fe2+被空气中O2氧化，①正确；

②FeCl2可由Fe与FeCl3化合制得，FeCl3可由Fe与Cl2化合制得，②正确；

③向煮沸的NaOH溶液中滴加1~2mL饱和FeCl3溶液，并继续煮沸至液体呈红褐色，可以

制得胶体，③错误；

故选①②。

【点睛】

比较原子或离子半径时，通常先看电子层数，一般情况下，电子层数越多，半径越大；当电子层数相同时，比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小；当电子层数、核电荷数均相同时，比较最外层电子数，最外层电子数越多，半径越大。

9．下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：

（1）写出下列元素符号：①________，⑥________，⑦________，?________。

（2）在这些元素中，最活泼的金属元素是________，最活泼的非金属元素是_______，最不活泼的元素是________。

（3）在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是________，碱性最强的是______，呈两性的氢氧化物是___________，写出三者之间相互反应的化学方程式___。（4）在这些元素中，原子半径最小的是_________，原子半径最大的是_________。

（5）在③与④中，化学性质较活泼的是________，怎样用化学实验证明？答：________。在⑧与?中，化学性质较活泼的是_________，怎样用化学实验证明？答：_________。【答案】N Si S Ca K F Ar HClO4 KOH Al(OH)3 Al(OH)3+3HClO4=Al(ClO4)3+3H2O、Al(OH)3+KOH=KAlO2+2H2O、KOH+HClO4=KClO4+H2O F K Na 与H2O反应：Na与水剧烈反应，Mg与水不反应 Cl 将Cl2通入到NaBr溶液中，溶液由无色变为橙色，说明Cl的化学性质比Br的活泼

【解析】

【详解】

（1）根据元素周期表的结构可知：①、⑥、⑦、?分别在第二周期VA、第三周期IVA、第三周期VIA和第四周期IIA，则①、⑥、⑦、?分别为N、Si、S、Ca；

（2）根据元素周期表性质的递变规律，最活泼的金属应在第IA，最活泼的非金属应在第VIIA，惰性气体最不活泼，则在I A元素Na（③）和K（⑩）中K最活泼；在VII A族元素F（②）、Cl（⑧）和Br（?）中，F最活泼；最不活泼的是⑨即Ar；

（3）元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的必是非金属性增强的，根据同周期、同主族元素非金属性的递变规律可知，元素非金属性最强的是②即F，但F无最高正价；因为我们知道，HClO4已知的最高价含氧酸中酸性最强的，即酸性最强的是HClO4；元素的最高价氧化物对应水化物中，碱性最强的必是非金属性增强的，根据同周期、同主族元素金属性的递变规律可知，元素金属性最强的是⑩即K，则碱性最强的必是KOH；在表中所列元素的最高价氧化物对应水化物中，只有Al(OH)3具有两性；三者之间相互反应的化学方程式分别为Al(OH)3+3HClO4=Al(ClO4)3+3H2O、

Al(OH)3+KOH=KAlO2+2H2O、KOH+HClO4=KClO4+H2O；

（4）同周期元素从左至右原子半径依次减小，同主族元素从上而下原子半径依次增大，故在这些元素中，原子半径最小的是F，原子半径最大的是K；

（5）③和④分别是Na和Mg，根据同主族元素金属性的递变规律可知，金属性Na＞Mg，根据判断金属性强弱的方法，可依据二者单质分别与水反应的剧烈程度来判断其金属性强弱，即与H2O反应：Na与水剧烈反应，Mg与水不反应；⑧和?分别是Cl和Br，根据同主族元素非金属性的递变规律可知，非金属性Cl＞Br，根据判断非金属性强弱的方法，可依据二者气态氢化物的稳定性、单质之间的置换反应等来判断其非金属性强弱，即将Cl2通入到NaBr溶液中，溶液由无色变为橙色，说明Cl的化学性质比Br的活泼。

【点睛】

本题综合性较强，涵盖了元素周期表、元素性质的递变规律、元素金属性及非金属性强弱的判断方法等，要求用多方面的知识解决问题，能很好滴训练综合运用知识解决问题的能力，根据元素最高价氧化物对应水化物的递变规律或元素的金属性、非金属性的递变规律思考。

10．如图所示，甲、乙、丙是三种常见单质，X、Y、Z是它们的化合物。它们之间有如图所示的转化关系：

(1)若甲是具有还原性的金属单质，X、Y、Z中有一种是离子晶体，试推断：

①X、Y、Z中含有丙元素的是__________(填物质的化学式)；

②写出化合物X的电子式________；

③X与甲反应的化学方程式是__________________。

(2)若甲是具有氧化性的黄绿色气体单质，丙通常是深红棕色液体，Y和Z具有相同的阳离子，X与Z含有相同的阴离子。

①写出单质甲的组成元素的原子结构示意图______________；

②实验室贮存丙单质时，通常需要加入______，其理由是_______________________；

③写出X与足量的甲在溶液中完全反应的离子方程式______________________。

【答案】CO和CO2 CO2+2Mg2MgO+C 少量水加水可

防止溴单质的挥发 2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3＋+2Br2+6Cl-

【解析】

【分析】

甲、乙、丙、是三种常见单质，X、Y、Z是常见的三种化合物，X与甲的反应为置换反应，(1)若甲是具有还原性的单质，X、Y、Z中有一种是离子晶体，说明甲应为金属，常见发生置换反应的为2Mg+CO22MgO+C，则X为CO2，甲为Mg，Y为MgO，丙为C，Z为

CO，乙为O2；

(2)丙在通常状况下深红棕色的液体，应为Br2，甲是具有氧化性的黄绿色气体单质，可置换出Br2，甲为Cl2，X为FeBr2，Z为FeBr3，乙为Fe，Y为FeCl3，，据此解答。

【详解】

甲、乙、丙、是三种常见单质，X、Y、Z是常见的三种化合物，X与甲的反应为置换反应。

(1)若甲是具有还原性的单质，X、Y、Z中有一种是离子晶体，说明甲应为金属，常见发生置换反应的为2Mg+CO22MgO+C，则X为CO2，甲为Mg，Y为MgO，丙为C，Z为CO，乙为O2；

①丙为C元素，分析可知X、Y、Z中含有丙元素的是X、Z，即CO和CO2；

②X为CO2，在CO2分子，C原子与2个O原子形成4对共用电子对，所以电子式为

；

③Mg可以在CO2中燃烧，反应时产生白烟，同时在容器器壁上有黑色固体碳生成，Mg与CO2反应的化学方程式为2Mg+CO22MgO+C；

(2)丙在通常状况下呈液态，为深红棕色，应为Br2，甲是具有氧化性的单质，可置换出

Br2，甲为Cl2，X为FeBr2，Z为FeBr3，乙为Fe，Y为FeCl3，

①甲为Cl2，分子中2个Cl原子形成一对共用电子对，结构式为Cl-Cl；

②丙为Br2，易挥发，实验室保存时，需加入少量水，可防止溴单质的挥发；

③X与足量的甲在溶液中完全反应的离子方程式是2Fe2++4Br-+3Cl2=2Fe3＋+2Br2+6Cl-。

11．下表是元素周期表的一部分，对于表中元素①～⑧，填空回答：

族

ⅠAⅡAⅢA ⅣAⅤAⅥAⅤⅡA 0

周期

二①②③④

三⑤⑥⑦⑧

(1)地壳中含量最多的元素是______，非金属性最强的元素是______。

(2)写出①的最简单的气态氢化物的电子式______。

(3)在第三周期主族元素中，单质氧化性最强的是_____，能形成的二元强酸是________。

(4)写出②的气态氢化物与②的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式_____。

【答案】O F Cl2 H2SO4 NH3+HNO3=NH4NO3

【解析】

【分析】

由元素在周期表的位置可知，元素①～⑧分别为C、N、O、F、Na、Al、S、Cl，然后结合元素的性质与原子结构的知识分析解答。

【详解】

由元素在周期表的位置可知，元素①～⑧分别为C、N、O、F、Na、Al、S、Cl。

(1)地壳中含量最高的元素为O，非金属性最强的元素为F；

(2)①的最简单的气态氢化物为甲烷，分子中C原子与4个H原子形成四对共用电子对，其电子式为；

(3)第三周期主族元素中Cl的非金属性最强，单质氧化性最强的是Cl2，S对应的硫酸为二元强酸，能形成的二元强酸是H2SO4；

(4)②的气态氢化物为NH3，②的最高价氧化物对应水化物为HNO3，二者反应生成

NH4NO3，反应方程式为NH3+HNO3=NH4NO3。

【点睛】

本题考查位置、结构与性质关系的应用，把握元素周期表结构、元素周期律内容为解答的关键，试题侧重考查学生的分析、理解能力及灵活应用能力。

12．海水是巨大的资源宝库，从海水中提取食盐和溴的过程如下：

（1）写出步骤I中生成低浓度Br2的离子方程式______。

（2）步骤I中已获得Br2，步骤I中又将Br2还原为Br-，其目的为富集溴元素，请写出步骤II的化学方程式_______。

（3）在3mL溴水中加入1mL四氯化碳，振荡、静置后，观察到试管里的分层现象为如图

．．中的_______。

（4）某化学研究性学习小组为了解从工业溴中提纯溴的方法，查阅了有关资料：Br2的沸点为59℃，微溶于水，有毒性和强腐蚀性，他们设计了如图装置简图。请你参与分析讨论：

①C中液体产物颜色为_____。

②用离子方程式解释NaOH浓溶液的作用______。

【答案】Cl2+2Br-=2Cl-+Br2 Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4 D 深红棕色 Br2+2OH-=Br-+BrO-

+H2O

【解析】

【分析】

海水淡化得到氯化钠，电解氯化钠溶液或熔融状态氯化钠会生成氯气，氯气通入母液中发生反应得到低浓度的溴单质溶液，通入热空气吹出后用二氧化硫水溶液吸收得到含HBr和硫酸的溶液，通入适量氯气氧化得到溴单质，富集溴元素，蒸馏得到工业溴；

(1)步骤I中生成低浓度Br2，涉及氯气与溴离子的置换反应；

(2)步骤Ⅱ中又将Br2还原为Br-，二氧化硫与溴发生氧化还原反应；

(3)四氯化碳的密度比水大，且溴易溶于四氯化碳；

(4)工业制溴中提纯溴的方法，主要是利用蒸馏方法，因为题干中给出信息Br2的沸点是59℃，提纯溴必须收集59℃时的馏分；C中液体为冷凝下来的纯溴，则颜色为深棕红色；溴蒸气有毒，需要用碱液来吸收。

【详解】

（1）氯气能够氧化溴离子得到氯离子和单质溴，离子方程式为：Cl2+2Br-=2Cl-+Br2；

故答案是：Cl2+2Br-=2Cl-+Br2；

（2）二氧化硫具有还原性，溴具有氧化性，二者发生氧化还原反应生成硫酸和氢溴酸，步骤II的化学方程式为：Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4；

故答案是：Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4；

（3）四氯化碳能够萃取溴水中的溴，但是四氯化碳的密度大于水的密度，看到的现象是：溶液分层，溴溶解四氯化碳中呈橙红色，所以下层呈橙红色，上层为水层，呈无色，故D 正确；

故答案选D。

（4）①C中圆底烧瓶中产生液体为溴，颜色为深红棕色；

答案是:深红棕色；

②Br2有毒，不能排放到环境中，D中浓NaOH溶液的作用是吸收挥发出来的溴，反应的离子方程式为Br2+2OH-=Br-+BrO- +H2O；

故答案是: Br2+2OH-=Br-+BrO- +H2O。

13．2019年诺贝尔化学奖颁给了三位为锂离子电池发展做出巨大贡献的科学家，锂离子电池广泛应用于手机、笔记本电脑等。

(1)锂元素在元素周期表中的位置：_________________。

(2)氧化锂(Li 2O)是制备锂离子电池的重要原料，氧化锂的电子式为_____________。

(3)近日华为宣布:利用锂离子能在石墨烯表面和电极之间快速大量穿梭运动的特性，开发出

了石墨烯电池，电池反应式为LI x C 6+Li 1-x 垐垐?噲垐?放电

充电C 6+LiCoO 2，其工作原理如图。

①石墨烯的优点是提高电池的能量密度，石墨烯为层状结构，层与层之间存在的作用力是_______。

②锂离子电池不能用水溶液做离子导体的原因是___________(用离子方程式表示）。 ③锂离子电池放电时正极的电极反应式为________________。

④请指出使用锂离子电池的注意问题____________________。(回答一条即可)

【答案】第二周期第IA 族 范德华力(分子间作用力)

2Li+2H 2O=2Li ++2OH -+H 2↑ Li 1-x CoO 2+xLi ++xe -= LiCoO 2 避免过充、过放、过电流、短路及热冲击或使用保护元件等

【解析】

【分析】

(1)根据锂元素的原子结构与元素位置的关系分析判断；

(2)氧化锂是离子化合物，Li +与O 2-之间通过离子键结合；

(3)①石墨烯结构是平面结构，层内是共价键，层间以分子间作用力结合；

②根据Li 是碱金属元素，利用碱金属单质的性质分析；

③锂离子电池放电时正极上Li +得电子变为LiCoO 2；

④使用锂离子电池的注意问题是禁止过充、过房，配备相应的保护元件等。

【详解】

(1)Li 是3号元素，核外电子排布为2、1，所以Li 在元素周期表的位置位于第二周期第IA 族；

(2) Li 2O 是离子化合物，Li +与O 2-之间通过离子键结合,其电子式为：；

(3)①石墨烯的优点是提高电池的能量密度，石墨烯为层状结构，在层内，C 原子之间以共价键结合，在层与层之间存在的作用力是分子间作用力，也叫范德华力；

②Li 是碱金属元素，单质比较活泼，容易和水反应产生氢气，反应方程式为：

2Li+2H 2O=2Li ++2OH -+H 2↑，所以锂离子电池不能用水溶液；

③根据锂电池总反应方程式可知：锂离子电池在放电时，正极上Li +得电子变为LiCoO 2，电极反应式为：Li 1-x CoO 2+xLi ++xe -= LiCoO 2；

④锂电池在使用时应该注意的问题是避免过充、过放、过电流、短路及热冲击或使用保护

元件等。

【点睛】

本题考查了锂元素的有关知识，解答时要根据各种物质的结构，充分利用题干信息进行综合分析、判断。

14．A、B、C、X、Y、Z、E为前四周期元素，且原子序数依次增大。A原子核外有三个能级，且每个能级上的电子数相等，C原子成对电子数是未成对电子数的3倍，X、Y、Z、E 是位于同一周期的金属元素，X、E原子的最外层电子数均为1，Y有“生物金属”之称，Y4+和氩原子的核外电子排布相同，Z原子核外电子的运动状态数目是最外层电子数的14倍。用元素符号回答下列问题：

(1)B的电子排布式：_____________，Y的价电子排布图____________，Z2+的价电子排布式____________。

(2)E元素位于周期表第________周期__________族_________区。

(3)①A、B、C三种元素的第一电离能由小到大的顺序为_____________。

②A、C元素气态氢化物的稳定性的大小_________＞________(分子式表示)原因

_____________。

③与AC32-互为等电子体的离子_______(写一种)，写出与ABC-离子互为等电子体的分子的化学式：______(写一种)。

④AC2的电子式___________。

【答案】1s22s22p3 3d8四 IB ds C＜O＜N H2O CH4氧元素的非金属性强于碳或氧的原子半径比碳原子半径小，键长越小键能越大越稳定 NO3- N2O 或CO2

【解析】

【分析】

A、B、C、X、Y、Z、E为前四周期元素，且原子序数依次增大。A原子核外有三个能级，且每个能级上的电子数相等，A原子核外电子排布为1s22s22p2，则A为碳元素。X、Y、Z、E是位于同一周期的金属元素，元素只能处于第四周期，Y有“生物金属”之称，Y4+和氩原子的核外电子排布相同，Y元素原子核外电子数=18+4=22，故Y为Ti元素；X原子的最外层电子数为1，且X的原子序数小于Ti，故X为K元素；Z原子核外电子的运动状态数目是最外层电子数的14倍，最外层电子数只能为2，故Z原子核外电子数为28，则Z为Ni元素；E原子的最外层电子数为1，原子序数又大于Ni，则E原子的价电子排布式为

3d104s1，则E为Cu元素；C原子成对电子数是未成对电子数的3倍，原子序数又小于

X(钾)，未成对电子数最大为3，故C原子核外电子排布式为1s22s22p4，则C为O元素；而B的原子序数介于碳、氧之间，所以B为N元素，据此分析解答。

【详解】

根据上述分析可知A是C，B是N，C是O，X是K，Y是Ti，Z是Ni，E是Cu元素。(1)B是N元素，原子序数是7，根据构造原理可知N原子的核外电子排布式为：

1s22s22p3；Y是22号Ti元素，价电子排布式是3d24s2，价电子排布图为：

；Z是Ni，Ni原子失去最外层的2个电子变为Ni2+，Ni2+的价电子排布

式3d8；

(2)E是Cu，原子核外电子排布式是1s22s22p63s23p63d104s1，在元素周期表中位于第四周期第IB族，属于ds区；

(3)①A是C，B是N，C是O，一般情况下，同一周期的元素，随原子序数的增大，元素的第一电离能呈增大趋势，但由于N原子的2p电子处于半充满的稳定状态，所以其第一电离能比O大，则三种元素的第一电离能由小到大的顺序为C＜O＜N；

②元素的非金属性越强，其相应的简单氢化物的稳定性就越强，由于元素的非金属性C＜O，原子半径r(C)＞r(O)，所以这两种元素的相应氢化物的稳定性：H2O＞CH4；

③AC32-离子为CO32-，与其互为等电子体的离子为NO3-；ABC-离子为CNO-，与其互为等电子体的分子的化学式为N2O或CO2。

④AC2是CO2，在该物质分子中，C原子与2个O原子形成四对共用电子对，使分子中每个原子都达到最外层8个电子的稳定结构，所以CO2的电子式为：。

【点睛】

本题考查了物质结构的知识，涉及元素周期表、元素周期律的应用、原子核外电子排布的表示、元素周期表的位置、元素的电离能大小比较、等电子体及物质电子式的书写。根据原子结构推断元素是本题解答的关键。要根据原子的构造原理，结合元素的原子结构与元素位置及性质的关系分析判断，注意理解同一周期元素的第一电离能变化规律及反常现象，熟练掌握原子核外电子排布规律，这是解答该题的基础。

15．图A所示的转化关系中(具体反应条件略)，a、b、c和d分别为四种短周期元素的常见单质，其余均为它们的化合物，i的溶液为常见的酸，a的一种同素异形体的晶胞如图B所示：

回答下列问题：

(1)图B对应的物质名称是______，晶体类型为______。

(2)d中元素的原子核外电子排布式为 ______

(3)图A中由二种元素组成的物质中，沸点最高的是 ______，原因是______，该物质的分子构型为______。

(4)图A中的双原子分子中，极性最大的分子是______。

(5)k的分子式为______，中心原子的杂化轨道类型为______，属于______分子(填“极性”或“非极性”)。K又称光气，实验室制取时，可用四氯化碳与发烟硫酸(SO3的硫酸溶液)反应。

将四氯化碳加热至55-60℃，滴加入发烟硫酸，即发生逸出光气和磺酰氯(该物质在高温时分解成SO2和Cl2)，写出制取光气的化学方程式：______。

制取光气也可用氯仿和双氧水直接反应，生成光气和一种极易溶于水的气体，且水溶液呈强酸性，写出该化学方程式：______。

【答案】金刚石原子晶体 1s22s22p63s23p5 H2O 分子间形成氢键 V形 HCl COCl2

sp2极性 SO3+CCl4=SO2Cl2+COCl2↑ CHCl3+H2O2=HCl+H2O+COCl2

【解析】

【分析】

a、b、c和d分别为四种短周期元素的常见单质，b与c反应生成水，则b、c分别为H2、O2中的一种，a的一种同素异形体的晶胞中每个原子周围有4个键，判断为金刚石，则a 为C元素，则b为H2、c为O2，由转化关系可知，f为CO，g为CO2，因i是常见的酸，只由b、d形成可判断为盐酸，则d为Cl2，i为HCl，而k与水反应生成CO2与盐酸，该反应没在教材中出现过，且由f、d反应得到，应含C、O、Cl三种元素，只能判断为COCl2，据此解答。

【详解】

根据上述分析可知：a是C，b是H2，c是O2，d为Cl2，f为CO，g为CO2，i为HCl，k为COCl2。

(1)根据上面的分析可知，图B对应的物质名称是金刚石，属于原子晶体；

(2)d中元素为Cl元素，基态原子电子排布式为1s22s22p63s23p5；

(3)在上所有两元素形成的物质中，只有水是液态，其它都是气体，故水的沸点最高，是由于在水分子之间除存在分子间作用力外，还有氢键，水分子中O原子形成2个σ键、含有2对孤电子对，杂化轨道数目为4，产生sp3杂化，所以分子构型为V形；

(4)在上述元素形成的所有双原子分子中，只有H、Cl电负性差值最大，因而HCl的极性最大；

(5)k的分子式为COCl2，COCl2中C原子成3个σ键、1个π键，没有孤电子对，C原子采取sp2杂化，分子中正负电荷中心不重合，属于极性分子，四氯化碳与发烟硫酸(SO3的硫酸溶液)反应，制取光气的化学方程式为SO3+CCl4═SO2Cl2+COCl2↑.制取光气也可用氯仿和双氧水直接反应，生成光气和一种极易溶于水的气体，且水溶液呈强酸性，其化学方程式为CHCl3+H2O2=HCl+H2O+COCl2。

【点睛】

本题考查无机物推断、物质结构与性质的知识。涉及原子的杂化、分子与晶体类型的判断、化学方程式书写等，突破口是根据a的一种同素异形体判断a，掌握元素周期律及元素化合物的知识与物质结构理论是本题解答的基础。

高中化学第1章第2节原子结构与元素周期表第2课时核外电子排布与元素周期表原子半径教案鲁科版选修3

第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。

③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分

(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例

元素周期表变化规律

（一）元素周期律和元素周期表 1．元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

元素周期表中的规律

元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性

由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性

元素周期率与元素周期表

专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是

元素周期表的规律总结

元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 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；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； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )r(Cl)

化学元素周期表变化规律

主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原

化学元素周期表规律

化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。

元素周期表变化规律

1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2元素变化规律 （1）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束。 （2）每一族的元素的化学性质相似 3元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 4单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 5元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 6最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 7 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 8、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性

（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

元素周期表中的性质

1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。

(夺冠方略)高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半径知能巩固提升 鲁科版选修3

"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 ②最外层电子排布为ns2的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4

B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-)

《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。

元素周期表变化规律

（）除第周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）地原子半径随原子序数地递增而减小； （）同一族地元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大. 注意：原子半径在族及此后各副族元素中出现反常现象.从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成地.然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应地前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）.然而从镧至铪中间却经历了镧系地十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”.镧系收缩地结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来地原子半径应当增加地影响，出现了铪地原子半径反而比锆小地“反常”现象. 文档来自于网络搜索 元素变化规律 （）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束. （）每一族地元素地化学性质相似 元素化合价 （）除第周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属递增到，非金属元素负价由碳族递增到（氟无正价，氧无价，除外）；文档来自于网络搜索 （）同一主族地元素地最高正价、负价均相同 () 所有单质都显零价 单质地熔点 （）同一周期元素随原子序数地递增，元素组成地金属单质地熔点递增，非金属单质地熔点递减； （）同一族元素从上到下，元素组成地金属单质地熔点递减，非金属单质地熔点递增元素地金属性与非金属性 （）同一周期地元素电子层数相同.因此随着核电荷数地增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；文档来自于网络搜索 （）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数地增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减. 文档来自于网络搜索 最高价氧化物和水化物地酸碱性 元素地金属性越强，其最高价氧化物地水化物地碱性越强；元素地非金属性越强，最高价氧化物地水化物地酸性越强. 文档来自于网络搜索 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定.同周期非金属元素地非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素地非金属性越强，其气态氢化物水溶液地酸性越弱.文档来自于网络搜索 、单质与氢气化合地难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数地递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数地递增，单质与氢气化合越难. 单质地氧化性、还原性 一般元素地金属性越强，其单质地还原性越强，其氧化物地阳离子氧化性越弱；元素地非金属性越强，其单质地氧化性越强，其简单阴离子地还原性越弱.文档来自于网络搜索 其他 焰色反应：钡黄绿铜蓝绿钾浅紫锂深红钠黄钙砖红 生命元素：

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

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

元素周期表排列规律

元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型 横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环 竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。 1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 非金属气态氢化物

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；

（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2. 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数；