卤族元素的结构与性质

第3课时卤族元素的结构与性质

[学习目标定位] 1.知道卤族元素在周期表中的位置及其原子结构特点。2.能说出卤族元素性质的相似性和递变性。3.进一步掌握结构与性质的内在联系。

一、卤族元素的原子结构

1.填写下列表格。

2.分析观察上表，卤族元素原子结构的共同点是最外层电子数都是7，不同点是电子层数和原子半径不同。

卤族元素原子结构特点

1.已知某微粒的结构示意图为，则下列说法正确的是()

A.该元素位于第三周期0族

B.该元素位于第四周期ⅠA族

C.该元素是非金属元素

D.该元素是金属元素

答案 C

解析该微粒原子核内有17个质子，为第17号氯元素，氯元素是非金属元素；核外有18个电子，说明是Cl得到一个电子形成了Cl－。

2.关于卤族元素，下列说法正确的是()

A.所有卤族元素的微粒都易得电子

B.和F同一主族的元素都是非金属元素

C.化合物中卤族元素都显负价

D.卤族元素原子的原子半径从上到下逐渐减小

答案 B

解析卤族元素的阴离子如Cl－等不能得电子，A选项错误；卤族元素都是非金属元素，B 选项正确；NaClO中Cl为＋1价，C选项错误；从F→I，原子半径逐渐增大，D选项错误。

二、卤族元素单质的性质

1.卤素单质的物理性质

分析上表可知，从F2到I2，颜色逐渐加深，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大，水溶性逐渐减小。

2.卤素单质与H2反应

(1)填写下表

H2＋I2△2HI

(2)分析上表可知，从F2到I2，与H2反应所需要的条件逐渐升高，反应剧烈程度依次减弱，生成气态氢化物的稳定性依次减弱。

3.卤素单质间的置换反应

(1)按要求完成下列实验，并填写下表：

(2)由上述实验可知，Cl 2、Br 2、I 2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl 2＞Br 2＞I 2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I

－

＞Br －

＞Cl －

。

1.卤素单质性质的相似性(X 表示卤素元素) (1)与H 2反应：X 2＋H 2=====一定条件

2HX 。

(2)与活泼金属(如Na)反应：2Na ＋X 2=====点燃

2NaX 。 (3)与H 2O 反应

X 2＋H 2O===HX ＋HXO(X 为Cl 、Br 、I)。 (4)与NaOH 溶液反应

X 2＋2NaOH===NaX ＋NaXO ＋H 2O(X 为Cl 、Br 、I)。 2.递变性

随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，卤素原子得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 (1)

(2)与H 2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

(3)最高价氧化物的水化物的酸性逐渐减弱，即酸性：HClO 4＞HBrO 4＞HIO 4，HClO 4是已知

含氧酸中酸性最强的酸。

3.元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

3.关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是()

A.卤素单质与水反应均可用X2＋H2O===HXO＋HX表示

B.HX都极易溶于水，它们的热稳定性随核电荷数增加而增强

C.卤素单质的颜色从F2→I2按相对分子质量增大而加深

D.X－的还原性依次为F－

答案 C

解析A项，F2与H2O反应为2F2＋2H2O===4HF＋O2，不可用X2＋H2O===HXO＋HX表示；B项，HX的热稳定性随核电荷数的增加而减弱；D项，F2性质极为活泼，遇盐溶液先和水反应，故不能将相对分子质量大的卤素从它的盐溶液里置换出来。

特别提醒卤素的特性

(1)氟元素无正价，无含氧酸，而Cl、Br、I有最高正价和含氧酸。F－的还原性极弱。

(2)X2＋H2O===HX＋HXO而2F2＋2H2O===4HF＋O2。

(3)Br2在常温下是唯一的一种液态非金属单质。

(4)碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。

(5)氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。

4.砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的递变规律，对砹及其化合物的叙述，正确的是()

A.与H2化合能力：At2>I2

B.砹在常温下为白色固体

C.砹原子的最外电子层上有7个电子

D.砹能从NaCl溶液中置换出氯单质

答案 C

解析从F2到At2，元素的非金属性逐渐减弱，与H2化合能力逐渐减弱，A项不正确；由F2到At2，单质的颜色依次加深，I2是紫黑色固体，则砹为黑色固体，B项不正确；卤族元素的原子，最外层上都有7个电子，C项正确；因氧化性Cl2>At2，所以At2不能从NaCl溶液中置换出Cl2，D项不正确。

1.随着卤族元素原子序数递增，下列说法正确的是()

A.单质的熔、沸点逐渐降低

B.最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(F除外)

C.单质的氧化性逐渐增强

D.气态氢化物的稳定性逐渐增强

答案 B

解析随着卤族元素原子序数的递增，单质的熔、沸点应逐渐升高，氧化性应逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱。

2.下列对卤素的说法不符合递变规律的是()

A.F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱

B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱

C.F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强

D.卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色变浅，密度增大

答案 D

解析从F→I原子半径依次增大，单质氧化性逐渐减弱，则阴离子的还原性逐渐增强，氢化物的稳定性逐渐减弱，卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色逐渐变深，密度也逐渐增大。

3.下列说法正确的是()

A.F、Cl、Br的最外层电子数都是7，次外层电子数都是8

B.从HF、HCl、HBr、HI酸性递增的事实，推出F、Cl、Br、I的非金属性递增规律

C.卤素按F、Cl、Br、I的顺序，其非金属性逐渐减弱的原因是随着核电荷数增加电子层数增大起主要作用

D.砹是原子序数最大的卤族元素，根据卤素性质的递变规律，砹易溶于水，难溶于CCl4

答案 C

解析F的次外层电子数为2，Br的次外层电子数为18，A项错误；元素的非金属性强弱可以根据其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱比较，B项错误；由碘微溶于水，

易溶于四氯化碳，可推知，砹微溶于水，易溶于CCl4，D项错误。

4.(1)常见卤素氢化物中最不稳定的是__________(写化学式)。

(2)下列单质熔、沸点随原子序数递增而升高的是____________(填字母，下同)。

A.碱金属元素

B.卤族元素

(3)下列反应中，更剧烈的是__________。

A.钠与水反应

B.钾与水反应

(4)取下列溶液分装两试管，再分别依次加入少量氯水和少量四氯化碳，用力振荡、静置后，四氯化碳层显紫红色的是__________。

A.溴化钠溶液

B.碘化钾溶液

答案(1)HI(2)B(3)B(4)B

解析常见卤素中碘元素的非金属性最弱，氢化物最不稳定的是HI；碱金属元素的单质熔、沸点随原子序数递增而降低，卤素单质熔、沸点随原子序数递增而升高；钾比钠活泼，与水反应更剧烈；氯水与NaBr、KI溶液分别生成Br2、I2，而二者的四氯化碳溶液分别为橙红色、紫红色。

5.(1)向NaBr和KI的混合溶液中，通入足量的Cl2后，将溶液蒸干并灼烧，最后蒸发皿中剩余的物质是________，写出反应的化学方程式：____________________________________。

(2)向KI溶液中滴入淀粉溶液，现象是______________，再滴入氯水，现象是______________，有关反应的离子方程式为_______________________________________________________。答案(1)NaCl、KCl2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2、2KI＋Cl2===2KCl＋I2

(2)无明显变化溶液变蓝色Cl2＋2I－===2Cl－＋I2

[基础过关]

题组一卤素的原子结构及性质变化规律

1.卤素是最活泼的一族非金属，下列关于卤族元素的说法正确的是()

A.卤素单质的最外层电子数都是7

B.从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次减小

C.从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子的得电子能力依次减弱

D.卤素单质与H2化合由易到难顺序为F2

答案 C

解析卤素原子最外层有7个电子，而不是单质最外层有7个电子，A项错误；卤素原子从F到I，电子层数依次增多，半径依次增大，原子核对最外层电子吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，故B项错误，C项正确；单质与H2化合由易到难顺序为F2>Cl2>Br2>I2，

D项错误。

2.下列各组物质性质比较的表示中，正确的是()

A.还原性：HF>HCl>HBr>HI

B.稳定性：HF

C.与水反应由易到难：Cl2>Br2>I2>F2

D.密度：F2

答案 D

解析A项应为HI>HBr>HCl>HF；B项应为HF>HCl>HBr>HI；C项应为F2>Cl2>Br2>I2。

3.下列关于卤族元素由上到下性质递变规律的叙述，正确的是()

①单质的氧化性增强②单质的颜色加深③气态氢化物的稳定性增强④单质的沸点升高⑤阴离子的还原性增强

A.①②③

B.②③④

C.②④⑤

D.①③⑤

答案 C

解析F2、Cl2、Br2、I2氧化性依次减弱，其对应的阴离子F－、Cl－、Br－、I－的还原性依次增强，故①叙述错误，⑤叙述正确；F2、Cl2、Br2、I2的颜色由淡黄绿色→黄绿色→深红棕色→紫黑色逐渐加深，②叙述正确；HF、HCl、HBr、HI的稳定性逐渐减弱，③叙述错误；F2、Cl2、Br2、I2在通常情况下其状态变化为气→液→固，则沸点逐渐升高，④叙述正确，C 正确。

4.往碘化钾溶液中先加入氯水，再加入CCl4振荡，静置后出现分层，下层呈()

A.橙红色

B.紫红色

C.无色

D.深褐色

答案 B

解析碘化钾中加入氯水发生反应2KI＋Cl2===2KCl＋I2，加入CCl4后由于碘易溶于CCl4，CCl4层(下层)呈现紫红色。

5.若能发现第117号元素X，它的原子结构与卤族元素相似，电子排布有7个电子层，且最外层有7个电子。下列叙述中正确的是()

A.此X元素的气态氢化物的化学式为HX，在常温下很稳定

B.其单质带有金属光泽，具有强氧化性，可与KI发生置换反应生成I2

C.其单质的分子式为X2，易溶于有机溶剂

D.AgX是一种有色的易溶于水的化合物

答案 C

解析因为此X显－1价，所以X元素的气态氢化物的化学式为HX，但由于X的非金属性很弱，所以HX在常温下很不稳定，A错误；X单质氧化性比碘弱，不可与KI发生置换反应，B错误；类比Br2、I2等，C正确；类比AgCl、AgBr等，D错误。

题组二卤素的特殊性

6.①溴水②氯水③碘酒④氯化钾⑤酸性高锰酸钾溶液。其中能使湿润的淀粉-KI试纸变蓝的是()

A.①②③

B.①⑤

C.①②③⑤

D.③④⑤

答案 C

解析单质碘可使淀粉变蓝，故加入物质中如含有单质碘或能与KI反应生成单质碘的，均可使湿润的淀粉-KI试纸变蓝。溴水和氯水中分别存在Br2、Cl2，可与KI反应置换出碘单质；碘酒是碘的酒精溶液，碘以I2分子形式溶解在酒精中；酸性高锰酸钾溶液具有强氧化性，可将I－氧化生成碘单质；氯化钾不与KI反应，没有碘单质生成。

7.下列叙述正确的是()

A.使湿润淀粉-KI试纸变蓝色的气体必为氯气

B.氟气与熔融状态下的氯化钠反应可产生氯气

C.可用加热的方法分离碘和NH4Cl

D.溴水应存放在胶头滴瓶(棕色)中

答案 B

解析凡能使KI中碘离子较快氧化为I2的气体均能使淀粉变蓝，如Br2蒸气、臭氧(O3)等，碘蒸气当然也能使该试纸中的淀粉变蓝；氟气与NaCl溶液相遇时，F2先与水反应生成HF 和O2，不能置换出氯气，但题述的不是水溶液而是熔融状态下的NaCl，可置换出氯气：F2＋2NaCl(熔融)===2NaF＋Cl2；碘受热易升华，而NH4Cl分解后得到的NH3和HCl会重新化合，故用加热的方法不能分离二者；用棕色瓶正确，但滴瓶有胶头，溴会严重腐蚀橡胶，所以不能用胶头滴瓶，D不正确。

题组三卤素互化物的性质

8.溴化碘(IBr)的化学性质很像卤素的单质，它能与大多数金属、非金属化合生成卤化物，它也能与水发生以下反应：IBr＋H2O===HBr＋HIO。下列有关IBr的叙述中，不正确的是()

A.在很多反应中IBr是强氧化剂

B.IBr与水反应时既作氧化剂，又作还原剂

C.IBr与AgNO3溶液反应会生成AgBr沉淀

D.IBr与NaOH溶液反应时，生成NaBr和NaIO

答案 B

解析此题是一道信息题，题中给出了三点信息：①溴化碘(IBr)暗示Br呈－1价，I呈＋1价；②IBr性质与卤素相似；③IBr与水反应生成HIO和HBr。由②可知，IBr是一种强氧化剂。分析IBr中各元素的化合价，确定碘为＋1价，溴为－1价。再结合③，可知IBr与水的反应不是氧化还原反应，而是复分解反应。因此，A、C、D正确，B不正确。

题组四碱金属与卤族元素的综合考查

9.借助碱金属和卤族元素的递变性分析下面的推断，其中正确的是()

A.已知Ca是第四周期ⅡA族的元素，故Ca(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性弱

B.已知As是第四周期ⅤA族的元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性强

C.已知Cs的原子半径比Na的原子半径大，故Cs与水反应不如Na与水反应剧烈

D.已知Cl的核电荷数比F的核电荷数多，故Cl的原子半径比F的原子半径大

答案 D

解析由碱金属元素和卤族元素的递变性可知，同主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减，最高价氧化物对应的水化物碱性增强，金属活动性增强，非金属气态氢化物稳定性减弱，A、B、C错误；同主族随核电荷数增大，原子半径递增，D正确。

10.下列有关性质的比较，不正确的是()

A.酸性强弱：HI>HBr>HCl

B.非金属性：O>S>Se

C.还原性强弱：F－>Cl－>I－

D.碱性强弱：KOH>NaOH>LiOH

答案 C

解析非金属元素原子得电子能力越强，其相应离子还原性越弱，故还原性强弱应为F－

[能力提升]

11.已知元素a A、b B、c C、d D、e E的原子结构示意图分别为

请回答下列问题：

(1)属于同周期的元素是__________(填元素符号，下同)，属于同主族的元素是__________。

(2)金属性最强的元素是__________，非金属性最强的元素是__________。

(3)上述元素中最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是__________。

答案(1)Na、Al、Cl F、Cl、Br(2)Na F(3)NaOH

解析(1)弄清原子结构示意图与元素在周期表中的位置关系，即电子层数与周期数相等，所以A、B、C同周期。主族的族序数与最外层电子数相等，所以B、D、E同主族。(2)同周期从左到右金属性减弱，非金属性增强；同主族从上到下金属性增强，非金属性减弱。所以Na的金属性最强，F的非金属性最强。(3)金属性越强，最高价氧化物对应的水化物碱性越强。

12.下表为元素周期表的一部分，请回答有关问题：

(1)⑤和⑧的元素符号分别是__________(填写元素符号，下同)和__________________。

(2)表中最活泼的金属是__________，非金属性最强的元素是__________。

(3)表中能形成两性氢氧化物的元素是__________，分别写出该元素的氢氧化物与⑥和⑨的最高价氧化物的水化物反应的化学方程式：________________________________________，________________________________________________________________________。

(4)请设计一个实验，比较⑦⑩单质氧化性的强弱：

________________________________________________________________________。

答案(1)Si Ar(2)K F

(3)Al2Al(OH)3＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋6H2O

Al(OH)3＋KOH===KAlO2＋2H2O

(4)取无色溴化钠的水溶液少许，加入新制氯水，溶液变橙红色

解析根据周期表中元素的位置可以确定各种元素，如下表所示：

13.某同学做同主族元素性质相似性、递变性实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象(见下表，表中的“实验方案”与“实验现象”前后不一定是对应关系)。

请你帮助该同学整理并完成实验报告。

(1)实验目的：____________________________________________________。

(2)实验用品：

①试剂：金属钠、金属钾、新制氯水、溴水、0.1 mol·L－1 NaBr溶液、0.1 mol·L－1 NaI溶液、CCl4液体等；

②仪器：__________、__________、________、镊子、小刀、玻璃片等。

(3)实验内容(填写与实验方案对应的实验现象的标号和化学方程式)：

(4)实验结论：_______________________________________________________。

答案(1)探究同主族元素性质的相似性和递变性

(2)试管胶头滴管烧杯(培养皿)

(3)

(4)同主族元素性质相似；自上而下元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱

解析本题是一个设计实验题，题目较灵活，考查基础知识和运用知识能力；另外，今后在实验现象中应加强语言描述和记忆，这是许多学生的弱项。

14.某溶液中Cl－、Br－、I－的物质的量之比为2∶3∶4。

(1)要使溶液中的Cl－、Br－、I－的物质的量之比变为4∶3∶2，则通入Cl2的物质的量与原溶液中I－的物质的量之比为______。

(2)要使溶液中只有Cl－和Br－，而刚好没有I－，则此时Cl－和Br－的物质的量之比为________。

(3)若要使溶液中只有Cl－，则通入Cl2的物质的量和原溶液中Br－的物质的量之比为__________。

答案(1)1∶4(2)2∶1(3)7∶6

解析通入Cl2时，Cl2先氧化还原性较强的I－，I－被氧化完全后，再氧化Br－。

(1)设原Cl－、Br－、I－的物质的量分别为2 mol、3 mol、4 mol，当变为4 mol、3 mol、2 mol

时，Br－没减少，I－减少 2 mol，消耗Cl21 mol，故通入Cl2的物质的量与原溶液中I－的物质的量之比为1∶4。

(2)当I－被氧化完全时，消耗2 mol Cl2，生成4 mol Cl－，此时Cl－和Br－的物质的量之比为6∶3，即2∶1。

(3)当Br－和I－被全部氧化时，3 mol Br－消耗Cl2 1.5 mol、4 mol I－消耗Cl2 2 mol，则通入Cl2的物质的量与原Br－的物质的量之比为3.5∶3，即7∶6。

原子结构与元素性质

第二节原子结构与元素的性质 一、元素周期表的编排原则 1.将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 2.把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 二、周期表的结构 周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排成一个横行。 主族：由短周期和长周期元素共同构成的族。 副族：仅由长周期元素构成的族。 1.核外电子排布与族序数之间的关系 可以按照下列方法进行判断：按电子填充顺序由最后一个电子进入的情况决定，具体情况如下：

(3)进入(n －1)d ①(n －1)d 1～5为ⅢB～ⅦB ?族数＝[(n －1)d ＋n s]电子数 ②(n －1)d 6～8为Ⅷ ③(n －1)d 10为ⅠB、ⅡB ?族数＝n s 的电子数 ④进入(n －2)f ? ?????????4f ——La 系元素5f ——Ac 系元素ⅢB 2. 3.(1)主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB 的族序数＝原子最外层电子数(n s ＋n p 或n s)。 (2)副族ⅢB～ⅦB 的族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。 (3)零族：最外层电子数等于8或2。 (4)Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。 1.同周期，从左到右，原子半径依次减小。 2.同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 3.阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子半径，如r (Na ＋)

4.电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 5.不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如r(Fe2＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。 特别提醒 在中学要求的畴可按“三看”规律来比较微粒半径的大小 “一看”能层数：当能层数不同时，能层越多，半径越大。 “二看”核电荷数：当能层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当能层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 七、电离能 1.第一电离能 (1)每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，稀有气体元素原子的第一电离能最大，同周期中自左至右元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。 2.逐级电离能 (1)原子的逐级电离能越来越大 首先失去的电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以后再失去电子都是能级较低的电子，所需要的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷对电子吸引更强，从而电离能越来越大。 (2)金属元素原子的电离能与其化合价的关系 一般来讲，在电离能较低时，原子失去电子形成阳离子的价态为该元素的常见价态。如Na的第一电离能较小，第二电离能突然增大(相当于第一电离能的10倍)，故Na的化合价为＋1，而Mg在第三电离能、Al在第四电离能发生突变，故Mg、Al的化合价分别为＋2、＋3。 八、元素电负性的应用 1.元素的金属性和非金属性及其强弱的判断 (1)金属的电负性一般小于 1.8，非金属的电负性一般大于 1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 (2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (3)同周期自左到右，电负性逐渐增大，同主族自上而下，电负性逐渐减小。 (4)电负性较大的元素集中在元素周期表的右上角。 2.化学键的类型的判断 一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7，它们之间通常形成共价键。

原子结构与元素的性质说课稿

《原子结构与元素的性质》说课设计 高二年级化学组xx 一、教学分析： （一）分析教材 本节课是在必修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。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。按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原子结构与元素性质的关系，为后阶段学习元素周期律和分子结构奠定了基础。尽管本节内容比较抽象，学生学起来有困难，但教科书在内容编排上注重了由易到难层层深入，能够激发和保持学生的学习兴趣。 （二）分析学生 1、知识技能方面：学生已学习了原子结构及元素周期表的相关知识和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等知识，为学习本节奠定了一定的知识基础。 2、学法方面：在必修2第一章《物质结构元素周期律》的学习过程中已经初步掌握了理论知识的学习方法——逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有一定的学习方法基础。根据以上两个分析，我确定本课教学目标如下 二、教学目标： （一）知识与技能目标 1、了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律。 2、进一步认识元素周期表与原子结构的关系。 （二）过程与方法目标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──结构决定性质。

（三）情感态度与价值观目标学生在问题探究的过程中，同时把自己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。根据以上两个分析，我确定了本节课的教学重点和难点：（四）教学的重点和难点 1、教学重点：元素的原子结构与元素周期表的关系 2、教学难点：元素周期表的分区为了有用地达成教学目标，突出教学重点，突破难点，我准备采用以下教学策略，下面说教学策略的设计 三、教学策略： （一）教学模式 在建构主义学习理论指导下，采用“复习引入——自主探究——合作交流——巩固练习”的教学模式。 （二）教学方法与手段讲授法与讨论法相结合，其中运用多媒体等教学手段。 （三）教学流程图 教学策略是有针对性的，必须把例外的教学策略运用到相应的教学环节中，要想使一堂课优化，只有把有用的教学策略恰当地运用到优化的教学过程中，才能更有用地达成教学目标下面，我重点说教学过程的设计。 四、说教学过程 （一）创设情境，温故导新1．创设情景：展示门捷列夫的第一张元素周期表和例外形式排列的几种元素周期表，激发学生学习的兴趣，扩展学生知识面。 2．温故导新：通过复习元素周期表的结构如何？元素的原子结构与元素在周期表中的位置有什么关系等问题？很自然的导入新课。 （二）活动探究、探索新知为了让学生参与活动探究，使生疏的化学概念变得栩栩如生，易于理解，同时也使学生对化学学习，尤其是微观领域的学习

元素的性质与原子结构教学设计资料

元素的性质与原子结构教学设计 第一章第一节元素周期表 第 2 课时元素的性质与原子结构 教学目标： 1、知识与技能：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 、过程与方法：自主学习、归纳总结同主族元素的性 质；自主探究元素性质与原子结构关系以及同主族性质递变规律。 3、情感态度与价值观：逐步养成勤于思考，勇于探究的科学品质，培养理论联系实际的科学观念和科学态度；树立事物变化是量变引起质变的辨证唯物主义观点。教学重点、难点：元素周期表中同主族元素性质与原子结构的关系、及同主族元素性质的递变规律。 教学方法： 引导——探究——实验。 教学过程：［引入］元素周期中，为什么把Li、Na、K 等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系呢？请同学们打开课本第5 页，填写第5 页的表格，探究碱金属的原子结构。[投影] 课本第五页表格 [板书] 1 、碱金属元素（1 ）原子结构

[ 师] 你能发现碱金属元素原子结构的共同和不同之处吗？ [ 生] 讨论总结 ①原子的最外层电子数相同,一个电子； ②原子的电子层数逐渐增多； ③原子的核电荷数逐渐增多； ④原子半径逐渐增大。 [过渡] 我们已经知道碱金属元素原子结构上有相似和不同，那么它们的性质如何呢？是否也有相似和不同呢？[ 演示] 演示钾与氧气的反应。 [学生] 观察现象，并对比钠与氧气反应的现象。 [总结]①都熔化成银（银白）色小球，但钾先燃烧； ②颜色不同； ③钠、钾都易和氧气反应，钾比钠反应剧烈，钾更易与氧气反应。 [ 演示] 演示钾与水反应的实验 [学生] 对比钠、钾和H2O 反应，现象有哪些相似和不同？得出 怎样的结论？ ［总结］浮、熔、游、响、红；K 轻微爆炸；钠、钾都易和水反应，钾比钠反应剧烈。 ［思考］通过实验我们知道钠和钾都能和O2、H2O 等反应，在反应中Na、K 失电子表示出还原性，但钾更易发生反应。碱金属性质为什么会相似呢？又为什么有不同呢？你认为元素的性质与它们的原子结构有关系吗？

原子结构与元素的性质高考总复习

原子结构与元素的性质 1.原子核外电子排布与周期的划分 周期外围电子排布 各周期增加的能级元素种数ⅠA族0族最外层最多容纳电子数 一1s11s221s2 二2s12s22p682s、2p8 三3s13s23p683s、3p8 四4s14s24p684s、3d、4p18 五5s15s25p685s、4d、5p18 六6s16s26p686s、4f、5d、6p32 七7s187s、5f、6d(未完)…… (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的关系 ①元素周期系形成的原因：元素原子核外电子排布发生周期性的变化。 ②元素周期系的形成过程 ③元素周期系的特点：每一周期(除第一周期外)从碱金属元素开始，到稀有气体元素结束，外围电子排布从n s1递增至n s2n p6；元素周期系的周期不是单调的，而是随周期序号的递增逐渐增多，同时，金属元素的数目也逐渐增多。 2.原子核外电子排布与族的划分 族数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 价电子排布式n s1n s2n s2n p1n s2n p2n s2n p3n s2n p4n s2n p5 列数121314151617 价电子数1234567 副族元素21Sc22Ti23V24Cr25Mn29Cu30Zn 族数ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB 价电子排布式3d14s23d24s23d34s23d54s13d54s23d104s13d104s2 价电子数目34567 (3)依据上述表格，讨论族的划分与原子核外电子排布的关系 ①同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价电子全部排布在n s或n s n p轨道上。价电子数与族序数相同。 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Ⅷ族)同一纵行原子的价层电子排布基本相同。价电子排布为(n－1)d1～10n s1～2，ⅢB～ⅦB族的价电子数与族序数相同，第ⅠB、ⅡB族和第Ⅷ族不相同。

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

教学步骤、内容 教学方法、手段、 师生活动 ［引入］我们明白元素性质是由元素原子结构决定的，那具体阻碍哪些性质呢？ ［讲］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的要紧化合价、原子半径、 元素的第一电离能和电负性。 ［学与咨询］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低 化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？ ［投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐步升 高，金属性逐步减弱，非金属性逐步增强。 ［讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素 周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期 性变化。 ［板书］二、元素周期律 1、原子半径 ［投影］观看图1—20分析： ［学与咨询］1．元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何明白得这种趋势？ 2．元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应 如何明白得这种趋势？ ［小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐步减小。其要紧缘故是由于核 电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子 后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐步增大。其要紧缘故是由于电子能层增 加，电子间的斥力使原子的半径增大。 ［讲］原子半径的大小取决于两个相反的因素：一是电子的能层数，另一个是 核电荷数。明显电子的能层数越大，电子间的负电排斥将使原子半径增大，因

此同主族元素随着原子序数的增加，电子层数逐步增多，原子半径逐步增大。而当电子能层相同时，核电荷数越大，核对电子的吸引力也越大，将使原子半径缩小，因此同周期元素，从左往右，原子半径逐步减小。 ［咨询］那么，粒子半径大小的比较有什么规律呢？ ［投影小结］1、原子半径大小比较：电子层数越多，其原子半径越大。当电子层数相同时，随着核电荷数增加，原子半径逐步减小。最外层电子数目相同的原子，原子半径随核电荷数的增大而增大 2、核外电子排布相同的离子，随核电荷数的增大，半径减小。 3、同种元素的不同粒子半径关系为：阳离子<原子<阴离子，同时价态越高的粒子半径越小。 ［过渡］那么，什么叫电离能呢，电离能与元素的金属性间有什么样的关系呢？［板书］2、电离能 〔1〕定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能. ①常用符号I表示，单位为KJ?mol－1 ②意义：通常用电离能来表示原子或离子失去电子的难易程度。［讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电离能越小，表示原子或离子易失电子， ［点击试题］Na元素的I1=496 KJ·mol-1,那么Na (g) -e-→Na +(g) 时所需最低能量为 . ［板书］〔2〕元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。 ［讲］气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。上述表述中的〝气态〞〝基态〞〝电中性〞〝失去一个电子〞等差不多上保证〝最低能量〞的条件。 ［投影］ ［咨询］读图l—21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? ［讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、

原子结构与元素的性质时优秀教案

第二节原子结构与元素地性质 第三课时 【学习目标】 1.能说出元素电负性地涵义，能应用元素地电负性说明元素地某些性质 2.能根据元素地电负性资料，解释元素地“对角线”规则，列举实例予以说明 3.能从物质结构决定性质地视角解释一些化学现象，预测物质地有关性质 4.进一步认识物质结构与性质之间地关系，提高分析问题和解决问题地能力 【学习过程】 【课前预习】 1. 叫键合电子；我们用电负性描述. 2.电负性地大小可以作为判断元素金属性和非金属性强弱地尺度. 地电负性一般小于1.8，地电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界地“类金属”地电负性则在1.8左右，他们既有性又 有性. 【知识梳理】 【复习】1.什么是电离能？它与元素地金属性、非金属性有什么关系？ 2.同周期元素、同主族元素地电离能变化有什么规律？ (3)电负性： 【思考与交流】1. 什么是电负性？电负性地大小体现了什么性质？阅读教材p20页表同周期元素、同主族元素电负性如何变化规律？如何理解这些规律？根据电负性大小，判断氧地非金属性与氯地非金属性哪个强？ 【科学探究】 1.根据数据制作地第三周期元素地电负性变化图，请用类似地方法制作IA、VIIA元素 地电负性变化图. 2.电负性地周期性变化示例

【归纳与总结】 1. 金属元素越容易失电子，对键合电子地吸引能力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越容易得电子，对键合电子地吸引能力 越，电负性越，其非金属性越强；故可以用电负性来度量金属性与非金属性地强弱.周期表从左到右，元素地电负性逐渐变；周期表从上到下，元素地电负性逐渐变. 2. 同周期元素从左往右，电负性逐渐增，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增.同主族元素从上往下，电负性逐渐减，表明元素地金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强. 【思考】对角线规则：某些主族元素与右下方地主族元素地有些性质相似，被称为对角线原则.请查阅电负性表给出相应地解释？ 3. 在元素周期表中，某些主族元素与右下方地主族元素地性质有些相似，被称为“对角线规则”.查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧地产物，铍和铝地氢氧化物地酸碱性以及硼和硅地含氧酸酸性地强弱，说明对角线规则，并用这些元素地电负性解释对角线规则. 4. 对角线规则 【典题解悟】 例题1.下列有关电负性地说法中正确地是（） A.主族元素地电负性越大，元素原子地第一电离能一定越大. B.在元素周期表中，元素电负性从左到右越来越大 C.金属元素电负性一定小于非金属元素电负性. D.在形成化合物时，电负性越小地元素越容易显示正价 解析：电负性地变化规律： （1）同一周期，从左到右，元素电负性递增. （2）同一主族，自上而下，元素电负性递减.（3）副族元素地电负性变化趋势和主族类似.主族元素原子地电离能、电负性变化趋势基本相同，但电离能有特例，如电负性：O ＞N，但第一电离能：N＞O，A错误.B、C选项没有考虑过渡元素地情况. 答案：D 例2.能够证明电子在核外是分层排布地事实是（） A、电负性 B、电离能 C、电子亲和能 D、电势能 【当堂检测】 1. 电负性地大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱地尺度下列关于电负性地变化规律正确地 是（）

高中化学：《原子结构与元素的性质》测试卷

高中化学：《原子结构与元素的性质》测试卷 一、单选题(共15小题) 1.某原子核外电子排布式为n s2n p7,它违背了() A．泡利不相容原理 B．能量最低原理 C．洪特规则 D．洪特规则特例 2.依据元素周期律及元素周期表知识,下列推断正确的是() A．酸性：H2SiO3＞H2CO3 B．热稳定性：H2Se＞H2S＞H2O C．碱性：CsOH＞Ca(OH)2 D．若离子半径：R2－＞M＋,则原子序数：R＞M 3.已知三种微粒(原子或离子)的电子排布式如下：11X：1s22s22p619Y：1s22s22p63s23p620Z：1s22s22p63s23p6若将上述三种微粒归为同一类,下列微粒中也可归为此类的是() A．答案A B．答案B C．答案C D．答案D 4.下列四种元素中,第一电离能由大到小的顺序正确的是() ①原子含有未成对电子最多的第2周期元素②电子排布为1s2的元素③周期表中电负性最强的元素④原子最外层电子排布为3s23p4的元素 A．②③①④ B．③①④② C．①③④② D．无法比较 5.如下图为元素周期表的一部分,X、Y、Z、W均为短周期元素,若Z原子最外层电子数是次外层电子数的.则下列说法正确的是()

A． X、Y二种元素都仅能形成一种单质 B． X与O2反应的产物可作为干燥NH3的干燥剂 C． Z的氧化物中有一种是形成酸雨的主要物质 D． W不能形成含氧酸 6.下列选项中所发生的现象与电子的跃迁无关的是（） A．平面镜成像 B．霓虹灯广告 C．燃烧蜡烛 D．燃放烟火 7.下列说法中正确的是() A．基态原子是处于最低能量状态的原子 B．基态C原子的电子排布式是1s22s12p3 C．焰色反应是金属原子的电子从基态跃迁到激发态时产生的光谱 D．同一原子处于激发态时的能量一定低于基态时的能量 8.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素原子的最外层电子数为（）A． 4 B． 5 C． 6 D． 7 9.第三周期元素中,微粒半径最大的是（） A． Na B． Na+ C． S2- D． Cl- 10.下列叙述正确的是( ) 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． X、Y均为短周期元素,其简单离子m X a＋与n Y b－的电子层结构相同,则m＋a=n－b C． F、Cl、Br的最外层电子数都是7,次外层电子数都是8

高考化学常见的化学元素的性质和结构

高考化学常见的化学元素的性质和结构 （1）氢元素 a．核外电子数等于电子层数的原子； b．没有中子的原子； c．失去一个电子即为质子的原子； d．得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子； e．质量最轻的原子；相对原子质量最小的原子；形成单质最难液化的元素；f．原子半径最小的原子； g．形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素； h．形成的单质为最理想的气体燃料； i．形成酸不可缺少的元素； （2）氧元素 a．核外电子数是电子层数4倍的原子； b．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子； c．得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子； d．得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子； e．地壳中含量最多的元素； f．形成的单质是空气中第二多的元素； g．形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素；h．能与氢元素形成三核10电子分子（H2O）的元素；

i．能与氢元素形成液态四核18电子分子（H2O2）的元素； j．在所有化合物中，过氧化氢（H2O2）中含氧质量分数最高； k．能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素；l．能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:2的两种离子化合物的元素；（3）碳元素 a．核外电子数是电子层数3倍的原子； b．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子； c．最外层电子数是核外电子总数2/3的原子； d．形成化合物种类最多的元素； e．形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质； f．能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素； g．能与氢元素形成正四面体构型10电子分子（CH4）的元素； h．能与氢元素形成直线型四核分子（C2H2）的元素； i．能与氧元素形成直线型三核分子（CO2）的元素。 （4）氮元素 a．空气中含量最多的元素； b．形成蛋白质和核酸不可缺少的元素； c．能与氢元素形成三角锥形四核10电子分子（NH3）的元素； d．形成的气态氢化物（NH3）能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的元素； e．能与氢、氧三种元素形成酸、碱、盐的元素；

知识讲解_原子结构与元素的性质_基础

原子结构与元素的性质 编稿：宋杰审稿：于冬梅 【学习目标】 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，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； 3、掌握原子半径的变化规律； 4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系； 5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则； 6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。 【要点梳理】 【高清课堂：原子结构与性质#原子结构与周期表】要点一：原子结构与周期表 1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果） 随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。 2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化) ⑴元素周期表的结构 在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。 ⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定） 原子核外电子层数决定元素所在的周期： 周期序数=原子核外电子层数； 原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以： 主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。 而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。 要点诠释：价电子数与族序数的关系 S区元素价电子特征排布为ｎS1~2，价电子数等于族序数。ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2，价电子总数等于副族序数；ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2，价电子总数等于所在的列序数；p区元素特征电子排布为ns2np1~6；价电子总数等于主族序数。 外围电子总数决定排在哪一族如：29Cu3d104s1，10+1=11尾数是1所以，是IB。

《原子结构元素的性质》教学设计与反思及学生评价.doc

《原子结构与元素的性质》教学设计与反思及学生评价 一、分析教材 本节课是在必修2第一章《物质结构元素周期律》，选修3第一章第一节《原了结构》基础上进一步认识原了结构与元素性质的关系。在复习原了结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电了排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原了结构的关系。按照课程标准要求比较系统而深入地介绍了原了结构与元素性质的关系，为后阶段学习元素周期律和分子结构奠定了基础。尽管本节内容比较抽象，学生学起来有困难，但教科书在内容编排上注重了由易到难层层深入，能够激发和保持学生的学习兴趣。 二、教学对象分析 1、知识技能方面：学生已学习了原了结构及元素周期表的相关知识和元素的核外电了排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性变化，具备了学习木节教学内容的基本理论知识，有一定的知识基础。 2、学习方.法方.面：在必修2第一章《物质结构元素周期律》的学习过程中己经初步掌握了理论知识的学习方法——逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有一定的学习方法基础。 三、设计思想 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，木人在教学的过程中采用探究法，坚持以人为木的宗旨，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。 四、教学目标 1.知识与技能：（1）了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律；（2）了解元素周期表的结构；（3）了解元素周期表与原子结构的关系。 2.过程与方法：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.情感态度与价值观：学生在问题探究的过程中，同时把自己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。 五、教学的重点和难点 1.教学的重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系。 2.教学的难点：元素周期表的分区。 六、教学过程

高一化学元素的性质和结构知识总结及习题

学员编号：年级：高一课时数： 2 学员姓名：辅导科目：化学学科教师：授课类型T钠的化合物 C 元素的性质T 原子的结构授课日期及时段 教学内容 引导回顾 在钠化学性质中涉及到了哪些知识点呢？我们一起来回顾一下吧！ 本周知识点本周解题方法 1.钠的化合物 1. 钠的化合物的性质 2.铝的化合物 2. 铝的化合物的性质 3.元素的性质 3. 熟悉元素周期表 4.原子的结构 4. 掌握元素周期律 引导回顾 6.（1）NaHCO3溶液中混有Na2CO3，为除去Na2CO3，可以通入足量的_____________，化学方程式为__________________________。 （2）NaOH溶液中混有Na2CO3，可以加入适量的_____________，反应的离子方程式为__________________________。 答案:（1）CO2CO2+Na2CO3+H2O====2NaHCO3

(2)Ca(OH)2 Ca 2+ + 23CO ====CaCO 3↓ 7.把A 克NaHCO 3固体加热分解一段时间后，固体质量变为B 克，求： （1）生成Na 2CO 3的质量。 （2）当B 为_____________时，表示NaHCO 3完全分解。 答案:（1）3153 （A-B ）g (2)B=53A/84 8.将28.6 g 碳酸钠盐的结晶水合物(Na 2CO 3·xH 2O)加热至完全失去结晶水，得到无水化合物10.6 g ，试求x 的值。 答案:x=10 同步讲解 ●问题探究 1．从周期表的第1、17列元素分析来看，同一列(族)元素的原子结构有什么相同之处？它们之间有没有递变规律？怎样递变？为什么有这种递变？ 第1、17列元素探究：

原子结构与元素性质

原子结构与元素性质 双基训练 *1. 符号35Cl 中左上角的“35”代表( )。【0.5】 (A) 元素的质量数 (B) 同位素的质量数 (C) 元素的平均相对原子质量 (D) 元素的近似相对原子质量 *2. 原子核内的质子数决定了微粒的( )。【0.5】 (A) 质量数 (B) 核外电子数 (C) 核电荷数 (D) 核内中子数 *3. 下列各组中，互为同位素的是( )。【0.5】 (A) 金刚石 石墨 (B) 168O 17 8O (C) H 2O D 2O (D) 白磷 红磷 *4. 136C —NMR(核磁共振)可以用于含碳化合物的结构分析。136C 表示的碳原子( )。【1】 (A) 核外有13个电子，其中最外层有4个电子 (B) 核内有6个质子，核外有7个电子 (C) 质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子 (D) 质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子 *5. 有五种微粒分别是4019X 、4018Z 、4019Q +、40220R +、41 20M ，它们所属的元素的种类有( )。 【1】 (A) 2种 (B) 3种 (C) 4种 (D) 5种 *6. 下列各组微粒中，核外电子总数相等的是( )。【1.5】 (A) K +和Na + (B) CO 2和NO 2 (C) CO 和CO 2 (D) N 2和CO *7. 下列有关原子的叙述中，正确的是( )。【1】 (A) 保持物质化学性质的最小微粒 (B) 构成物质的最小微粒 (C) 不能再分的最小微粒 (D) 化学变化中的最小微粒 *8. 元素的种类和原子的种类( )。【1】 (A) 前者大

(C) 相等 (D) 不能确定 *9. 某元素原子L 层电子数是K 层电子数的2倍，那么此元素是( )。【1】 (A) F (B) C (C) O (D) N *10.氢原子的电子云图中的小黑点表示的意义是( )。【1】 (A) 一个小黑点表示一个电子 (B) 黑点的多少表示电子个数的多少 (C) 表示电子运动的轨迹 (D) 电子在核外空间出现几率的多少 **11.下列分子的电子式书写正确的是( )。【1.5】 **12.A 元素的离子A n - ，其核外共有x 个电子，该原子的质量数为y ，则原子核内含有的中子数为( )。【1.5】 (A) y -x +n (B) y -x -n (C) y +x +n (D) y +x -n **13.美国科学家将两种元素铅和氪的原子核对撞获得了一种质子数为118、中子数为175的超重元素，该元素原子核的中子数与核外电子数之差是( )。【1】 (A) 57 (B) 47 (C) 61 (D) 293 **14.下列说法中，正确的是( )。【1.5】 ①金刚石、石墨是碳的两种同位素 ②金刚石、石墨是碳的两种单质 ③金刚石、石墨是碳的两种元素 ④金刚石、石墨互称为碳的同素异形体 (A) 只有④ (B) 只有②④ (C) 只有①② (D) 只有③④ **15.在以下四种物质中，①28g 一氧化碳(121668C O )、②28g 氮气(1427N )、③26g 乙炔 (1212261C H )、④28g 硅(2814Si )，所含微粒数相同的是( )【2】。 (A) 分子数 (B) 原子数

《原子结构与元素性质》教案1 (2)

《原子结构与元素性质》教案 【课程标准与教材分析】 本节教材包括两部分内容，1、电离能及其变化规律2、元素的电负性及其变化规律。在《化学2(必修)》中学生学习了核外电子排布和核外电子排布与元素周期表关系，在此基础上本节教材通过“联想·质疑”引入了电离能、电负性的概念，定量地描述元素原子的得失电子能力；教材又通过“交流·研讨”等活动性栏目，使学生在讨论中主动构建元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响，从而对元素周期律的认识更为深刻，并能建构起新的“构(原子结构)——位(元素在周期表中的位置)——性(元素性质)”三者关系的认识平台。 本节课计划2课时(建议连堂上) 本节主要内容是理解电离能的概念及其变化规律；理解元素的电负性的概念及其变化规律并能够用此从定量的角度来解释元素原子核外电子排布周期性变化对元素电离能、电负性、化合价等元素性质的本质影响。 在教学过程中注意给学生必要的知识支持，如电负性数据的来源 教学目标： 知识与技能目标： 1、使学生了解电离能、电负性的概念及。认识主族元素电离能(特别是第一电离能)的周期性变化规律，知道电离能与元素化合价的关系。 2、使学生知道主族元素电负性与元素的金属性、非金属性的关系，认识主族元素电负性的周期性变化规律。 3、使学生体会原子结构与元素周期律的本质联系。 过程与方法目标：运用演绎推理和数据分析理解掌握电离能和电负性在元素周期表中的变化规律。 情感态度价值观目标：通过电负性电离能的逐步引入，感受科学家们在科学创造中的丰功伟绩。 本节知识框架：

本节重点难点： 1、元素原子核外电子排布、元素的第一电离能、元素的电负性的周期性变化 2、元素的电负性与元素的金属性、非金属性的关系。 3、元素的电离能、电负性与元素得失电子能力的 教学媒介：多媒体演示 教学素材： 素材1：主族元素原子得失电子能力的变化趋势 素材2、元素的化合价 化合价是元素性质的一种体现。观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价，镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？化合价与原子结构有什么关系？ 素材3、第三周期元素的第一电离能变化趋势图

《元素的性质与原子结构》教学设计

《第一章第一节元素周期表》教学设计 第3课时：元素的性质与原子结构 广州一中罗婉娴 一、教学目标 知识与技能: 1.通过观察卤素、碱金属元素的原子结构（最外层电子数）的相同点，掌握同类物质具有相似的性质。 2.通过比较卤素、碱金属元素的原子结构（电子层数）的不同点，掌握同主族元素性质的递变规律，并学会分析递变性的原因。 3.知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律、以IA和VⅡA族为例，知道同一主族内元素性质的相似和递变规律与原子结构的关系。 4.初步掌握元素的金属性或非金属性强弱比较的方法。 过程与方法： 培养通过对实验现象和素材的分析来归纳结论的能力，形成科学方法，形成“结构决定性质，位置反映结构”的化学基本观念。 情感态度与价值观： 通过对元素周期律和周期表的学习，加深对“事物变化的量变引起质变”等哲学规律性认识，体会元素周期律和周期表在自然科学领域内的重要作用。 二、教学重点难点： 元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 三、教学方法：对比归纳实验探究演绎 四、教学过程 （一）碱金属元素 环节1：理论探究，对比归纳碱金属元素结构的相同点和不同点。 【问题创设】元素周期表中为什么把锂、钠、钾等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系呢？ 【学生活动】：（科学探究1）查阅元素周期表，填写教材P5中的表格，对比碱金属的原子结构示意图，归纳碱金属原子结构的相同点和不同点。 相同点：最外层只有一个电子 不同点：随着核电荷数的增加，原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。 【追问】元素的化学性质决定于原子结构中的哪一部分？根据上述结构的异同，推测碱金属元素性质的异同点？ 【学生】化学性质决定于最外层电子数。碱金属可能像钠一样能与氧气和水反应，但反应程度可能不同。【过渡】下面我们通过实验验证碱金属化学性质的相似性和不同点。

原子结构与元素的性质教案 示例

《原子结构与元素的性质》教案示例 一、教学内容 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。 二、教学对象分析 1、知识技能方面：学生已学习了原子结构及元素周期表的相关知识和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，具备了学习本节教学内容的基本理论知识，有一定的知识基础。 2、学习方法方面：在必修2第一章《物质结构元素周期律》的学习过程中已经初步掌握了理论知识的学习方法──逻辑推理法、抽象思维法、总结归纳法，具有一定的学习方法基础。 三、设计思想 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。 四、教学目标 1. 知识与技能：（1）了解元素原子核外电子排布的周期性变化规律；（2）了解元素周期表的结构；（3）了解元素周期表与原子结构的关系。 2. 过程与方法：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. 情感态度与价值观：学生在问题探究的过程中，同时把自己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。 五、教学的重点和难点 1. 教学的重点：元素的原子结构与元素周期表结构的关系。 2. 教学的难点：元素周期表的分区。

《原子结构与元素的性质》第二课时参考教案

教案

［学与问］元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化规律是什么？ ［投影小结］同周期主族元素从左到右，元素最高化合价和最低化合价逐渐升高，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 ［讲］元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变，称为元素周期律。元素周期律的内涵丰富多样，下面，我们来讨论原子半径、电离能和电负性的周期性变化。 ［板书］二、元素周期律 1、原子半径 ［投影］观察图1—20分析： ［学与问］1．元素周期表中同周期主族元素从左到右，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 2．元素周期表中，同主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ ［小结］同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小。其主要原因是由于核电荷数的增加使核对电子的引力增加而带来原子半径减小的趋势大于增加电子后电子间斥力增大带来原子半径增大的趋势。

［讲］原子为基态原子，保证失去电子时消耗能量最低。电离能用来表示原子或分子失去电子的难易程度。电离能越大，表示原子或离子越难失电子；电离能越小，表示原子或离子易失电子， ［点击试题］已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e-→Na +(g) 时所需最低能量为. ［板书］（2）元素的第一电离能：处于基态的气态原子失去1个电子，生成+1价气态阳离子所需要的能量称为第一电离能，常用符号I1表示。 ［讲］气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。上述表述中的“气态”“基态”“电中性”“失去一个电子”等都是保证“最低能量”的条件。 ［投影］ ［问］读图l—21。碱金属原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢? ［讲］从图l—2l可见，每个周期的第一个元素(氢和碱金属)第一电离能最小，最后一个元素(稀有气体)的第一电离能最大；同族元素从上到下第一电离能变小(如He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn的第一电离能依次下降，H、Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能也依次下降)。 ［学与问］1、金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系?［讲］第一电离能越小，越易失去电子，金属的活泼性就越强。因此

原子结构与元素的性质教案

原子结构与元素的性质教案 教学目标： 1、知识与技能：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、过程与方法：自主学习、归纳总结同主族元素的性质；自主探究元素性质与原子结构关系以及同主族性质递变规律。 3、情感态度与价值观：逐步养成勤于思考，勇于探究的科学品质，培养理论联系实际的科学观念和科学态度；树立事物变化是量变引起质变的辨证唯物主义观点。 教学重点、难点： 元素周期表中同主族元素性质与原子结构的关系、及同主族元素性质的递变规律。 教学方法： 引导——探究——实验。 教学过程： [引入] 元素周期中，为什么把Li、Na、K等元素编在一个族呢？它们的原子结构和性质有什么联系呢？请同学们打开课本第5页，填写第5页的表格，探究碱金属的原子结构。[投影] 课本第五页表格 [板书] 1、碱金属元素（1）原子结构 [ 师 ] 你能发现碱金属元素原子结构的共同和不同之处吗？ [ 生 ] 讨论总结 ①原子的最外层电子数相同,一个电子； ②原子的电子层数逐渐增多； ③原子的核电荷数逐渐增多； ④原子半径逐渐增大。 [过渡] 我们已经知道碱金属元素原子结构上有相似和不同，那么它们的性质如何呢？是否也有相似和不同呢？ [演示] 演示钾与氧气的反应。 [学生] 观察现象，并对比钠与氧气反应的现象。 [总结] ①都熔化成银（银白）色小球，但钾先燃烧； ②颜色不同； ③钠、钾都易和氧气反应，钾比钠反应剧烈，钾更易与氧气反应。 [演示] 演示钾与水反应的实验 [学生] 对比钠、钾和H2O反应，现象有哪些相似和不同？得出怎样的结论？

[总结] 浮、熔、游、响、红；K轻微爆炸；钠、钾都易和水反应，钾比钠反应剧烈。 [思考] 通过实验我们知道钠和钾都能和O2、H2O等反应，在反应中Na、K失电子表示出还原性，但钾更易发生反应。碱金属性质为什么会相似呢？又为什么有不同呢？你认为元素的性质与它们的原子结构有关系吗？ [讨论板书] （2）化学性质 ①碱金属元素原子的最外层电子数相同、均为一个电子，它们化学性质相似； ②它们都能与O2等非金属单质及水反应，产物中均显+1价。 ③不同：随着核电荷数增加，它们的电子层数增多，原子核对最外层电子的引力减弱，所以它们的化学性质也有差异。Li→Cs越来越活泼，金属性增强。 [教师] 碱金属在化学性质上有相似和不同。它们的物理性质又怎样呢？是否也有相似和不同，根据书本第7页的表，归纳碱金属的物理性质及变化规律。 [学生] 阅读课本第七页表格，并总结。 除铯外都是银白色、质软；密度都很小，从Li到Cs由大趋小（K例外）。熔点低，且熔沸点Li→Cs由高→低。 [过渡] 通过以上探究，我们知道碱金属元素的性质和原子结构有着密切的关系。其它主族的元素情况如何呢？请分析卤素的原子结构，结合已学过的Cl2的性质，试着推测卤素在化学性质上的相似性和不同之处。 [学生] 根据课本第七页图示，在教师引导下讨论。 [归纳] 相同：碱金属原子的最外层电子数相同，它们的化学性质有相似之处，卤族元素原子的最外层电子数也相同，所以它们的化学性质也有相似之处。Cl2是强氧化剂，可以和金属H2、H2O反应。F2、Br2、I2应该也是氧化剂，也可以和金属、H2、H2O等反应。 不同：碱金属原子结构也有不同之处，核电荷数不同，原子半径不等，导致了性质不同。F、Br、I原子结构也有与Cl原子结构不同之处，因此F2、Br2、I2的性质与Cl2也有不同之处。 Li→Cs，r↑F↓越来越容易先电子。卤素与之相似，F→I，r↑F↓先电子能力增强，得电子能力减弱。F2 ，Cl2 ，Br2 ，I2氧化性减弱。 [教师] 同学们分析得很有道理，理论推测是否正确呢？如何验证呢？实践是检验真理的标准。化学研究必须以实验为依据。 在初中里我们是根据怎样的实验事实来比较金属的活动性即还原性强弱的呢？非金属单质氧化性的强弱用怎样的实验事实来说明呢？ [学生] 通过金属与盐溶液的置换反应比较金属还原性的强弱 [教师] 我们可以通过卤素间的置换反应，比较卤素氧化性的强弱 [实验] 课本第八页实验1-1。 观察现象，完成化学方程式 [教师] 通过以上实验，你得出什么结论？与先前推测是否一致？ [板书] 2.卤族元素 卤素单质的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 [讲解] 根据非金属单质与氢气的反应，也是我们研究非金属单质氧化性强弱的常用方法，请同学们看课本第8页，卤素单质与氢气的反应，比较反应条件和气态氢化物的稳定性，从中可以得出什么结论。 [学生] 阅读第八页内容并总结。 [板书] 从F2→I2，与氢气反应越来越难，气态氢化物稳定性逐渐减弱。 卤素单质的氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2