原子核外电子排布与元素周期律复习

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1、原子核外电子排布与元素周期律复习(第一课时)【学习目标】1.掌握原子的构成，会用质量数表示原子的组成，能正确书写前20号元素原子结构示意图。2.元素周期律的应用【重点和难点】元素周期律的应用【知识梳理】1、原子核外电子排布规律（1）原子核外电子数===。（2）核外电子分层排布，电子离核越能量越。（3）原子核外电子排布规律：① 能量最低原理:先排层，再排层.②每个电子层最多只能容纳个电子，③最外层最多只能容纳个电子（K层为最外层时不能超过个），次外层最多只能容纳个电子，倒数第三层最多只能容纳个电子。2、元素周期律定义：元素的性质随着__而呈性

2、变化的规律叫做元素周期律。3、元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质特点。运用相关知识填写下表。同周期（左→右）同主族（上→下）原子结构核电荷数电子层数原子半径元素性质金属性和非金属性金属性，非金属性。金属性，非金属性。最高价氧化物的水化物比较最高价氧化物的水化物碱性，酸性。最高价氧化物的水化物碱性，酸性。金属产生H2能力金属元素与水或酸反应置换出H2的能力越来越。金属元素与水或酸反应置换出H2的能力越来越。非金属与H2化合的能力非金属元素的气态氢化物的生成条件越来越，稳定性越来越非金

3、属元素的气态氢化物的生成条件越来越，稳定性越来越44、微粒半径比较（1）原子半径与离子半径关：原子半径相应的阴离子半径原子半径相应的阳离子半径（2）比较微粒大小的依据（三看）：一、看电子层数：电子层数越多半径如：NaNa+；二、看核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大，半径如：S2-Cl-ArK+Ca2+（3）看核外电子数：电子层和核电荷数都相同时，核外电子数越多，半径。如：Cl-Cl;Fe2+Fe3+【课堂练习】1、下列原子结构示意图的书写，正确的是()2、M2+离子有2个电子层，则M在周期表的位置是()A．第二周期零族B．第二周期Ⅷ族C．

4、第二周期ⅦA族D．第三周期ⅡA族3、在相同条件下,下列气态氢化物的稳定性排列顺序正确的是（）A.HI>HBr>HCl>HFB.HCl>HBr>HI>HFC.HBr>HI>HF>HClD.HF>HCl>HBr>HI4、下列各组性质的比较中，不正确的是（）A．碱性：NaOH>Mg(OH)2B．热稳定性：NH3>PH3C．金属性：K>NaD．原子半径：Cl>S5、X、Y、Z为三种短周期元素，Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍。X2+离子的电子层结构与氖原子相同。Y和Z属于同周期，1molY单质与1molZ单质完全反应生成ZY2型共价化合物。

5、（1）X是__________，Y是____________，Z是___________（写元素名称）。（2）写出ZY2的电子式___________________。（3）写出X元素的最高价氧化物对应水化物的化学式_____________________。ABC6、如右图所示为A、B、C三种元素在周期表中的相对位置，已知A、B、C均为短周期元素，且三种元素的原子序数之和为31，最外层电子数之和为17。（1）三种元素符号分别是A；B；C。（2）A的最高价氧化物对应水化物的分子式是。（3）B的氢化物的电子式是。（4）C的阴离子结构示意图为。

6、（5）C的最高价氧化物对应水化物的酸性比高氯酸（填写“强”或“弱”）。【课后小结】4原子核外电子排布与元素周期律复习(第二课时)【学习目标】1.掌握原子的构成，会用质量数表示原子的组成，能正确书写前20号元素原子结构示意图。2.了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；了解周期、主族序数和原子结构的关系【重点和难点】周期、主族序数和原子结构的关系【知识梳理】⒈元素周期表⑴周期：具有相同的而又按照递增的顺序从左到右排列成横行的一系列元素称为一个周期。短周期：第、、周期，分别有、、种元素长周期：第、、周期，分别有、、种元素不完全周期：第周期，现已

7、发现26种元素⑵族：数相同，按照递增的顺序从上到下排列成纵行的一系列元素称为一个族。主族：个主族，用表示副族：个副族，用表示VIII族：包括第、、三个纵行0族：1个，指稀有气体元素⒉原子结构与元素周期表的关系⑴核内质子数=⑵电子层数=⑶最外层电子数=⑷最高正价=，元素的化合价最高为价，负价（只有ⅣA～ⅦA族元素及H存在负价）的绝对值为8减（H例外）⒊元素性质与周期表的关系同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐逐渐电子层结构电子层数最外层电子数逐渐电子层数递逐渐最外层电子数失电子的能力得电子的能力逐

8、渐逐渐逐渐逐渐金属性逐渐逐渐4非金属性逐渐逐渐最高价氧化物对应水化物酸性（碱性）酸性逐渐碱性逐渐酸性逐渐碱性逐渐非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由 →稳定性逐渐形成由→稳定