俗话说，凡事预则立，不预则废。作为高中教师就要精心准备好合适的教案。教案可以让学生更好的吸收课堂上所讲的知识点，帮助高中教师提前熟悉所教学的内容。写好一份优质的高中教案要怎么做呢？以下是小编为大家收集的“1.2原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表学案（人教版选修3）”欢迎大家阅读，希望对大家有所帮助。

1.2原子结构与元素的性质第1课时原子结构与元素周期表学案（人教版选修3）

[目标要求]　1.掌握原子结构与元素周期表的关系。2.知道元素周期表的应用价值和元素周期表的分区。

一、元素周期系
1．碱金属元素基态原子的核外电子排布
碱金属原子序数周期基态原子的电子排布
锂3二
钠11三
钾19四
铷37五
铯55六
2.元素周期系的形成
(1)周期系的形成
随着元素原子的核电荷数的递增，每到出现____________，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____个电子，出现____________；形成一个周期，循环往复形成周期系。
(2)原因
____________________的周期性变化。
二、元素周期表
1．周期
(1)定义：__________________________的元素按照________________排列成的一个横行。
(2)每周期—――→元素族族――→最外层电子ns2np6
(第一周期从1s11s2)
(3)各周期元素的数目
从第一到第七周期种类数分别为____、____、____、____、____、____、____。
2．族
(1)周期表中，有____个纵列。除____________三个纵列叫第Ⅷ族外，其余15个纵列每一个纵列标作一族，每个纵列的各元素的价电子总数________。
(2)纵列与族的关系
纵列序数12345678～10
族
纵列序数1112131415161718
族
3.元素周期表的分区
(1)按电子排布，可把周期表里的元素划分成____个区，除____区外，区的名称来自构造原理________填入电子的________符号。
(2)元素周期表可分为____个族，其中s区包括______________族和He，p区包括____________________________，d区包括ⅢB～ⅦB及Ⅷ族，ds区包括_________族。
三、金属元素与非金属元素在元素周期表中的位置
1．表中分界线
金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性强的元素处于元素周期表的________位置。
2．元素分区与金属元素
处于d区、ds区和f区的元素全部是________元素，又称________元素。s区的元素除氢、氦外，也全部是________元素。
1．下列元素一定为主族元素的是()
A．其原子最外电子层有7个电子的元素
B．最高正价为＋3的元素
C．其原子最外层电子数大于电子层数的元素
D．最高价氧化物对应的水化物是酸的元素
2．某元素原子价电子排布式为3d54s2，其应在()
A．第四周期ⅡA族B．第四周期ⅡB族
C．第四周期ⅦA族D．第四周期ⅦB族
3．具有以下结构的原子，一定属于主族元素原子的是()
①最外层有3个电子的原子
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次外层无未成对电子的原子
A．①④B．②③C．①③D．②④
4．写出有下列电子排布的原子的核电荷数、名称和在周期表中的位置。
(1)1s22s22p63s23p4
(2)1s22s22p63s23p64s1
(3)1s22s22p63s23p63d104s24p5

参考答案
基础落实
一、
1．1s22s1或[He]2s1　1s22s22p63s1或[Ne]3s1　1s22s22p63s23p64s1或[Ar]4s1　1s22s22p63s23p63d104s24p65s1或[Kr]5s1　[Xe]6s1
2．(1)碱金属　8　稀有气体　(2)原子核外电子排布
二、
1．(1)原子的电子层数相同　原子序数递增　(2)ⅠA
0　ns1　(3)2　8　8　18　18　32　26
2．(1)18　8、9、10　相同　(2)ⅠA　ⅡA　ⅢB　ⅣB
ⅤB　ⅥB　ⅦB　Ⅷ　ⅠB　ⅡB　ⅢA　ⅣA　ⅤA　ⅥA　ⅦA　0
3．(1)5　ds　最后　能级　(2)16　ⅠA、ⅡA　ⅢA～ⅦA和0族(氦除外)　ⅠB、ⅡB
三、
1．左下角
2．金属　过渡　金属
课堂练习
1．A　2.D
3．C　[①中最外层有3个电子的原子，其最外层电子排布为ns2np1，应属于ⅢA族，正确；Fe的最外层电子排布为4s2，但Fe不是主族元素，所以②错误；因最外层电子数最多不超过8个，故最外层有3个未成对电子的原子其最外层电子排布应为ns2np3，一定为主族元素，故③正确；有些过渡元素的次外层也可以达饱和状态，如Cu1s22s22p63s23p63d104s1，所以④错误。]
4．(1)16　硫　第三周期ⅥA族
(2)19　钾　第四周期ⅠA族
(3)35　溴　第四周期ⅦA族

扩展阅读

原子结构与元素的性质

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第2课时）
学习时间2011—2012学年上学期周
【课标要求】
1、掌握原子半径的变化规律
2、能说出元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质
3、进一步形成有关物质结构的基本观念，初步认识物质的结构与性质之间的关系
4、认识主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系
5、认识原子结构与元素周期系的关系，了解元素周期系的应用价值
［知识回顾］我们知道元素性质是由元素原子结构决定的，那具体影响哪些性质呢？

［学与问］教材P16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？

【学与问】观察教材P17图1-20表分析总结
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？
3.粒子半径大小的比较有什么规律呢？

【阅读与思考】阅读P17电离能，电离能是反映元素的另一个什么性质？

【学与问】教材P181.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？

2.为什么原子的逐级电离能越来越大？Na、Mg、Al的电离能数据跟它们的化合价有什么联系？

3.原子的第一电离能随核电荷数递增有什么变化规律呢？请分析P18图1—21

［思考与交流］1.观察p18图1-21，Be的第一电离能大于B，N的第一电离能大于O，Mg的第一电离能大于Al，Zn的第一电离能大于Ga？
2.结合已学知识电离能有哪些主要应用？
【典例解悟】
1.下列各组元素，按原子半径依次减小，元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是()
A.K、Na、LiB．Al、Mg、NaC.N、O、CD．Cl、S、P
2.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量，设其为E，如图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。

(1)同主族内不同元素的E值变化的特点是：______________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常现象。试预测下列关系式中正确的是_________________________________________________________
(填写编号，多选倒扣分)。
①E(砷)E(硒)②E(砷)E(硒)③E(溴)E(硒)④E(溴)E(硒)
(3)估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________E________。
(4)10号元素E值较大的原因是___________________________________________________。
【练习】1、某元素的电离能(电子伏特)如下：
I1I2I3I4I5I6I7
14.529.647.477.597.9551.9666.8

此元素位于元素周期表的族数是
A.IAB.ⅡAC.ⅢAD、ⅣAE、ⅥAF、ⅤAG、ⅦA
2.下列说法正确的是（）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
C.在所有元素中，氟的电离能最大D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大
3、下列原子的价电子排布中，对应于第一电离能最大的是（）
A、ns2np1B、ns2np2C、ns2np3D、ns2np4
4.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）
A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能
5、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素

（1）下列（填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。
①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响。
原子核失去核外不同电子所需的能量（KJmol-1）
锂XY
失去第一个电子519502580
失去第二个电子729645701820
失去第三个电子1179969202750
失去第四个电子955011600

①通过上述信息和表中的数据分析，为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中X可能为13种元素中的（填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成的化合物的化学式　。
③Y是周期表中族的元素的增加，I1逐渐增大。
④以上13种元素中，（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多。
　.疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第2课时）
［知识回顾］元素的性质指元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价、原子半径、元素的第一电离能和电负性。
［学与问］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。
【学与问】【学生归纳总结】
1.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原子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。
2.同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大。其主要原因是由于电子能层增加，电子间的斥力使原子半径增大。
3.［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，原子半径逐渐减小。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，并且价态越高的粒子半径越小。
【阅读与思考】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KJmol－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。
（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。
【学与问】教材P18
1.提示　碱金属的第一电离能越小，碱金属越活泼。
2.提示　因为原子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。从教材中Na、Mg、Al的电离能的表格可看出，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。
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(用I1表示)，从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需消耗的能量叫做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得到I3、I4、I5……同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1I2I3I4I5……即一个原子的逐级电离能是逐渐增大的。这是因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。
3.同周期元素：从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势，表示元素原子越来越难失去电子。
同主族元素：自上而下第一电离能逐渐减小，表明自上而下原子越来越容易失去电子电子。
［思考与交流］1.Be有价电子排布为2s2，是全充满结构，比较稳定，而B的价电子排布为2s22p1，、比Be不稳定，因此失去第一个电子B比Be容易，第一电离能小
但值得我们注意的是：元素第一电离能的周期性变化规律中的一些反常：同一周期，随元素核电荷数的增加，元素第一电离能呈增大的趋势。主族元素：左-右：第一电离能依次明显增大（但其中有些曲折）。反常的原因：多数与全空（p0、d0）、全满（p6、d10）和半满（p3、d5）构型是比较稳定的构型有关。当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空、半充满和全充满结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。故磷的第一电离能比硫的大，Mg的第一电离能比Al的第一电离能大。
【典例解悟】
1.解析　本题考查了元素第一电离能的递变规律，由同周期中从左到右，元素的第一电离能逐渐增大知，B、D选项中均逐渐降低；同主族中，从上到下，原子半径增大，第一电离能逐渐减小，故A项正确。
答案　A
①通常情况下，第一电离能大的主族元素电负性大，但ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，这两族元素原子第一电离能反常。
②金属活动性表示的是在水溶液中金属单质中的原子失去电子的能力，而电离能是指金属元素在气态时失去电子成为气态阳离子的能力，二者对应条件不同，所以排列顺序不完全一致。
2.解析　此题考查了元素第一电离能的变化规律和同学们的归纳总结能力。(1)从H、Li、Na、K等可以看出，同主族元素随元素原子序数的增大，E值变小；H到He、Li到Ne、Na到Ar呈现明显的周期性。
(2)从第二、三周期可以看出，第ⅢA和ⅥA族元素比同周期相邻两种元素E值都低。由此可以推测E(砷)E(硒)、E(溴)E(硒)。
(3)根据同主族、同周期规律可以推：E(K)E(Ca)E(Mg)。
(4)10号元素是稀有气体元素氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
答案　(1)随着原子序数的增大，E值变小　周期性
(2)①③　(3)485kJmol－1　738kJmol－1　(4)10号元素为氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构
要综合考虑图示信息，抓住同一主族(如原子序数为1、3、11、19的碱金属族)的E值的大小，同一周期(如3～10号元素)E值的大小规律，且要注意哪些有反常现象。
【练习】1、2.答案：A3、答案：C4.解析：答案：B5、答案：（1）①④（2）①Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去1个电子很困难②a；Na2O或Na2O2③ⅢA④m

原子结构与元素的性质(3)导学案

俗话说，居安思危，思则有备，有备无患。高中教师要准备好教案，这是老师职责的一部分。教案可以让上课时的教学氛围非常活跃，帮助高中教师缓解教学的压力，提高教学质量。那么，你知道高中教案要怎么写呢？下面是小编帮大家编辑的《原子结构与元素的性质(3)导学案》，相信能对大家有所帮助。

高效课堂—导学案
班级：姓名：组名：
课题第二节　原子结构与元素的性质(3)
学习
目标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；能根据元素的电负性，解释“对角线”规则；进一步认识物质结构与性质之间的关系
教学
重点电负性的涵义及应用
教学
难点电负性的涵义及应用
学法
指导学案导学、合作探究

学习过程

知识回顾
1.什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2.同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
3.什么是化学键

自主预习，课堂探究
1．阅读教材p19-20，什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？
（1)定义：
键合电子：
孤电子：
（2）意义：

2．阅读教材，分析P19图1-23
（1）.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，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

（2）.根据已学知识，说说元素电负性的主要应用有哪些？
○1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系：
○2电负性与化合价的关系：
③判断化学键的类型：

课堂练习一、已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：
元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi
电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2BeCl2AlCl3SiC

⑶．对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。

3．预习并课堂讨论、展示教材P20【科学探究】
⑴.课本图1－26是用课本图1－23的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第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。

⑵．在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，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，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

【归纳与总结】
1.金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越，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的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变。
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，表明元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

课堂练习二、在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成_____外，也生成微量的______。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是___________________________，
属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为________________________。
(1)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇强碱溶液反应的离子方程式为_________________________。科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是____________。用电子式表示BeCl2的形成过程：_____________________。

拓展训练（作业）
1.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）
A．碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B．第一电离能：NaMgAl
C．电负性：NaMgAlD．还原性：NaMgAl

2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素HLiBeBCNOF
电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0

元素NaMgAlSiPSClK
电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为：________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：______Ca______。
(3)预测周期表中，电负性最小的元素位小第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为______________________。

原子结构与元素的性质导学案

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第3课时）
学习时间2011—2012学年上学期周
【课标要求】1、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
2、能根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则。
3、能从物质结构决定性质的视角解释一些化学现象，预测物质的有关性质
4、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
［复习］1.什么是电离能？它与元素的金属性、非金属性有什么关系？
2.同周期元素、同主族元素的电离能变化有什么规律？
3.什么是化学键(必修2P23)？
【阅读与思考】阅读教材p19-20，什么是电负性？电负性的大小体现了什么性质？
（1)键合电子：孤电子：
（2）定义：
（3）意义：
【板书】(4)电负性大小的标准：以F的电负性为4.0和Li的电负性为1.0作为相对标准。
［思考与交流］阅读教材P19图1-23
1.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，判断氧的非金属性与氯的非金属性哪个强？

2.根据已学知识，说说元素电负性的主要应用有哪些？
○1元素的电负性与元素的金属性和非金属性的关系______________________
○2　电负性与化合价的关系__________________________
③判断化学键的类型______________________
【点击试题】已知元素的电负性和元素的化合价等一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性：
元素AlBBeCClFLiMgNNaOPSSi
电负性1.52.01.52.52.84.01.01.23.00.93.52.12.51.7
已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。
①根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是。
②.判断下列物质是离子化合物还是共价化合物？
Mg3N2BeCl2AlCl3SiC
○4对角线规则：元素周期中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。
【科学探究】教材P20
1.课本图1－26是用课本图1－23的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第ⅠA和ⅦA族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(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，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，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
【归纳与总结】
1.金属元素越容易失电子，对键合电子的吸引能力越，电负性越小，其金属性越；非金属元素越容易得电子，对键合电子的吸引能力越，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的强弱。周期表从左到右，元素的电负性逐渐变；周期表从上到下，元素的电负性逐渐变。
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，表明元素的金属性逐渐减弱，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的主族元素的有些性质相似，被称为对角线原则。请查阅电负性表给出相应的解释？
3.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，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。
4.对角线规则
【典例解悟】1.下列有关电负性的说法中正确的是（）
A.主族元素的电负性越大，元素原子的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，电负性越小的元素越容易显示正价
2.能够证明电子在核外是分层排布的事实是（）
A、电负性B、电离能C、电子亲和能D、电势能
3.不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一数值x来表示，若x越大，则原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：
元素LiBeBCOF
x值0.981.572.042.533.443.98
元素NaAlSiPSCl
x值0.931.611.902.192.583.16
(1)通过分析x值的变化规律，确定N、Mg的x值范围：
______x(Mg)________；______x(N)________。
(2)推测x值与原子半径的关系是_______________________________________________。
（3）某有机物结构式为：，在S—N中，你认为共用电子对偏向谁？__________(写原子名称)。
(4)经验规律告诉我们当成键的两原子相应元素电负性的差值Δx1.7时，一般为离子键，当Δx1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键的类型是____________。
(5)预测元素周期表中，x值最小的元素位置____________(放射性元素除外)。
4.有A、B、C、D四种元素。其中A为第三周期元素，与D可形成1∶1和2∶1原子比的化合物。B为第四周期d区元素，最高化合价为7。C和B是同周期的元素，具有相同的最高化合价。D为元素周期表所有元素中电负性第二大的元素。试写出四种元素的元素符号和名称，并按电负性由大到小排列顺序。A________，B__________，C________________，D________，电负性由大到小的顺序为__________________________________________________。
【当堂检测】
1.电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）
A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大
C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强
2.已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是()
A.X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B.第一电离能可能Y小于X
C.最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D.气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX
3.根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）
A.硼和硅B.铝和铁C.铍和铝D.铜和金
4.x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知（）
A．x的原子半径大于y的原子半径B．x的电负性大于y的电负性
C．x的氧化性大于y的氧化性D．x的第一电离能大于y的第一电离能
5.元素电负性随原子序数的递增而增强的是（）
A．NaKRbB．NPAsC．OSClD．SiPCl
6.对Na、Mg、Al的有关性质的叙述正确的是（）
A．碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3B．第一电离能：NaMgAl
C．电负性：NaMgAlD．还原性：NaMgAl
7.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（）
A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电核数之差为m－n
C.电负性XYD.第一电离能XY
8.X和Y是原子序数大于4的短周期元素，Xm＋和Yn－两种离子的核外电子排布相同，下列说法正确的是（）
A.X的原子半径比Y小B.X和Y的核电核数之差为m－n
C.电负性XYD.第一电离能XY
9.下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是（）
A、K＞Na＞LiB、F＞O＞SC、As＞P＞ND、C＞N＞O
【练习】1.具有相同电子层结构的三种微粒An＋、Bn－、C，下列分析正确的是()
A.原子序数的关系是CBAB.微粒半径的关系是Bn－An＋
C.C一定是稀有气体元素的一种原子D.原子半径的关系是ACB
2.美国化学家鲍林(L.Pauling)首先提出了电负性的概念。电负性也是元素的一种重要性质，电负性越大，其原子吸引电子的能力越强，在所形成的分子中成为带负电荷的一方。下表给出的是原子序数小于20的16种元素的电负性数值：
元素HLiBeBCNOF
电负性2.11.01.52.02.53.03.54.0

元素NaMgAlSiPSClK
电负性0.91.21.51.82.12.53.00.8
请仔细分析，试回答下列问题：
(1)根据表中所给数据分析推测：
同主族的不同元素的电负性变化的规律是：________；
同周期中，电负性与原子半径的关系为：________。
(2)预测周期表中电负性最大的元素应为________(填元素符号)；估计钙元素的电负性的取值范围：______Ca______。
(3)预测周期表中，电负性最小的元素位小第________周期________族(放射性元素除外)，其基态原子核外电子排布式可表示为______________________。
3.第一电离能I1是指气态原子X(g)处于基态时，失去一个电子成为气态阳离子X＋(g)所需的能量。下图是部分元素原子的第一电离能I1随原子序数变化的曲线图。

请回答以下问题：
(1)认真分析图中同周期元素第一电离能的变化规律，将Na—Ar8种元素用短线连接起来，构成完整的图像。
(2)从图分析可知，同一主族元素原子的第一电离能I1的变化规律是
________________________________________________________________________。
(3)图中5号元素在周期表中的位置是________。
(4)气态锂原子失去核外不同电子所需的能量分别为：失去第一个电子为519kJ/mol，失去第二个电子为7296kJ/mol，失去第三个电子为11799kJ/mol，据此数据分析为何锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量_________________________。
【作业】
1.下列元素原子半径依次增大的是()
A.C、N、O、FB．Mg、Al、Si、SC.B、Be、Mg、NaD．Mg、Na、K、Ca
2.下列外围电子排布式(或外围轨道表示式)的原子中，第一电离能最小的是()
↓↑
↓↑↓↑↑
A.2s2p

↓↑
↑↑
B.2s2p
C.3d64s2D．6s1
3.下列叙述中正确的是()
A.同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大
B.ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C.室温时，零族元素的单质都是气体D.同一周期中，碱金属元素的第一电离能最大
4.下列叙述中错误的是()
A.所有的非金属元素都在p区B.P区的外围电子排布方式为3s23p3
C.碱金属元素具有较大的电负性D.当各轨道处于全满、半满、全空时原子较稳定
5.根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述中不正确的是()
A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等
B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等
D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等
6.下列各组元素性质的递变情况错误的是()
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、C、Cl元素最高正价依次升高
C.N、O、F电负性依次增大D.Na、K、Rb第一电离能逐渐增大
7.已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()
A.原子半径：ABDCB.原子序数：dcba
C.离子半径：CDBAD.元素的第一电离能：ABDC
8.判断半径大小并说明原因：
(1)Sr与Ba　(2)Ca与Sc(3)Ni与Cu(4)S2－与S
(5)Na＋与Al3＋(6)Sn2＋与Pb2＋(7)Fe2＋与Fe3＋
9.A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期的主族元素。已知A、C、F三种元素原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4；E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。
(1)写出下列元素的符号：A________，D________，E________。
(2)B的单质在F的单质中反应的现象是
________________________________________________________________________，
化学方程式是:___________________________________________________________。
(3)A、C两种元素最高价氧化物的水化物反应的离子方程式是
________________________________________________________________________。
10.在周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族元素性质相似，这称为对角线规则。据此请回答：
(1)锂在空气中燃烧，除生成_____外，也生成微量的______。
(2)铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是________________________________，
属两性化合物，证明这一结论的有关离子方程式为___________________________、
________________________________________________________________________。
(1)若已知反应Be2C＋4H2O===2Be(OH)2＋CH4↑，则Al4C3遇强碱溶液反应的离子方程式为________________________________________________________________________。
(2)科学家证实，BeCl2属共价化合物，设计一个简单实验证明，其方法是
________________________________________________________________________。
用电子式表示BeCl2的形成过程：______________________________________________。

疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）
_____________________________________________________________________
_____________________________________________________________________

《选修三第一章第二节　原子结构与元素的性质》导学案（第3课时）
［点击试题］解析：元素的电负性是元素的性质，随原子序数的递增呈周期性变化。据已知条件及上表中数值：Mg3N2电负性差值为1.8，大于1.7，形成离子键，为离子化合物；BeCl2AlCl3SiC电负性差值分别为1.3、1.3、0.8，均小于1.7，形成共价键，为共价化合物。
答案：1.随着原子序数的递增，元素的电负性与原子半径一样呈周期性变化。2.Mg3N2；离子化合物。SiC,BeCl2、AlCl3均为共价化合物。
【科学探究】教材P20
1.课本图1－26是用课本图1－23的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第ⅠA和ⅦA族元素的电负性变化图。

提示
2．在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如下图)的有些性质是相似的(如硼和硅的含氧酸盐都能形成玻璃且互熔)，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，铍和铝的氢氧化物的酸碱性以及硼和硅的含氧酸酸性的强弱，说明对角线规则，并用这些元素的电负性解释对角线规则。

提示　Li、Mg在空气中燃烧的产物分别为Li2O和MgO；B和Si的含氧酸都是弱酸，说明“对角线规则”的正确性。
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2；Be、Al的电负性分别为1.5、1.5，B和Si的电负性分别为2.0、1.8，它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当。
【典例解悟】1.解析：电负性的变化规律：
（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）副族元素的电负性变化趋势和主族类似。主族元素原子的电离能、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的情况。
答案：D
2.解析：各级电离能逐级增大，I1，I2，I3。。。。。外层电子只有一个电子的碱金属元素很容易失去一个电子变为＋1价阳离子，而达到稳定结构，I1较小，但再失去一个电子变为＋2价阳离子却非常困难。即I2突跃式升高，即I2》I1，又如外层只有两个的Mg、Ca等碱土金属元素，I1和I2差别较小，但失去2个电子达到稳定结构后，在失去电子变为＋3价阳离子却非常困难，即I3突跃式变大，I3》I2I1，因此说电离能是核外电子分层排布的实验佐证。
答案：Bw.w.w.k.s.5.u.c.o.m
3.解析　由所给数据分析知：同周期，从左到右x值逐渐增大；同主族，从上到下，x值逐渐减小，则(1)同周期中x(Na)x(Mg)x(Al)，同主族中x(Mg)x(Be)，综合可得：0.93x(Mg)1.57，同理：2.53x(N)3.44。(2)x值在周期表中的递变规律与原子半径的恰好相反，即：同周期(同主族)中，x值越大，其原子半径越小。(3)对比周期表中对角线位置的x值可知：x(B)x(Si)，x(C)x(P)，x(O)x(Cl)，则可推知：x(N)x(S)，故在S—N中，共用电子对应偏向氮原子。(4)查表知：AlCl3的Δx＝1.551.7，又x(Br)x(Cl)，所以AlBr3的Δx应小于AlCl3的，为共价键。(5)根据递变规律，x值最小的应为Cs(Fr为放射性元素)位于第六周期ⅠA族。
答案　(1)0.93　1.57　2.53　3.44　(2)x值越小，半径越大　(3)氮　(4)共价键　(5)第六周期ⅠA族
归纳总结是学习过程中很重要的一种能力，在做该题时可以先找出x值相差不大的元素，分组比较，x值较大的一组应为非金属元素，x值较小的一组应为金属元素。然后，再对同一组中的元素的x值进行比较找出变化规律。
4.解析　由电负性推知D为O；A与D可形成1∶1和2∶1的化合物，可推知A为Na；B为第四周期d区元素且最高正价为＋7，可知B为Mn；C与B同周期且最高价为＋7，可知C为Br。
答案　钠(Na)　锰(Mn)　溴(Br)　氧(O)　OBrMnNa
并不是所有电负性差大于1.7的都形成离子化合物，如H电负性为2.1，F电负性为4.0，电负性差为1.9，而HF为共价化合物，故需注意这些特殊情况。
【当堂检测】
1.参考答案1.A2.C3.C4.BC5.D6.D7.D8.D9.B
【练习】1.答案　C2.答案　(1)核电荷数越大，电负性越小原子半径越小，电负性越大
(2)F　0.8　1.2(3)六　ⅠA　1s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p66s1
3.答案　(1)如图所示

(2)从上到下依次减小(3)第三周期ⅤA族
(4)锂原子失去一个电子后，Li＋已形成稳定结构，此时再失去一个电子很困难。
【作业】
1.答案　C2.答案　D3.答案　C4.答案　AC5.答案　C6.答案　BD7.答案　C8.答案　(1)BaSr　同族元素，Ba比Sr多一个电子层；
(2)CaSc　同周期元素，Sc核电荷数多；
(3)CuNi　同周期元素，Cu次外层为18电子，屏蔽作用大，有效核电荷数小，外层电子受到的引力小；
(4)S2－S　同一元素，电子数越多，半径越大；
(5)Na＋Al3＋　同一周期元素，Al3＋正电荷数高；
(6)Pb2＋Sn2＋　同一族元素的离子，正电荷数相同，但Pb2＋比Sn2＋多一电子层；
(7)Fe2＋Fe3＋　同一元素离子，电子越少，正电荷数越高，则半径越小。
9.答案　(1)Na　Si　P(2)产生白色的烟　Mg＋Cl2=====点燃MgCl2(3)OH－＋Al(OH)3===AlO－2＋2H2O
10.答案　(1)Li2O　Li3N(2)Be(OH)2Be(OH)2＋2H＋===Be2＋＋2H2O
Be(OH)2＋2OH－===BeO2－2＋2H2O
(3)Al4C3＋4OH－＋4H2O===4AlO－2＋3CH4↑
(4)将BeCl2加热到熔融状态不能导电证明BeCl2是共价化合物
2Cl??＋×Be×―→Cl??×Be×Cl??

原子结构和元素周期律

一位优秀的教师不打无准备之仗，会提前做好准备，作为教师就要好好准备好一份教案课件。教案可以让学生们能够在上课时充分理解所教内容，帮助教师营造一个良好的教学氛围。教案的内容要写些什么更好呢？下面是小编精心为您整理的“原子结构和元素周期律”，仅供参考，欢迎大家阅读。

总课时数科目高一化学使用时间
主备人使用人
课题名称第一章原子结构和元素周期律复习
1、原子是由和构成的，而原子核又是由更小的微粒和构成的。质子带电，核外电子带电，中子电，质子和中子依靠一种特殊的力核力结合在一起。对于一个原子来说，原子核所带的电量与核外电子所带的电量，电性故整个原子对外不显电性。由于电子的质量相对于质子、中子质量可以忽略不计，因此原子子的质量几乎全部集中在上，也就是说，原子的质量可以看做是原子核中和之和。
2、人们将原子核中质子数和中子数之和称为，其关系可表示为。质量数在数值上等于该原子相对原子质量的部分。
3、符号表示的含义是。
4、具有的同一类原子总称为元素。具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为。质子数相同而的同一元素的不同为同位素。
5、在含有多个电子的原子里，能量低的电子通常在的区域运动，能量高的电子通常在的区域运动，也就是说核外电子是分层排布的，每层最多容纳的电子数为个，而最外层电子数则不超过个(第一层为最外层时电子数不超过个)。
6、元素的化学性质与元素原子的最外层电子排布稀有气体原子最外层电子数为8(氦除外)，结构稳定，性质；金属原子最外层电子数-般少于4个，易电子；非金属原子最外层电子数4个，较易获得电子。
7、原子序数1-2的元素最外电子层上的电子数目从到；原子序数3-l0的元素最外电子层上的电子数目从到；运用以上的分析方法对1-18号元素的原子半径和化合价进行分析，我们可以发现．随着原子序数的递增，元索原子的最外层电子数、原予半径、元素的化合价等均呈现出的变化。在大量科学研究的基础上，人们归纳出这样一条规律：，这个规律叫元素周期律。
8、原子序数是元素在元素周期表中的，对某种元素的原子而言，其原子序数、核电荷数、质子数及核外电子数是．
9、元素的性质随着的递增而呈的变化，这个规律叫做元素周期律。元素周期律的实质是核外电子排布的变化。
10、元素周期表是的具体表现形式，它是化学学习和化学研究的。在元素周期表中称为周期，称为族。元素周期表共有个周期，其中，l、2、3周期称为；4、5、6周期称为；第7周期尚未填满，称为。元素周期表中共有个纵列，其中第8、9、l0三个纵列称为族；第18纵列由稀有气体的元素组成，稀有气体元素的化学性质不活泼，化合价通常为，因而这一族称为；其余14个纵列，每个纵列为，有和之分(由和共同组成的族称为主族，符号为序数用罗马数字表示；仅有组成的族称为副族，符号为，数字也用罗马数字表示)。元素周期表中第3-12列中的元素称为元素，过渡元素包括了元素。
11、通过元周期表，可以了解关于某元素的名称、、等信息，元素周期表还对金属元素和非金属元素进行了分区，如果沿着元素周期表中与的交界处画一条虚线，虚线的左面是，右面是。位于虚线附近的元素，既表现的某些性质，又表现：
12、元素周期律的内容是，它的具体表现形式为。
13、第三周期包括钠(Na)、、、、、、、八种元素。它们在原子结构上的异同点表现为电子层数都是层，最外层电子数则由依次增加到
14、通过实验探究和阅读探究，我们可以发现，在第三周期元素中，从钠到氯，元素原子失电子能力，得电子能力，而为性质极其稳定的稀有气体元素。
15、第ⅦA族元素包括氟(F)、、、、五种元素。它们在原子结构上的异同点表现为最外层电子数都是个，而电子层数则从增加到。
16、第ⅦA族元素在性质上有相同点，也有不同点。其相同点表现为都是活泼的；它们存在的最高价氧化物对应的水化物具有很强的性：它们都能形成；在氧化还原反应中，它们的单质常做。不同点表现为：从氟到碘，单质与氢气发生的化合反应越来越(填“难”或“易”)进行。
17、人们预测某种元素的性质常是根据，具体表现为同主族元素原子从上到下电子层数，原子半径，失电子能力，得电子能力，从而引起有关化学性质的递变。
18、元素周期表可以很好地指导我们进行化学学习和化学研究，还可以指导我们进行生产实践。我们可以在寻找半导体材料，可以在找性能优良的催化剂，此外．还可以利用周期表寻找合适的超导材料、磁性材料等。
三、巩固练习
1、19世纪门捷列夫的突出贡献是（）
A、提出近代原子学说B、提出分子学说
C、发现稀有气体D、发现元素周期律
2、利用放射性同位素碘12553I治疗肿瘤。该同位素原子核内的中子数与核外电子数之差是（）
A．72B.19C.53D.125
3、据报道，月球上有大量3He存在，以下关于3He的说法正确的是（）
A、是4He的同素异形体B、比4He多一个中子
C、是4He的同位素D、比4He少一个质子
4、据报道，可有效地治疗肝癌，该原子核内的中子数与核外电子数之差为（）
A．32B.67C.99D.166
5、1molD2O和1molH2O不相同的是（）
A．含氧原子的数目　B．含有电子的数目
C．含有质子的数目　D．含有中子的数目
6、aXn-和bYm+为短周期两元素的离子,它们的电子层结构相同,下列判断错误的是
A．原子半径XYB．a+n=b-m
C．Y最高价氧化物的化学式为YOmD．X的氢化物的化学式为HnX
7、根据元素在周期表中的位置判断，下列元素中原子半径最小的是（）
A．氧B．氟C．碳D．氮
8、元素性质呈周期性变化的决定因素是（）
A．元素原子半径大小呈周期性变化
B．元素相对原子质量依次递增
C．元素原子最外层电子排布呈周期性变化
D．元素的最高正化合价呈周期性变化
9、下列各组元素性质递变情况错误的是（）
A．Li、Be、B原子最外层电子数逐渐增多
B．N、O、F原子半径依次增大
C．P、S、Cl最高正价依次升高
D．Li、Na、K、Rb的金属性依次增强
10、X元素最高氧化物对应的水化物为H3XO4，则它对应的气态氢化物为（）
A．HXB．H2XC．XH4　D．XH3
11、碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是（）
A．NaOHB．Al(OH)3C．Ca(OH)2　D．RbOH
12、雷雨天闪电时空气中有臭氧（O3）生成，下列说法正确的是（）
A．O2和O3互为同位素
B．O2和O3的相互转化是化学变化
C．O3是由3个氧原子构成的化合物
D．等物质的量O2和O3含有相同的质子数
13、下列叙述真确的是（）
A、两种粒子，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同。
B、凡原子形成的离子，一定具有稀有气体元素的核外电子排布
C、两原子若核外电子排布相同，则一定属于同种元素
D、阴离子的核外电子排布一定与上周期的稀有气体元素原子的核外电子排布相同
14、已知同周期X、Y、Z三种元素的最高价氧化物对应水化物酸性由强到弱的顺序为HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断中正确的是（）
A．元素非金属性按X、Y、Z的顺序减弱
B．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱
C．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序增强
D．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序增强
15、下列关于ⅦA族元素的叙述正确的是（）
A．ⅦA族元素是同周期中原子半径最大的元素
B．ⅦA族元素是同周期中非金属性最弱的元素
C．ⅦA族元素的最高正价都是+7价
D．ⅦA族元素其简单阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数
16、右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、W、X、Y、Z五种元素的叙述中，正确的是（）
A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高
B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同
C．W的氢化物比X的氢化物稳定
D．Y元素最高价氧化物对应水化物比W元素的最高价
氧化物对应水化物的酸性强
17、砹(At)是原子序数最大的VIIA族元素，推测砹及砹的化合物最不可能具有的性质是()
A、砹是有色的固体B、砹难溶于有机溶剂
C、HAt不稳定D、AgAt不溶于水
18、在元素周期表中金属元素与非金属元素分界线附近，能找到（）
A、耐高温的合金材料B、制农药的元素
C、作催化剂的元素D、作半导体材料的元素
19、A、B、C、D、E五种主族元素所处周期表的位置如右图所示。
已知A元素能与氧元素形成化合物AO2，AO2中氧的质量分数
为50%，且A原子中质子数等于中子数，则A元素的原子序
数为，A的氧化物除了AO2外还有；
D元素是，E单质的化学式，与C具有
相同核外电子排布的粒子有（至少写出两种）。

20、A、B、C、D四种元素，原子序数依次增大，A原子的最外层上有4个电子；B的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E，D的L层电子数等于K、M两个电子层上的电子数之和。
（1）A为，B为，C为。
D的最高价氧化物的水化物是。
（2）写出A、B的化合物与E反应的化学方程式：
　。
（3）A、B两元素形成化合物属（“离子”或“共价”）化合物。
（4）写出D的最高价氧化物的水化物和A反应的化学方程式：
　。

文章来源：http://m.jab88.com/j/18936.html

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