1.1.2元素的性质与原子结构
原子结构及其在化学中的作用
原子结构及其在化学中的作用原子是物质的基本单位，它的结构对于化学反应和物质性质起着重要的作用。
本文将探讨原子结构的组成及其在化学中的作用。
一、原子的结构原子由原子核和电子构成。
原子核位于原子的中心，带有正电荷，由质子和中性的中子组成。
质子带有正电荷，中子不带电。
电子则绕着原子核的轨道运动，带有负电荷。
原子的质子数等于其原子序数，而电子数与质子数相等，因此一个电中性的原子，其质子数与电子数相等。
二、原子结构对化学性质的影响1. 原子结构决定着元素的性质每个元素都有不同的原子序数，意味着其原子核中质子的数目不同。
这导致不同元素具有不同的化学性质。
例如，氧原子的原子序数为8，因此其原子核中含有8个质子。
这使得氧具有特定的化学性质，如与其他元素发生反应形成化合物。
2. 原子结构决定了元素的核稳定性原子核的稳定性对于核反应和辐射放射具有重要意义。
原子核稳定的关键是质子和中子的相互作用。
质子和中子之间通过强相互作用力相互作用，维持核内的稳定状态。
在特定的质子和中子比例下，原子核将保持稳定。
当质子和中子的比例偏离这个范围时，核就不再稳定，可能发生衰变。
3. 原子结构决定了元素的化学键的形成原子中的电子决定了元素与其他原子形成化学键的能力。
原子通过与其他原子共享或转移电子来形成化学键。
共价键是通过共享电子形成的，离子键是通过电子转移形成的。
原子的电子排布方式决定了其形成何种类型的键。
例如，在氯分子中，两个氯原子共享一个电子对，形成了氯的共价键。
三、原子结构与化学反应化学反应是由原子之间的重新排列引起的。
原子结构影响着原子之间发生反应的方式。
在化学反应中，原子核几乎没有参与，反应主要发生在电子层。
电子的重排可以导致新的化学键的形成，从而导致物质性质的改变。
例如，当氧气与一种可燃物质（如煤或木材）反应时，氧分子中的氧原子与可燃物质中的氢、碳等原子重新排列，形成了新的化学键。
这种反应被称为燃烧反应，产生能量和二氧化碳等产物。
【知识解析】原子结构与元素的性质
原子结构与元素的性质知识衔接◆1．元素的化学性质是由元素原子的最外层电子数决定的。
2．1 碱金属元素碱金属元素是第ⅠA族除H之外的非常活泼的金属元素，在自然界中都以化合态存在，包括锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr），钫有放射性，中学阶段一般不讨论。
知识衔接◆钠元素的原子结构和性质钠原子最外层只有1个电子，易失去；钠是活泼金属，具有强还原性，易与O2、H2O等多种物质发生反应。
（1）碱金属元素的原子结构由表中信息分析可知：（2）碱金属单质的主要物理性质（3）教材P94·探究碱金属化学性质的比较①碱金属与氧气的反应K＋O2KO2（超氧化钾）2Na＋O2Na2O2钾的焰色钠的焰色总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，说明金属越来越活泼。
名师提醒（1）做碱金属化学性质的比较实验时，碱金属一般取绿豆大小为宜。
若用量过多，实验时易发生危险。
在使用前，要用滤纸吸干钾、钠等金属表面的煤油。
未用完的钾、钠要放回原试剂瓶。
（2）碱金属在空气中加热与O2反应，Li与O2反应主要生成Li2O，Na与O2反应生成Na2O2，K与O2反应生成KO2，Rb和Cs遇空气立即燃烧，生成更复杂的产物。
改变反应条件，K 也能与O2反应生成K2O、K2O2。
②碱金属与水的反应总结◆相同条件下，碱金属从Li到Cs，与水反应越来越剧烈，说明金属越来越活泼，反应方程式可用通式表示：2R＋2H2O===2ROH＋H2↑。
名师提醒（1）碱金属单质与H2O反应生成强碱和H2，Li反应剧烈（但比Na弱），Rb和Cs遇H2O 立即燃烧、甚至会爆炸。
着火时，不能用水灭火，必须用干燥的沙土扑灭（2）由于Li、Na、K能与O2和H2O反应，故实验室中Na、K保存在煤油中，Li（密度比煤油的小）常保存在液体石蜡中。
（3）碱金属与盐溶液反应时，可以看作是碱金属先与H2O反应生成碱和H2，而非直接与盐发生置换反应。
高中化学选修3教案：第一章第二节原子结构与元素的性质
第二节原子结构与元素的性质一、教材分析本节课是人教版化学选修3第一章第二节的教学内容，是在必修2第一章《物质结构元素周期律》, 选修3第一章第一节《原子结构》基础上进一步认识原子结构与元素性质的关系。
本节教学内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
本节教学需要三个课时，本教学设计是第一课时的内容。
总的思路是通过复习原子结构及元素周期表的相关知识引入新知识的学习，然后设置问题引导学生进一步探究原子结构与元素周期表的关系，再结合教材中的“科学探究”引导学生进行问题探究，最后在学生讨论交流的基础上，总结归纳元素的外围电子排布的特征与元素周期表结构的关系。
根据新课标的要求，本人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为本的宗旨，注重对学生进行科学方法的训练和科学思维的培养，提高学生的逻辑推理能力以及分析问题、解决问题、总结规律的能力。
二、教学重点1、原子结构与元素周期表的关系及原子核外电子排布的周期性变化。
2、电离能得定义及与原子结构之间的关系。
3、电负性及其意义。
三、教学难点1、电离能得定义及与原子结构之间的关系2、电离能得定义及与原子结构之间的关系3、电负性的应用。
四、教学方法复习法、延伸归纳法、讨论法、引导分析法1. 可以以问题思考的形式复习原子结构、元素周期律和元素周期表的相关知识，引导学生从元素原子核外电子排布特征的角度进一步认识、理解原子结构与元素在周期表中位置的关系。
2. 对于电离能和电负性概念的教学，应突出电离能、电负性与元素性质间的关系。
在了解电离能概念和概念要点的基础上，重点引导学生认识、理解元素电离能与元素性质间的关系。
人教版高中化学必修二 1.1.2 碱金属元素的结构与性质 教案(5)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表第2课时碱金属元素的结构与性质教材分析以元素周期表的纵向结构为线索，以碱金属为代表，通过比较原子结构（电子层数、最外层电子数）的异同，突出最外层电子数的相同，并通过实验和事实来呈现同主族元素性质的相似性和递变性。
教学目标（一）知识与能力1．初步掌握元素性质与原子结构关系；2．掌握碱金属的相似性和递变性；3．了解金属性强弱比较。
（二）过程与方法培养学生比较、归纳、抽象能力，通过实验培养学生动手能力和团结协作能力。
（三）情感态度与价值观培养学生的观察能力、归纳能力，培养不断探索的科学品质。
教学重点碱金属元素与原子结构的关系教学难点碱金属元素与原子结构的关系教学过程预习探究（学生用）1．碱金属包括的元素的名称和符号：锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)。
2．根据课本P5完成：相似性：最外层电子数的相同，都为1个；递变性：从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大。
3．阅读课本P7第二自然段和表1－1，完成碱金属的物理性质的相似性和递变性，相似性：质软，银白色(铯略带金色光泽)；递变性：随着核电荷数递增，密度逐渐增大，熔沸点逐渐降低，密度增大的趋势(K小于Na)。
4．元素金属性强弱的比较依据：单质与水(或酸)反应置换出氢气的的难易程度；最高价氧化物的水化物的碱性强弱；金属活动顺序表；互动课堂（教师用）【回忆】必修一我们学习了金属钠的性质，同学们回忆一下钠的性质。
【教师强调】本节课的课标是：了解原子结构与元素性质的关系。
【板书】二、元素性质与原子结构关系【过渡】通过元素周期表的结构，Li、Na、K、Rb、Cs属于同主族，它们的性质有何异同？【问题1】观看钠、钾在空气中燃烧，得出什么结论？【学生思考回答】【教师总结】钠和钾的性质具有相似性，如都显银白色，质地软，都能和氧气反应；不同之处：钾的燃烧比钠更加剧烈，得到产物更加复杂。
【补充】Li和氧气反应只生成氧化锂，钠和氧气反应生成氧化钠和过氧化钠，K、Rb、Cs 和氧气反应产物更加复杂。
人教版高一化学必修第一册教学设计 第四章 第一节 第三课时《原子结构与元素的性质》
第四章物质结构元素周期律4.1.2 原子结构与元素的性质一、教材分析本课时是教材第四章第一节第二课时的内容，该课时是在学习了原子结构和元素周期表的基础上，以碱金属和卤族元素为代表，深入研究两个主族元素的原子结构、元素性质的相似性和递变性。
通过该课时的学习，可以让学生对于同主族元素性质有较清晰的认识，对于常见的活泼金属和活泼非金属有一定的了解。
通过对碱金属元素和卤族元素性质的研究来探究元素性质与原子结构的关系，能够知道金属和非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
在新教材的编排中，更加注重概念理论知识的建构过程和各部分知识间的联系。
核心教学活动凸现了概念理论的建构过程，更注重科学学习方法的教育。
二、学情分析在之前的学习中，学生已经知道了原子核外电子排布的规律，能够给出主族元素的核外电子排布；学生也知道元素周期表中元素的排列是由该元素原子的核外电子排布决定的，能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系；同时在第二章的学习中，学生知道了金属钠和非金属氯的基本性质。
但是，学生没有清晰的元素变化规律的认识，还不能将周期表与元素的原子结构以及元素性质相联系。
通过本课时的学习，学生可以建立同主族元素性质的相似和递变的简单模型，为今后元素周期律的学习打下坚实的基础。
三、素养目标【教学目标】1.通过展示-探讨-总结的教学环节，初步掌握元素的性质与原子结构的关系、初步学会总结元素的性质递变规律的能力。
2.通过问题探究和讨论交流，进一步掌握化学理论知识的学习方法—逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法。
3.通过对同主族元素性质的探究，使学生融入科学活动和科学思维中，体验科学研究的过程和认知的规律性，在认识上和思想方法上都得到提升。
【评价目标】1.通过对碱金属及卤族元素性质递变性的实验探究，诊断并发展学生实验探究的水平（定性水平和定量水平）。
2.通过对原子结构影响化学性质的分析及总结，诊断并发展学生对元素“位-构-性”的认识进阶（物质水平、元素水平、微粒水平）和认识思路的结构化水平（视角水平、内涵水平）。
原子结构与元素的性质关系
原子结构与元素的性质关系在科学领域中，原子结构与元素的性质之间存在着密切的关系。
原子结构是指元素中原子的组成方式，包括了原子的质子、中子和电子等组成部分。
而元素的性质则是指元素在化学反应中所表现出来的特征或行为。
一、原子结构的基本组成原子是构成物质的基本单位，它由中心的原子核和环绕核的电子云组成。
原子核是由带正电的质子和不带电的中子组成的。
质子的电荷为正，数量决定了元素的原子序数，而中子则决定了原子的质量数。
原子核的质量集中在中子和质子之间，而体积非常微小。
电子云则是由带负电的电子组成的，电子数量等于质子数量，使得原子整体呈电中性。
二、电子的能级分布电子云有不同的能级，数目多少由原子的电子层决定。
电子层是以固定的能量级别划分的，最内层能量最低，外层依次递增。
每个电子层都有一定的电子容纳数目，第一层最多容纳2个电子，第二层最多容纳8个电子，第三层最多容纳18个电子，依此类推。
电子的排布遵循普遍准则：填满低能级的电子层后再填高能级。
三、元素的性质与电子结构的关系元素的性质与其原子的电子结构密切相关。
以下通过几个方面来探讨。
1. 原子的尺寸原子的尺寸主要由其电子云的外延决定，是指从原子核到外层电子所在轨道的距离。
一般来说，原子越大，电子云外扩程度越大。
原子尺寸影响着元素的性质，如金属的导电性就与其较大的原子尺寸有关，因为原子尺寸大意味着留给电子移动的空间更多。
2. 原子的电离能和电子亲和能电离能是指从一个原子中移走一个电子所需的能量。
电子亲和能则是指一个原子从其它原子那里接收一个电子所释放的能量。
通常来说，元素的电离能和电子亲和能越大，其原子可以更容易地失去或获得电子。
例如，碱金属元素的电离能很低，容易失去电子形成阳离子，而卤素元素的电子亲和能很高，易于接受电子形成阴离子。
3. 原子的化合价原子的化合价是指一个原子在化学反应中与其他原子结合时提供或接受的电子数目。
元素的化合价与其电子云最外层的电子数目有关。
课时作业12：1.1.2 碱金属元素的结构与性质
训练2碱金属元素的结构与性质[]基础过关题组一碱金属结构和性质的变化规律1．以下关于锂、钠、钾、铷、铯的叙述中不正确的是()①氢氧化物中碱性最强的是CsOH②单质熔点最高的是铯③单质都是热和电的良导体④单质的密度依次增大，且都比水轻⑤单质的还原性依次增强⑥对应阳离子的氧化性依次增强A．①③B．②⑤C．②④⑥D．①③⑤2．下列各组比较不正确的是()A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈B．还原性：K>Na>Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠C．金属性：K>Na>LiD．碱金属元素原子最外层电子数相同3．下列对碱金属性质的叙述中，正确的是()A．碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质B．单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物C．碱金属单质与水反应生成碱和氢气D．单质熔、沸点随着原子序数递增而升高4．下图表示碱金属的某些性质与核电荷数的变化关系，则下列各性质中不符合图示关系的是()A．还原性B．与水反应的剧烈程度C．熔点D．原子半径题组二推测碱金属的性质5．已知金属钾有如下性质：①钾的密度比水小②钾的熔点低③钾与水反应时放出热量④钾与水反应后溶液呈碱性某学生将一小块金属钾投入滴有酚酞溶液的水中，这一实验能证明上述四点性质中的() A．①④B．①②④C．①③④D．①②③④6．铯是一种碱金属元素，下列关于铯的叙述中，正确的是()A．CsOH是一种可溶于水的强碱B．Cs在空气中燃烧，生成一种氧化物Cs2OC．Cs与水反应，能发生爆炸，并放出O2D．加热Cs2CO3，可生成氧化铯和二氧化碳7．金属元素钫(Fr)在自然界中含量极少，它的21种已知同位素都有放射性，它是碱金属元素中最重的元素。
根据钫在周期表中的位置预测其性质，其中不正确的是()A．在已知碱金属元素中具有最大的原子半径B．在空气中燃烧时生成氧化物Fr2OC．最高价氧化物对应的水化物是极强的碱D．其单质的熔点比金属钠的熔点低8．已知锂及其化合物的许多性质与碱金属差异较大，却与镁相似。
高中化学必修二优质学案：1.1.2 核外电子排布 原子结构与元素原子得失电子能力
第2课时核外电子排布原子结构与元素原子得失电子能力[知识梳理]知识点一原子核外电子的排布如图所示，核外电子在原子核外某处单位体积内出现概率大小是用电子云来表示的，在高中阶段为了好理解，出现了最后一图排布方式，结合上图，完成下列知识点：1．核外电子的分层排布在含有多个电子的原子里，电子的能量并不相同。
能量低的电子通常在离核较近的区域内运动；能量高的电子通常在离核较远的区域内运动。
核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。
其关系如下：2.原子核外电子的排布规律第一层为最外层时不超过2个尝试自己写一下Na 的核外电子排布知识点二 原子结构与元素原子得失电子能力如上图分别是镁、钠、钾与水反应的现象，为什么会有这样的递变性？通过下面知识点的学习，你就会明白。
1．镁、钠、钾与水反应的实验(1)金属镁与水反应的实验现象实验发现除去氧化镁的镁条投入蒸馏水中产生的气泡几乎看不到，反应在加热后有少许气泡产生，溶液中滴入酚酞后出现浅红色。
写出该反应的化学方程式：Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
(2)金属钠与水反应的实验现象：钠浮在水面上，熔成闪亮的小球，并向四周游动，发出嘶嘶的响声，向反应后的溶液中滴加酚酞试液，溶液会变红色，写出该反应的化学方程式2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。
(3)金属钾与水反应的实验现象 钾迅速熔化成一小球，四处游动，发出嘶嘶的响声，有紫色火焰产生，向反应后的溶液滴加酚酞，溶液会变红色。
写出该反应的化学方程式2K ＋2H 2O===2KOH ＋H 2↑。
请解释一下，镁、钠、钾为什么与H 2O 反应越来越剧烈？2．原子结构与元素原子得失电子能力(1)原子得失电子与原子核外电子排布的关系元素的性质与原子的最外层电子排布密切相关。
①稀有气体元素原子最外层电子数为8(氦最外层只有2个电子)，结构稳定，既不容易获得电子，也不容易失去电子。
②金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子。
1.1.2构造原理与电子排布式-选择性必修二
电子排布式的书写 3．特殊原子的核外电子排布式 当p、d、f能级处于全空、全充满或半充满状态时，能量相对较低，原子结构较稳定。 (1)24Cr的电子排布式的书写
半充满
(2)29Cu的电子排布式的书写
全充满
【典例1】下列有关认识,正确的是 ( )
A.各能级s、p、d、f可容纳的电子数按顺序分别为1、3、5、7的二倍
F 1s22s22p5 [He] 2s22p5
2s1 2s22p4 2s22p5
Si 1s22s22p63s23p2 [Ne] 3s23p2 3s23p2
P 1s22s22p63s23p3 [Ne] 3s23p3 3s23p3
K 1s22s22p63s23p64s1 [Ar] 4s1
4s1
Cr 1s22s22p63s23p63d54s1 [Ar] 3d54s1 3d54s1
源于光谱学事实
原子 元素 序数 名称
23 钒 24 铬 25 锰 26 铁 27 钴 28 镍 29 铜 30 锌
元素 电子排布式
符号 K
L
M
V 1s2 2s22p6 3s23p6
Cr 1s2 2s22p6 3s23p6
Mn 1s2 2s22p6 3s23p6
Fe 1s2 2s22p6 3s23p6
猜想二：
√ 1s22s22p63s23p64s1
学习 目标
第2课时 构造原理与电子排布式
PART
01
了解原子结构的构造原理,学会书写基态原子的
核外电子排布式。
PART
02 通过认识原子核外电子排布,能辨识原子核外电子的能层、 能级分布及其能量的关系。
一、构造原理
1.含义：
以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构 造原理。
原子结构高中化学人教版 选修第二册公开课教案
第一章原子结构与性质第一节原子结构1.1.2 构造原理与电子排布式电子云与原子轨道本节从介绍原子的诞生，原子结构的发现历程入手，首先介绍能层、能级的概念，在原子的基态与激发态概念的基础上介绍电子的跃迁和光谱分析；然后给出构造原理并根据构造原理书写原子的核外电子排布；根据电子云与原子轨道等概念，进一步介绍核外电子的运动状态，并介绍了泡利原理、洪特规则、能量最低原理。
本节内容比较抽象，教学过程中应注意培养学生的空间想象能力、分析推理能力及抽象概括能力。
教学重点：构造原理与电子排布式电子云与原子轨道教学难点：电子排布式原子轨道多媒体调试、讲义分发[复习回顾]上节课，我们研究了原子核外电子的排布，核外电子分层排布，同一能层有不同的能级，同时研究基态与激发态、原子光谱，这节课研究以原子光谱事实为依据的构造原理。
[板书］三、构造原理[投影］构造原理：［讲］构造原理是以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序。
在多电子原子中，电子在能级上的排布顺序：电子最先排布在能量低的能级上，然后依次排布在能量较高的能级上。
［板书］1．构造原理：(1)绝大多数基态原子核外电子的排布的能级顺序都遵循下列顺序：1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s……，(2)构造原理规律： ns (n-2)f (n-1)d np。
[过渡]按照构造原理，元素核电荷数每递增一个，同时增加一个核电荷和核外电子，就得到一个基态原子的电子排布。
电子填满一个能级，就开始填入下一个能级，由此构建了元素周期系中各元素基态原子的电子排布。
从氢到碳的基态原子电子排布式如下：1s1→1s2→1s22s1→1s22s2→1s22s22p1→1s22s22p2[板书]2.电子排布式电子排布式是用数字在能级符号右上角标明该能级上排布的电子数的式子Al原子电子排布式[学生活动]1.书写下列元素基态原子的电子排布式H C O Na Mg Al Si P S Cl K Ca Mn Fe Co Ni Cu Zn[展示]1.H 1s1 C 1s22s22p2 O 1s22s22p4Na 1s22s22p63s1 Mg 1s22s22p63s2 Al 1s22s22p63s23p1Si 1s22s22p63s23p2 P 1s22s22p63s23p3 S 1s22s22p63s23p4Cl 1s22s22p63s23p5 K 1s22s22p63s23p64s1 Ca 1s22s22p63s23p64s2Mn 1s22s22p63s23p63d54s2 Fe 1s22s22p63s23p63d664s2 Co 1s22s22p63s23p63d74s2Ni 1s22s22p63s23p63d84s2 Cu 1s22s22p63s23p63d104s1 Zn 1s22s22p63s23p63d104s22.阅读课本表1-1，总结电子排布式的书写原则[讲解]电子排布式的书写原则（1）按照构造原理将电子依次填充到能量逐渐升高的能级中[学生回顾]各能级的能量高低顺序(1)相同能层的不同能级的能量高低顺序： ns＜np＜nd＜nf(2)英文字母相同的不同能级的能量高低顺序： 1s＜2s＜3s＜4s；2p＜3p＜4p; 3d＜4d(3) 不同层不同能级可由下面的公式得出: ns＜(n-2)f＜(n-1)d＜np (n为能层序数)[学生活动]观察K、Ca的核外电子排布式，发现有什么规律？[讲解]构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
1。2 原子结构与元素的性质
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的 原子趋势越大，键的极性越大。
1. 下列左图是根据数据制作的第三周期元素的电负 性变化图，请用类似的方法制作IA、VIIA元素的电负
性变化图。
2.在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元
素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。查阅资
料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和铝的氢氧
看逐级电离能的突变。
5、电负性
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力 的大小。（电负性是相对值，没单位） 键合电子： 原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 概念
电负性的大小可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出了各元素的电负性。 金 属：＜1.8 类金属：≈1.8 非金属：＞1.8 规律:①同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增 大，表明其吸引电子的能力逐渐增强。 ②同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小趋势， 表明其吸引电子的能力逐渐减弱。 ①电负性越大，元素的非金属性越强，电负性 意义： 越小，元素的非金属性越弱，金属性越强。 ②电负性相差很大的元素化合通常形成离子键；电负性相 差不大的两种非金属元素化合，通常形成共价键；
副族元素处于金属元素向非金属元素过渡的区域， 因此，又把副族元素称为过渡元素。
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右 上角三角区内？ 这是由元素的价电子结构和元素周期表中元素性 质递变规律决定的，在元素周期表中，同周期的元素 从左到右非金属性渐强，同主族元素从上到下非金属 性渐弱，结果使元素周期表右上角的元素主要呈现非 金属性。 4、处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属 或准金属。为什么？
原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质 原子结构
人教版高中高一化学必修2全册同步测试及单元测试习题集(含解析答案)
人教版高中化学必修2全册同步测试及单元测试习题集（含解析答案）目录1.1.1 元素周期表1.1.2 元素的性质与原子结构1.1.3 核素1.2.1 原子核外电子排布和元素周期律1.2.2 元素周期表和元素周期律的应用1.3 化学键2.2 化学能与电能2.3.1 化学反应的速率2.3.2 化学反应的限度以及化学反应条件的控制3.1.1 甲烷的性质3.1.2 烷烃3.2.1 乙烯3.2.2 苯3.3.1 乙醇3.3.2 乙酸3.4.1 糖类3.4.2 油脂和蛋白质4.1.1 金属矿物的开发利用4.1.2 海水资源的开发利用4.2 资源综合利用环境保护模块综合测试第一章物质结构、元素周期律章末综合测试第二章化学反应与能量章末综合测试第三章有机化合物章末综合测试第四章化学与自然资源的开发利用章末综合测试阶段性检测元素周期表测试一、选择题1．下列说法正确的是()A．元素周期表中元素排序的依据是原子的核电荷数B．元素周期表有16个纵行，也就是16个族C．原子的最外层电子数相同的元素，一定属于同一族D．电子层数相同的粒子，其对应元素一定属于同一周期解析：元素周期表有18个纵行，16个族，其中第Ⅷ族占三个纵行；Be和He的最外层电子数都是2，但不属于同一族；Ne和Na＋的电子层数都是2，但不属于同一周期。
答案：A2．下列叙述中正确的是()A．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数B．除短周期外，其他周期均有18种元素C．副族元素中没有非金属元素D．碱金属元素是指ⅠA族的所有元素解析：F的最高价为0，但不等于族序数，A错。
周期与元素种类数关系为：一周期2种元素；二、三周期均为8种元素；四、五周期均为18种元素；六周期为32种元素；七周期目前为26种元素。
故B错。
由元素周期表结构可看出副族元素中没有非金属元素，故C正确。
第ⅠA族中包含H、Li、Na、K、Rb、Cs、Fr元素，而H不属于碱金属，故D错。
第一章 第一节 第二课时 元素的性质与原子结构
向盛有少量溴化钠溶液的试管中
① 滴加少量新制氯水，振荡，再加 入少量四氯化碳，振荡后静置 向盛有少量碘化钠溶液的试管中 ② 滴加少量新制溴水，振荡，再加
液体分为两层，下 层呈________色
入少量四氯化碳，振荡后静置
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(4)实验结论：________________________________。
逐渐 增大 逐渐 升高
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(2)化学性质： ①与氢气的反应(F2→I2)。
化学方程式 H2＋F2===2HF 点燃或光照 H2＋Cl2 ========= 2HCl △ H2＋Br2=====2HBr △ H2＋I2 2HI
反应条件 冷暗处 光照或点燃
加热
生成物稳定性 很稳定
稳定
较稳定
不稳定
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[师生互动· 解疑难] (1)随着核电荷数的增加，碱金属元素的金属性逐渐增强。 (2)与O2反应： 从Li→Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂。如Li 与O2反应只生成Li2O，Na与O2反应生成Na2O、Na2O2，K与
O2反应还能够生成KO2。
(3)与水反应： 从Li→Cs，与水反应越来越剧烈，如K与水反应可能会发 生轻微的爆炸。 (4)最高价氧化物对应水化物的碱性：
性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强，A、B正确；随着
原子序数的增加，单质的熔点逐渐降低，熔点最高的是 锂，锂在碱金属元素中相对原子质量最小，C正确；锂 与氧气的反应生成Li2O，D不正确。 [答案] D
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碱金属元素性质的差异性 (1)碱金属单质还原性最强的是Cs，最弱的是Li。 (2)碱金属元素只有Li与O2反应的产物为Li2O一种， 其他与O2反应的产物至少有两种。 (3)碱金属元素的最高价氧化物对应水化物中只有 LiOH微溶，其他均为易溶于水的强碱。
原子结构与元素周期表的关系
原子结构与元素周期表的关系原子结构和元素周期表是物质世界中两个重要的概念，它们之间存在着密切的关系。
本文将探讨原子结构和元素周期表之间的相互作用，并讨论它们对我们理解化学行为和元素性质的重要性。
一、原子结构的基本组成原子是物质最基本的单位，由电子、质子和中子组成。
电子带负电荷，质子带正电荷，而中子是中性粒子。
质子和中子共同组成了原子的核，而电子则环绕在核的外部，形成了电子云。
原子的整体电荷是中性的，因为正电荷和负电荷相互抵消。
二、元素周期表的基本结构元素周期表是化学中一个非常基础和重要的工具，它按照原子序数的大小将元素排列起来。
元素周期表通常分为横行和纵列，横行称为周期，纵列称为族。
周期数代表电子层的数量，而族数则表示元素的性质。
元素周期表上的元素按照原子序数从小到大排列，具有相似的化学性质的元素通常位于同一族中。
三、原子结构对元素周期表的解释原子结构对元素周期表的排列和属性具有重要的解释作用。
首先，原子结构中的电子层数决定了元素周期表中元素的周期数。
每个周期中的元素具有相同的外层电子数，这决定了它们的化学性质的相似性。
另外，原子结构中的质子数也决定了元素的原子序数，从而决定了元素在周期表中的位置。
四、元素周期表对原子结构的预测和解释元素周期表不仅仅是对已知元素的整理，它还为我们预测和解释元素的性质提供了便利。
通过观察元素周期表中相邻元素的性质变化，我们可以预测其他未知元素的性质。
例如，氧和硫属于同一族，因此可以推测未知元素硒的化学性质与氧和硫类似。
元素周期表还可以解释元素的周期性趋势，如电离能和原子半径的变化规律。
五、原子结构和元素周期表的应用原子结构和元素周期表的研究对于理解和应用化学和材料科学具有重要意义。
通过了解元素的周期性趋势，我们可以预测化学反应的可能结果。
此外，我们可以利用元素周期表的分组特性，设计和合成新的材料，并研究它们的性质和应用。
结论原子结构和元素周期表是研究物质世界中元素和化学行为的基础。
2021年旧版高中化学人教版必修二：第一章 第一节 第2课时 元素的性质与原子结构-课后作业 +答案
第2课时 元素的性质与原子结构一、碱金属元素1．原子结构特点(1)相同点：碱金属元素原子的____________相同，都为____。
(2)递变性：从Li 到Cs ，碱金属元素的原子结构中，____________依次增多，原子半径依次________。
2．碱金属的物理性质根据教材表1－1碱金属的主要物理性质，归纳碱金属的物理性质的相似性和递变性： 相似性：除____略带金属光泽外，其余的都呈________色；它们的质地都比较________， 有________性；密度都比较____，熔点都比较____，导电性和导热性________。
递变性：随着核电荷数的增多，碱金属的密度逐渐________________，熔、沸点逐渐 ________。
3．碱金属的化学性质根据教材实验，完成下表钾 钠与O 2反应 (燃烧) 剧烈燃烧，火焰呈____色，生成____色固体 剧烈燃烧，火焰呈____色，生成____色固体与H 2O 反应(水中滴加酚酞) 浮、____、游、____、红、雾(水蒸气)、火(钾燃烧)浮、____、游、____、红 实验结论(1)相似性：都能与O 2和H 2O 发生____________反应，都表现强__________。
(2)递变性：______比______的还原性更强，更易与O 2和H 2O 反应。
(3)有关反应方程式：①与O 2反应：锂与氧气反应：4Li ＋O 2=====点燃2Li 2O钠在不同条件下与O 2反应：常温下：___________________________________________________________， 加热(或点燃)：________________________________________________________。
小结 从Li 到Cs 在空气中燃烧，其产物越来越复杂。
②与水反应：钠与水反应：_______________________________________________________。
1.1-1.2原子核和核外电子运动状态
（三）. 电子在核外排布的规律 1. 能量最低原理 电子优先进入能量较低的轨道 2. 泡利不相容原理 每一轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子 3. 洪特规则 在能量相同的轨道上电子以相同的自旋方向分占不 同的轨道 原子的电子排布式和轨道式（以氮原子为例） （四）. 原子的电子排布式和轨道式（以氮原子为例） 电子排布式 1s2 2s2 2p3 轨道式 1s2 ↑↓ 2s2 ↑↓ 2p3 ↑ ↑ ↑
氧气和臭氧 丙酸、 丙酸、甲酸 乙酯 甲烷、 甲烷、乙烷 纯碱、 纯碱、苏打
3．相对原子质量： ．相对原子质量： 质量的1/12作为基准，其它原子 作为基准， ① 以12C质量的 质量的 作为基准 质量和它相比所得到的数值。 质量和它相比所得到的数值。 每个氢原子 的相对质量 每一个氢原子的实际质量 一个碳-12原子的实际质量 一个碳 原子的实际质量 12 元素在自然界中的丰度： ② 元素在自然界中的丰度：元素在自然 界中各种同位素原子的体积百分含量。 界中各种同位素原子的体积百分含量。 如： 同位素 丰 度
纵向
3. 原子结构和元素周期表的关系 周期序数 = 元素原子核外电子层数 主族序数 = 最外层电子数
二. 元素性质递变的周期性 ㈠ 化合价 1. 价电子： 与化合价有关的电子叫价电子，通常主 价电子： 与化合价有关的电子叫价电子， 族元素的价电子就是他们的最外层电子。 族元素的价电子就是他们的最外层电子。 2. 化合价的周期性变化： 化合价的周期性变化： 同主族，最高正价依次递增（ ），最低负价 同主族，最高正价依次递增（+1~+7），最低负价 ）， 也依次递增（ 也依次递增（- 4~ - 1） ） 最高正化合价= 最外层电子数=主族序数 最高正化合价 最外层电子数 主族序数 最低负化合价=主族序数 最低负化合价 主族序数- 8 主族序数
原创1：1.2.1 原子结构与元素周期表
ns2np1
ns2np5ns2np6
f
构造原理与元素周期表
ⅠA
1s1 ⅡA 2s1 2s2
3s1 3s2
s4s1 4s2
ns2 ns2 np6
0
元素周期表的元素 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
非 2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6
0 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6
3s1 3s2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
S4s1 4s2
过渡金属
ⅠB
半 ⅡB 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6
ⅠB
ⅦA ns2np5
ⅡB
(n-1)d5ns2 (n-1)d6~8ns2 (n-1)d10ns1 (n-1)d10ns2
构造原理与元素周期表
ⅠA 1s1 ⅡA
0
元素周期表的分区 ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s22p1 2s22p2 2s22p3 2s22p4 2s22p5 2s22p6
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
金 ⅠB ⅡB 3s23p1 3s23p2 3s23p3 3s23p4 3s23p5 3s23p6
P 属 4s24p1 4s24p2 4s24p3 4s24p4 4s24p5 4s24p6
d
ds
ns1 ns2
ns2np1
ns2np5 ns2np6
f
构造原理与元素周期表
1.1.2 原子结构与元素原子得失电子能力
第2课时原子结构与元素原子得失电子能力核心素养发展重点学业要求建立原子结构与元素性质，元素性质与物质性质之间的关系。
1.了解原子核外电子排布规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
2.了解原子的最外层电子排布与元素原子得、失电子能力和化合价的关系。
学生自主学习核外电子排布1．核外电子的运动特征(1)具有“广阔”的运动空间。
(2)运动速率很快。
(3)所处位置和运动速率不能同时准确测定。
2．核外电子的排布规律(1)依据：电子能量高低，运动区域离核远近。
(2)电子层与电子能量的关系(3)排布规律①各层最多能容纳的电子数是2n2(n表示电子层数)。
②各原子最外电子层上能容纳的电子数不超过8个(第一层为最外层时不超过2个)。
3．核外电子排布的表示方法——结构示意图：人们常用原子结构示意图来简明地表示电子在原子核外的分层排布情况。
如钠原子的结构示意图如图所示。
原子结构与元素原子得失电子能力1．元素的性质与原子的最外层电子数密切相关，比如，稀有气体元素原子最外层电子数为8(氦原子除外，它的最外层只有2个电子)，原子结构稳定，原子既不容易获得电子也不容易失去电子；金属元素原子最外层电子数一般小于4，原子较易失去电子形成阳离子；非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，原子较易获得电子形成阴离子。
元素的化合价也与原子的电子层结构特别是最外层电子数有关。
2．元素原子得失电子的能力与原子的最外层电子数、核电荷数和电子层数均有关系。
若原子的电子层数相同，则核电荷数越大，最外层电子离核越近，原子越难失电子而越容易得电子；若原子的最外层电子数相同，则电子层数越多，最外层电子离核越远，原子越容易失电子而越难得电子。
3．在多数情况下，可以通过比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度来判断元素原子失电子能力的强弱。
课堂互动探究一、核外电子排布规律当原子第4层上有电子时，第3层上的电子是否已经排满？提示：不一定。
第3层排满时是18个电子，当第3层为最外层时不能超过8个电子，故当第3层排布8个电子后，如果还有电子，就排布在第4层上，例如，钙原子，第1、2、3、4层的电子数分别为2、8、8、2。
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2 0.152 3 0.186 4 0.227 5 0.248
铯 Cs 55 +55 2 8 18 18 8 1 1 6 0.265
1、碱金属元素原子结构特点
（1）相似性： 最外层电子数均为 1 。
（2）递变性： 随着核电荷数的递增，电子层数逐
渐 增多 ，原子半径逐渐 增大 。
[思考]碱金属元素原子结构的相似性和递 变性会对其性质产生哪些影响？
非金属单质间的置换反应，例如2KI + Cl2 = 2KCl + I2 ，说明 氯的非金属性比碘强。
元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱 。如S2-的还原性比Cl-强，说明氯的非金属性比硫强。
小结
通过碱金属及卤族元素原子结构及 其单质性质学习可以得出：原子的结构决 定了元素的性质，同主族元素从上到下，
1.1.2 元素的性质与原子结构
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—碱金属元素、卤素
（一）碱金属元素
元素 元素 核电 名称 符号 荷数
原子结构 示意图
填写下表
最外层 电子 原子半 电子数 层数 径/nm
碱 锂 Li 3
+3 2 1
1
金 钠 Na 11
+11 2 8 1
1
属
钾 元
K 19
+19 2 8 8 1
1
素 铷 Rb 37 +37 2 8 18 8 1 1
元素的金属性的判断依据 同步训练P8
实质：看元素原子失去电子的能力，越易失去电子，金属性越强。
金属性 强弱判 断依据
元素原 子结构
元素单 质及其 化合物 性质
金属活 动性顺 序
最外层电子数相同（同族）时，电子层数越多，原子半径越 大，越易失电子，金属性越强。
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电子层数相同（同周期）时，核电荷数越大，越难失电子，金 属性越弱。 金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。
（2）递变性： 颜色： 逐渐加深
状态： 气 →液→固 熔沸点： 依次增高 密度： 逐渐增大
★卤素单质性质特殊性：
1、单质都有颜色； 2、Br2是易挥发的深红棕色液体，是中 学阶段常温下唯一的液态非金属单质，其 保存通常加入少量的水，即“液封”； 3、 I2易升华，遇淀粉溶液变蓝色。
3、卤素单质化学性质
（剧烈反应）
逐
Cl2 + H2O = HCl + HClO
渐 困
Br2 + H2O = HBr + HBrO 难
I2 + H2O = HI + HIO
通式：X2 + H2O = HX + HXO （X=Cl、Br、I 但≠F）
（4）卤素单质与金属的反应
△
3 X2 + 2Fe == 2FeX3 （X=F、Cl、Br 但≠I ）
LiOH ＜NaOH ＜KOH ＜ RbOH ＜ CsOH
(2)与氧气反应比较
单质
学科网
与O2反应
Li
Li2O（唯一）
Na
Na2O、Na2O2
K
K2O2、KO2
Rb
更为复杂
Cs
更为复杂
反应程度 越 来 越 剧 烈
反应式： 4Li O2 2Li2O 2 Na O2 Na2O2
4Na O2 2Na2O
不能，F2与水溶液中水反应，生成O2，而不是Cl2。
4、卤素的递变规律
卤族元素周期表从上到下元素原子
的电子层数逐渐 增多 ，原子半径逐 渐 增大 ，原子核对最外层电子的引力逐 渐 减弱 ，原子得电子能力逐渐 减弱 ， 元素的非金属性逐渐 减弱 ，与氢气越来 越 难 反应，生成氢化物越来越不稳定。
A.单质的密度依次增大
B.单质的熔、沸点依次升高
C.Cl2可从KBr溶液中氧化出Br2
D.F2可从NaCl溶液中还原出Cl2
6、砹（At）是核电荷数最大的卤族元 素，推测砹或砹的化合物最不可能具有
的性质是（ A ）
A、砹化氢HAt很稳定
B、砹易溶于某些有机溶剂
C、砹是有色固体
D、AgAt不溶于水，NaAt易溶于水
碱金属元素的性质与结构
相似性
递变性
名称
最外 层电 子数
物理 性质
化学 性质
电子 层数
密度
熔点
沸点
元素 性质
锂Li 钠Na
钾K 1
铷Rb 铯Cs
单质
K除外
软 具有
白 轻
强还 逐
原性， 与大
渐
低
多数 非金
导 属、
增 多
呈逐
增 大 趋
渐 降
势低
水反
应
金
逐属
渐性
降
逐 渐
低增
强
（二）卤族元素
1、卤族原子结构
课后作业
1.完成《课时跟踪检测（二）》； 2.熟记反应方程式、碱金属、卤素的理化特性。
2KI + Cl2 = 2KCl + I2 （溶液由无色变成紫红色）
2KI + Br2 = 2KBr + I2 （溶液由无色变紫红色） 由上述反应可比较卤素单质_氧__化_性强弱。 氧化性： F2 ＞ Cl2 ＞ Br2 ＞I2 ★从F → I ，元素的非金属性逐渐减弱。
（3）卤素单质与水的反应
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
3、碱金属单质物理性质
单 颜色和
密度
质
状态
/g·cm-3
Li 银白色，柔软 0.534
Na 银白色，柔软 0.97
K 银白色，柔软 0.86
Rb 银白色，柔软 1.532
Cs 略带金属光泽， 1.879 柔软
熔点 /0C 180.5 97.81 63.65 38.89 28.40
沸点 /0C 1347 882.9 774 688 678.4
2、碱金属单质化学性质
（1）与H2O反应
反应现象见视频、同 步训练P4
逐 2Li + 2H2O = 2LiOH + H2 ↑（较 慢）
渐 剧
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ↑（激烈）
烈 2K + 2H2O = 2KOH + H2 ↑（很激烈,
可能发生轻微爆炸）
通式： 2M + 2H2O = 2MOH + H2 ↑ 产物碱性：
最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素金属性越强。
一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
离子的 氧化性
离子的氧化性越强，对应的金属元素的金属性越弱。
强弱
元素的非金属性的判断依据 同步训练P8
实质：看元素原子得到电子的能力，越易得到电子，非金属性越强。
非金属 性强弱 判断依 据
元素原 子结构
元素名称 氟
氯
溴
元素符号
F
Cl
Br
原子结构 示意图
+9
2 7 +17 2 8 7
+35 2 818 7
碘 I
+53 2 8 18 18 7
相同点
递变性 （从F I）
最外层都有 7 个电子
电子层数依次 增加 原子半径逐渐 增大
2、卤素单质的物理性质 阅读教材P8：资料卡片
（1）相似性： 有颜色，密度小，熔沸点都较低。
C、碱金属单质的熔沸点随着核电荷数 的增大而降低
D、碱金属元素都是以化合态存在
4、下列关于卤化氢的说法不正确的是 （A）
A.卤素核电荷数越大，氢化物越稳定
B.卤素核电荷数越大，氢化物越不稳定
C.卤化氢稳定性为HF>HCl>HBr>HI D.卤素单质与氢气越难反应，生成物 越不稳定
5、氟、氯、溴、碘四种元素，它们 的下列性质的递变规律不正确的是 （ D）
元素单 质及其 化合物 性质
最外层电子数相同（同族）时，电子层数越多，原子半径越 大，越易失电子，非金属性越强。
学科网
电子层数相同（同周期）时，核电荷数越大，越易得电子，非 金属性越强。 单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还 原性也就越弱，其非金属性越强。
最高价氧化物的水化物的酸性越强，其非金属性越强。如 H2SO4的酸性强于H3PO4，说明硫的非金属性比磷强。
元素的 金属 性逐渐增强，非金属 性逐
渐减弱。同主族元素其单质和化合物的性 质既具有相似性，又具有递变性。
随堂练习
1、下列关于碱金属的原子结构和性质的
叙述中不正确的是（ C ）
A.碱金属原子最外层都只有一个电子， 在化学反应中容易失去 B.都是强还原剂
C.都能在O2里燃烧生成过氧化物 D.都能与水反应生成碱
（1）与H2反应 阅读教材P8：“卤素单质与氢气反应”归 纳 通式： X2 + H2 = 2HX
F2
Cl2
Br2
I2
剧烈程度： 反应越来越难，逐渐减弱
生成的氢化物的稳定性：
HF ＞ HCl ＞ HBr ＞ HI
（2）卤素单质之间的置换反应
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2 （溶液由无色变成橙色）
△
I2 + Fe == FeI2
★ F元素与Cl、Br、I性质差异（同步训练P6）
（1）与水反应不同
2F2 + 2H2O = 4HF + O2 X2 + H2O = HX + HXO（X=Cl、Br、I 但≠F） （2）F-不能被氧化剂氧化，而Cl-、Br-、I-可被氧化剂氧化； （3）HF为弱酸，而HCl、HBr、HI为强酸； （4）F无正价，无含氧酸，而Cl、Br、I都有正化合价和含氧 酸。 思考：将氟气通入NaCl溶液中，能否置换出Cl2？