2019最新高中化学 专题1 第一单元 第2课时 元素周期律 苏教版必修2
元素第一电离能、2,2,3元素电负性的周期性变化课件-高中化学苏教版(2019)选择性必修2
（3）判断分子中元素的正负化合价 在化合物中， 电负性小的元素吸引电子的能力弱，其化合价为正值； 电负性大的元素吸引电子的能力强，其化合价为负值。
（4）对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族电负性接近，， 表现出的性质相似，被称为“对角线规则”。
第二单元 元素性质的递变规律
元素第一电离能、元素电负性的周期性变化
温故知新
元素周期表中金属性和非金属性的递变规律是什么？
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
ⅦA
1 2
逐失变核 渐电多电 增子，荷
3
强能原数 力子增
4
变半大
5
强径， ，逐电
6
金渐子
7
属增层 性大数
核电荷数增大，原子半径逐渐减小，得电 子能力增强，非金属性逐渐增强
思考：为什么同周期主族元素从左往右第一电离能有特殊情况，不符合 变化趋势的原子？请书写他们电子排布式并说明理由。
元素的第一电离能大小还与其原子的核外 电子排布有关。
当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形 成全空（p0、d0、f0）或半充满（p3、d5、f7） 或全充满（p6、d10、f14）结构时原子处于能量 较低状态，所以失电子所需能量较大，即I1较大。
1、请查阅下列化合物中元素的电负性值，判断他们哪 些是离子化合物，哪些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl AlCl3 离子化合物： NaF、 MgO、 KCl 共价化合物： HCl、 NO、AlCl3、 CH4
CH4
2、请查阅下列化合物中元素的电负性值，指出化合物 中为正价的元素
(完整版)高中化学必修二元素周期表专题练习(带答案).doc
新思维学校VIP 资料第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、元素周期表的结构：元素周期表有７个横行，每一个横行叫做一个周期。
其中第一、二、三周期叫做短周期，四至六周期叫做长周期，第七周期由于没有排满叫做不完全周期。
１．周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数２．除第 1 周期只包括氢和氦，第7 周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为 1 的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7 的卤素，最后以最外层电子数为8 的稀有气体结束。
短周期（第1、 2、3 周期）周期： 7 个（共七个横行）长周期（第4、 5、6 周期）周期表不完全周期（第7 周期）主族 7 个：Ⅰ A- 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）稀有气体元素口诀：三长、三短、一不完全；七主七副一零一Ⅷ二．元素的性质和原子结构：（一）碱金属元素：相似性：最外层电子数相同，都为１个1. 原子结构递变性：从上到下，随着核电核数增大，电子层数增多２．碱金属化学性质的相似性：点燃点燃O24Li + 2Li 2O 2Na + O2 Na2O22 Na + 2H O = 2NaOH + H ↑2K +2H O ＝2KOH+H↑2 2 2 2通式：2R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
３．碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下（从Li 到 Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
结论：１）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
２）金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
苏教必修二1.1.2元素周期律(第一课时)
专题一第一单元教学案原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第一课时）课程学习目标：1、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的2、培养学生抽象思维能力。
3、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
知识体系梳理：原子的最外层原子半径元素性质随电子数从1个主要化合价原子序数的增加到饱和原子得失电子能力递增而呈现（2个或8个）金属性和非金属性周期性变化的稳定结构课前预习：写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。
根据原子结构示意图总结并找出规律。
结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。
此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
课程达标检测：2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )A.Cl,S,PB.N,O,FC.Al3+,Mg2+,Na+D.K,Na,Li3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )A.a>b>cB.b>a>cC.c>a>bD.c>b>a课后练习：。
第一章 第二节 第1课时 原子结构与元素周期表 课件高二下学期化学人教版(2019)选择性必修2
第四周期第ⅠB族、ds区 第四周期第ⅠA族、s区
02
构造原理与元素周期表
三、元素周期表的分区
例3.下列说法正确的是（ C ） A.所有金属元素都分布在d区和ds区 B.最外层电子数为2的元素都分布在s区 C.元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 D.基态原子的p能级上半充满的元素不一定位于p区
第二节 原子结构与元素的性质
第1课时 原子结构与元素周期表
PART 01
01
元素周期律、元素周期系和元素周期表
一、基本概念
1.原子序数
1869年，门捷列夫按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列 起来，得到一个序列，并从最轻的元素氢开始编号，称为原子 序数。
现代化学中的原子序数的排列依据由相对原子质量修改为核电 荷数（质子数）。
02
构造原理与元素周期表
二、核外电子排布与族的关系
1.主族元素
主族序数
ⅠA
列数
1
价电子排布式 ns1
价电子数
1
ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
13
14
15
16
17
ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5
2
3
4
5
6
7
主族元素的价层电子就是最外层电子，全部在ns能级或nsnp能级 主族序数=价层电子数=最外层电子数
3d74s2
9
Ni 10
3d84s2 10
Cu 11 ⅠB 3d104s
1
11
Zn 12 ⅡB 3d104s
2
12
①除镧系和锕系元素，副族元素的价层电子都在(n-1)d和ns能级
苏教版高中化学选择性必修2物质结构与性质精品课件 元素第一电离能的周期性变化 元素电负性的周期性变化
变式训练1 下列四种元素中,第一电离能由大到小顺序正确的是( A ) ①原子含有未成对电子最多的第2周期元素 ②原子核外电子排布为1s2的元素 ③元素周期表中非金属性最强的元素 ④原子最外层电子排布为2s22p4的元素 A.②③①④ B.③①④② C.①③④② D.②③④① 解析 根据题意可知①为N元素、②为He元素、③为F元素、④为O元素。 He为稀有气体元素,难以失去电子,第一电离能最大。同周期元素从左到 右第一电离能呈增大趋势,N原子的最外层p能级为半充满结构,第一电离 能大于相邻的O元素,则第一电离能由大到小的顺序为②③①④。
应用体验
【例1】(2021福建厦门高二检测)
(1)Mg元素的第一电离能比Al元素的第一电离能
;第2周期元素中,
元素的第一电离能比铍大的元素有 种。
(2)碳原子的核外电子排布式为
。与碳同周期的非金属元素N
的第一电离能大于O的第一电离能,原因是
。
(3)A、B均为短周期金属元素。依据下表数据,写出B原子的电子排布式:
锂和镁的相似性: ①在氧气中燃烧生成氧化物 Li2O 、 MgO ,而其他碱金属则易生成 过氧化物、超氧化物; ②能直接与氮作用,生成氮化物 Li3N 、Mg3N2,而其他碱金属不与氮直 接反应; ③氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶于水,而其他碱金属的相应盐易溶于水 等。 铍和铝的相似性: ①单质在冷的浓硝酸中钝化; ②氧化物、氢氧化物都有 两 性; ③氯化物都是 共价 化合物,易汽化,能升华,能溶于有机溶剂等。
易错辨析 判一判 (1)金属元素的电负性一定大于1.8。( × ) 提示 (1)金属元素的电负性一般小于1.8。 (2)同周期元素中,稀有气体的电负性数值最大。( × ) 提示 (2)同周期元素中,卤族元素的电负性数值最大。 (3)根据“对角线规则”,B和Mg元素的电负性接近。( × ) 提示 (3)根据“对角线规则”,B和Si元素的电负性接近。 (4)与第一电离能相比,电负性是与物质宏观性质表现关联性更强的参数。
苏教版高中化学必修二知识点总结(专题一、二)
高中化学必修2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2n ；（3）最外层电子数不超过8个（K 层为最外层不超过2个），次外层不超过偲个，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 七对应表符号：KL M N O P Q3•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。
（周期序数二原子的电子层数）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• •。
主族序数二原子最外层电子数2. 结构特点： 核外电子层数 元素种类厂第一周期 1 2 种元素厂 短周期 J 第二周期 2 8 种元素厂 周期 1第三周期 3 8 种元素元 （7个横行）V 厂第四周期 4 18 种元素素 （7个周期） J 第五周期 5 18 种元素周＜ 长周期 Y 第六周期 6 32 种元素期 1第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 「主族 ：I A 〜VD A 共7个主族• 族副族 :HI B 〜vn 、 I B 〜II B , 共7个副族 （18个纵行） V第V1D 族 :三个纵行， 位于vn B 和I B 之间（16个族） &族： 稀有气体三、元素周期律「质子（z 个）「原子核｛II 中子（N 个） 1•原子数；X I2 核外电子（Z 个）注意： 质量数（A ）二质子数（Z ） +中子数（N ） 原子序数我电荷数二质子数二原子的核外电子 ★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 NeNa Mg Al Si P S Cl Ar K Ca1. 元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
高中化学第1章原子结构元素周期表第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表教案第二册化学教案
第2课时元素周期表[核心素养发展目标] 1.熟知元素周期表的结构(7个周期、16个族)，理解元素原子结构与元素周期表中位置之间的关系，促进“宏观辨识与微观探析”化学核心素养的发展。
2.了解ⅡA族元素、ⅤA 族元素、过渡元素的原子结构特点及其性质的相似性。
了解常见金属元素的焰色，会根据焰色试验判断某种元素的存在。
一、元素周期表1．元素周期表方格中的元素信息2．元素周期表的结构元素周期表错误!元素周期表结构记忆口诀：横行叫周期，现有1至7，三四分长短，四长副族现；纵列称作族，共有十六族，一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三列算一族，占去8、9、10。
3．元素在周期表中位置与原子结构的关系(1)元素周期表中位于同一周期(如第2周期、第3周期)的元素原子结构的相同点是具有相同的电子层数，变化规律是从左到右最外层电子数由1个逐渐增加到8个。
(2)元素周期表中位于同一主族(如ⅠA、ⅦA族)的元素原子结构的相同点是最外层电子数相同，变化规律是从上到下电子层数依次增多。
(3)元素在周期表中位置与原子结构的相互推断(1)元素周期表有18个纵列，共16个族( )(2)短周期元素中可能有副族元素( )(3)原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族( )(4)元素周期表中Ⅷ族元素种类最多( )(5)同周期相邻主族元素的原子序数之差都为1( )(6)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们互为同位素( )答案(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×1．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于ⅡA族，原子序数为x，乙位于ⅢA族，则乙的原子序数可能有哪几种？提示x＋1或x＋11或x＋25。
2．填写符合条件的短周期元素符号。
(1)族序数等于周期数的元素有H、Be、Al。
(2)族序数是周期数的2倍的元素有C、S。
(3)族序数是周期数的3倍的元素是O。
(4)周期数是族序数的2倍的元素是Li。
高中教育化学必修第一册苏教版《目录》教学课件
第1课时 物质的量 第2课时 气体摩尔体积 第三单元 物质的分散系 第1课时 常见的分散系 胶体 第2课时 电解质溶液 专题1 章末共享
专题2 研究物质的基本方法 第一单元 研究物质的实验方法
第1课时 实验安全与基本规范 物质的分离提纯 第2课时 物质的检验 物质性质和变化的探究 第二单元 溶液组成的定量研究 第三单元 人类对原子结构的认识 专题2 章末共享
专题3 章末共享
专题4 硫与环境保护 第一单元 含硫化合物的性质
第1课时 二氧化硫的性质和应用 第2课时 硫酸的制备与浓硫酸的性质 第二单元 硫及其化合物的相互转化 第1课时 含硫物质之间的转化 第2课时 氧化还原反应方程式的配平 第三单元 防治二氧化硫对环境的污染 专题4 章末共享
专题5 微观结构与物质的多样性 第一单元 元素周期律和元素周期表
第1课时 元素周期律 第2课时 元素周期表及其应用 第二单元 微粒之间的相互作用力 第1课时 离子键 第2课时 共价键 分子间作用力
第三单元 从微观结构看物质的多样性 第1课时 同素异形现象 同分异构现象 第2课时 晶体与非晶体
专题5 章末共享
专题3 从海水中获得的化学物质 第一单元 氯气及氯的化合物
第1课时 氯气的发现与制备 第2课时 氯气的性质及应用 第3课时 氧化还原反应
第二单元 金属钠及钠反应
第三单元 海洋化学资源的综合利用 第1课时 粗盐提纯 从海水中提取镁 第2课时 从海水中提取溴、从海带中提取碘
高中化学第1章原子结构元素周期律第2节第2课时元素周期表练习含解析第二册
第2课时元素周期表夯实基础轻松达标1.（2019山东济宁高一检测)俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。
这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素.下列有关叙述正确的是（)A.115号元素在第6周期B。
113号元素在第7周期ⅢA族C.115号和113号元素都是非金属元素D.镅元素和115号元素不在同一周期号元素镅、115号元素、113号元素,原子序数都大于86而小于118，所以都在第7周期;115号元素比118号元素原子序数小3,应在第ⅤA族,113号元素在第ⅢA族；113号元素和115号元素都是金属元素.2.国际理论与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。
下列有关这两种元素的说法错误的是(）A.两种元素位于同一周期B。
116号元素位于ⅥA族C。
两种元素都是活泼的非金属元素D。
114号元素的原子半径比116号元素的大114号元素和第116号元素分别处于第7周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A项、B项正确,C项错误；依据同周期元素原子半径递变规律可知，114号元素的原子半径比116号元素的大,D项正确。
3.下列说法不正确的是（）A.ⅠA族元素又叫碱金属元素,ⅦA族元素又叫卤族元素,0族元素又叫稀有气体元素B。
元素周期表中共有七个周期C。
元素周期表有7个主族,7个副族,1个0族，1个Ⅷ族，共18纵列D.X2+的核外电子数目为18，则X在第4周期第ⅡA族A族元素（除氢外)又叫碱金属元素，第ⅦA族元素又叫卤族元素，0族元素又叫稀有气体元素,A项错误;元素周期表有七个横行,称为七个周期,B项正确;元素周期表中有18纵列,除8、9、10三个纵列叫作Ⅷ族外，其余每个纵列各为一族,有7个主族、7个副族和1个0族,C项正确;X2+的核外电子数为18，则X原子的核外电子数为20，X的原子结构示意图为，X位于第4周期ⅡA族,D项正确。
必修一化学《第一单元 元素周期律和元素周期表》元素周期律教案
专题5 微观结构与物质的多样性 第一章 元素周期律和元素周期表第1节 元素周期律本节课是化学必修2本单元是本节课学习内容是苏教版高中化学必修1专题5第一单元《元素周期律和元素周期表》的“元素周期律”的教学内容。
在化学必修1专题1第三单元的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律.。
通过学习“元素周期律是原子结构周期性变化的必然结果”形成“结构决定性质”的认识，加深对元素性质的理解。
1．结合有关数据，运用实验探究等方法认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。
2．认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
元素周期律1．幻灯片 2．化学实验板书设计元素周期律一、原子核外电子排布规律随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化二、元素原子半径变化规律随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化原子、离子半径大小比较规律（1）一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，半径逐渐越小；（2）电子层数越多，半径越大。
三、元素主要化合价变化规律随着原子序数的递增，元素化合价呈周期性变化最高化合价=最外层电子数最低价=最外层电子数-8四、元素性质变化规律随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化五、元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律本节课主要以学生根据事实总结规律为主，教师适当给予指导。
通过一系列活动，锻炼了学生的能力，激发了学生的兴趣，也使学生获得了成功的快乐。
当然，这里面更主要的是一种科学思维、思想的形成：根据大量客观事实，研究其中隐含的规律，得出科学结论。
在上课过程中，也出现了一些问题。
在化合价总结时，学生只注意了正、负化合价由低到高，而忽视了二者之间的关系，需要教师指导。
高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律课件鲁科版必修第二册
小,则离子半径:C2->D->B+>A2+。由以上分析可知B正确。
重难探究•能力素养全提升
探究一
微粒半径大小比较
[问题探究]
卤水学名为盐卤,是由海水或盐湖水制盐后,残留于盐池内的母液。蒸发冷
却后析出氯化镁结晶,称为卤块。盐卤是我国北方制豆腐常用的凝固剂,能
使豆浆中的蛋白质凝结成凝胶,再挤出多余的水分便可形成豆腐。用盐卤
作凝固剂制成的豆腐,硬度、弹性和韧性较强,称为老豆腐,也称北豆腐、
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)相同最外层电子数——“序大径大”。
①规律:同一主族元素原子最外层电子数相同,从上到下,原子半径逐渐
增大。
②举例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。
(3)相同元素。
①同种元素的原子和离子半径——“阴大阳小,原子中间”。
D.原子最外层电子数:A>B>D>C
答案 B
解析 原子序数=核电荷数=原子核外电子数,aA2+、bB+、cC2-、dD-的电子层
结构相同,即核外电子数相同,根据离子电荷的多少及正负可推知原子的电
子层数:A=B>C=D,原子序数:a>b>d>c,原子最外层电子数:B<A<C<D。当
电子层数相同时,核电荷数越多,原子半径越小,结合电子层数A=B>C=D,所
[自我检测]
判断下列说法是否正确,正确的画“√”,错误的画“×”。
第一章 第二节 第2课时 元素周期律-高二化学人教版(2019)选择性必修2课件
03
电负性
二、电负性的应用
3.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价 通常为负价；
电负性数值小的元素原子吸引电子的能力若，元素的化合价 通常为正价。
例3.电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8， 则CH4中碳元素化合价为_－__4_价_，氢元素化合价为_＋__1_价_； SiH4中硅元素化合价为_＋__4_价_，氢元素化合价为－__1_价__
02
电离能
三、逐级电离能
1.逐渐电离能的变化趋势
同一元素原子的逐级电离能 越来越大。
首先失去的是能量最高的电 子，故第一电离能最小；失 去电子后形成阳离子，所带 正电荷对电子的吸引力更强， 从而逐级电离能越来越大。
02
电离能
三、逐级电离能
2.逐渐电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系
主族元素的逐级电离能在逐 渐增大的过程中会发生一次 突变，因为电子是分层排布 的，相较于外层电子，内层 电子很难失去。
Y
原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但 第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ： (1)写出各元素的元素符号：W:__H__ 、X:__O__、Y:_M__g_、Z:__S_i _、N:__C_l_。 (2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序:_M__g_>_S_i_>_O__。
注意：不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准， 如锑、铅、铋等金属元素的电负性均为1.9。
03
电负性
二、电负性的应用
2.判断化学键的类型
苏教版必修二 专题1 第一单元 第二课时 元素周期律
２．原子半径变化的规律性 原子序数 原子半径的变化
0.152 nm→0.071 nm 3 ～9 大→小 0.186 nm→0.099 nm大 11～17 →小 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周 期性的变化
一些元素原子半径规律性变化示意图
原子半径大小比较规律
⑴一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 变小
【实验3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一 小段镁条和铝片，再向试管中各加入2 mol· L -1盐酸2 mL，观察 并记录实验现象。
观察与思考：
性 质 Na 与冷水剧 烈反应 Mg 与冷水缓慢、 与沸水迅速反 应，与酸剧烈 反应 Mg(OH)2中强 碱 Al 与酸迅速 反应 Al(OH)3 两性氢氧 化物
解析
D选项的叙述是元素周期律的实质。
答案
D
以下是备用材料
H He Li Be
B
C
N
O
F
Ne Na Mg Al
Si
P
S
Cl Ar
什么叫原子序数? 根据原子序数的规定方法，该序数与 原子组成的哪些粒子数有关系? 有什么关系?
结论： 原子序数=核电荷数=质子数 =原子核外电子数
思考：
请画出1～18号元素的原子结构示意图， 观察原子核外最外层电子排布随原子序 数的递增有什么规律性的变化?
典例剖析
一 的是(
)
A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价 及原子核外电子排布的周期性变化 B．元素性质的周期性变化决定于元素原子结构的周期性变化 C．从 Li→F，Na→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1 价→ ＋7 价的变化 D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从 1 个到 8 个呈现周期性变化
苏教版高中化学必修大纲
化学补习大纲【第一单元】1.物质分类（纯/混、单/化、非/金、无/有、氧、酸氧/碱氧、分类方法）2.氧化还原反应（定义、反应类型关系、单双线桥）注：化学史-维勒3.物质的量（mol、N A、方程式中与系数关系、聚集状态、摩尔体积、阿伏伽德罗定律4.分散系（粒子大小、丁达尔、电解质、电离、）【第二单元】1.物质分离与提纯（重结晶、萃取、分液、蒸馏、粗盐水提纯）2.物质检验（焰色、离子检验、气体检验、特殊颜色、气味）3.溶液配制（容量瓶、实验）【第三单元】原子结构（模型演变、电子排布、原子核、A/Z、核素、同位素）【第一单元】1.氯气（氯碱工业、实验室制取、性质、钠铁铜氢气燃烧现象、漂白）2.溴、碘（空气吹出制取溴、海带提碘、沉淀、人工降雨）【第二单元】1.钠（和水、氧化、状态和存放、碳酸钠与碳酸氢钠、离子反应及方程式）【第一单元】铝（地位、提取、氧化物、氢氧化物、特殊性质、明矾、合金、铝热反应）【第二单元】1.铁（高炉炼铁、单质性质、Fe2+、Fe3+检验、应用）2.铜（制取、性质、和Fe3+反应）【第三单元】硅（硅酸盐、水泥、陶瓷、玻璃、二氧化硅、晶体、制取粗硅和粗硅提纯）【第一单元】硫（酸雨、二氧化硫、氧化、硫酸制备、性质、和铜/碳反应、硫酸盐）【第二单元】氮（雷雨发庄稼、一/二氧化氮、氧化、喷泉、硝酸、反应、4124、4324）【第一单元】1.核外电子排布（规律、排布图）2.元素周期律（递变、周期表）【第二单元】化学键（定义、离子键、共价键、电子式、分子间作用力、氢键）【第三单元】1.同素异形体、同分异构体【第一单元】1.化学反应速率（单位、影响因素）2.化学反应限度（平衡态、判定、可逆反应、三行式）【第二单元】反应热（吸放热、焓变、热化学方程式、键能、盖斯定律）【第三单元】1.原电池（装置要求、电化学腐蚀、化学电源）2.电解池（电解装置、电镀）【第四单元】生物质能【第一单元】燃料（天然气、有机物、石油、乙烯、煤、苯）【第二单元】1.乙醇（性质、羟基性质、氧化、检验）2.乙酸（性质、羧基性质、酯化反应）3.酯和油脂（定义、皂化、矿物油和植物油）4.糖、蛋白质、氨基酸（葡萄糖检验、盐析盐溶、氨基羧基、变性、检验）【第三单元】有机合成（有机反应类型、流程图、加聚反应、缩聚反应、高分子链节、单体）金属活动性表、氯碱工业（阳离子交换膜）、制取钠、脱硫。
高中化学三维设计江苏专版必修二讲义：专题1 第一单元 原子核外电子排布与元素周期律 Word版含答案
第一单元⎪⎪原子核外电子排布与元素周期律第一课时原子核外电子的排布、元素周期律[课标要求]1．知道核外电子能量高低与分层排布的关系。
2．能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。
3．通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。
4．初步认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
,1.原子核外电子排布规律的“1个最低”和“3个最多”：(1)“1个最低”——核外电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里；(2)“3个最多”——①各电子层最多容纳电子数2n2；②最外层电子数最多8个；③次外层电子数最多18个。
2．原子中，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即元素的性质，随着原子序数的递增，呈现周期性变化。
4．微粒半径大小的变化规律(1)电子层数相同时，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小；(2)最外层电子数相同时，随电子层数的递增，原子半径逐渐增大；(3)具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，离子半径越小。
原子核外电子的排布1．原子结构(1)原子的构成(2)原子结构的表示方法——原子结构示意图(以钠原子为例)2．原子核外电子排布(1)电子的能量与电子层含有多个核外电子的原子中，电子运动的主要区域离核有远有近，在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，可以认为电子在原子核外是分层排布的，且把核外电子运动的不同区域看成不同的电子层，各电子层由内向外的序数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)稀有气体元素的原子核外电子排布(3)①电子排布规律电子在原子核外排布时，总是尽量先排在能量最低的电子层里，即最先排布K层，当K层排满后，再排L层等。
②各电子层容纳电子数规律原子核外各电子层最多能容纳的电子数为2n2，最外电子层最多只能容纳8个电子(K 层为最外层时最多只能容纳2个电子)，次外层最多只能容纳18个电子，倒数第三层最多只能容纳32个电子。
高中化学 专题一 第一单元 第2课时《元素周期律》课件(苏教版必修2)
3．完成下列反应： 2NaOH＋H2↑ (1)2Na＋2H2O===_______________。 MgSO4＋H2↑ (2)Mg＋H2SO4 ===_______________。 (1) (3)回忆上述两个反应的实验，反应剧烈的是____(填序号， (2) 下同)，相对温和的是____。
一、原子序数 核电荷数 1．概念：按__________由小到大的顺序给元素编的序号。 二、原子最外层电子数、原子半径的变化规律 H、He 1．1～18 号元素中除_______外，最外层电子数重复出现 1 8 从___递增至___的周期性变化。 2．随着元素原子序数的递增，元素的原子半径(除稀有气 体元素外)呈现周期性变化：3～9 号、11～17 号元素原子半径 原子半径逐渐减小 的变化规律是________________。
5．同一周期的 1～18 号元素(非稀有气体元素)W、X、Y、 Z 的原子半径依次递减，下列叙述正确的是( B )。
A．单质的化学活泼性：W<X<Y<Z
B．原子最外层电子数：W<X<Y<Z C．单质的氧化性：W<X<Y<Z D．元素的最高正化合价：W<X<Y<Z 解析：1～18 号元素中同一周期的元素，从左至右最外层
素，在空格处填写对应的元素符号： H、Li、Na (1)原子最外层电子数为 1：____________。
He、Be、Mg (2)原子最外层电子数为 2：_____________。
B、Al (3)原子最外层电子数为 3：_______。 Li、Be、B (4)上述元素中，在第二横行的有____________，常见化合 H、Li、Na 价为＋1 的有___________。
光照
高中化学元素周期律说课稿
元素周期律说课稿尊敬的各位评委、老师，亲爱的同学们，大家下午好。
我是来自化学与材料工程学院的李静娴。
今天我说课的题目是《元素周期律》，我将从下面四个方面来谈谈我的说课。
它们分别是：教材分析，学情分析，教学方法和教学过程。
首先来谈谈我对教材的理解，本节课选自苏教版高中化学必修2第一专题第一单元第二课时的内容，是教学考纲中的一个重要知识点，同时是高中阶段无机化学学习的基础。
从教材的前后联系看来，它是对专题一中原子结构与前一节内容原子核外排布的延伸与扩展，同时为高中无机化学的学习提供了重要的基础。
在教材中的作用可谓是承上启下的。
同时本节课还安排了许多探究活动与演示实验，充分体现了理论联系实际的重要观点。
俗话说，知己知彼，方能百战不殆、。
备课不仅要备教材更要备学生。
从学生的知识结构与方法基础而言，在必修一与上一节内容中，学生已经学习了原子结构，原子核外排布以及部分金属与非金属元素的性质，而且学习了认识和探究物质的方法。
为探寻元素周期律提供了知识结构与方法基础。
再是从学生的年龄段特点而言，高一的学生逻辑思维与抽象思维的能力都不强，但是群体好奇心强，对探究活动与实验有浓厚的兴趣，本节课的教学设计必须遵循学生的这一特点展开。
根据《化学新课程标准》以及《省学科指导意见》我确立了以下三维目标。
一、知识与基础，能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
二、过程与方法，学会运用观察、实验等多种手段获取信息，并运用比较、分类、归纳、概括等方法对信息进行加工。
三、情感态度与价值观，发展学习化学的兴趣，乐于探究科学规律。
下面来谈谈我对本节课的重点与难点的把握，本节课的重点与难点我都将它确定为原子结构与元素性质的递变规律。
之所以这么确定是因为首先原子结构与元素性质的递变规律是高中化学中的一个重要知识点，而且对高中阶段无机化学的学习有着至关重要的作用。
所以确定为重点。
而高一的学生思维逻辑能还不太强，理解并且掌握规律存在着一定的难度，因此我将它确定为难点。
《元素周期律和元素周期表(第2课时)》示范课教学设计【化学苏教版高中必修1(新课标】
第一单元元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表一、教学目标1. 知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。
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。
3. 认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系。
二、教学重难点1.同主族、同周期元素原子核外电子排布，元素化学性质的递变规律。
2.认识元素在周期表中的位置、原子的结构、元素性质三者之间的关系。
三、教学过程【课程引入】丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的，这一百多种化学元素有什么内在联系呢？那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种内在联系很好的表现出来呢？答案是肯定的，那就是元素周期表，也就是本节课所要讲的主要内容。
【新知讲解】（一）元素周期表的结构【讲解】1869年门捷列夫编制第一张元素周期表，使得元素在科学家面前呈现出一种系统化的整体图景。
后期经过不断演变成目前这样的元素周期表。
【思考】通过观察上述呈现的现行元素周期表，你能发现其中的编排原则有哪些呢？【讲解】1、元素周期表中各元素的编排原则（1）横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）纵行原则：把不同横行中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列。
（3）原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编的序号。
（4）原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
【提问】你来数一数目前的元素周期表中有几个横行，几个纵行？【讲解】2、元素周期表的组成（1）周期：每一横行称为一个周期。
（横向：七横七周期，三短和四长）【展示】18个纵行，它们被划分为16个族。
十六族，七主七副Ⅷ和0）①7个主族，依次为I A、II A、……VII A②7个副族，依次为I B、II B、……VII B③1个第Ⅷ族(其中第8、9、10这3个纵行称为第Ⅷ族)，④1个0族。
【展示】【讲解】总结元素周期表的结构1、氦及最外层电子数为8的元素化学性质不活泼，把它们的化合价定为0，称为0族。
苏教版 高中化学 必修一 专题二 知识点总结
专题二从海水中获得的化学物质第一单元氯、溴、碘及其化合物氯气的制取：1.电解氯化钠溶液制氯气（工业上的方法）2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑负极正极2.浓盐酸制氯气（实验室的方法）氯气的物理性质：1.颜色：黄绿色2. 气味：刺激性气味3. 常温下状态：气态4. 毒性：有毒5. 密度：比空气大6. 溶解性：溶于水（1 : 2）氯气的化学性质：1.氯气的燃烧反应（1.）Cl2与金属反应（一般将金属氧化成高价态）（2.）Cl2与非金属反应2.氯气制漂白粉（氯气与碱的反应）氯气+碱→次氯酸盐+金属氯化物+水3.氯气与水反应（氯水）成分分子：H2O、Cl2、HClO离子：H+、Cl-（还有ClO-、OH-）氯水的性质1. 酸性2. 氧化性3. 漂白性4. 不稳定性Cl-的检验：试剂：AgNO3溶液和稀硝酸现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸）结论：溶液中有Cl-次氯酸的性质1.酸性2.氧化性3.漂白性4.不稳定性：氯气的用途：来水的消毒、农药的生产、药物的合成等注意各种反应现象的描述。
氯气与溴化碘、溴化钾的置换反应（实验室制取溴、碘的方法）实验实验现象化学方程式氯水与溴化钾溶液的反应溶液由无色变为橙黄色2KBr+Cl2=2KCl+Br2氯水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐(黄)色2KI +Cl2=2KCl+I2溴水与碘化钾溶液的反应溶液由无色变为黄褐(黄)色2KI+Br2=2KBr+I2由以上反应我们可以判断元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl ＞Br ＞I非金属离子还原性强弱顺序：I->Br->Cl-溴的制取（工业上采用的方法）：溴的物理性质：常温下,深红色密度比水大的液体;难溶于水但易溶于酒精、四氯化碳、苯、汽油等有机溶剂。
溴的化学性质：NaBr + AgNO3＝AgBr↓ + NaNO3淡黄色的难溶物溴的用途：溴可以用来制作防爆剂、溴化银被用作照相中的感光剂、杀虫剂等。
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第2课时元素周期律一、原子结构及变化规律1．以11～18号元素为例填写下表：2.观察分析上表，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
1．已知下列原子的半径：根据以上数据，P原子的半径可能是( )A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 mC．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m答案 A解析根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。
2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高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答案 C解析N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。
二、元素周期律1．钠、镁、铝金属性强弱的比较(1)按表中实验操作要求完成实验，并填写下表(2)由上述实验可知①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al ；②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3； ③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al 。
2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si ；②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3； ③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si 。
3．结论：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。
1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2．元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
3．元素周期律(1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
(2)元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等。
(3)元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。
3．回答下列问题：(1)原子序数为11～17的元素中：①原子半径最小的元素是________(填元素符号)；②金属性最强的元素是________(填元素符号)；③最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸是________(用化学式回答，下同)；④最不稳定的气态氢化物是________；⑤最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱是________。
(2)用“>”或“<”回答下列问题：①酸性：H2CO3____H4SiO4，H4SiO4____H3PO4；②碱性：Ca(OH)2____Mg(OH)2____Al(OH)3；③气态氢化物稳定性：H2O____H2S，H2S____HCl。
从以上答案中可以归纳出：a．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越________；b．元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越________；c．元素的非金属性越强，其对应气态氢化物的稳定性越________。
答案(1)①Cl②Na③HClO4④SiH4⑤NaOH(2)①>< ②>> ③>< a．强b．强c．强解析(1)电子层数相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电荷数越小，金属性越强。
①原子半径最小的是Cl；②金属性最强的应为Na；③非金属性最强的元素，其最高价氧化物对应水化物的酸性最强，氯的非金属性最强，其对应的酸是HClO4；④非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化物最不稳定；⑤金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(2)根据单质及其化合物的性质递变判断元素的金属性和非金属性变化规律。
4．已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是( )A．气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B．非金属活泼性：Y＜X＜ZC．原子半径：X＞Y＞ZD．原子最外层电子数：X<Y<Z答案 A解析本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：X＞Y＞Z，原子半径：X＜Y＜Z，原子最外层电子数：X>Y>Z，气态氢化物的稳定性顺序为HX＞H2Y＞ZH3。
1．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的本质是( )A．元素的相对原子质量逐渐增大，量变引起质变B．原子的电子层数增多C．原子核外电子排布呈周期性变化D．原子半径呈周期性变化答案 C解析考查元素周期律的本质，明确结构决定性质的规律。
2．下列说法中正确的是( )A．元素性质的周期性变化是指原子半径、元素的主要化合价及原子核外电子排布的周期性变化B．元素的最高正化合价与元素原子核外电子排布有关C．从Li―→F、Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1 价―→＋7价的变化D．电子层数相同的原子核外电子排布，其最外层电子数均从1到8呈现周期性变化答案 B解析元素性质不包括核外电子排布，A错误；O无最高正价，F无正价，C错误；H、He的最外层电子数从1到2，D错误。
3．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中Z所处的族序数是周期数的2倍。
下列判断不正确的是( )A．最高正化合价：X＜Y＜ZB．原子半径：X＜Y＜ZC．气态氢化物的热稳定性：Z＜WD．最高价氧化物对应水化物的酸性：X＜Z答案 B解析本题考查原子结构、元素周期律。
结合元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置可知，X、W处于第2周期，Y、Z处于第3周期；Z所处的族序数是周期数的2倍，则Z位于第ⅥA族，为S，根据相对位置可知Y为P、X为C、W为F。
X、Y、Z最高正化合价分别为＋4、＋5、＋6，则最高正化合价：X＜Y＜Z，故A正确；原子半径：X＜Z＜Y，故B错误；元素非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性：S＜F，则气态氢化物的热稳定性：Z＜W，故C 正确；X、Z分别为C、S，最高价氧化物对应水化物的酸性：X＜Z，故D正确。
4．前18号元素中，具有相同电子层结构的三种离子A n＋、B n－、C，下列分析正确的是( ) A．原子序数关系是C>B>AB．粒子半径关系是B n－<A n＋C．C一定是稀有气体元素的一种原子D．原子半径关系是A<B答案 C解析由于A n＋、B n－、C具有相同的电子层结构，所以原子序数A>C>B，粒子半径A n＋<B n－，原子半径A>B。
5．根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题：(1)属于金属元素的有__________种，金属性最强的元素与氧气反应生成的化合物________(填两种化合物的化学式)。
(2)最高正化合价最高的元素是____________(填元素符号)，其最高正化合价为________。
(3)单质既能与HCl反应，又能与NaOH反应的是______(填元素符号)，其最高价氧化物对应水化物具有__________(填“酸性”“碱性”或“两性”)。
(4)第3周期中，原子半径最大的是(稀有气体元素除外)________(填元素符号)。
(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性______大于__________________________________ (填化学式)。
答案(1)7 K2O、K2O2(KO2也可以) (2)Cl ＋7价(3)Al 两性(4)Na (5)NH3SiH4解析前20号元素中，(1)属于金属元素的共有7种，其中金属性最强的元素是K，K与氧气反应生成的化合物有K2O、K2O2、KO2。
(2)最高正化合价最高的元素是Cl，其最高正化合价为＋7价。
(3)既能与HCl反应又能与NaOH反应的单质是铝，其最高价氧化物对应的水化物是Al(OH)3，具有两性。
(4)同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，故第3周期中，原子半径最大的是Na。
(5)非金属性：N>P>Si，故NH3的稳定性大于SiH4的稳定性。
[基础过关]题组一元素周期律的内容和实质1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是( )A．化合价B．原子半径C．元素的金属性和非金属性D．相对原子质量答案 D解析由元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径及金属性和非金属性都随着原子序数的递增呈周期性变化，而相对原子质量随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。
2．下列关于元素周期律的叙述正确的是( )A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化答案 B解析A项错误，K层为最外层时，原子最外层电子数只能从1到2，而不是从1到8；B项正确，是元素周期律的内容；C项，最低化合价一般是从－4到－1，而不是从－7到－1；D项，核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的根本原因，而不是其内容。
题组二元素的化合价与核外电子排布的关系3．下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是( )①C、N、F ②Na、Mg、Al ③F、Cl、Br ④P、S、ClA．①③ B．②④C．①④ D．②③答案 B解析元素原子的最外层电子数等于其最高正化合价数，但要注意氟元素无正价。
4．元素X、Y可组成化学式为XY3的化合物，则X、Y的原子序数不可能是( )A．3和9 B．7和1C．13和17 D．15和17答案 A解析A项中两元素分别为Li、F，只能形成化合物LiF；B项中两元素分别为N、H，可形成NH3分子；C项中两元素分别为Al、Cl，能形成化合物AlCl3；D项中两元素分别为P、Cl，可形成PCl3和PCl5两种化合物。