高考化学专题题库∶原子结构与元素周期表的综合题及答案
一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析）
1．为探究乙烯与溴的加成反应，甲同学设计并进行如下实验：先取一定量的工业用乙烯气体(在储气瓶中)，使气体通入溴水中，发现溶液褪色，即证明乙烯与溴水发生了加成反应；乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，由此他提出必须先除去杂质，再让乙烯与溴水反应。请回答下列问题：
(1)甲同学设计的实验________(填“能”或“不能”)验证乙烯与溴发生了加成反应，其理由是________(填序号)。
①使溴水褪色的反应不一定是加成反应
②使溴水褪色的反应就是加成反应
③使溴水褪色的物质不一定是乙烯
④使溴水褪色的物质就是乙烯
(2)乙同学推测此乙烯中一定含有的一种杂质气体是________，它与溴水反应的化学方程式是________________。在实验前必须全部除去，除去该杂质的试剂可用________。
(3)为验证乙烯与溴发生的反应是加成反应而不是取代反应，丙同学提出可用pH 试纸来测试反应后溶液的酸性，理由是
_____________________________________________________________________________。
【答案】不能 ①③ 2H S 22H S Br 2HBr S ++↓ NaOH 溶液(答案合理即可) 若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证
【解析】
【分析】
根据乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，该淡黄色的浑浊物质应该是具有还原性的硫化氢与溴水发生氧化还原反应生成的硫单质，反应方程式为
22H S Br 2HBr S =++↓，据此分析解答。
【详解】
(1)根据乙同学发现在甲同学的实验中，褪色后的溶液里有少许淡黄色浑浊物质，推测在工业上制得的乙烯中还可能含有少量还原性气体杂质，则可能是该还原性气体与溴水发生氧化还原反应，使溴水褪色，则溴水褪色不能证明是乙烯与溴水发生了加成反应，所以①③正确，故答案为：不能；①③；
(2)淡黄色的浑浊物质是具有还原性的硫化氢与溴水发生氧化还原反应生成的硫单质，反应方程式为22H S Br 2HBr S =++↓；选用的除杂试剂能够除去硫化氢气体，但是不能与乙烯反应，也不能引入新的气体杂质，根据除杂原则，可以选用NaOH 溶液，故答案为：
2H S ；22H S Br 2HBr S =++↓；NaOH 溶液(答案合理即可)；
(3)若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证，故答案为：若乙烯与2Br 发生取代反应，必定生成HBr ，溶液的酸性会明显增强，若乙烯与2Br 发生加成反应，则生成22CH BrCH Br ，溶液的酸性变化不大，故可用pH 试纸予以验证。
2．A 、B 、C 、D 、E 五种短周期元素，它们的原子序数依次增大；A 原子核内无中子；B 元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F ；D 与A 同主族，且与E 同周
期；E 元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的34
，A 、B 、D 、E 这四种元素，每一种与C 元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物．请回答下列问题： （1）C 元素在元素周期表中的位置是___；C 、D 、E 三种元素简单离子半径由大到小的顺序为：___(用离子符号表示)。
（2）写出分别由A 、D 与C 形成的原子个数比为1：1的化合物的电子式___、___。 （3）A 与C 、E 间分别形成甲、乙两种共价化合物，且甲有10个电子，乙有18个电子，则沸点较高的是___ (填化学式)。
（4）F 含有的化学键类型是___、___。
（5）D 和C 形成的一种化合物能与A 和C 形成的一种化合物反应产生C 单质，该反应的离子方程式为___。
【答案】第二周期VIA 族 S 2-> O 2->Na +
H 2O 离子键 极性共价键 2Na 2O 2+2H 2O=4Na ++4OH -+O 2↑
【解析】
【分析】
A 原子核内无中子，则A 为氢元素；
B 元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F ，B 为氮元素，F 为硝酸铵；E 元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的34，则E 为硫元素，在第三周期；D 与A 同主族，且与E 同周期，则D 为钠元素；A 、B 、D 、E 这四种元素，每一种与
C 元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物，则C 为氧元素。
【详解】
（1）C 为氧元素，在元素周期表中的位置是第二周期VIA 族；Na +、O 2-、S 2-离子半径由大到小的顺序为S 2-> O 2->Na +，故答案为：第二周期VIA 族；S 2-> O 2->Na +；
（2）由H 、Na 与O 形成的原子个数比为1：1的化合物分别为H 2O 2、Na 2O 2，其电子式分别为、，故答案为：；
（3）H与O、S间分别形成H2O、H2S两种共价化合物，因为水分子间存在氢键，则沸点较高，故答案为：H2O；
（4）F为硝酸铵，含有离子键和极性共价键，故答案为：离子键、极性共价键；
（5）过氧化钠与水反应能生成氧气，则该反应的离子方程式为2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑，故答案为：2Na2O2+2H2O=4Na++4OH-+O2↑。
【点睛】
比较离子半径可以用“先层后核再电子”进行比较，S2-有三个电子层，则半径最大，Na+、O2-有两个电子层，但氧的序数小于钠的序数，则O2-的离子半径大于Na+，所以S2-> O2->Na+。
3．有7种短周期元素的原子序数按A、B、C、D、E、F、G 的顺序依次增大，B元素一种原子的含量常用于判定古生物遗体的年代，A和C元素的原子能形成4核10电子的微粒，D和E可形成离子化合物E2D，E2D中所有微粒的电子数相同，且电子总数为30，E、F、G 的最高价氧化物对应的水化物之间可以相互反应，G和D同主族。试回答下列问题：
(1)C元素的原子结构示意图____________。
(2)A和D可形成化合物的化学式为__________________。
(3)F的单质与E元素的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式为___________。
(4)上述元素形成的二元化合物中，能够用于漂白的气体物质中含有的化学键类型为
___________。
(5)写出D 元素原子形成的10电子微粒X与G元素原子形成的18电子微粒Y反应的离子方程式：_______________。
【答案】 H2O和H2O2 2Al+ 2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑共价键 H2S+2OH-=S2-+2H2O
或HS-+OH-=S2-+H2O
【解析】
【分析】
7种短周期元素的原子序数按A、B、C、D、E、F、G的顺序依次增大；B元素一种原子的含量常用于判定古生物遗体的年代，则B为碳元素；A和C元素的原子能形成4核10电子的微粒，结合原子序数可知A为氢元素、C为氮元素；D和E可形成离子化合物E2D，E2D 中所有微粒的电子数相同，且电子总数为30，故E+、D2-离子核外电子数均为10，则D为氧元素、E为钠元素；E、F、G的最高价氧化物对应的水化物之间可以相互反应，是氢氧化铝与强碱、强酸之间的反应，则F为Al；G和D同主族，则G为硫元素，然后根据问题逐一分析解答。
【详解】
根据上述分析可知：A是H，B是C，C是N，D是O，E是Na，F是Al，G是S元素。
(1) C是7号N元素，原子核外电子排布为2、5，所以N的原子结构示意图为；
(2) A是H，D是O，A和D可形成两种化合物，它们的化学式为H2O和H2O2；
(3)F是Al，E是Na，Na的最高价氧化物对应的水化物是NaOH，Al与NaOH溶液反应产生NaAlO2和H2，反应的离子方程式为2Al+ 2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑；
(4)上述元素形成的二元化合物中，能够用于漂白的气体物质是SO2，该物质是共价化合物，S、O原子通过共价键结合，所以其中含有的化学键类型为共价键；
(5)D是O，G是S，D 元素原子形成的10电子微粒X是OH-，G元素原子形成的18电子微粒Y是H2S或HS-，它们之间反应的离子方程式为：H2S+2OH-=S2-+2H2O或HS-+OH-=S2-
+H2O。
【点睛】
本题考查了原子结构与物质性质及元素在周期表位置关系应用，根据原子结构关系或物质性质推断元素是解题关键，理解影响微粒半径大小的因素，注意识记常见10电子、18电子微粒，理解酸式盐可以与碱反应产生正盐，结合物质的溶解性及电解质的强弱和物质的拆分原则书写反应的离子方程式。
4．原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前20号元素，B、C、D、E 同周期，A、D同主族，且A的原子结构中最外层电子数是电子层数的3倍。F和其他元素既不在同周期也不在同主族，且B、C、D的最高价氧化物对应的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水。根据以上信息，回答下列问题：
(1)A、F的名称为______、_______。
(2)A和D与氢元素形成的氢化物中，沸点较高的是______(填化学式，下同)，D和E的最高价氧化物对应的水化物中酸性较强的是_________，写出A和B形成的化合物中含有共价键的化合物的电子式_____。
(3)B、C形成的单质中与水反应较剧烈的是________，相应反应的化学方程式为
______________。
(4)写出C的最高价氧化物对应的水化物与B的最高价氧化物对应的水化物反应的离子方程式_______。
【答案】氧钙 H2O HClO4 Na 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
【解析】
【分析】
原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F都是元素周期表中前20号元素，A的原子结构中最外层电子数是电子层数的3倍，最外层最多容纳8个电子，则A含有2个电子层，最外层含有6个电子，A为O元素；A、D同主族，则D为S元素；B、C、D、E同一周期，则四种元素都位于元素周期表第三周期，E的原子序数大于S，则E为Cl元素；B、C、D的最高价氧化物对应的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水，则B为Na元素，C为Al 元素；F和其他元素既不在同周期也不在同主族，则F位于第四周期，F不可能为K元素，只能为Ca元素，据此进行解答。
【详解】
根据上述分析可知：A为O，B为Na，C为Al，D为S，E为Cl，F为Ca元素。
(1)根据分析可知，A、F元素的名称分别为氧、钙；
(2)A、D分别为O、S，二者的氢化物分别为H2O、H2S，由于H2O分子之间存在氢键，增加
了分子之间的作用力，导致其沸点比H2S高；
D为S、E为Cl，元素的非金属性：Cl>S，由于元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，所以S、Cl元素的最高价含氧酸的酸性较强的为高氯酸，其化学式为：HClO4；
A为O，B为Na，二者形成的含共价键的化合物为Na2O2，Na2O2是由2个Na+与1个O22-通过离子键结合而成的离子化合物，电子式为；
(3)B、C的单质分别为Na、Al，钠的金属性比铝强，与水反应更剧烈。钠与水反应生成氢氧化钠和氢气，反应的化学方程式为：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；
(4)C是Al，Al的最高价氧化物对应的水化物为Al(OH)3，B是Na，Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，Al(OH)3是两性氢氧化物，能够与强碱NaOH反应产生NaAlO2和H2O，二者反应的离子方程式为：Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。
【点睛】
本题考查了元素的位置、结构与性质关系的应用，根据元素的原子结构及性质和相互关系推断元素为解答关键，注意掌握元素周期表结构、元素周期律内容，试题有利于培养学生的分析能力及灵活应用能力。
5．下表是元素周期表的一部分，回答下列问题：
（1）B在周期表中的位置是__；写出A、B的单质之间发生反应的化学方程式：__。（2）写出表中位于长周期的卤族元素的名称：__；属于短周期的碱金属元素的元素符号为__。
【答案】第3周期ⅥA族 2K+S 加热
K2S 溴 Li、Na
【解析】
【分析】
根据元素周期表的结构及物质性质分析解答。
【详解】
（1）B在周期表中的位置是第3周期，VIA族；A为钾，B为硫，则单质之间加热反应生
成硫化钾，反应的化学方程式：2K+S 加热
K2S，故答案为：第3周期ⅥA族；
2K+S 加热
K2S；
（2）表中的长周期为第4周期，卤族元素为ⅦA族元素，则该元素为溴；碱金属元素指IA 族元素中H以外的元素，短周期指前3周期，则元素符号为Li、Na；故答案为：溴；Li、Na。
Ar3d4s4p，根据原子核外电子排布与元素在元素周6．某元素原子的电子排布式为[]1021
期表中的位置关系，完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第______周期，该周期的元素种数是______；
(2)该元素处于元素周期表的第______族，该族的非金属元素种数是______。
(3)试推测该元素处于元素周期表的______区，该区包含族的种类是______。
【答案】四 18 ⅢA 1 p ⅢA~ⅦA族、0族
【解析】
【分析】
(1)电子层数=周期数，由核外电子排布可知，该元素处于第四周期，含有18种元素；
(2)根据外围电子排布可知，为主族元素，主族族序数=最外层电子数，非金属性元素的最外层电子数大于电子层数，据此判断；
(3)根据价层电子排布为4s24p1，可以确定该元素在p区，ⅡA～ⅦA族、零族。
【详解】
(1)根据元素原子有4个电子层容纳电子，则该元素处于第四周期，该周期元素原子的电子排布式为[Ar]3d1-104s1-24p1-6，故共有18种元素；
(2)由外围电子排布为4s24p1，可知该元素处于p区，为主族元素，最外层电子数为3，处于ⅢA族，本族元素只有一种非金属元素--硼；
(3)由外围电子排布为4s24p1，可知该元素处于p区，由该区元素的价层电子的电子排布为ns24p1-6，可以确定所包含元素族的种数为ⅢA～ⅦA族、零族。
【点睛】
对于主族元素，最外层电子数等于族数，周期数等于电子层数。
7．A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数，B原子核内质子数和中子数相等。
(1)写出A、B、C的名称:A_____、B_____、C_____。
(2)C在元素周期表中的位置是_____。
(3)B的原子结构示意图为_____,C的氢化物与B的氢化物的稳定性强弱顺序> (填化学式)。_______
(4)比较A、C的原子半径:A_____(填“>”“<”或“=”)C。
【答案】氮硫氟第二周期ⅦA HF>H2S >
【解析】
【分析】
A、B、C为短周期元素，由它们在周期表中的位置，可知A、C处于第二周期，B处于第三
周期，令A原子核外电子为x，则B质子数为x+9，C核外电子数为x+2，则：x+x+2=x+9，解得x=7，故A为N元素、B为S元素、C为F元素，据此解答。
【详解】
A、B、C为短周期元素，由它们在周期表中的位置，可知A.C处于第二周期，B处于第三周期，令A原子核外电子为x，则B质子数为x+9，C核外电子数为x+2，则：x+x+2=x+9，解得x=7，故A为N元素、B为S元素、C为F元素，
(1)由上述分析可知，A为氮、B为硫、C为氟；
(2)C为氟，处于周期表中第二周期Ⅶ A族；
(3)B为S元素，原子结构示意图为；非金属性：F＞S，非金属性越强其对应简单
气态氢化物的稳定性越大，故氢化物稳定性：HF＞H2S；
(4) A为N、C为F，同一周期，自左至右，元素的原子半径减小，故原子半径：N＞F。
8．短周期元素A、B、C、D在元素周期表中的相对位置如表所示，已知A原子最外层电子数与次外层电子数之比为2：1。E和C、D同周期，它的原子序数比B多6。
回答下列问题：
A B
C D
(1)人的汗液中含有D的简单离子，其离子结构示意图为______，元素C在元素周期表中的位置是______。C的最高价氧化物的水化物的浓溶液稀释的方法是______。
(2)A的最高价氧化物的化学式为_____，所含的化学键类型是______（填“离子键”或“共价键”）。
(3)E的最高价氧化物对应的水化物的化学式为____，它是______（填“酸性”或“两性”或“碱性”）化合物。写出该化合物与氢氧化钠溶液反应的离子方程式______。
(4)加热时，B的最高价氧化物对应水合物的浓溶液与单质A反应的化学方程式为(用具体的化学式表示)______。
【答案】第三周期ⅥA族将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不
断搅拌 CO2共价键 Al(OH)3两性 Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O
【解析】
【分析】
短周期元素A、B、C、D在元素周期表中的相对位置如下表，A位于第二周期，A原子最外层电子数与次外层电子数之比为2：1，则其最外层电子数是4，A为C元素，则B为N元素、C为S元素、D为Cl元素，E和C、D同周期，它的原子序数比B多6，则E是13号
的Al元素。
【详解】
根据上述分析可知A是C元素，B为N元素、C为S元素、D为Cl元素，E是Al元素。
(1)D是Cl元素，Cl原子获得1个电子生成Cl-，Cl-离子结构示意图为；元素
C是S元素，原子核外电子排布是2、8、6，所以S位于元素周期表第三周期第VIA族。C 的最高价氧化物的水化物是H2SO4，由于浓硫酸的密度比水大，且浓硫酸溶于水会放出大量的热，属于浓硫酸稀释的方法是将浓硫酸沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不断搅拌；
(2)A是C，C原子最外层有4个电子，所以C元素的最高价氧化物是CO2，CO2分子中C原子和O原子之间通过共价键结合，使分子中每个原子都达到最外层8个电子的稳定结构；
(3)E是Al元素，原子最外层有3个电子，其最高价氧化物对应的水化物的化学式是
Al(OH)3，Al元素处于金属与非金属交界区，其最高价氧化物对应的水化物的化学式是
Al(OH)3既能与强酸反应产生盐和水，也能与强碱溶液反应产生盐和水，是一种两性氢氧化物；Al(OH)3与氢氧化钠溶液反应产生NaAlO2和H2O，该反应的离子方程式为：Al(OH)3 +OH-=AlO2-+2H2O；
(4)B的最高价氧化物对应水化物的浓溶液是浓HNO3，该物质具有强的氧化性，在加热时浓硝酸和C发生氧化还原反应，产生CO2、NO2、H2O，根据原子守恒、电子守恒，可得该反应方程式为C+4HNO3(浓)CO2↑+4NO2↑+2H2O。
【点睛】
本题考查了元素及化合物的推断、金属及非金属化合物的性质、结构等。根据元素的相对位置及原子结构特点推断元素是本题解答的关键，准确掌握物质结构对性质的决定作用，清楚各种物质的化学性质是解题基础。
9．有A、B、C、D四种元素，A元素的原子有三个电子层，最外层上有一个电子；B元素负2价阴离子的电子层结构与氩原子相同；C元素的原子核内无中子；D原子核外电子数比A原子核外电子总数多6个。
（1）C与D形成化合物的化学式_______，其在水中的电离方程式为_______。
（2）B离子的电子式_______，A离子的电子式_______。
（3）B原子的结构示意图_______，D离子的结构示意图_______。
【答案】HCl HCl=H++Cl- Na+
【解析】
【分析】
由A元素的原子有三个电子层，最外层上有一个电子可知A为Na元素；由B元素负2价阴离子的电子层结构与氩原子相同可知B为S元素；由C元素的原子核内无中子可知C为H元素；由D原子核外电子数比钠原子核外电子总数多6个可知D为Cl元素。
【详解】
（1）氢元素与氯元素形成的化合物为氯化氢，化学式为HCl，氯化氢在溶液中完全电离，电离出氯离子和氢离子，电离方程式为HCl=H++Cl-；
（2）硫原子得到2个电子形成硫离子，硫离子最外层有8个电子，电子式为；
钠离子为阳离子，其电子式直接用离子符号表示，则钠离子的电子式为Na+；
（3）硫原子核外有16个电子，有3个电子层，最外层有6个电子，原子的结构示意图为；氯原子得到1个电子形成氯离子，氯离子核外有18个电子，有3个电子层，最外层有8个电子，原子的结构示意图为。
【点睛】
阴离子与同周期稀有气体原子电子层结构相同，由B元素负2价阴离子的电子层结构与氩原子相同确定B为钠元素是解答关键，也是解答的突破口。
10．短周期元素A、B、C、D的原子序数依次增大。X、Y、Z、W分别是由这四种元素中的两种组成的常见化合物，Y为淡黄色固体，W为常见液体；甲为单质，乙为红棕色气体；上述物质之间的转化关系如图所示(部分生成物已省略)。则下列说法中不正确
．．．的是
A．沸点：W>X
B．原子半径：D>B>C>A
C．C、D两种元素组成的化合物只含有离子键
D．A、B、C三种元素组成的化合物既可以是离子化合物，又可以是共价化合物
【答案】C
【解析】
【分析】
乙为红棕色气体，乙是NO2；Y为淡黄色固体，Y是Na2O2；Y与W生成甲，所以甲是
O2，W是常见液体则为H2O，甲与Z生成NO2，所以Z是NO ；X与O2生产NO2，所以X 是NH3；因为A、B、C、D的原子序数依次增加，所以分别是H、N、O、Na；综上所述，A、B、C、D分别是H、N、O、Na；X是NH3，Y是Na2O2，Z是NO，W是H2O，甲是O2，乙是NO2。
【详解】
A. 常温下，W为水液态，X为氨气气态，沸点：W>X，故A正确；
B. 电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径：D>B>C>A，故B正确；
C. 氧化钠中只含有离子键，过氧化钠中既有离子键，又含有共价键，故C 错误；
D. H 、N 、O 三种元素可组成硝酸，为共价化合物，又可组成硝酸铵，为离子化合物，故D 正确；
答案选C 。
11．请用符号表示下列核素或同位素。
（1）质子数为a ，中子数为b 的X 原子：______。
（2）质子数和中子数都为9的氟原子：______。
（3）中子数为2的氢原子：______。
（4）中子数分别为8、9、10的氧原子：______。
（5）质量数分别为35、37的氯原子： ______。
【答案】X a b a + 18
9F 31H （或T ） 168O 、178O 、188O 3517Cl 、3717Cl 【解析】
【分析】
结合核素的组成结构和同位素的概念分析解题即可。
【详解】
(1)质子数为a ，中子数为b 的X 原子的质量数为a+b ，其核素表示为X a b a +；
(2)质子数和中子数都为9的氟原子的质量数为18，其核素表示为189F ；
(3)中子数为2的氢原子，质子数为1，质量数为3，其核素表示为31H (或T )；
(4)中子数分别为8、9、10的氧原子，质量数分别是16、17、18，核素依次表示为168O 、
17
8O 、18
8O ；
(5)质子数为17，质量数分别为35、37的氯原子核素依次表示为3517Cl 、3717Cl 。
【点睛】
核素的最常见表示形式为A Z X ，其中A 为质量数，Z 为质子数，核内中子数为A-Z ，而同种
元素的不同核素，其子数肯定不等，互为同位素，化学性质几乎完全相同，据此分析解题。
12．氢溴酸在医药和石化工业上有广泛用途。如图是模拟工业制备氢溴酸的流程图：
回答下列问题:
(1)混合①中发生反应的离子方程式为____。
(2)混合②中加入试剂a 是____。
(3)工业氢溴酸常带有淡淡的黄色，可能的原因是:①含Fe3+，②含Br2，③含Fe3+和Br2，只用下列一种试剂就能分析产生淡黄色的原因，该试剂是_____(填写字母)。
a.KMnO4溶液
b.NaOH溶液
c.KSCN溶液
d.淀粉KI溶液
https://www.doczj.com/doc/d515887656.html,l4
(4)加入Na2SO3的目的是除去过量的Br2，但要防止过量，原因是____(请用离子方程式表示)。
(5)实验室制取Br2的反应为：2NaBr+3H2SO4+MnO2Δ
2NaHSO4+MnSO4+Br2↑+2H2O，制取
Br2最好选用如图装置中的____(填写字母，固定和加热装置均已省略)。简述检验图所选装置气密性的方法_____。
【答案】SO2+Br2+2H2O=4H++2Br-+SO42- BaCl2溶液 e SO32-+2H+=SO2↑+H2O C 关闭分液漏斗活塞，将烧瓶上的导气管连接一段橡皮管并伸入水中，用手焐热烧瓶，若导管末端有气泡产生，冷却后导管中上升一段水柱，证明装置气密性良好
【解析】
【分析】
Br2具有强氧化性，SO2具有还原性，两者反应放出热量，溴单质、氢溴酸易挥发，使用冰水降低温度，防止Br2、HBr挥发，然后蒸馏得到硫酸和氢溴酸粗品。粗品中可能含有挥发出的Br2，加入Na2SO3，除去粗品中未反应的溴单质。再加入氯化钡，使硫酸根离子转化为硫酸钡沉淀，再进行过滤分离，无色溶液中含有HBr和NaCl，再蒸馏得到精制的氢溴酸。
【详解】
(1) Br2与SO2反应生成氢溴酸和硫酸，发生的离子方程式为SO2+Br2+2H2O=4H++2Br-+SO42-。
(2)由流程图可知，混合②后过滤生成硫酸钡，滤液蒸馏产生NaCl溶液，故钡离子、氯离子应是加入试剂a引入的，试剂a是BaCl2溶液。
(3) CCl4与溶液混合后分层，有机层在下层，水层在上层，若有机层无色，水层为黄色，则原因为①；若有机层为橙色，水层为无色，则原因为②；若有机层为橙色、水层为黄色，则原因为③；故答案选e。
(4)Na2SO3过量，能与HBr反应生成二氧化硫、溴化钠、水，离子反应方程式为SO32-
+2H+=SO2↑+H2O。
(5)实验室制取Br2的反应为：2NaBr+3H2SO4+MnO2Δ
2NaHSO4+MnSO4+Br2↑+2H2O，该反应
为固体、液体混合加热制备气体，应选择装置C；该装置检查气密性的方法为关闭分液漏斗活塞，将烧瓶上的导气管连接一段橡皮管并伸入水中，用手焐热烧瓶，若导管末端有气泡产生，冷却后导管中上升一段水柱，证明装置气密性良好。
13．从海水中提取溴的工业流程如图：
(1)步骤I中将卤水酸化，再通入Cl2，是为了防止Cl2与碱反应，写出Cl2与碱反应的离子方程式_____。
(2)步骤I中已获得游离态的溴，步骤II又将之转变成化合态的溴，其目的是__________。
(3)实验室保存液溴时，通常在盛液溴的试剂瓶中加少量的水，这与液溴的_____性质有关（填写序号）。
A．氧化性 B．还原性 C．挥发性 D．密度比水大
(4)步骤II中将吹出的溴蒸汽用纯碱溶液吸收时还有CO2生成，写出吸收时发生反应的离子方程式：___。
(5)步骤II中通入热空气吹出的Br2用纯碱溶液吸收前先经过NaBr溶液，其目的是
______________。
(6)步骤III中蒸馏出工业溴后残留液的主要溶质是_______________。
(7)步骤III中若使用硝酸酸化，缺点是_________。
【答案】Cl2+2OH-=ClO-+Cl-+H2O 富集溴元素 CD 3CO32-+3Br2=3CO2+5Br-+BrO3-除去未反应完的氯气 Na2SO4可能会生成氮氧化物气体污染空气
【解析】
【分析】
(1)Cl2在碱性溶液中发生歧化反应，产生Cl-、ClO-和H2O；
(2)步骤Ⅰ中已获得游离态的溴浓度很低，步骤Ⅱ又将之转变成化合态的溴，其目的是富集溴元素；
(3)溴单质具有易挥发性和在水中溶解度比较小分析；
(4)根据反应物、生成物，结合转移电子守恒、原子守恒配平方程式；
(5)根据Cl2与NaBr反应制取Br2，从Cl2反应程度上分析；
(6)NaBr、NaBrO3、H2SO4发生归中反应，根据元素守恒分析；
(7)根据硝酸的强氧化性分析。
【详解】
(1)Cl2在碱性溶液中发生歧化反应，产生Cl-、ClO-和H2O，根据电子守恒、电荷守恒及原子守恒，可得该反应的离子方程式：Cl2+2OH-=ClO-+Cl-+H2O；
根据流程分析可知：海水通过一定方法淡化得到淡水和卤水，卤水加入氧化剂氧化溴离子为单质溴，通入热空气或水蒸气吹出Br2，利用的是溴单质的易挥发性，再利用酸溶液中溴酸根离子和溴离子发生氧化还原反应得到溴单质，
(2)步骤Ⅰ中已获得游离态的溴浓度很低，如果直接蒸馏，生产成本较高，不利于工业生产，步骤Ⅰ中已获得游离态的溴，步骤Ⅱ又将之转变成化合态的溴，其目的是富集溴元素，降低成本；
(3)溴单质在室温下为深红棕色液体，易挥发，由于其密度比水大，且在水中溶解度较小，
实验室保存液溴时，通常在盛液溴的试剂瓶中加少量的水形成水封，故合理选项是CD；
步骤Ⅱ通入热空气或水蒸气吹出Br2，就是利用溴的挥发性，故答案为：C；
(4)根据流程图及题目叙述可知Br2在Na2CO3溶液中发生歧化反应产生NaBr、NaBrO3、
CO2，该反应中Br元素化合价由0价变为-1价、+5价，其最小公倍数是5，再结合原子守
恒或电荷守恒及原子守恒，可得该反应的离子方程式为：3CO32-+3Br2=3CO2+5Br-+BrO3-；(5)上述流程中吹出的溴蒸气是Cl2与NaBr反应产生的，因此溴蒸气中可能含有过量的未反应的氯气，步骤II中通入热空气吹出的Br2用纯碱溶液吸收前先经过NaBr溶液，可以发生反应Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2，除去未反应完的氯气；
(6)步骤II反应产生的NaBr、NaBrO3与硫酸混合，发生反应：
5NaBr+NaBrO3+3H2SO4=3Na2SO4+3Br2+3H2O，反应产生的Br2被蒸出，所以步骤III中蒸馏出工业溴后残留液的主要溶质是Na2SO4；
(7)步骤III中若使用硝酸酸化，由于硝酸不仅具有酸性，而且还具有强的氧化性，可以将NaBr氧化为Br2或更高价态的化合物，HNO3被还原产生NO、NO2等氧化物，导致环境污染。
【点睛】
本题考查了海水资源的综合利用，涉及物质的保存、氧化还原反应、物质成分的判断等知
识点，掌握物质的基本性质、化学反应基本理论是解答关键。从整体上分析流程，明确每
一步可能发生的反应及基本操作，再逐一分析判断。
14．工业上常用如下的方法从海水中提溴：
浓缩海水粗产品溴溴蒸气物质X 产品溴
完成下列填空：
（1）上述流程中有两步都涉及到氯气。氯气分子中所含的化学键名称是：_____，溴单质
的电子式是_________，溴和氯气态氢化物的沸点比较：___________>___________（填写
化学式），写出一种含氯元素的化合物且属于非极性分子的化学式_____。
（2）步骤②中体现了溴单质具有的性质是_____。
（3）写出步骤③中反应的化学方程式并标出电子转移的方向和数目。（说明：反应有水参与且有硫酸生成）：_____；在该反应中被氧化的元素是：_____。
（4）工业上利用海水还有一个重要的反应就是电解饱和食盐水，此反应中的阴极产物是：_____和______________（写化学式）。
【答案】共价键 HBr HCl CCl4沸点低 S
NaOH H2
【解析】
【分析】
（1）卤素单质属于共价分子，分子中存在共价键；卤族元素从氯到碘，其气态氢化物的沸
点逐渐升高；CCl4属于非极性分子；
（2）溴具有沸点低，易挥发的性质；
（3）溴蒸气和二氧化硫反应生成硫酸和氢溴酸；根据反应中1molSO2完全被氧化成硫酸可知，转移2mol电子，标出该反应中电子转移的方向和数目；反应过程中硫元素化合价升高，发生了氧化反应；
（4）电解饱和食盐水的反应为：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+ H2↑，阴极发生还原反应，据此分析阴极的产物。
【详解】
（1）氯气是由非金属元素组成，氯原子和氯原子之间存在的是共价键；依据8电子稳定结构可以得出，溴单质的电子式为；卤族元素从氯到碘，其气态氢化物的沸点逐渐升高，故沸点HB r>HCl，CCl4是含氯元素的化合物且属于非极性分子；
故答案是：共价键；；HB r；HCl；CCl4；
（2）步骤②通过通入空气和水蒸气，把液态溴变成溴蒸气，体现了溴沸点低，易挥发的性质。
故答案是：沸点低；
（3）步骤③是溴蒸气和二氧化硫反应，其化学方程式为：Br2+SO2+2H2O=2HBr+H2SO4；+4价硫升高到+6价，所以1molSO2完全被氧化转移2mol电子，电子转移的方向和数目为：
；在该反应中S元素的化合价发生了变化，由二氧化硫中的+4升到硫酸中的+6价，因此被氧化的元素是S；
故答案是：；S；
（4）电解饱和食盐水的反应为：2NaCl+2H2O2NaOH+Cl2↑+ H2↑，阴极发生还原反应，所以在阴极发生的电极方程式：2H2O+2e﹣=H2↑+2OH- ，氢离子浓度减小，氢氧根离子与钠离子生成氢氧化钠，故阴极产物为NaOH和H2；
故答案是：NaOH；H2。
15．氮、磷、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi)、镆(Mc)为元素周期表中原子序数依次增大的同族元素。
(1)砷(As)在元素周期表中的位置为____________________，磷的基态原子的价电子排布式为__________，六种元素中电负性最大的是__________（填元素符号）。
(2)N2分子中σ键和π键的数目比N(σ): N(π)=__________。NH3的分子构型为__________，中心原子的杂化方式为__________。
(3)热稳定性：NH3_____PH3（填“>”或“<”），沸点：N2H4______P2H4（填“>”或“<”）。
(4)已知：P(s,白磷)=P(s,黑磷)ΔH=-39.3kJ·mol-1；P(s,白磷)=P(s,红磷)ΔH=-17.6kJ·mol-1
由此推知，其中最稳定的磷单质是__________。
(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，因此配制SbCl3溶液应加入__________。【答案】第4周期第VA族 3s23p3 N 1:2 三角锥形 sp3 > > 黑磷盐酸
【解析】
【分析】
(1)As是33号元素；同主族元素原子序数越小电负性越强；
(2)氮气分子中为氮氮三键；根据价层电子对数和孤电子对数判断分子构型和杂化方式；
(3)元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；分子晶体熔沸点与分子间作用力和氢键有关，能形成分子间氢键的氢化物熔沸点较高；
(4)能量越低越稳定；
(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，根据元素守恒知，还生成HCl。
【详解】
(1)砷(As)在元素周期表中的位置为第4周期第VA族，价电子排布为3s23p3；同主族元素原子序数越小电负性越强，所以电负性最大的元素为N，故答案为：第4周期第VA族；
3s23p3；N；
(2)一个氮氮三键中有一个σ键和两个π键，所以N(σ): N(π)=1:2；氨气分子中价层电子对数
为5+13
=4
2
，孤电子对数为1，故杂化方式为sp3，空间构型为三角锥形，故答案为：
1:2；三角锥形；sp3；
(3)元素的非金属性越强，其氢化物越稳定；非金属性N＞P，所以热稳定性：NH3＞PH3；N2H4能形成分子间氢键、P2H4分子间不能形成氢键，所以沸点：N2H4＞P2H4，故答案为：＞；＞；
(4)P(s，白磷)=P(s，黑磷)△H=-39.3 kJ?mol-1①
P(s，白磷)=P(s，红磷)△H=-17.6kJ?mol-1②
将方程式①-②得P(s，红磷)=P(s，黑磷)△H=(-39.3+17.6)kJ/mol=-21.7kJ/mol，
则能量：红磷＞黑磷，则黑磷稳定，故答案为：黑磷；
(5)SbCl3能发生较强烈的水解，生成难溶的SbOCl，根据元素守恒知，还生成HCl，反应方程式为SbCl3+H2O?SbOCl+2HCl，配制SbCl3溶液要防止其水解，其水溶液呈酸性，所以酸能抑制水解，则配制该溶液时为防止水解应该加入盐酸，故答案为：盐酸。
【点睛】
解决第(5)题时要根据元素守恒和水解相关知识判断出SbCl3的水解产物，然后根据勒夏特列原来解决问题。
第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分
(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例
（一）元素周期律和元素周期表 1．元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。
元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性
由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性
专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是
元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )
主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原
化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。
1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2元素变化规律 （1）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束。 （2）每一族的元素的化学性质相似 3元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 4单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 5元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 6最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 7 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 8、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．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2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 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次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4
B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-) 《原子结构与元素周期表》教案 第二节原子结构与元素周期表 【教学目标】 . 理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 2. 能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布； 【教学重难点】 解释1~36号元素基态原子的核外电子排布； 【教师具备】 多媒体 【教学方法】 引导式 启发式教学 【教学过程】 【知识回顾】 .原子核外空间由里向外划分为不同的电子层? 2.同一电子层的电子也可以在不同的轨道上运动? 3.比较下列轨道能量的高低（幻灯片展示） 【联想质疑】 为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？ 【引入新课】通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。各能层上的能级是不一样的。原子中的电子在各原子轨道上按能级分层排布，在化学上我们称为构造原理。下面我们要通过探究知道基态原子的核外电子的排布。 【板书】一、基态原子的核外电子排布 【交流与讨论】（幻灯片展示） 【讲授】通过前面的学习我们知道了核外电子在原子轨道上的排布是从能量最低开始的，然后到能量较高的电子层，逐层递增的。也就是说要遵循能量最低原则的。比如氢原子的原子轨道有1s、2s、2px、2py、2pz等，其核外的惟一电子在通常情况下只能分布在能量最低的1s原子轨道上，电子排布式为1s1。也就是说用轨道符号前的数字表示该轨道属于第几电子层，用轨道符号右上角的数字表示该轨道中的电子数（通式为：nlx）。例如，原子c的电子排布式为1s2s22p2。 （）除第周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）地原子半径随原子序数地递增而减小； （）同一族地元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大. 注意：原子半径在族及此后各副族元素中出现反常现象.从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成地.然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应地前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）.然而从镧至铪中间却经历了镧系地十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”.镧系收缩地结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来地原子半径应当增加地影响，出现了铪地原子半径反而比锆小地“反常”现象. 文档来自于网络搜索 元素变化规律 （）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束. （）每一族地元素地化学性质相似 元素化合价 （）除第周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属递增到，非金属元素负价由碳族递增到（氟无正价，氧无价，除外）；文档来自于网络搜索 （）同一主族地元素地最高正价、负价均相同 () 所有单质都显零价 单质地熔点 （）同一周期元素随原子序数地递增，元素组成地金属单质地熔点递增，非金属单质地熔点递减； （）同一族元素从上到下，元素组成地金属单质地熔点递减，非金属单质地熔点递增元素地金属性与非金属性 （）同一周期地元素电子层数相同.因此随着核电荷数地增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；文档来自于网络搜索 （）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数地增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减. 文档来自于网络搜索 最高价氧化物和水化物地酸碱性 元素地金属性越强，其最高价氧化物地水化物地碱性越强；元素地非金属性越强，最高价氧化物地水化物地酸性越强. 文档来自于网络搜索 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定.同周期非金属元素地非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素地非金属性越强，其气态氢化物水溶液地酸性越弱.文档来自于网络搜索 、单质与氢气化合地难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数地递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数地递增，单质与氢气化合越难. 单质地氧化性、还原性 一般元素地金属性越强，其单质地还原性越强，其氧化物地阳离子氧化性越弱；元素地非金属性越强，其单质地氧化性越强，其简单阴离子地还原性越弱.文档来自于网络搜索 其他 焰色反应：钡黄绿铜蓝绿钾浅紫锂深红钠黄钙砖红 生命元素： 原子结构与元素周期表教案 一教学目标 1.知识与技能目标： ①使学生理解能量最低原则，泡利不相容原理，洪特规则等核外电子排布的原则。 ②使学生能完成１－３６号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。 ③使学生知道核外电子排布与周期表中周期，族划分的关系。 ④使学生了解原子半径的周期性变化，并能用原子结构知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因 2.过程与方法目标： 通过学习，使学生明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论基础。 3.情感态度与价值观 通过微观世界中核外电子所奉行的“法律”---电子排布原则的认识，发展学生学习化学的兴趣，感受微观世界的奇妙与和谐。 二教学重点和难点： 原子核外电子排布三原则，核外电子排布与原子半径，周期表中周期，族划分的关系。核外电子排布式，价电子排布式，轨道表示式的书写。 三教学方法： 活动·探究法，学案导学法，联想对比法，自学阅读法，图表法等 四教学过程 （第1课时） [新课引入]俗话说，没有规矩不成方圆，不管是自然界还是人类社会，都有自己的规律和规则，我们可以简单看这几图片，交通有交通规则，停车场有停车场的规矩，就连一个小小的鞋盒，也有自己的规矩。通过第一节“原子结构模型”的学习，我们知道原子核外有不同的原子轨道，那么电子在这些原子轨道上是如何排布的呢？有没有自己的规则和规矩呢？当然有，是什么呢？通过我们教材第二节《原子结构与元素周期表》，大 家就会了解这一微观世界的“法律”。 [活动探究] 1-18号元素的基态原子的电子排布 [提问]为什么你的基态原子的核外电子是这样排布的，排布原则是什么？ [自学阅读]阅读基态原子的核外电子排布三原则5分钟。 [学案导学]见附页 [设问]为什么基态原子的核外电子排布要符合此三原则呢 [师讲]自然界有一普遍规律：能量越低越稳定，不管是能量最低原理还是泡利不相容原理，洪特规则，它们的基本要求还是稳定。 [投影]耸入云天的浮天阁 [师讲]通过这图片，我们可以很清楚的看出生活中随处都有类似的例子，和我们微观世界的规则不谋而合。浮天阁台阶对应能量最低原理，想休息，想稳定，在这高高的楼梯上，你最愿意选择什么地方呢？当然是最低处的台阶。基态原子的电子同样也是能量越低越稳定，为了稳定它们总是尽可能把原子排在能量低的电子层里。如氢原子的电子排布式为1s1.那多电子原子的电子如何排布呢？ [生答]按能量由低到高的顺序排布 [师讲]那么原子轨道的能量高低顺序是什么呢？ [投影]展示原子轨道能量高低顺序图，并指出能级交错现象。 [师讲]装有鞋子的鞋盒可以直观的看为泡利不相容原理，一个鞋盒最多容纳两个鞋子，且方向相反。井然有序的停车场，你看车辆尽可能分占不同的车位，方向相同，这样才能使整个停车场稳定有序，多像洪特规则。 [投影] 自选相反的鞋子,井然有序的停车场 [归纳总结] 1.基态原子:处于能量最低状态下的原子 2、基态原子的核外电子排布 原子核外电子的排布所遵循的三大原则：①能量最低原则 电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道 ②泡利不相容原理 每个轨道最多容纳两个自旋状态相反的电子 ③洪特规则 电子在能量相同的轨道上排布时，应尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同 [思考]请写出氯原子的原子结构示意图，根据你的书写请思考，该示意图能否清楚表示各原子轨道电子排布情况？如不能，用什么样的方法才能清楚表示呢？ [师讲]电子排布式可简单写为nlx，其中n为电子层数，x为电子数，角量子数l用其对应的符号表示。 轨道表示式用小圆圈表示一个给定量子数n,l,m的原子轨道，用箭头来区别ms不同的电子，如：氦原子的轨道表示式 [练习]书写1~18号元素的基态原子的电子排布式 以氯原子为例比较电子排布式、轨道表示式、原子结构示意图书写的不同 [过渡]在以上书写家肯定有一种感觉，写着麻烦，有没有简单点的表示方法呢？ [师讲] 33号砷As：[Ar]3d104s24p3；34号硒Se：[Ar]3d104s24p4； 第1周期各原子核外电子排布情况 [1] K氢核外电子数依次是：1 [2]He氦核外电子数依次是：2 第2周期各原子核外电子排布情况 [3Li锂核外电子数依次是：2 1 [4Be铍核外电子数依次是：2 2 [5] B硼核外电子数依次是：2 3 [6] C碳核外电子数依次是：2 4 [8] O氧核外电子数依次是：2 6 [9] F氟核外电子数依次是：2 7 [10]Ne氖核外电子数依次是：2 8 第3周期各原子核外电子排布情况 [11]Na钠核外电子数依次是：2 8 1 [12]Mg镁核外电子数依次是：2 8 2 [13]Al铝核外电子数依次是：2 8 3 [14]Si硅核外电子数依次是：2 8 4 [15] P磷核外电子数依次是：2 8 5 [16] S硫核外电子数依次是：2 8 6 [17]Cl氯核外电子数依次是：2 8 7 [18]Ar氩核外电子数依次是：2 8 8 第4周期各原子核外电子排布情况 [20]Ca钙核外电子数依次是：2 8 8 2 [21]Sc钪核外电子数依次是：2 8 9 2 [22]Ti钛核外电子数依次是：2 8 10 2 [23]V钒核外电子数依次是：2 8 11 2 *[24]Cr铬核外电子数依次是：2 8 13 1 [25]Mn锰核外电子数依次是：2 8 13 2 [26]Fe铁核外电子数依次是：2 8 14 2 [27]Co钴核外电子数依次是：2 8 15 2 [28]Ni镍核外电子数依次是：2 8 16 2 *[29]Cu铜核外电子数依次是：2 8 18 1 [30]Zn锌核外电子数依次是：2 8 18 2 [31]Ga镓核外电子数依次是：2 8 18 3 [32]Ge锗核外电子数依次是：2 8 18 4 [33]As砷核外电子数依次是：2 8 18 5 [34]Se硒核外电子数依次是：2 8 18 6 [35]Br溴核外电子数依次是：2 8 18 7 [36]Kr氪核外电子数依次是：2 8 18 8 第5周期各原子核外电子排布情况 [37]Rb铷核外电子数依次是：2 8 18 8 1 [38]Sr锶核外电子数依次是：2 8 18 8 2 原子结构与元素周期表 1、写出第三周期中所有元素的电子排布式和轨道排布式。 2、写出下列微粒的电子排布式。 ①19K+②26Fe3+③35Br- 3、写出原子序数为42号、43号、47号元素的电子排布式 4、前三周期的元素中，核外电子数不成对的数目和它的电子层数相等的元素共有多少种？请写出这几种元素的电子构型。第四周期有没有这类原子？ 5、根据下列微粒的最外层电子排布（即“外围电子层排布”或“外围电子构型”），能够确定该元素在元素周期表中的位置的是（） A、1s2 B、3s23p1 C、3s23P6 D、4s2 6、具有下列电子排布的微粒不能肯定是原子还是离子的是（） A、1s2 B、1s22s22p4 C、[Ne]3s2 D、[Kr]4d105s2 7、具有下列电子构型的元素位于周期表的哪一区？是金属元素还是非金属元素。A、ns2(n≠1) B、ns2np4C、(n-1)d5ns2D、(n-1)d8ns2 8、据2004年2月9日《参考消息》报道，来自俄罗斯和美国的科学家已发现了115号和113号两种新元素。方法是用4820Ca原子撞击24395Am原子，即可从产物中分离出115号元素；115号经一次衰变，又可生成113号。这一发现扩大了元素周期表的范围。试写出这两种新元素的电子排布式，并判断它所在元素周期表中的位置。 9、下列离子中最外层电子数为8的是（） A、Ga3+ B、Ti4+ C、Cu+ D、Li+ 10、电子构型为[Xe]4f145d76s2的元素是（） A、稀有气体 B、过渡元素 C、主族元素 D、稀土元素 11、讨论题：（1）观察元素周期表，每相邻周期中的元素数目存在什么规律？这一规律与周期数有什么关系？导致产生这一规律的深层原因是什么？（提示：考虑周期表中第一种轨道类型的出现） （2）按现代原子结构理论，在每个电子层上可以有一个或几个原子轨道。现假设每个原子轨道上只能容纳1个电子（假设电子排布仍遵循原有电子排布的原理），请重新将1-27号元素排列成元素周期表，观察该“元素周期表”中 元素周期表是元素周期律用表格表达的具体形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。元素周期表简称周期表。元素周期表有很多种表达形式，目前最常用的是维尔纳长式周期表。元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。元素在周期表中的位置能反映该元素的原子结构。周期表中同一横列元素构成一个周期。同周期元素原子的电子层数等于该周期的序数。同一纵行（第Ⅷ族包括3个纵行）的元素称“族”。族是原子内部外电子层构型的反映。例如外电子构型 横着看叫周期，是指元素周期表上某一横列元素最外层电子从1到8的一个周期循环 竖着看叫族，是指某一竖列元素因最外层电子数相同而表现出的相似的化学性质主族元素是只有最外层电子没有排满的，但是副族有能级的跃迁，次外层电子也没排满。 1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 非金属气态氢化物 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2. 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数；《原子结构与元素周期表》教案
元素周期表变化规律
原子结构与元素周期表教(学)案
元素周期表各原子结构示意图
原子结构与元素周期表.doc
元素周期表排列规律
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
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