《原子结构元素周期律》复习学案
2021年高三化学原子结构复习学案
2021年高三化学原子结构复习学案一、基础知识：（1）知识体系（概括说明）：横：周期结构纵：族元素周期律编排元素周期表元素在周期表的位置、性质及原子结构三者间的关系周期性质子 2个变原子核同位素化中子（A-Z）个原子结构核外电子运动的特征—电子云相核外电子互核外电子排布的规律作用化学键：离子键共价键金属键网状结构非极性分子分子间作用力（范德华力）晶体结构：离子晶体分子晶体原子晶体金属晶体（二）知识要点：1、原子结构[1] 原子组成：原子组成符号：位于原子的中心，半径原子核部的原子的质量。
原子核外电子运动的特征核外电子②③④[2]电子层的表示方法电子层数符号最多容纳电子数（2n2）能量大小 < < < < < <[3] 几种关系：① 质量数（A ）= +② 质子数=核电荷数A ：若质子数=核外电子数（ ）B ：若质子数>核外电子数（ ） （阴离子）质子数+电荷数=C ：若质子数<核外电子数（ ） （阳离子）质子数-电荷数= ③ 原子量、质量数、元素原子量原子量________________________________________元素原子量___________________________________________近似原子量____________________________________________练习：1．已知X 有两种同位素，A1Z X 、A2ZX ，，它们的质量分别为w 1、w 2 ，在自然界中原子百 分数分别为a%、（100-a ）%；一个126 C 原子的质量为w kg ，求X 的两种同位素的原子量、X 的原子量、X 近似原子量。
2．某元素构成的双原子分子有三种，其式量分别为158、160、162。
在天然单质中，此三种单质的物质的量之比为1∶1∶1。
由此推断以下结论中，正确的是A ．此元素有三种同位素B ．其中一种同位素质量数为80C ．其中质量数为79的同位素原子占原子总数的1/2D ．此元素的单质的平均式量为160。
第一章物质结构元素周期律复习学案.doc
第五章物质结构元素周期律复习课导学案2006年6月14日课型复习课主备人宋瑞慧审核人孙凌时间2014年3月_17_日 班级 姓名 小组【学习目标】1. 复习元素周期表的结构以及周期、族等概念。
2. 复习原子核外电子排布规律3. 巩固元素周期律的实质及内容，通过自主学习过程，培养自己总结问题、 归纳问题的能力。
【学习重点、难点】1. 元素周期表的结构2. 原子结构与元素周期表的位置相互推断 【学习方法】自主学习问题探究【导学过程】【旧知回顾】一、原子结构核外电子 __________ 质量数(A)=质子数(Z)+屮子数(N)质子数= _____________ = ____________ =原子的核外电子数［例1］写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号： ______________________ 练习1.已知R 2+离子核外有a 个电子，b 个屮子。
表示R 原子符号正确的是R B 、H R C 、a+$ R D 、a :j R 练习2.氨是放射性稀有元素，氨气吸入体内有害健康。
氨的原子序数是86,相对原子质量是222。
科学家还发现某些放射性矿物分解放出的“锕射气”是由质子数86,质量数219 的原子组成。
下列有关鉍的说法正确的是A 、 氡气在标准状况下的密度约是9.91g/LB 、 氨气化学性质较活泼，因此对人体有害C 、 氨原子核外有7个电子层，S 外层有8个电子D 、 “锕射气”是氨的同素异形体二、原子核外电子排布规律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_个；最外层电子数不得超过_个(1＜层为最外层不超过 个电子)，次外层电子数不得超过 ______ 个，倒数第三层电子数不得超过 ________ 个。
3、 核外电子数相同的粒子规律核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。
阳离子有 ：原子 原子核 质子 ____________ 中子 _____________CBC 、 在NC13分子中N 为+3价，跟水发生水解反应的产物是HNO 2和HC1• •J C1 ♦D 、 N C13的电子式应表示为 • ％ : 7 : 7 •练习6.A\ B\ C\ D> E 五种粒子(分子或离子)它们分别含10个电子，已知它们有如下 转化关系：①A++C->D + E ②B_+C_->2D 。
元素周期律复习学案
结论5、有关相对原子质量的几个概念 （1）原子的相对原子质量（同位素的相对原子质量用M表示）；
（2）元素的相对原子质量（平均值）用： 换算关系： 【例题】设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下列叙述 正确的是 A.不能由此确定该元素的相对原子质量 B.这种元素的相对原子质量为 m +n
C.若碳原子质量为Wg，此原子的质量为（m +n）Wg D.核内中子的总质量小于质子的总质量 【练习】.某文献资料上记载的相对原子质量数据摘录如下：
1、（06四川理综）已知1－18号元素的离子aW3+、bX+、cY2－、dZ－都具 有相同的电子层结构，下列关系正确的是 （ ） A、质子数c>b B、离子的还原性Y2－>Z－ C、氢化物的稳定性H2Y>HZ D、原子半径X>W 2、（06天津理综）下列说法正确的是 （ ） Ａ．ⅠＡ族元素的金属性比ⅡＡ族元素的金属性强 Ｂ．ⅥＡ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高 Ｃ．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 Ｄ．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小 3、（06江苏）氢元素与其他元素形成的二元化合物称为氢化物，下面关 于氢化物的叙述正确的是 （ ） A．一个D2O分子所含的中子数为8 B．NH3的结构式为 H+［∶C∶］—
练一练：A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界
中含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的 原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数之 和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素，D元 素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化 学式。
复习内容： 一、元素周期律
高考化学第一轮复习 专题 原子结构、元素周期律学案 苏教版
原子结构、元素周期律【本讲教育信息】一. 教学内容：原子结构、元素周期律二. 教学目标：了解元素、核素和同位素的含义。
知道原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系；了解1～18号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用；认识元素周期律的本质。
掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；了解原子结构、元素在周期表中的位置及其性质递变的规律。
三. 教学重点、难点：1～18号元素的原子核外电子排布，能用原子结构示意图表示原子和简单离子的结构；元素周期律的本质。
掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系；四. 教学过程：（一）原子结构：原子的组成［说明］1、与原子结构有关的量之间的计算关系式：（1）质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数（2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）2、人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。
同一元素的不同核素之间互称同位素。
同位素所研究的对象是微观粒子。
同位素的特征：（1）同一元素的各种同位素质量数不同，但化学性质几乎完全相同。
（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
3、能层与能级：按核外电子能量的的差异将其分成不同的能层（用符号n表示）；各能层最多容纳的电子数为2n2，对于同一能层里能量不同的电子，还可将其分成不同的能级（l）。
各能层所包处于能量最低状态的就是基态，不符合排布规律的当然其能量也不处于最低态，这时原子的核外电子排布当然就不是基态而是激发态。
如：C的核外电子排布如果是 1s22s12p3就不是基态而是激发态。
因为基态应该是1s22s22p2。
5、核外电子排布规律：①构造原理：随着原子序数的递增，绝大多数元素的基态原子核外电子的排布都遵循下列顺序：1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s、4d、5p、6s、4f……；构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
第一章 原子结构和元素周期律复习学案
第一章原子结构和元素周期律复习学案【学习目标】知识:使学生认识元素周期表的结构,掌握元素周期律及应用能力:培养学生推断能力、发散思维、抽象思维能力、综合应用能力情感:让学生体验科学研究的艰辛和喜悦，感受化学的奇妙【重点难点】1．元素在周期表的位置、原子结构和元素性质的关系。
2．同周期、同主族递变规律及应用【知识回顾】一、原子结构及基本微粒间的关系1、填下列表格微粒符号Z N A 电子数用A Z X符号表示N 1413 27Ar 2216 32 182、含有相同质子数和电子数的两种微粒之间的关系不正确的是：( )A.它们可能是同位素B.可能是不同的分子C.可能是不同的离子D.可能是一种分子和一种离子3、在11H、21H、31H、2312Mg、2412Mg、6529Cu 、18O2、、18O3、18O4中共有______种元素，表示核素的有_______种，中子数最多的是___________互为同位素的是同素异形体的是4、某元素R的核外电子数等于中子数，2.8g该元素单质R与氧气完全反应，可得到6g化合物RO2。
求该元素原子质量数，该元素是什么元素？总结：二、核外电子排布规律：5三种微粒归为一类。
下列微粒中可以归为一类的是（）A． B． C． D．6、A 元素原子M层上有6个电子，B元素与A元素原子的电子层数相同，B元素的原子最外层只有1个电子。
（1）画出B元素的原子结构示意图：___________；（2）A、B两元素形成的化合物的名称是________，化学式是__________。
总结：【课内探究】一.微粒半径大小的比较：1、下列微粒的半径比值大于1的是（）A. Na+/NaB. K+/S2-C. N/CD. Cl- /Cl2、若a X m+与bY n-的核外电子排布相同，下列关系式正确的是( )A.b=a-n+mB.b=a-n-mC.离子半径X m+＜Y n-D.原子半径X＜Y总结：微粒半径大小的比较方法二、元素周期律/表及应用3、下表是元素周期表的一部分，针对表中的①～⑩中元素，用元素符号或化．．．．．．学式．．填空回答以下问题：主族IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0+10 2 82 8 8+16 +12 2 8 +9 2 7+1 2 8 2 8 8+192 8 8+20（1）在这些元素中，金属性最强的元素是，最活泼的非金属元素是其原子的原子结构示意图为；（2）元素的最高价氧化物对应的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；（3）在③～⑦元素中，原子半径由大到小的顺序是（4）在⑦与⑩的单质中，化学性质较活泼的是，可用什么化学反应说明该事实（写出反应的化学方程式）：。
物质结构 元素周期律 全章复习学案
第一章复习学案[全章知识点]◆基本概念：核素同位素化学键离子键共价键离子化合物共价化合物◆基本规律：元素周期律（表现形式：元素周期表）原子核外电子排布规律[知识梳理]一．物质结构1、电子层结构相同的阴阳离子：2电子离子；10电子离子；18电子离子；2、已知a A m+与b B n-电子层结构相同，二者关系：A m+ 与B n-核外电子数关是，质子数的关系是，离子半径关系是，原子半径关系是，在周期表中的相对位置关系是，A m+在第主族，B n-在第主族。
3、核外电子数相同的粒子（1）常见的2电子粒子等。
（2）核外电子总数为10个电子的粒子：等。
（3）核外电子总数为18个电子的粒子：等。
二．周期表结构横行——周期：共七个周期，三短四长。
三、离子键和共价键（非极性键和极性键）四．原子结构、元素性质的变化规律在元素周期表中的体现（一）元素周期律内容：__________________________________ _______ _____ 实质：__________________________ _______________ 表现形式：元素周期表.哲学思想：量变会引起质变（二）金属性强弱的判断方法：（三）非金属性强弱的判断方法：强弱弱金属性（四）原子结构、元素性质的递变规律（五）元素周期表中之最1．原子半径最小的原子；质量最轻的元素；序数、层数、最外层相同的原子；无中子原子；密度最小气体：2. 短周期半径最大；短周期金属性最强的元素；与水反应最剧烈的短周期金属单质；短周期中最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：3. 形成化合物最多的元素；单质硬度最大；最高正价与最低负价和为0；最外层电子数是层数的2倍（族序数是周期序数2倍）；含H质量分数最高的气态氢化物。
4. 空气中含量最多的元素；气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素；态氧化物有两种以上：5. 地壳中含量最高的元素：其次是：6. 地壳中含量最高的金属元素：其次是：；最高价氧化物及水化物显两性的是；生活中常见的金属：。
高一化学 第一章《物质结构 元素周期律》期末复习教案
芯衣州星海市涌泉学校期末复习第一章物质构造元素周期律〔两课时〕一、原子构造质子〔Z个〕原子核注意：中子〔N个〕质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子〔Z个〕★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa2.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各电子层最多包容的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个〔K层为最外层不超过2个〕，次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一〔能量最低〕二三四五六七对应表示符号：KLMNOPQ3.元素、核素、同位素元素：具有一样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：质子数一样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.编排原那么：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数一样的各元素从左到右排成一横行。
〔周期序数＝原子的电子层数〕③把最外层电子数一样的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.构造特点：核外电子层数元素种类第一周期12种元素短周期第二周期28种元素周期第三周期38种元素元〔7个横行〕第四周期418种元素素〔7个周期〕第五周期518种元素周长周期第六周期632种元素期第七周期7未填满〔已有26种元素〕表主族：ⅠA～ⅦA一一共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，一一共7个副族〔18个纵行〕第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间〔16个族〕零族：稀有气体三、元素周期律1.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。
元素性质的周期性变化本质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na 12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数一样，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1—(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或者者酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgO Al2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOH Mg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr〔Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方〕第ⅦA族卤族元素：FClBrIAt〔F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方〕★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：〔1〕金属性强〔弱〕——①单质与水或者者酸反响生成氢气容易〔难〕；②氢氧化物碱性强〔弱〕；③互相置换反响〔强迫弱〕Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
物质结构 元素周期律 复习学案
物质结构 元素周期律 复习学案一、原子结构AZ X 的含义：代表一个质量数为A 、质子数为Z 的原子 质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)核电荷数＝元素的原子序数＝质子数＝核外电子数 核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。
（一种原子即为一种核素）如11H(H)、12H(D)、13H(T)就各为一种核素。
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。
（同一种元素的不同核素间互称为同位素）如816O 、817O 、818O 是氧元素的三种核素，互为同位素。
元素、核素、同位素之间的关系如右图所示：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
二、元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多2、碱金属化学性质的相似性：4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑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： 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。
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。
4、碱金属物理性质的相似性和递变性：相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性 递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 （二）卤族元素：点燃 点燃1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多2、卤素单质物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）卤素单质的颜色逐渐加深；密度逐渐增大；单质的熔、沸点升高3、卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HX与H2反应的剧烈程度依次减弱，生成氢化物的稳定性依次减弱4、卤素单质间的置换2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br22NaI +Cl2＝2NaCl + I22NaI +Br2＝2NaBr + I2单质的氧化性依次减弱，阴离子的还原性依次增强三、元素周期表短周期（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）0族（1个）稀有气体元素周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数规律：电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱失电子能力增强，得电子能力减弱金属性增强，非金属性减弱。
高中化学第四章物质结构元素周期律复习课学案1
第四章物质结构元素周期律复习课学习目标1.理解和掌握原子核外电子的排布规律,能够正确书写前20号原子的结构示意图，能够熟练书写常见物质的电子式。
2.了解元素周期表的结构，理解元素周期表与原子结构的关系，会应用元素周期表.3.巩固元素周期律的实质及内容，通过自主学习过程,培养自己总结问题、归纳问题的能力。
4。
能初步具有总结元素递变规律的能力，能把位、构、性初步联系起来并熟练运用。
课堂探究主题学习探究过程提升素养自主学习（2019·北京理综）2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。
中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In)等9种元素相对原子质量的新值,被采用为国际新标准。
铟与铷【初建模型】解决元素化合物题目的方法:(37Rb)同周期。
下列说法不正确的是(）A.In是第五周期第ⅢA族元素B.49115In的中子数与电子数的差值为17C。
原子半径：In〉AlD。
碱性：In（OH)3〉RbOH。
一、原子结构、元素的性质及元素在周期表中的位置1。
原子结构及原子核外电子的排布规律【问题1—1】原子如何构成，如何表示原子的结构?【问题1—2】核外电子如何排布,排布规律是什么?画出N、Cl、Ca原子的结构示意图。
【例1—1】据报道，某些建筑材料会产生对人体不利的放射性同位素86222Rn。
该同位素原子的中子数和质子数之差是(）A。
136 B.50（1)原子核外电子排布的规律：。
（2)原子的构成：。
之间的关系C.86 D.222【规律总结】1。
质量数、质子数、中子数的关系：。
2。
原子中质子数和核电荷数、核外电子数的关系:.3.阳离子中质子数和核电荷数、核外电子数的关系:。
4。
阴离子中质子数和核电荷数、核外电子数的关系：.2。
核素、同位素【问题1—3】什么是核素、同位素？如何区分元素、核素、同位素？我们又是如何确定元素的相对原子质量?【例1-2】Se是人体必需的微量元素。
高中化学高三教案学案高三化学第二轮复习教案原子结构元素周期律和周期表高中化学
高中化学高三教案学案高三化学第二轮复习教案原子结构元素周期律和周期表高中化学教学目标知识技能：把握原子结构的知识，元素周期律的内容以及周期表的结构；明白得原子结构与元素周期律和周期表〔即位—构—性〕之间的内在联系。
能力培养：通过例题培养学生运用位一构一性三者之间的联系规律解决实际咨询题的能力。
通过原子结构和元素在周期表中的位置的推断，培养学生发散思维和收敛思维的能力。
科学思想：通过习题训练，使学生领会事物是普遍联系的和量变引起质变的辩证法思想；学习用科学的方法和逻辑推理去挖掘物质之间的内在联系。
科学品质：通过例题中信息的学习，鼓舞学生形成严谨求实的科学态度和勇于创新，追求真理的科学精神。
科学方法：通过推断题的分析与解答，学会运用位—构—性三者之间的规律解决实际咨询题的推理方法。
重点、难点位—构—性三者之间的规律及其应用。
教学过程设计教师活动【板书】一、原子结构1．原子的组成【提咨询】请讲明原子的组成。
学生活动回答原子结构的知识要点：〔2〕原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数。
〔3〕质量数A=Z+N，是原子量的近似值。
在学生回忆的基础上予以补充【板书】2．原子核〔1〕所含质子数______；中子数______；电子数______；质量数______。
〔2〕该微粒的结构示意图摸索并回答以下咨询题：〔1〕所含质子数17；中子数18；电子数18；质量数35。
〔2〕该微粒的结构示意图〔5〕Cl元素的原子量为35.5，可知这两种原子在自然界的原子百分组成之比是Cl-35∶Cl-37=3∶1。
那个地点应明确同位素与核外电子数无关；并非所有原子核内都有中子。
非金属元素：其阴离子半径＞原子半径金属元素：其阳离子半径＜原子半径请认真摸索后做出回答。
【提咨询】比较三种〝原子量〞之间的差不，并判定以下各式分不表示哪种〝原子量〞？①M=m/mc/12；回答：三种原子量的概念及运算：〔略〕①为同位素的原子量；②为元素的〔平均〕原子量；③为元素的近似平均原子量〔A为质量数〕。
物质结构 元素周期律 复习学案
物质结构元素周期律【复习目标】1、了解元素周期表的结构，能描述元素在周期表中的位置；2、掌握碱金属和卤素的性质；3、理解核素的表示方法和同位素；4、会应用元素周期律；5、能判断化学键类型，会写常见物质的电子式。
【知识梳理】（一）原子结构与同位素1、原子的构成：2、原子的表示方法：①原子可表示为，代表的意义是。
②a b X c d的含义：a代表，b代表，c代表，d代表。
3、原子中各粒子存在的数据关系：①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。
②电子关系：对于中性原子：核外电子数＝＝＝；对于阳离子：核外电子数＝；对于阴离子：核外电子数＝。
4、元素、核素与同位素：（1）概念：①元素：具有相同的的原子的总称。
②核素：具有一定数目的和一定数目的的一种。
③同位素：相同而不同的同一元素的互称为同位素。
（2）三者之间的关系：（二）元素周期表与元素周期律1、元素周期表的编排及结构（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从到排列；①将的各元素按递增的顺序从左到右排成一横行．．，称为一周期；①把的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．，称为一族。
（2）周期表的结构：（3）元素周期表与原子结构的关系：周期序数＝；主族序数＝＝；主族元素的负化合价＝。
2、元素周期律的实质及内容（1）元素周期律：元素的性质（、、、、等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是。
（2）运用列表对比，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律（三）化学键1、化学键：在原子结合成分子时，叫做化学键。
化学反应的过程，本质上就是的断裂和的形成的过程。
2二、规律方法总结1、元素金属性与非金属性的判断规律（1）元素金属性的判断规律①在同一周期中，从左到右元素的金属性逐渐减弱；在同一主族中，从上向下元素的金属性逐渐增强。
②金属与水（或酸）反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。
③氢氧化物的碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。
高中化学微专题大素养1第1章原子结构元素周期律学案
微专题·大素养①章末共享微专题一元素性质递变规律的实验探究灵活应用同周期、同主族元素及其化合物性质的递变规律，设计实验判断元素的金属性、非金属性强弱。
第一步：回顾元素性质的递变规律(1)同周期(从左到右)，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
①同周期(从左到右)最高价氧化物对应水化物的碱性减弱、酸性增强；②同周期(从左到右)气态氢化物的稳定性逐渐增强。
(2)同主族(从上到下)，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
①同主族(从上到下)最高价氧化物对应水化物的碱性增强、酸性减弱；②同主族(从上到下)气态氢化物的稳定性逐渐减弱。
第二步：设计或对照元素金属性、非金属性强弱的比较实验(1)可以通过以下实验比较两种元素的金属性。
①比较两种金属单质与水或非氧化性酸(如盐酸)反应的剧烈程度，反应越剧烈，则金属越活泼。
②比较两种金属之间的置换反应，A能从盐溶液中置换出B，则A比B活泼。
(2)可以通过以下实验比较两种元素的非金属性。
①通过两种非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来比较两种元素非金属性的强弱，如向Na2SiO3溶液中通入CO2，溶液变浑浊，可证明C的非金属性强于Si。
②通过比较非金属单质的置换反应，如Cl2能从KI溶液中置换出I2，则Cl的非金属性强于I。
[微训练一]有关的实验现象。
现在请你帮助该学生整理并完成实验报告。
(1)实验目的：探究同一主族元素性质的递变规律。
(2)实验用品：仪器：试管、胶头滴管药品：氯水、溴水、溴化钠溶液、碘化钠溶液、四氯化碳。
(4)实验结论：________________________．(5)问题和讨论：①上述两个实验中发生反应的离子方程式分别为________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________、________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。
化学12《原子结构与元素周期表》学案()
第2节原子结构与元素周期表【学习目标】〔一〕知识与技能：1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系2、知道外围电子排布和价电子层的涵义3、认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律4、知道周期表中各区、周期、族元素的原子结构和位置间的关系5、掌握原子半径的变化规律6、进一步认识物质结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力〔二〕过程与方法：5、理解元素性质的周期性变化与核外电子排布周期性变化的关系6、复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法〔三〕情感和价值观：了解元素周期表的意义，培养激发学生对化学的兴趣【学习重点】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3、元素周期表的5个区与族的关系4、元素的原子半径周期性变化【学习难点】元素周期表的结构与原子结构的关系第1课时【自主预习提纲】一、基态原子的电子排布1．基态原子核外电子排布要遵循的三个原那么是、、。
2．根据能量最底原理可知：基态原子的核外电子在原子轨道上的排布顺序是1s，，，3s，，，3d，，，，5p，，，5d，，，5f，6d，7p，┉。
3．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。
如E4s E3d E4p,这种现象称为“能级交错〞。
4．洪特规那么的特例：能级相同的原子轨道中，电子处于、或状态时，体系的能量较低，原子较稳定。
5．泡利不相容原理可简单描述为：一个原子轨道中最多只能容纳______个电子，并且这_____个电子的自旋方向相_____。
二、19～36号元素的基态原子的核外电子排布1、熟练写出元素周期表中前36号元素的名称、元素符号和用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布。
高一化学原子结构元素周期律复习导学案
【例题】（A .质子数某元素的两种同位素，它们的原子具有不同的B .质量数C .原子序数D .电子数有下列各组微粒或物质：下列各对物质中属于同分异构体的是微粒间数目关系=原子数序 考点一： 【知识梳理】1、质子数（Z ）=核电荷数 中性原子：质子数=核外电子数 阳离子：质子数=核外电子数 + 阴离子：质子数=核外电子数 一 2、 质量数（A ）=质子数（Z ） +中子数 3、 原子表达式及其含义A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c 土表示微粒所带的电荷数； 比表示微粒中X 元素的化合价。
【例题1-1】（ ）据新华社报道，我国科学家首次合成一种新核素镅 （95Am ）-235,这种新核 素同铀®U ）-235比较，下列叙述正确的是A . C . 【例题所带电荷数 所带电荷数 （N ） 【例题 具有相同的原子序数 具有相同原子质量数 1-2】（ ）某离子 A . N — x — n 1-3】（ ）下列与 + A . NH 4B .原子核中具有相同的中子数 D .原子核外电子总数相同 x 个电子，核内有N 个中子，则 D . R n+的核外共有 B . N+x+n F 具有相同质子数和电子数的微粒是 B . NH 2- C . NH 3 考点二：五同”的辨析R 的质量数为 N — x+n + Na【例题2-2】（ n 13A. iC 与.CB.O 2 与CH 3ICH 3-C -CH 3CH 3J H —f —曲3 与CH3-C —CH3 D CH3CHCH2CH3与CH3H03【例题2-3】有下列各组微粒或物质:切宀12 亍13A、O2 和03B、［C 和.CC、CH3CH2CH2CH3 和CH3CH2CHCH3D、CH3CH2CH2CH3 和CH3—CH —CH3（1） _______ 组两种微粒互为同位素；（2）________________ 组两种物质互为同素异形体；（3） _______组两种物质属于同系物；（4） _____________ 组两物质互为同分异构体；（5） _______组两物质是同一物质。
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考点一：微粒间数目关系【知识梳理】1、质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2、质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）3、原子表达式及其含义A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
【例题1-1】（ ）据新华社报道，我国科学家首次合成一种新核素镅(95Am)-235,这种新核素同铀(92U)-235比较，下列叙述正确的是A ．具有相同的原子序数B ．原子核中具有相同的中子数C ．具有相同原子质量数D ．原子核外电子总数相同【例题1-2】（ ）某离子R n+的核外共有x 个电子，核内有N 个中子，则R 的质量数为A ．N －x －nB ．N+x+nC ．N+x －nD ．N －x+n【例题1-3】（ ）下列与F –具有相同质子数和电子数的微粒是A ．NH 4+B ．NH 2–C ．NH 3D ．Na +考点二：“五同”的辨析【知识梳理】同位素同素异形体 同系物 同分异构体 定义 质子数相同，中子数不同的原子(核素)由同一种元素组成的不同单质 结构相似，分子组成相差一个或若干个CH 2基团的物质 分子式相同，结构不同的化合物 对象 原子单质 化合物 化合物 化学式元素符号表示不同，如、、 元素符号表示相同，分子式可以不同，如O 2和O 3 不同 相同 结构 电子层结构相同，原子核结构不同单质的组成或结构不同 相似 不同 性质 物理性质不同，化学性质相同 物理性质不同，化学性质相同 物理性质不同，化学性质相似 物理性质不同，化学性质不一定相同【例题2-1】（ ）某元素的两种同位素，它们的原子具有不同的A ．质子数B ．质量数C ．原子序数D ．电子数【例题2-2】（ ）有下列各组微粒或物质：下列各对物质中属于同分异构体的是A.C 与 CB.O 2与O 3X A Z c ± d ±b【例题2-3】有下列各组微粒或物质：CH3A、O2和O3B、C和 CC、CH3CH2CH2CH3和 CH3CH2CHCH3H ClCH3D、Cl—C—Cl和Cl—C—HE、CH3CH2CH2CH3和CH3—CH—CH3H H（1）组两种微粒互为同位素；（2）组两种物质互为同素异形体；（3）组两种物质属于同系物；（4）组两物质互为同分异构体；（5）组两物质是同一物质。
考点三：原子核外电子排布规律【知识梳理】1、原子结构的特殊性（1~18号元素）H。
（1）原子核中没有中子的原子：11（2）最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar；②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。
（3）电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。
（4）电子总数为最外层电子数2倍：4Be。
（5）次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si（6）内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。
2、原子核外电子排布一般规则：⑴每个电子层（主量子数为n）所能容纳的电子数最多为2n2个；⑵原子最外层电子数目不能超过8个（K层为最外层时不能超过2个）；⑶原子次外层电子数目不能超过18个（K层为次外层时不能超过2个）。
3、原子结构简（示意）图：圆圈内数字表示质子数，弧线表示能层（电子层），弧线内数字表示该能层（电子层）中的电子数。
如镁原子的原子结构简图为（见右图）：【例题3-1】（）两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在核电荷数为1～18的元素中，满足上述关系的元素共有A．3对B．4对C．5对D．6对【例题3-2】已知A元素原子的核电荷数大于B元素原子的核电荷数，但两种元素的原子具有相同数目的电子层，A元素最外层电子数为B元素的2倍，A元素原子M层电子数为K层电子数的3倍，C元素原子的核电荷数是电子层数的4倍，其质子数为最外层电子数的6倍。
请完成下列空白。
(1)A的原子结构示意图为：________；A元素的名称为：________。
(2)B的原子结构示意图为：________；B元素的名称为：________。
(3)C的离子结构示意图为：________；C元素的名称为：________。
考点四：化合价规律【知识梳理】1、最高正化合价=原子最外层电子数=主族序数2、最高正化合价+︴最低负化合价︴=83、O、F无正价，金属无负价。
4、最低负化合价常见的3种表述方式：（1）直述型：某元素的最低负化合价为某价；（2）氢化物中元素为最低负化合价，如H2S中S的最低价为-2价；（3）简单阴离子中元素为最低负化合价，如Cl-的最低价为-1.【例题4-1】（）X、Y、Z均为短周期元素，它们的原子核外最外层电子数分别为1、6、6。
Z位于Y的上一周期，则这三种元素形成的某种化合物的化学式可能为A．X2YZ4B．XY2Z3C．X3YZ4D．X2YZ3【例题4-2】（）某元素X的最高价含氧酸的化学式为H n XO2n-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考点五：粒子半径比较规律【知识梳理】1、影响原子（或离子）半径大小的因素（1）电子层数越多，半径越大；（2）电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
2、具体规律（1）同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。
如：F-<Cl-<Br-<I-；Li<Na<K<Rb<Cs。
（2）同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
（3）电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+。
（4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
如Na+＜Na；Cl＜Cl-。
（5）同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe2+>Fe3+。
（6）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。
【例题5-1】（）已知下列元素的半径为：A．1.10 ×10-10m B．0.80×10-10m C．1.20×10-10m D．0.70×10-10m考点六：金属性与非金属性比较规律【知识梳理】1．元素金属性强弱比较方法①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。
越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱。
越强，金属性越强。
③互相置换反应(金属活动性顺序表)。
金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。
注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。
④元素的金属性越强，单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。
⑤原电池反应中正负极。
负极金属的金属性强于正极金属。
⑥金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au2．元素非金属性强弱比较方法①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。
越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物酸性强弱。
酸性越强，则非金属性越强。
③元素的非金属性越强，单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。
④互相置换反应。
非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。
【例题6-1】（）已知1～18元素的离子a W3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构。
下列关系正确的是A．质子数c＞d B．离子的还原性Y2-＞Z-C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ D．原子半径X＜W 【例题6-2】下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：⑴．写出下列元素符号：①，⑥，⑦，。
⑵．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（用元素符号做答）。
⑶．在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是（填化学式），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：；；。
⑷．在这些元素中，原子半径最小的是（填元素符号），原子半径最大的是。
⑸．在⑤与④中，化学性质较活泼的是（填元素名称），设计两个原理不同的简单实验（只要写出实验方案即可），用化学实验证明。
方案一：；方案二：。
⑹．在⑧与⑦中，化学性质较活泼的是，写出可以验证该结论的一个离子反应方程式。
考点七：熔沸点比较规律【知识梳理】1、根据相同条件下的状态比较熔沸点高低：固态＞液态＞气态；2、组成和结构相似的物质，相对分子质量越大熔沸点越高；如：HI＞HBr＞HCl;3、同主族元素的单质：（1）碱金属元素的单质熔沸点从上到下依次减弱；（2）卤族元素的单质熔沸点从上到下依次增强；4、存在氢键的物质熔沸点高于组成和结构相似的同类无氢键物质的熔沸点；如H2O＞H2S;NH3＞PH3; HF＞HCl;5、组成和结构相似的有机物，相对分子质量越大熔沸点越高；如：丙烷＞乙烷＞甲烷;但在组成和结构相似的有机物中，碳原子数相同，支链越多，熔沸点越低。
【例题7-1】考点八：8电子构型判断规律【知识梳理】判断方法：︴该元素在化合物中的化合价︴+该元素原子的最外层电子数是否等于8，等于8则该元素原子此时满足8电子构型，不等于则不满足。
【例题8-1】（）下列分子中所有原子均满足最外层8电子结构的A．BeCl2B．PCl3C．PCl5D．NH3考点九：化学键类型判断规律【知识梳理】1、从构成元素来判断：（1）由金属元素和非金属元素构成的化合物中一般含有离子键，但AlCl3除外，属于共价化合物；（2）只由非金属元素构成的一般含有共价键，但铵盐除外，属离子化合物。
（3）同种非金属元素原子间存在非极性共价键；不同种非金属元素原子间存在极性共价键。
2、几个“一定与不一定”：（1）离子化合物中一定存在离子键；（2）共价化合物中一定不存在离子键；（3）共价化合物中一定存在共价键；（4）离子化合物中可能存在共价键。
3、离子键与共价键比较判断：4、共价化物与离子化合物比较：【例题9-1】下列物质中，只含有共价键的是，只含有离子键的是，既含有极性共价键又有离子键的是，含有极性共价键和非极性键的是，含有离子键和非极性键的是，同时含有离子键、共价键的是,①NaCl ②Na2O ③Na2O2 ④CaC2 ⑤HCl ⑥SiO2 ⑦C2H2 ⑧H2O2 ⑨N2 ⑩P4○11NH4NO3 ○12NaOH ○13[Cu(NH3)4]SO4 ○14Cu ○15黄铜【例题9-2】下列关于化学键的叙述，正确的是( )A．构成单质分子的粒子一定含有共价键B．由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物C．非极性键只存在于双原子单质分子里D．不同元素组成的多原子分子里的化学键一定是非极性键【例题9-3】固体乙醇晶体中不存在的作用力是( )A．离子键B．极性键C．非极性键D．范德华力【例题9-4】只有在化合物中才能存在的化学键是( )。