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第一节　原子结构与元素周期表
课时1　原子结构
1. 理解质量数、核素、同位素的含义。
2. 知道原子的结构和原子核外电子排布的规律，能画出1～20号元素的原子结构示意图。
1. 原子的结构是怎样的？元素的种类取决于哪一种粒子的数目？元素的化学性质主要取决于哪一种粒子的数目？
2. 阅读下列材料，认识质量数和核素。
原子的质量主要集中在原子核上，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值整数相加，所得的数值叫作质量数。
(1) 原子的质量数(A)与质子数(Z)、中子数(N)之间的关系是什么？
(2) 原子的质量数与原子的相对原子质量之间的关系是什么？
(3) 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫核素，右图表示核素组成的符号。分别写出中子数为6的碳原子、质量数为23的钠原子的核素符号。
3. 阅读下列材料，认识同位素。
19世纪末，科学家发现了一些“粒子”，其相对原子质量不同，但化学性质几乎完全相同。1910年英国化学家索迪提出假说：化学元素存在着相对原子质量不同，而化学性质相同的变种，这些变种应处于周期表的同一位置，互为同位素。
(1) 你认为互为同位素的原子(或核素)有哪些异同？
(2) 许多元素都具有同位素，下图为碳元素和氮元素所含不同同位素的核素符号。氯元素有两种核素，一种含有18个中子，一种含有20个中子，写出表示这两种核素组成的符号。
碳有 C、C、C等核素 氮有 N、N、N等核素
1. 原子核外电子是分层排布的，人们常用n表示电子层(能层的序数)，原子由里向外的能层序数分别为1、2、3、4、5、6、7或K、L、M、N、O、P、Q。在多电子的原子里，电子的能量是不相同的。电子的能量与核外运动的区域有什么关系？
2. 根据稀有气体元素原子的电子层排布特点，寻找核外电子排布的规律。
核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数
K L M N O P
2 氦 He 2 — — — — —
10 氖 Ne 2 8 — — — —
18 氩 Ar 2 8 8 — — —
36 氪 Kr 2 8 18 8 — —
54 氙 Xe 2 8 18 18 8 —
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
原子核外电子每一能层最多能容纳的电子数与能层的序数n间存在一定的关系。最外层最多容纳的电子数是多少？次外层最多容纳的电子数是多少？第n层最多能容纳的电子数是多少？
1. 画出1～20号元素的原子结构示意图。
2. 根据所学的核外电子排布的规律，你认为哪些原子的核外电子排布情况不能确定。
1. 右图是元素周期表中的一个方格，根据所给信息判断，下列说法正确的是(　　)
A. 该元素的原子核内中子数为15
B. 该元素的一个核素的质量数为15
C. 该元素的摩尔质量为30.97
D. 该元素的所有同位素都含15个质子
2. 简单原子的原子结构可用下图所示方法形象地表示。
① 　　② 　　③
其中“”表示质子或电子，“”表示中子，则下列有关①②③的叙述正确的是(　　)
A. ①②③互为同位素 B. ①②③互为同素异形体
C. ①②③是三种化学性质不同的粒子 D. ①②③具有相同的质量数
3. 金属钛对人体体液无毒且能与肌肉和骨骼生长在一起，有“生物金属”之称。下列有关 Ti 和 Ti的说法正确的是(　　)
A. Ti和 Ti原子中均含有22个中子 B. Ti和 Ti具有相同的质子数
C. Ti和 Ti的物理性质相同 D. Ti和 Ti为同一种核素
4. 画出下列原子的结构示意图。
(1) 核电荷数为13的原子：________________________。
(2) 最外层电子数等于次外层电子数的原子：________________________。
(3) L层电子数是M层电子数2倍的原子：________________________。
(4) 原子核内没有中子的原子：________________________。
5. 用 AZX表示原子：
(1) 中性原子的中子数N＝________。
(2) AXn＋共有x个电子，则该阳离子的中子数N＝________。
(3) AXn－共有x个电子，则该阴离子的中子数 N＝________。
(4) 12C16O2分子中的中子数N＝________。
(5) A2-原子核内有x个中子，其质量数为m，则n g A2-所含电子的物质的量为________________。　
6. (苏教版教材习题)许多元素有多种核素，而且各种核素在自然界中所占的比例相对固定。如氧元素有O、O、O三种核素，氢元素有H、H、H三种核素。
(1) H、O、O、O最多可以构成几种水分子？
(2) 相对分子质量为20的水分子，可能有几种组成？
7. (鲁科版教材习题)据报道，某些花岗岩会释放氡(Rn)，对人体造成伤害。
(1) 氡原子的质量数是________，质子数是________，中子数是________。
(2) 请将Rn的原子结构示意图补全。
(3) 研究发现，镭能蜕变为Rn，故将Rn称为镭射气；钍能蜕变为Rn，故将Rn称为钍射气；锕能蜕变为Rn，故将Rn称为锕射气。Rn、Rn、Rn________(填字母)。
A. 属于同种元素　　　B. 互为同位素　　　
C. 属于同种核素　　　D. 属于同种原子
判断依据：____________决定元素种类，____________________决定核素种类。
课时2　元素周期表(一)
1. 认识元素周期表的结构，知道原子结构与元素周期表的关系。
2. 通过实验探究和资料阅读认识碱金属元素性质。
3. 结合碱金属的原子结构认识碱金属元素的相似性和递变性。
阅读下面的材料，追寻元素周期表发现的踪迹。
门捷列夫为研究元素性质的规律，把每种元素的主要性质和相对原子质量写在一张张卡片上，对已知的几十种元素反复进行排列，比较其性质，探索其联系。1869年3月他发表论文指出“按元素相对原子质量大小排列起来，元素性质明显呈现周期性”，并将已发现的63种元素排出一张元素周期表。
门捷列夫应用元素周期表修正了铟、铀、钍等9种元素的原子量；他还预言了三种新元素及其特性，并暂时取名为类铝、类硼、类硅，后来的发现证明这些新元素的性质与门捷列夫的预言惊人相符，元素周期表的正确性由此得到了肯定。随着原子结构的奥秘被揭示后，元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，周期表也逐渐演变成我们熟悉的现代元素周期表。
1. 门捷列夫编制的元素周期表的排序依据是什么？
2. 他预言新元素存在及其特性的依据是什么？
1. 观察现代元素周期表，其排序的依据是什么？为何现代元素周期表不再沿用门捷列夫的依据排序？
2. 仔细观察元素周期表，探究下列问题。
(1) 填写下表并分析周期序数与原子核外电子层数之间的关系。
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
起止元素 H～He Fr～Og(118号)
元素种类 2
核外电子层数 1 7
周期分类 短周期 长周期
(2) 元素周期表共有多少个纵行？多少个族？这些族包括哪些类型，怎么表示？写出这些族从左往右的排列顺序。
(3) 根据元素的原子结构示意图，分析元素原子结构与元素在元素周期表中位置的关系。
1. 探究碱金属元素性质的变化规律。
(1) 阅读下表，寻找碱金属元素的原子核外电子排布、原子半径和物理性质的变化规律。
族 元素名称 原子结构示意图 原子半径/nm 颜色(常态) 密度/(g/cm3) 熔点/℃ 沸点/℃
碱金属元素 锂 0.152 银白色 0.534 180.5 1 347
钠 0.186 银白色 0.97 97.81 882.9
钾 0.227 银白色 0.86 63.65 774
铷 0.248 银白色 1.532 38.89 688
铯 0.265 略带金 色光泽 1.879 28.40 678.4
(2) 观察钾与氧气、水反应的视频，写出钾与水反应的化学方程式。对比钠与氧气、水反应的实验现象，哪个反应更剧烈，并从原子结构上解释原因。
(3) 结合碱金属的原子结构特点，请你预测锂、铷、铯可能有哪些性质？
(4) 元素的金属性强弱可以从单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断。预测碱金属从锂到铯的金属性强弱、预测碱金属最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
1. 下列关于元素周期表的叙述正确的是(　　)
A. 元素周期表是按各元素的相对原子质量递增的顺序从左到右排列的
B. 同族元素的最外层电子数一定相同
C. 同周期元素的电子层数相同
D. 每一周期的元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束
2. 下列有14种元素：K、Th、U、O、Si、Mg、Al、Ca、Fe、Ti、Na、Mn、Cr、Gd，其中属于短周期的元素有(　　)
A. 4种 B. 5种 C. 6种 D. 7种
3. 2019年诺贝尔化学奖授予John Goodenough教授、Stanley Whittingham教授以及吉野彰博士，以表彰他们在锂离子电池研发领域作出的贡献。已知：金属锂的化学性质与金属钠相似；金属锂的密度是0.534 g/cm3、煤油的密度是0.80 g/cm3。下列有关金属锂的说法不正确的是(　　)
A. 自然界中不存在锂单质
B. 在盛有煤油和水的烧杯中投入金属锂，金属锂在水层和煤油界面处发生反应
C. 金属锂可能与氧气、氯气、盐酸发生反应
D. 金属锂与金属钠的性质有相似又有不同，体现了分类法和比较法在研究物质性质时的应用
4. 下列关于碱金属按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序叙述不正确的是(　　)
A. 碱金属元素原子最外层都只有1个电子，化学反应中易失去电子表现出强还原性
B. 单质的熔点和沸点递减
C. 单质都能与水反应生成碱，都能在空气中燃烧生成过氧化物
D. 原子半径逐渐增大，单质与水反应的剧烈程度逐渐增强
5. 短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，回答下列问题。
(1) 元素X单质分子是________(填化学式)。
(2) Y位于元素周期表中的第________周期________族。
6. 元素周期表是学习和研究化学的重要工具。根据下表回答问题。
(1) 地壳中含量最多的金属元素的原子序数是________。
(2) 根据上表规律可知，表中X为________(填元素符号)。
(3) 表示的是________(填粒子符号)。
(4) 若元素Cl的一种核素中含18个中子，写出该核素的符号：________。
7. 据短周期元素的信息回答问题。
元素 元素信息
A 第三周期ⅥA族
B 族序数是周期数的3倍
C 原子序数是11
D D3+与Ne核外电子数相同
(1) 写出A、B的元素符号：________、________，元素C、元素D的名称依次为______、______。
(2) 写出单质B、单质C在加热时发生反应的化学方程式：________________
____________________________。
(3) 从原子结构的角度分析，A与B的________________相同，C与D的________________相同。
课时3　元素周期表(二)
1. 通过实验探究和资料阅读认识卤族元素的性质。
2. 结合卤族元素的原子结构认识卤族元素的相似性和递变性。
1. 阅读下表，寻找卤族元素的原子核外电子排布、物理性质的变化规律。
族 元素名称 原子结构示意图 单质的颜色、状态 密度 熔点/℃ 沸点/℃
卤族元素 氟 淡黄绿色气体 1.69 g/L(15 ℃) －219.6 －188.1
氯 黄绿色气体 3.214 g/L(0 ℃) －101 －34.6
溴 深红棕色液体 3.119 g/cm3(20 ℃) －7.2 58.78
碘 紫黑色固体 4.93 g/cm3 113.5 184.4
2. 预测卤素原子半径的变化规律，推测卤素化学性质的相似性和递变性。
1. 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。下表为卤素单质与氢气的反应及氢化物的稳定情况。
H2＋F2===2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的HF很稳定
H2＋Cl22HCl 在光照或点燃的条件下发生反应，生成的氯化氢较稳定
H2＋Br22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢不如氯化氢稳定
H2＋I22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下，同时分解为H2和I2，是可逆反应
推测卤族元素的非金属性的变化规律。
2. 用下图装置完成下列实验，观察现象并填写表格。
实验步骤 实验现象 离子方程式
实验一 在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制氯水，并将反应后的颜色与新制氯水的颜色进行比较
实验二 在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和新制溴水，然后向NaI溶液中滴入3滴新制溴水，并将反应后的颜色与新制溴水的颜色进行比较
卤素单质的氧化性强弱
结合卤族元素的原子结构特点，解释卤族元素的非金属性(单质的氧化性)呈现这种变化规律的原因。
1. 随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是(　　)
A. 单质的熔、沸点逐渐降低 B. 卤素离子的还原性逐渐增强
C. 非金属性逐渐增强 D. 单质的氧化性逐渐增强
2. (鲁科版教材习题)X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列说法中，能说明X原子的得电子能力比Y强的是(　　)
A. X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B. X的单质的颜色比Y的浅
C. X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D. Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
3. 在含有NaBr和NaI的溶液中通入足量的Cl2，然后把溶液蒸干并将剩余残渣灼烧，最后留下的物质是(　　)
A. NaCl和NaBr B. NaCl和I2
C. NaCl D. NaCl、Br2和I2
4. (苏教版教材习题)已知溴原子结构示意图为。
(1) 溴元素的原子序数为________。
(2) 溴元素的原子在反应中易________(填“得”或“失”)________个电子，表现出________性。
(3) 溴元素的最高化合价为________，最低化合价为________。
(4) 溴元素的非金属性________(填“强”或“弱”)于氯元素的非金属性。
(5) 写出氯元素、溴元素最高价氧化物对应水化物的化学式并比较它们的酸性强弱：________________。
5. (鲁科版教材习题)一位同学设计了一套用浓盐酸和高锰酸钾固体制取少量氯气并能比较氯气与碘单质氧化性强弱的微型装置，如图所示。
(1) 下列溶液中，能吸收氯气的是________(填字母)。
A. 饱和食盐水 B. 饱和Na2SO3溶液
C. 饱和NaOH溶液 D. 浓硫酸
(2) 能说明氯气的氧化性强于碘单质的实验现象是_____________________
______________________________________。
(3) 请用原子结构的知识解释氯气的氧化性强于碘单质的原因：__________
______________________________________。
6. (苏教版教材习题)类推法是科学学习的重要方法之一。下表提供的是ⅥA族元素的部分性质。请结合元素周期律完成下列问题。
元素 8O 16S 34Se 52Te
单质熔点/℃ －218.4 113(斜方硫) x 450
单质沸点/℃ －183 444.6(斜方硫) 685 1 390
主要化合价 －2 －2、＋4、＋6 －2、＋4、＋6
原子半径 逐渐增大
单质与H2反应的情况 点燃时易化合 加热化合 加热时难化合 不能直接化合
(1) 硒的熔点(x)范围可能是________________。
(2) 碲的主要化合价可能有__________________。
(3) 硫的非金属性比硒________(填“强”或“弱”)。
(4) 在H2S、H2Se、H2Te三种氢化物中，热稳定性最强的是________。
第一节　原子结构与元素周期表
课时1　原子结构
【活动方案】
活动一：认识质量数、核素和同位素
1. 原子由原子核和核外电子构成，原子核由质子和中子构成。决定元素种类的是质子数。元素的化学性质主要取决于最外层电子数。
2. (1) 质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
(2) 原子的质量数指的是原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值；原子的相对原子质量等于该原子的质量与C 12原子质量的 相比较所得到的比值。两者近似相等。
(3) C　Na　
3. (1) 互为同位素的原子(或核素)质子数相同，中子数不同。
(2) Cl　Cl
活动二：掌握原子核外电子排布的规律
1. 电子能量低的在离核较近的区域运动，电子能量高的在离核较远的区域运动。
2. 8　18　2n2
活动三：掌握1～20号元素原子核外电子的排布规律
1. 　　　
　　　　　
　　　　　
　　　　　
　　　　　
2. 钾和钙，19～28号都不怎么能确定(提示学生以后会进一步学习)。
【课堂反馈】
1. D　2. A　3. B
4. (1) 　(2) 、
(3) 　(4)
5. (1) A－Z　(2) A－x－n　(3) A－x＋n
(4) 22　(5) mol
6. (1) 3　(2) 4
7. (1) 222　86　136
(2)
(3) AB　质子数　质子数和中子数
课时2　元素周期表(一)
【活动方案】
活动一：了解门捷列夫的元素周期表
1. 相对原子质量。
2. 预言新元素存在的依据是所排出的元素周期表，在某些位置存在空缺，预言新元素性质的依据是根据周期性的规律，在某些位置上的元素具有相似或递变的性质。
活动二：认识现代的元素周期表
1. 原子的核电荷数。同一元素存在相对原子质量不同的核素(即同位素)，不同元素的相对原子质量也可能相同。
2. (1)
周期序数 1 2 3 4 5 6 7
起止元素 H～He Li～Ne Na～Ar K～Kr Rb～Xe Cs～Rn Fr～Og
元素种类 2 8 8 18 18 32 32
核外电 子层数 1 2 3 4 5 6 7
周期分类 短周期 短周期 短周期 长周期 长周期 长周期 长周期
周期序数＝核外电子层数
(2) 共有18个纵行，16个族；包括7个主族、8个副族、1个0族。这些族从左往右排列顺序为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0族。
(3) 最外层电子数等于主族序数，核外电子层数等于周期序数。
活动三：认识碱金属元素的性质
1. (1) 从上往下，最外层电子数均为1，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，碱金属单质都具有金属光泽，密度呈现逐渐增大的趋势，熔、沸点逐渐降低。
(2) 2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。钾与O2、H2O反应更剧烈，因为钾的核外电子层数多于钠，原子核对最外层电子的吸引力更小，更易失去最外层电子。
(3) 锂、铷、铯具有很强的还原性，能与H2O、O2、Cl2等发生反应。
(4) 从上往下，碱金属的金属性逐渐增强；从上往下，随着核电荷数的增加，碱金属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吸引力逐渐减弱，原子失去最外层电子的能力逐渐增强，金属性逐渐增强。碱性LiOHCsOH。
【课堂反馈】
1. C　2. B　3. B　4. C
5. (1) He　(2) 二　ⅦA
6. (1) 13　(2) S　(3) K＋　(4) Cl
7. (1) S　O　钠　铝　(2) 2Na＋O2Na2O2　(3) 最外层电子数　电子层数
课时3　元素周期表(二)
【活动方案】
活动一：卤族元素性质的归纳与预测
1. 从上往下，最外层电子数均为7，电子层数逐渐增多，卤素单质均有颜色，且颜色逐渐加深，密度呈逐渐增大的趋势，熔、沸点逐渐增大。
2. 卤素原子半径从上往下依次增大。最外层为7个电子，卤素均可得到一个电子，但随着电子层数的增加，得电子能力逐渐减弱。
活动二：认识和探究卤素的性质
1. 卤族元素的非金属性从上到下逐渐减弱，氟＞氯＞溴＞碘。
2. 实验一：向NaBr和NaI溶液中滴入新制氯水后颜色加深，变为橙色和棕色　2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－、2I－＋Cl2===I2＋2Cl－　实验二：向NaI溶液中滴入新制溴水后颜色加深，变为棕色　2I－＋Br2===I2＋2Br－　卤素单质的氧化性强弱：Cl2＞Br2＞I2
活动三：概括原子结构与元素性质的关系
从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。
【课堂反馈】
1. B　2. C　3. C
4. (1) 35　(2) 得　1　氧化　(3) ＋7　－1
(4) 弱　(5) HClO4>HBrO4
5. (1) BC　(2) 试管内产生黄绿色气体，湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝　(3) 氯原子与碘原子最外层都是7个电子，氯原子半径小，吸引电子能力强
6. (1) 113～450 ℃　(2) －2、＋4、＋6　(3) 强　(4) H2S

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