原子结构与元素周期表试卷及答案
原子结构与元素周期表试卷及答案
一、选择题(本题只有一个正确选项)
1、（奉贤二模，2）下列化学用语正确的是
A ．硫的原子结构示意图：
B ．2-丁烯的结构式：
C ．乙酸的化学式：C 2H 4O 2
D ．原子核内有8个中子的氧原子：188O 2、（奉贤二模，3）3He 可以作为核聚变材料，以下关于3He 的说法正确的是
A ．比4He 少一个电子
B ．比4He 少一个质子
C ．与4He 的同分异构体
D ．是4He 的同位素
3．（静安二模，1）在日本核电站附近检测到放射性原子131I 。关于131I 原子和127I 原子的
叙述错误的是 C
A.它们互称为同位素
B.它们的化学性质几乎完全相同
C.它们相差4个质子
D.它们的电子数相同
4．（静安二模，2）下列氮原子结构的表述中，对电子运动状态描述正确且能表明同一电子
层电子能量有差异的是 C
A ． B. C.1s 22s 22p 3 D.
5．（静安二模，15）氯元素的相对原子质量为35.5，由23Na 、35Cl 、37Cl 构成的11.7g 氯化
钠中，37Cl 的质量为 B
A. 1.75g
B. 1.85 g
C.5.25 g
D. 5.85g
6．（卢湾二模，2）下列化学用语正确的是 C
A ．聚丙烯的结构简式：
B ．丙烷分子的比例模型：
C ．磷原子最外层电子排布式：3s 23P 3
D ．羟基的电子式为： 7. （卢湾二模，3）下列各项说法或比较中正确的是 C
A ．氧化性：Ag + >Cu 2+ >Fe 3+
B ．热稳定性：HF ＞H 2Se ＞H 2O
C ．酸性：CH 3COOH>H 2CO 3 >H 2SiO 3
D ．离子半径：Cl －＞S 2－＞Mg 2+
8 （卢湾二模，6）右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关X 、W 、Y 、R 、Z 五种
元素的叙述中，正确的是 B
A ．常温常压下，五种元素的单质中只有一种是气态
B ．Y 的阴离子的还原性大于Z 的阴离子的还原性
C ．W 的氢化物比X 的氢化物稳定
D ．Y 与W 元素的最高价氧化物对应水化物的酸性比较，前者弱
于后者
9. （卢湾二模，8）下列各选项所述的两个量，前者一定大于后者的是 B
A ．F 2和Br 2的沸点
B ．纯水在25℃和80℃时的pH X W Y R Z
C ．25℃时，等体积的pH 都等于3的盐酸和AlCl 3溶液中，已电离的水分子数
D ．在4NH 3+6NO → 5N 2+6H 2O 反应中，被氧化和被还原的N 原子数
10．（普陀二模，3）下列化学用语或表达式正确的是 D
A ．Na ＋的电子排布式：1s 22s 22p 63p 1
B ．二氧化碳的电子式：
C ．N 原子最外层轨道表示式：
D ．钢铁发生吸氧腐蚀的正极反应式：O 2＋2H 2O ＋4e → 4OH －
11．（徐汇二模，3）下列化学用语正确的 D A ．I-131： I 77
53 B ．Cl -的结构示意图： C ．乙炔的结构简式：CHCH D ．Na 2S 的电子式：S 2-Na +
Na +
12．（徐汇二模，6）铝是金属元素，某同学认为铝也有一定的非金属性。能支持该观点的
下列描述是 A
A ．氢氧化铝能溶于强碱溶液
B ．铝片能与盐酸反应生成氢气
C ．氯化铝溶液显酸性
D ．铝能发生铝热反应
13．（杨浦二模，11）N A 表示阿伏加德罗常数，下列说法错误的是 C
A ．质量为a g 的R 分子，其相对分子质量为a N A
B ．12g 石墨含有N A 个碳原子
C ．31g 白磷分子（P 4）中含有6N A 个共用电子对
D ．30g 葡萄糖含有N A 个碳原
子
14．（崇明二模，2）I 131
53是日本核泄漏的元素之一，较大量接触对人体有害，所以不必“谈
碘色变”。I 131
53在人类生活中还有着“天使”的一面，如控制剂量在医疗上有助于治疗
多种甲状腺疾病。下面对I 13153的叙述中错误．．
的是 C (A)质子数与电子数均为53 (B)中子数与质子数之差为25
(C)电子数与中子数均为78 (D)质子数与中子数之和为131
15．（崇明二模，3）下列有关化学用语错误．．
的是 D (A)次氯酸的结构式：H —O —Cl (B)CH 4 分子的比例模型：
(C)丙烷分子的球棍模型： (D)CO 2的电子式：
16．（崇明二模，8）XY 是中学化学中常见的化合物，已知组成该物质的两种离子的电子层
结构与Ne 相同。下列有关说法中错误的．．．
是 B (A)微粒通过离子键结合在一起 (B)Y 的原子序数比X 的大
(C)Y 离子半径比X 离子半径大 (D)Y 单质的氧化性比X 强
17．（崇明4月，1）2011年3月11日，在日本东北发生了特大地震并引发海啸，造成日
本福岛核电站发生核泄漏，核泄漏的放射性物质中，大量存在一种叫做“碘－131”的放射
性元素。下列说法正确的是 B
（A ）碘元素的质子数为131 （B ）合理利用核能符合“低碳”要求
（C）核反应属于化学变化（D）食用加碘盐能防止一切核辐射
18．（闵行二模，1）2011年3月11日，在日本东北发生了特大地震并引发海啸，造成日本福岛核电站发生核泄漏，核泄漏的放射性物质中，大量存在一种叫做“碘-131”的放射性元素。下列说法正确的是 D
A．碘元素的质子数为131
B．食用加碘盐能防止一切核辐射
C．核反应属于化学变化
D．合理利用核能符合“低碳经济”要求
19．（闵行二模，6）下列各物质或微粒性质的比较中正确的是 C
A．沸点：H2O＞H2S＞H2Se B．热稳定性：H2CO3＞NaHCO3＞Na2CO3 C．半径：Cl＜Cl－＜S2－D．酸性：H2CO3＜HNO3＜H3PO4
20．（闵行二模，11）设N A表示阿伏加德罗常数的值，下列说法中正确的是 D A．4.6 g乙醇中含有的C－H键的个数为0.6N A
B．34 g H2O2中含有的阴离子数为N A
C．标准状况下，11.2 L CHCl3中含有的分子数为0.5N A
D．常温常压下，48 g氧气和臭氧的混合气体中含有的氧原子总数为3N A
21．（闸北4月，2）人们在研究金星大气成分时发现金星大气中有一种称为硫化羰（COS）的分子，其结构与CO2类似，硫化羰是一种与生命密切相关的物质。下列有关COS的推测错误的是 B
A．COS分子是含有极性键的极性分子
B．COS的电子式为：
C．COS分子中所有原子满足8电子稳定结构
D．COS分子中三个原子处于同一直线上
22．（闸北4月，4）下列叙述错误的是 C
A．根据金属活动性顺序表，可以推断冶炼金属时可能的方法
B．根据某原子的核外电子排布式，可知该原子核外有多少种能量不同的电子
C．根据某元素原子的质子数和中子数，可以确定该元素的相对原子质量
D．根据酸、碱、盐的溶解性表，可以判断某些溶液中的复分解反应能否进行23．（闸北4月，14）N A代表阿伏加德罗常数，下列说法正确的是C
A．由2H和18O所组成的水11g，其所含的中子数为5N A
B．分子数为N A的CO、C2H4混合气体体积约为22.4L，质量为28g
C．100 mL 1 mol/L AlCl3溶液中含阳离子数大于0.1N A
D．反应KClO3＋6HCl→KCl＋3Cl2↑＋3H2O中，每生成1 molCl2转移的电子为6N A 24．（松江5月，2）“神舟七号”的燃料是氢化锂三兄弟——LiH、LiD、LiT。其中Li的质量数为7，对这三种物质的下列说法正确的是 C
A．质子数之比为1::2:3 B．中子数之比为1:1:1
C．摩尔质量之比为8:9:10 D．化学性质不相同
25．（松江5月，6）下列叙述正确的是（用N A代表阿伏加德罗常数的值）D A．2.4g金属镁变为镁离子时失去的电子数为0.1N A
B．1molHCl气体中的粒子数与0.5mol/L2L盐酸中溶质粒子数相等
C．58.5g的氯化钠固体中含有N A个氯化钠分子
D．在1L0.1mol/L碳酸钠溶液中，阴离子总数大于0.1N A
26．（松江5月，11）最近，美国普度大学的研究人员开发出一种利用铝镓合金加水制造氢气的新工艺。合金中镓（Ga，ⅢA）是关键成分，可阻止铝形成致密的氧化膜。下列关于铝、
镓的说法正确的是 D
A ．铝的金属性比镓强
B ．铝的熔点比镓低
C ．Ga(OH)3与A l (OH)3性质相似，一定能与NaOH 溶液反应
D ．铝、镓合金与水反应后的物质可以回收利用冶炼铝
二、选择题(本题每小题4分，每小题有一个或两个正确选项。只有一个正确选项的，多选
不给分；有两个正确选项的，选对一个给2分，选错一个，该小题不给分)
27．X 、Y 、Z 为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6。由这三种元
素组成的化合物的化学式不可能是____。C
A ．(XYZ 2)2
B ．X 4YZ
C ．XYZ 2
D ．X 2YZ 3
28．（普陀二模，20）A 、B 、C 、D 、E 为同一短周期相邻的五种元素（稀有气体除外），
且原子序数依次递增，下列说法正确的是 BD
A ．若
B 为非金属，则A 一定为金属
B ．A 与E 简单离子的半径：A ＜ E
C ．C 的氢化物常温下可能为液态
D ．若
E 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H m EO n,，则E 的最低化合价为：
－(8－2n+m)
29．（崇明二模，18）用N A 表示阿伏加德罗常数的值。下列叙述正确的是 AD
(A)室温下，42.0g 乙烯和丙烯的混合气体中含有的碳原子数为3N A
(B)100 mL 18.4 mol ·L -1硫酸与足量铜反应，生成S02的分子数为0.92 N A
(C)1 L 0.1 mol ·L -1的醋酸溶液中所含的离子和分子总数为0．1 N A
(D)标准状况下，1L 液态水中含有的H ＋数目小于10-7N A
30
A ．a 单质的熔点、沸点比b 单质高
B ．八种元素中，b 元素单质的化学性质最活泼
C ．八种元素的单质中，常温下有五种固体
D ．c 、d 、f 、h 的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强
三．填空
31、（普陀二模，23）（8分）黑火药是中国古代四大发明之一，它的爆炸反应为：
2KNO 3+3C+S ??→
?引燃
A+N 2↑+3CO 2↑（已配平） （1）生成物A 的电子式为： ，属于 晶体。
（2）黑火药中位于短周期的元素有 种。其中有一种元素的单质可制药，其氧
化物可做防腐剂，该元素在周期表中的位置是 ，该元素的原子核外有
种不同运动状态的电子。
（3）黑火药所含元素中原子半径从大到小的顺序是 (用元素符号表示)；
（4）下列能说明黑火药中碳与硫两元素非金属性相对强弱的有 。
A 、相同条件下水溶液的pH ：Na 2CO 3＞Na 2SO 4
B 、酸性：H 2SO 3＞H 2CO 3
C 、CS 2中碳元素为+4价，硫元素为-2价
D 、加热分解温度：CH 4＞H 2S
答案（共8分）
（1）（2分） K +[：：..
..S ]2-K +， 离子 （2）（3分） 4， 第三周期第ⅥA 族 ， 16
（3）（1分）K 、S 、C 、N 、O
(4) （2分）A 、C
32．（奉贤二模，23）根据元素周期表及周期律的知识回答下列问题：
（1）与钠同周期且离子半径最小的元素位于周期表的第________________族。其氧化物属
于________晶体。
（2）金属钠在一定条件下与氢气反应生成氢化钠（2Na+H 2???→?一定条件2NaH ）。生成物氢化
钠的电子式为_________，含有的化学键为_______键（填“离子”、“共价”或“金属”）。
（3）元素周期表中元素的性质存在递变规律，下列比较正确的是________。
a ．碱性：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
b ．酸性：H 4SiO 4＞H 3PO 4＞H 2SO 4＞HClO 4
c ．氢化物稳定性：PH 3＜H 2S ＜HCl
d ．与NaOH 溶液反应的剧烈程度：Na ＞Mg ＞Al
（4）第三周期元素的气态原子失去最外层一个
电子所需能量（设为E ）如右图所示：
① 同周期内，随着原子序数的增大，E 值
变化的总趋势是_____________________。 ② 根据上图提供的信息，试推断
E 氟_______E 氧（填“＞”“＜”或“＝”）。 33. （静安二模，23
回答下列问题：
（1）E 元素原子核外有2个未成对电子，这2个电子所处亚层的符号是 ；请从物质
的类别、化合价二方面归纳该元素+4价氧化物的化学性质： 。
（2）请指出G 的非金属性比E 的非金属性强的事实（写3点） 。
（3）E 、G 元素的原子均可形成与M 原子电子层结构相同的简单离子，且E 离子的半径更
大，请解释 。
（4）A
a b c d
答案（本题8分）
（1）3p（1分）；具有酸性氧化物的通性；既有氧化性又有还原性（合理即可；共2分，少写不給分）
（2）G的氢化物更稳定、G的最高含氧酸酸性更强、G的单质能把E的单质置换出来
（合理即可；共2分，少写1个扣1分）
（3）G离子的核电荷数更大，对外层电子的引力更强（1分）
（4）c d （2分，少选得1分，错选不给分）
34．（卢湾二模，23）奥运五环代表着世界五大洲，五环连在一起代表着五大洲的人民能够友好相处。
若五圆环中A、B、C、D、E代表由五种短周期元素形成
的五种化合物，每种化合物仅含有两种元素，两圆圈交叉是指
两种物质含有一种相同元素。A是沼气的主要成分；B、E分子
中所含电子数都为18，B不稳定，具有较强的氧化性。E是由
空气中含量最多的元素和氢元素组成，每个E分子是由6个原子构成的，常做还原剂，也作火箭的燃料。C、D都是离子晶体，C常用做耐火材料，D中所含的两种元素的阳离子与阴离子的个数比为3∶2。
（1）A分子中除氢以外的另一种元素原子的最外层电子排布式。
（2）C的电子式。B物质分子中存在的化学键是。
（3）组成C、D物质的相同元素在周期表的位置。
（4）D物质可以与水、酸等反应，若与盐酸溶液恰好完全反应所得溶液中含有的溶质为。（填化学式）
（5）B与E反应可生成单质G和一种常见的液体H，反应的化学方程式为。答案8分，每空1分）
（1）2s22p2（2）Mg2+[:O:]2-共价键（3）第三周期第ⅡA
（4）MgCl2NH4Cl （5）2H2O2+N2H4→N2↑+4H2O（2分）
35．（徐汇二模，23）电气石是一种具有保健作用的天然石材，其中含有的主要元素为B、Si、Al、Mg、Na、O等元素。
（1）上述元素中，原子半径最小的是（用元素符号表示），在元素周期表中处于金属和非金属分界线附近的元素是（用元素符号表示）；
（2）表示原子结构的化学用语有：原子结构示意图、核外电子排布式、轨道表示式，从中选择最详尽描述核外电子运动状态的方式，来表示氧元素原子核外电子的运动状态；氧元素原子核外有种不同能级的电子；
（3）B与最活泼的非金属元素F形成化合物BF3，检测发现BF3分子中三根B—F键的键长相等，三根键的键角相等，能否仅仅依据此数据此判断BF3分子的极性____________；（4）SiO2晶体的熔点比BF3晶体________（选填“高”、“低”）。
答案．（共8分）
（1）O （1分），Al、Si、B （各1分，共3分，多填、错填均不得分）
（2）（1分） 3 （1分）
（3）不能（1分）（4）高（1分）
36．（崇明二模，24）下表为元素周期表的一部分，参照元素①～⑦在表中的位置，请用相关的化学用语回答下列问题：
族
IA 0 周期
1 ①ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2 ②④
3 ⑤③⑥⑦
(1) ④、⑤、⑦的原子半径由大到小的顺序为___________。
(2) ⑥和⑦的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱为_______>_______。
(3) ③元素的原子核外共有_____种不同能级的电子，它们共填充了_____个轨道。
(4) 由表中元素形成的物质可发生下图中的反应，其中B、C、G是单质，B为黄绿色气体。
①写出D溶液与G反应的化学方程式__________________________________________。
②写出检验A溶液中溶质的阳离子的方法: __________________________________。
③混合物X中的某物质不溶于水，但既能溶于酸又能溶于碱，请写出它在碱性溶液中
的电离方程式_____________________________________
答案、(1) Na>Cl>F (1分) (2) HClO4 >H2SO4 (1分) (3)5；7 (2分)
(4)① 2Al+2NaOH +2H2O → 2NaAlO2 +3H2↑ (2分)
②焰色反应火焰显黄色(1分) ③A l(O H)3
AlO2― +H＋+H2O(2分)
37．（崇明4月，20）下图是Na、Al、Si、H、C、N
等元素某种常见单质的熔点高低的顺序，其中c、d均
是热和电的良导体。
（1）写出上图中c 单质对应元素离子的电子排 布式为
_________________，工业上制取d 单质的化学方程式是________________
_____________，用一个离子方程式表示c 、d 的金属性相对强弱：_____________
_________________________。
（2）单质f 对应的元素原子的核外电子占据了__________个轨道。
（3）a 与b 的元素形成的10电子中性分子X 极易溶于水的原因是________
________________________，将X 溶于水后的溶液逐滴加入到AgNO 3溶液中
至过量，观察到的实验现象是______________________________。
（4）能说明e 、f 单质对应元素的最高氧化物的熔点高低的理由是_________
___________________________。
（5）用一个化学方程式说明b 、f 单质对应元素的非金属性强弱____________
_______________________。
答案（10分）
（1）（3分）1s 22s 22p 6 2Al 2O 3(熔)??→
?电解
4Al ＋3O 2↑ OH －＋Al(OH)3→AlO 2－＋2H 2O
（2）（1分）4
（3）（3分）①氨分子是极性分子，水分子也是极性分子；②氨分子与水分子之间能形成氢键 先产生沉淀，沉淀达到最大后有逐渐溶解，直至完全消失
（4）（1分）SiO 2形成原子晶体，CO 2形成分子晶体，晶体类型不同
（5）（2分）HNO 3＋NaHCO 3→NaNO 3＋CO 2↑＋H 2O （合理就给分）
38．（闸北4月，23）日本福岛核电站机组因地震和海啸而爆炸，周围检测到碘-131和铯
-137等放射性物质的浓度严重超标，危及人们的健康。
（1）铯元素在周期表中位置是 ；碘元素原子的最外层电子排布式为 ，
原子的中子数和质子数之差为 。
（2）某元素与碘元素同一主族，该元素的原子核外共有5种不同能级的电子，则该元素的
原子核外共有 种不同运动状态的电子。在短周期主族元素中，该元素与其相邻元素的原子半径从大到小的顺序是 (用元素符号表示)。
（3）碱金属单质及化合物在许多性质上都存在着递变规律。下列有关说法正确的是 。 a ．单质的熔点按Li 、Na 、K 、Rb 、Cs 的顺序依次升高
b ．氯化物的熔点按NaCl 、KCl 、RbCl 、CsCl 的顺序依次降低
c ．离子的氧化性按Li +、Na +、K +、Rb +、Cs +的顺序依次增强
d ．单质与水反应按Li 、Na 、K 、Rb 、Cs 的顺序由难变易
（4）CsICl 2是一种碱金属的多卤化物，这类物质在化学反应中既可表现氧化性又可表现还
原性，有关该物质的说法正确的是 。
a ．Cs 显+3价，I 、Cl 均显－1价
b ．Cs 显+1价，Cl 显+1价，I 显－1价
c ．在CsICl 2溶液中通入Cl 2，有单质碘生成
d ．在CsICl 2溶液中通入SO 2气体，有硫酸生成
答案、(共8分)
（1）第六周期第IA 族； 5s 25p 5 ； 25 （各1分，共3分）
（2）17，,S ＞Cl ＞F （各1分，共2分） （3）bd （2分） （4）d （1分）
元素 A B C D
性质 结构 信息 原子核外有两个电子层，最外层有3个未成对的电子 原子的M 层有1对成对的p 电子 地壳中含量最多的金属元素 有两种常见氧化物，其中有一种是冶金工业常用的还原剂
原子的电子排布式 ，电子式 。
⑵A 元素的气态氢化物在水中的溶解性是___ ___（填极易溶、易溶、能溶、可溶、微溶、
难溶）。如何设计一个简单实验证明你的结论？
。
⑶D 元素最高价氧化物的熔点比同主族相邻元素最高价氧化物的熔点 （填“高”或“低”），其原因是_____________________________________。
⑷写出B 的最高价氧化物对应的水化物与C 的最高价氧化物反应的离子方程式： 。
答案．⑴1s 22s 22p 63s 23p 4 （1分）CS 2的电子式略（1分）
⑵极易溶（1分）；收集满一小试管的气体，把它倒插在盛有水的水槽中，若试管中几乎充满水，则该气体极易溶于水（或喷泉实验，合理给分） （2分）
⑶低，晶体类型不同 （各1分）
⑷6H + + Al 2O 3 → 2Al 3+ + 3H 2O （1分）
元素性质
① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨ ⑩ 原子半径10(10)m - 1.86 1.52 0.66 1.43 0.77 1.10 0.99 2.31 0.70 0.64
最高价态 +1 +1 —— +3 +4 +5 +7 +1 +5 ——
最低价态
—— —— －2 —— －４ －3 －1 —— －3 －1 试回答下列问题：(以下各题回答，可能的话，均用对应的元素符号或物质的化学式表示)
（1）写出⑦⑨与氢元素形成的常见离子化合物的电子式
（2）上述⑤、⑥、⑦号元素中某2种元素形成的化合物中，每一个原子都满足最 外层为8电子稳定结构的物质可能是 、 ；
（3）某元素R 的原子半径为1.04×1010-m ，该元素在周期表中的位置是
（4）以上10种元素的原子中，失去核外第一个电子所需能量最少的是
（5）④、⑦、⑧、⑩四种元素形成的离子，其半径由小到大的顺序为 答案.（8分）
（1）
(2分) （2）CCl 4 、
PCl 3 (2分)（3）第三周期，第ⅥA 族(2分) （4）K (1分) （5）Al 3+＜ F -＜ K +＜ Cl -(1分)
41． A 、B 、C 、D 、E 、F 是原子序数依次增大的短周期主族元素。A 与D 同主族、C 与E
同主族；B 原子的最外层电子数是次外层电子数的2倍；D 的原子序数是A 的11倍，
E 的原子序数是C 的原子序数的2倍。按要求回答下列问题：
(1) B 原子的轨道表示式为_____________。D 离子的电子排布式为__________________。
(2) 由上述元素组成的化合物中属于极性键形成的非极性分子是（写出其中的任意两种，用化学式表示） 、 。
(3) A 、B 、D 分别与F 形成的化合物，熔沸点由低到高的顺序是（用化学式表示）__________。
(4) 乙、丙是由上述元素组成的化合物，它们都含有四种元素，其中乙、丙所含的元素种类完全相同。若将乙、丙形成的溶液相混合，有刺激性气味的气体生成，将该气体通入到F 单质形成的水溶液中，生成两种强酸。试写出有关离子方程式：
① 乙、丙形成的溶液相混合 ；
② 刺激性气味气体通入F 单质形成的水溶液中 。
答案（9分）
（1）
， 1s 2 2s 2 2p 6
（2）CO 2、CH 4 （CCl 4或CS 2等其他合理答案均得分） （3）HCl ＜CCl 4＜NaCl
(4) HSO 3－+H +→H 2O+SO 2↑ ； SO 2+2H 2O+Cl 2→4H ++SO 42－+2Cl －
42．（1）常规海水中硫元素的主要存在形式是______(用离子符号表示)。
写出硫原子最外层电子的轨道表示式______。
（2）地壳中丰度最高的前十位元素中有两种过渡元素，它们是____(选择填空)。
a ．铁和钛
b ．铁和铝
c ．钛和锰
（3）有四种活泼金属元素，原子序数均不超过20，它们在地壳中、海水中、人体中的含量(丰度)都属名列前茅(所有元素中，它们的含量排名都在前十位)。这四种元素中，单质化学性质最活泼的是____，原子半径最小的是____。
答案(本题共5分)(1)SO 42- (不写轨道符号不给分) (2)a (3)K Mg
43．植物生长除了需要氮、磷、钾三种元素之外，还需要硼、镁等微量元素。有一种硼镁肥
料的主要成分是Mg 3(BO 3)2·2MgSO 4·6H 2O 。回答下列问题：
（1）Mg 3(BO 3)2·2MgSO 4·6H 2O 的氧化物形式为
____________________________________，某短周期元素与硼同族，其元素原子的最外层电子排布式为__________；
（2）某短周期元素的单质和金属镁可在高温下反应，得到产物A ，A 与水反应生成两种
碱，该元素周期表中的位置为___周期___族，写出A 与水反应的化学方程式↑↓ ↑
↑ ↑↓ 3s
3p
_______；
（3）比较硼和硫的非金属性强弱，硼的非金属性_______硫（填大于或小于），硼元素原子中有______种能量不同的电子；
（4）硼单质存在着多种同素异形体，某单质的熔点2300℃，沸点2550℃，原因可能是____。
A．硼单质性质与铝相似
B．硼在元素周期表中与碳相邻
C．硼单质的晶体结构为空间网状结构
D．硼元素存在着几种同位素，其中10B可用于原子反应堆
答案. (8分) (1)5MgO?2SO3?B2O3?6H2O 3S23P1（2分）
(2)二ⅤA （1分）Mg3N2 + 6H2O → 3Mg(OH)2 + 2NH3 （1分）
(3)小于三（2分）
(4)B C （2分）
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+ )
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 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。 （）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； 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 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 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；《原子结构与元素周期表》教案
元素周期表变化规律
原子结构与元素周期表教(学)案
元素周期表各原子结构示意图
原子结构与元素周期表.doc
元素周期表排列规律
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律