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教你记主族元素：
第一主族：（太简单，很好读，好读就好记。）
第二主族：皮美盖思被擂（长的好看就该想到会被捶）
第三主族：朋旅家因他（朋友到处流浪是...
按族来背，也就是一列一列的背，因为每一族元素的性质是相似的，这样有利于学习元素周期律
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元素周期表规律及性质
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化学方程式
H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
（6）由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应（如图）：X溶液与Y溶液反应的离子方程式，N→⑥的单质的化学方程式为，M溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是，M中阳离子的鉴定方法． - 跟谁学
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化学方程式
H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
（6）由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应（如图）：X溶液与Y溶液反应的离子方程式，N→⑥的单质的化学方程式为，M溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是，M中阳离子的鉴定方法．下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，回答下列问题：（1）地壳中含量居于第二位的元素在周期表中的位置是．（2）②、⑦的最高价含氧酸的酸性是由强到弱的，用原子结构解释原因：，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．（3）①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物，写出其中一种化合物的电子式．（4）由表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，下列物质不能做该反应催化剂的是（填序号）．a．MnO2　　b．CuSO4&&&&&c．Na2SO3&&&d．FeCl3（5）W与④是相邻的同主族元素．在下表中列出H2WO3的各种不同化学性质，举例并写出相应的化学方程式．
化学方程式
H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
（6）由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应（如图）：X溶液与Y溶液反应的离子方程式，N→⑥的单质的化学方程式为，M溶液中离子浓度由大到小的排列顺序是，M中阳离子的鉴定方法．科目: 高中化学最佳答案解：由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为N，④为O，⑤为Na，⑥为Al，⑦为Si，⑧为Cl，（1）地壳中含量居于第二位的元素为Si元素，处于周期表中第三周期第IVA族，故答案为：第三周期第IVA族；（2）同一主族元素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，最高价含氧酸的酸性减弱，故酸性碳酸＞硅酸，故答案为：同一主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多；（3）①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物为氢氧化钠、次氯酸钠、过氧化钠等，电子式为等，故答案为：；（4）表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，该化合物为H2O2，二氧化锰、铁离子、铜离子都可以作为过氧化氢分解的催化剂，故答案为：c；（5）W与④是相邻的同主族元素，则W为S元素，H2SO3的具有氧化性、还原性、酸性、不稳定性等，可以被强氧化剂氧化，如H2SO3+Br2+2H2O=H2SO3+2HBr，与NaOH发生中和反应H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O，故答案为：
化学方程式
H2WO3+3H3PO3═3H3PO4+H2W↑
H2SO3+Br2+2H2O=H2SO3+2HBr
H2SO3+2NaOH=Na2SO3+2H2O（6）M是仅含非金属的盐所以一定是铵盐，⑥为Al元素，所以推断N是氧化铝，故Z是氢氧化铝，分析产物结合反应：X+Y+H2O→Al（OH）3+NH4+&可知，该反应为铝盐和一水合氨的反应，X溶液与Y溶液反应的离子方程式Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+；N→⑥的单质的化学方程式为2Al2O3（熔融）4Al+3O2↑；M为氯化铵或硝酸铵等，溶液中NH4+离子水解，破坏水的电离平衡，水溶液显酸性，故离子浓度c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）或c（NO3-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；M中阳离子的鉴定方法为：取少量M样品放入试管，加入氢氧化钠溶液，加热，产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，证明有铵根离子，故答案为：Al3++3NH3+3H2O=Al（OH）3↓+3NH4+；2Al2O3（熔融）4Al+3O2↑；c（Cl-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）或c（NO3-）＞c（NH4+）＞c（H+）＞c（OH-）；取少量M样品放入试管，加入氢氧化钠溶液，加热，产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，证明有铵根离子．解析由元素在周期表中的位置可知，①为H，②为C，③为N，④为O，⑤为Na，⑥为Al，⑦为Si，⑧为Cl，（1）地壳中含量居于第二位的元素为Si元素；（2）同一主族元素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，最高价含氧酸的酸性减弱；（3）①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含共价键的离子化合物为氢氧化钠、次氯酸钠、过氧化钠等；（4）表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，该化合物为H2O2，二氧化锰、铁离子、铜离子都可以作为过氧化氢分解的催化剂；（5）W与④是相邻的同主族元素，则W为S元素，H2SO3的具有氧化性、还原性、酸性、不稳定性等，据此写出相应的化学方程式；（6）M是仅含非金属的盐所以一定是铵盐，⑥为Al元素，所以推断N是氧化铝，故Z是氢氧化铝，分析产物结合反应：X+Y+H2O→Al（OH）3+NH4+&可知，该反应为铝盐和一水合氨的反应，据此解答．知识点: [元素周期律和元素周期表的综合应用]相关试题大家都在看推荐文章热门知识点
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高中化学“原子结构与元素的性质”教学研究
作者：佚名
文章来源：本站原创
更新时间： 9:59:53
一、该主题学科知识的深层次理解
1.本主题知识结构分析
高中化学课标关于原子结构与元素的性质内容如下：
1．了解原子核外电子的运动状态。
2．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1～36号）原子核外电子的排布。
3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
4.知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解电子跃迁的简单应用。
该主题以“原子核外电子的运动”和“元素性质的递变规律”为主要内容。介绍现代原子结构理论中有关原子结构的基础知识。学习这些内容旨在让学生理解原子结构的微观本质，进而理解元素的性质表现。本主题要在学生已有知识经验的基础上，让学生进一步了解核外电子的运动情况，从能级的角度来看待核外电子的排布，并在了解电离能和电负性的前提下，用新的观点来说明元素的某些性质和相应的化学反应原理。本主题的知识结构如下：
具体地说,学习这些内容可以帮助学生：
（1）从科学家探索原子构成和元素性质的史实了解人们对原子结构的认识是在化学家不断研究中逐步提高的；体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；
（2）学习描述核外电子运动的“电子层”、“原子轨道”、“电子自旋”等基本概念，了解核外电子排布的规律（包括“能量最低原理”、“泡利不相容原理”、“洪特规则”），学会用电子排布式和轨道表示式表示原子核外电子排布，了解原子核外电子排布的周期性，元素第一电离能和元素电负性的周期性变化。
（3）学习运用原子结构的知识说明、预测元素的性质，形成有关物质结构的基本观念，学习辩证唯物主义的方法论，逐步形成科学的价值观。
2.该主题在整个中学化学体系中的地位与作用
《物质结构与性质》从三个层次研究物质结构与物质性质的关系：原子结构与元素显著关系、分子结构与物质性质的关系、晶体结构与物质性质的关系。“原子结构与元素的性质”是研究物质结构与性质关系的最基本的问题。通过学习，学生可以清晰地认识元素的性质决定于原子结构，全面地认识元素的多样性与同一性，认识元素间的内在关系和性质递变规律，体会量变与质变的关系。在本单元的学习中，学生在了解人类对物质结构、原子结构探究的历程中，可以体会到物质结构是复杂的但是是可以认识的，可以体会到科学探究的乐趣，了解物质结构研究的基本方法，培养崇尚科学、崇敬科学家的情感和严谨的科学态度。
“原子结构与元素的性质”是有关原子结构、元素性质内容的延伸和扩展。本主题的学习可以为（化学键与物质的性质）、（分子间作用力与物质的性质）、（研究物质结构的价值）的学习奠定基础。
3.该主题学科知识拓展
对原子结构的认识，远远没有完成。例如核的组成和结构，现在还没有真正搞清楚。但是就原子的整体结构来看，应当是有定论的。而且对于化学来说，我们关心的只有两件事，一是有一个稳定的核，二是原子外层的价电子。为什么一定要提两条，因为价电子的行为除去和相结合的元素有关外，要受到核的绝对控制。也就是说在用电子论分析解释化学反应时，永远不要忘记这一切都是以元素为基础的。原子结构理论的发展，更加强化了化学元素论的重要性和基础性。
元素周期表是对化学元素体系的一种比较形象的表述方式，而且是比较完美的一种表述方式。他包含了分类法的要点，同时又尽可能地体现了其间的某种关联，而且形式简单，体现了科学之美。
在化学中讲原子结构，重在讲外层电子所表现的周期性，所以要讲电离能。主要讲价电子。因为它和化学关注的金属性、非金属性、化合价、化学键密切相关。不必过分关注元素中那些电子排布不规则的，以及3d&4s之类的问题，这是物理学家要去解决的问题，和化学关系不大。
二、该主题的教学策略
(1)教学目标
知识与技能：认识原子结构模型的演变；了解原子核外电子的运动状态；了解原子结构的构造原理。知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。了解元素电离能、电负性的涵义及其随原子序数递增的周期性变化的规律；了解元素电负性大小与主族元素的金属性和非金属性的关系；进一步理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。
过程与方法：从原子结构模型的演变初步了解科学家如何依据试验实施揭示原子结构的奥秘；能用电子排布式表示l～36号元素原子的核外电子排布；能书写元素原子的电子排布式、轨道表达式。学习如何通过实验数据和实验现象的分析、归纳和推理，认识核外电子的运动和排布规律，认识元素原子结构和性质的周期性变化。
情感态度与价值观：引导学生认识微观世界，树立正确的物质观；认识元素的原子结构决定元素的性质；体会构成物质的各种元素间存在内在的联系。认识物质结构是可以认识的，培养崇尚科学、热爱科学的品质，严谨的科学态度。
本主题核心内容认知性学习目标深广度分析如下：
课程标准教学目标要求
原子结构与性质
知道、列举、描述、说出
认识、了解
(2)该主题教学重点、难点及教学策略
教学重点1：原子结构核外电子运动状态和排布规律：认识卢瑟福和玻尔的原子结构模型；了解原子核外电子的运动状态；了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布；了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的规律（能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则）；知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
电子云概念的初步形成是个难点。要把握好教学要求，不要求从波粒二象性和量子力学方法来介绍电子云概念。只要让学生了解电子云是以核外空间一定区域里疏密不同的小黑点来形象地表示核外电子在核外空间单位体积内出现机会的多少。
教学重点2：了解元素原子结构与元素性质之间的关系：从元素原子的电子排布式进一步探讨核外电子排布的周期性变化，并根据核外电子的排布将周期表中的元素分成s、P、d、ds和f五个区域，然后由原子结构的周期性探讨元素的第一电离能的周期性和元素电负性的周期性。学习本单元时，要帮助学生真正理解原子核外围电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化，学会利用数据、图表探索规律。
核外电子运动状态和核外电子的排布规律的学习是一个难点。可以从介绍原子结构的卢瑟福摸型到玻尔模型和量子力学模型入手，介绍核外电子运动的特征，再由电子云到原子轨道、电子填充原子轨道的顺序到核外电子排布的三个规则，最后学习核外电子排布式和原子轨道表达式。帮助学生理解3d、4s轨道的能级交错现象，是理解第4周期元素原子核外电子填充规律的关键。要通过分析，帮助学生认识，由于存在原子轨道能级交错的现象，按能量最低原理，电子在原子轨道上填充时，不会在3p轨道全充满后填入3d轨道，而是先填充入4s轨道，在4s轨道排满2个电子后，再填充到3d轨道上。
另外，要帮助学生掌握稀有气体元素、非金属元素、过渡金属元素(副族和Ⅷ族)原子的外围电子排布的特点。稀有气体元素原子各轨道全充满；非金属元素原子除氢外，S轨道全充满，P轨道未充满；第4周期过渡金属元素，ⅢB到Ⅷ族，最外层的nS的电子数为2个，次外层3d轨道上电子数在1～8之间，IB和ⅡB的电子构型是3d104s1和3d104s2。
对于元素电离能的变化规律及其影响因素的讲解，可以简要地说明元素原子电离能的数值大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子构型。随核电荷数递增，元素的第一电离能呈周期性变化。同一周期随着原子序数的增加，原子半径逐渐变小(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越强，元素的原子越来越难失电子，元素的第一电离能呈增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大。同主族，从上到下，随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子吸引越来越弱，元素的原子越来越易失电子，元素的第一电离能逐渐减小。各周期中稀有气体元素的电离能最大，原因是由于稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子(He为2电子)外层构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型。稳定性也较高。如Zn(3d104s2)、Cr(3d54s1).Cu(3d104s1).Be、Mg、N、P等元素也比左右邻居的电离能大，也是因为它们都具有全充满的S轨道和半满的p轨道。
本主题的教学要注意做到：
①采用以学科知识为主线来组织教学内容，紧密联系学生己有的经验与知识；讲解力求通俗易懂、深入浅出，不要随意提高教学要求。如，讨论元素周期表中各区、各周期、各族元素的核外电子排布特征，没有要求全面介绍原子结构的量子力学模型，但阐述了主要的观点，介绍了电子云、电子层、原子轨道和电子自旋的概念；不要求引入“四个量子数”的概念、不解释能级交错的现象，但简单介绍了核外电子排布的“能量最低原理”、“泡利不相容原理”和“洪特规则”。“原子核外电子的排布”内容的编写采取了“给出原理，实践应用，发现问题、补充规则”的顺序，有利于学生学习活动的组织。
②在呈现方式上要重视直观模型的运用，注意使用多媒体教学手段，充分利用图表、数据来说明问题，增进学生对概念的理解。
例如，通过问题情景创设，激发学生的学习动机。如让学生观看阴极射线发射、卢瑟福“a粒子的散射实验”录像创设学习情境，帮助学生了解人类探究原子结构的方法与历史过程。要合理运用图形、模型或电教等直观教学手段以帮助学生了解电子层、原子轨道、电子自旋等抽象概念。教学中要注意通过对图表、数据的分析，让学生从中找出事物变化的规律。如，分析同周期、同主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；查阅有关元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则，列举实例予以说明。
③注意设计与组织交流、讨论与探究学习活动。
如引导学生利用典型的原子核外电子的排布特点，帮助学生理解能量最低原理、泡利不相容原理和洪特规则。要求学生能用电子排布式表示1--36号元素原子核外电子的排布；组织学生讨论同一周期、同一主族元素第一电离能和电负性的变化规律，并分析其与核外电子排布的关系，解释元素主要化合价等性质的周期性变化；引导学生学习依据元素电离能、电负性来分析化学键的形成与类型。
“元素第一电离能的周期性变化”的教学，教师在引导学生从原子失去电子需要吸收热量，进而得出原子的第一电离能的概念，接着教师提供或学生查阅l～18号元素原子的第一电离能，要求以电离能为纵坐标、以原子序数为横坐标作图，并在所作的图中发现元素原子的第一电离能周期性变化的规律，然后组织学生交流、讨论，运用原子结构知识解释电离能的变化和大小的原因。还可以组织学生复习离子键和共价键的形成过程，从中分析原子间结合时的电子得失或共用电子对的偏向与原子性质的关系，引入电负性的概念，接着让学生阅读电负性数据，从中找出电负性随原子序数递增的变化规律(同周期、同主族的变化情况)，以及电负性的大小与元素金属性、非金属性强弱的关系，并用原子结构理论给予解释。
总之，要依据本主题教学内容与所承载的教育功能来选择和适当的教学策略。
①注意在必修化学已学的知识基础上、按本主题各个知识之间的逻辑顺序设计教学；
②把原子结构的探索历程的介绍与人类探索原子结构的方法体会紧密结合；把核外电子运动状态、电子排布规律有关概念、知识点的教学与原子核外电子层结构的描述与表示方法的技能得以有机地结合；
③注意引导学生改进学习方式，倡导自主学习、合作学习和探究学习，提高学生的问题意识，进行高级思维能力的培养。
如“原子核外电子的运动”可以化学史为主线，通过“问题情境-----自主学习教材和课程素材----教师引导学生发现问题-----学生进行合作学习和自主探究-----总结归纳评价”的思路来组织教学；注意在已学的原子核外电子排布规律的初步认识引申，引导学生认识在多电子原子中，核外电子是分层排布。关于元素第一电离能、元素电负性与元素性质关系的教学要注意复习并结合已学的元素周期表中元素性质递变规律的知识，帮助学生更深刻理解元素性质的周期性变化规律。
元素周期表的分区由外围电子排布特点的归纳得出，不必对电子排布式的书写提出过高的要求。元素第一电离能和元素电负性的周期性变化，应与原子结构的周期性变化紧密联系，并用原子结构理论解释。一般不要补充元素的第一电子亲和能的周期性变化，以避免增加学生的负担。
④本单元教学时，要采用多种教学方法相结合组织好教材中的两个“交流与讨论”，引导学生活动与探究教学，要充分利用教材中的图表、数据，组织学生进行分析、推理、讨论，从而归纳得出结论，培养学生科学的推理能力和综合运用知识解决问题的能力。要注意把握好教学的深度和难度,结合教材做分析，对比加深理解。
三、学生常见错误与问题的分析与解决策略
常见错误1：理不清原子结构、元素及其化合物的化学性质特点、元素在周期表中的位置三者的关系，孤立记忆各知识点，不时混淆相互间的逻辑关系。例如，从元素的非金属性强弱解释它们的气态氢化物的酸性强弱。
解决策略：帮助学生按下列线索整理知识结构，梳理知识点间的逻辑关系。
常见错误2：
不能正确分析第三周期元素的第一电离能变化趋势，例如搞不清为什么第一电离能Mg大于Al,P大于S。
解决策略：让学生阅读下列图表，找出规律并从原子核外最外电子层电子排布特点加以说明。
常见错误3：
不能正确运用所学知识分析解决问题。这类问题最多，例如解答下列问题，觉得困难或出现种种错误。
例题：X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，它们满足以下条件：①元素周期表中，Z和Y相邻，Z与W也相邻；②Y、Z和W三种元素的原子最外层电子数之和为17。请填空：
（1）Y、Z和W三种元素是否位于同一周期（填“是”或“否”）：_______，理由是____；
（2）Y是________，Z是__________，W是_________；
（3）X、Y、Z和W可组成一化合物，其原子个数之比为8:2:4:1。写出该化合物的化学式
分析：许多学生不能运用题设信息和元素在周期表中的位置关系，运用科学的推理方法，从题设三种元素可能具有的下列四种位置关系入手解答问题。
依据上述这些关系，用各元素原子最外层电子数之和的数据，列出下列关系式求得三种元素的最外层电子数，再依据各元素原子序数大小关系推断出各元素：
3Y+3=17 3Y+1=17 3Y=17 3Y+2=17
合理答案是:Y=5，可见各元素是：Y―N，Z―O，W―S；回顾、检索已有元素化合物知识，推断所求的是（NH4)2SO4。
一些学生没有理解“位置相邻”的含义，一些学生把“最外层电子数之和为17”错当成“核外电子数之和为17”，一些学生只能机械默写前三周期元素的相应位置，按题目信息对号一一检索，花费许多时间。学生难以科学地解答问题，关键是不能把所学知识和试题的信息整合起来，抓住问题的核心。因此，教学中不能仅关注知识点的掌握，提高学生的信息能力、思维能力是非常重要的。
四、该主题学生学习目标的检测
本主题的学习目标的检测评价，依照内容标准对学习的要求，建议如下:
1．了解原子核外电子的运动状态。
1．知道核外电子的运动特点不同于宏观物体，人们不能同时准确测定它的位置和速度。
2．知道多电子原子的核外电子是在不同能级中运动，即在不同的原子轨道中运动。
3．知道“电子云”是对电子运动状态的形象化描述，认识到电子云图可以描述电子在空间出现的概率大小。
2．了解原子结构的构造原理，知道原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素（1-36号）原子核外电子的排布。
1．知道不同能层、能级电子能量的高低。
2．理解能量最低原理、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。
3．能用电子排布式完成1-36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；能用电子排布轨道式完成1-20号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布。
3．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
1．了解电离能的概念及其内涵。
2．知道电离能与元素化合价、金属性的关系。
3．了解电负性的概念及其内涵。
4．知道主族元素电负性与元素的金属性、非金属性质的关系。
4．知道原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
1．知道氢原子光谱是线状光谱。
2．知道原子光谱是核外电子在能量不同的轨道之间的跃迁产生的。
3．知道光谱分析。
4.观看原子吸收和发射光谱分析或原子操纵技术的影像，谈心得体会
5．收集有关原子结构的研究资料图片，开展成果展示交流。
为检查学生学习标准的达成度，可以使用纸笔测验，也可以让学生对某个知识点的内容做口头或书面的小结、归纳，提出一些问题请学生讨论交流。
纸笔测验的练习题或试题示例如下：
1．四种元素原子的核外电子排布式如下，失去电子能力较容易的是
A．1s22s22P2　　B.1s22s22P6　　C.1s22s22p5　　D.1s22s22p63s2
分析：根据最外电子层结构，可知第三周期ⅡA族的元素D是金属元素，其他三种元素是非金属元素或稀有气体元素。因此D元素原子最容易失去电子。本题考查元素原子电子层结构与元素性质的关系。
2．具有下列电子排布式的元素中，原子半径最大的是
A.ls22s22p63s23p2　　B.1s22s22p3
C.1s22s2sp2　　　　　　D.1s22s22p63s23p4
分析：同主族元素，从上倒下，原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期元素，从左至右，随河电荷数增大，原子半径减小。从给定的原子电子排布式，推出元素在周期表中位置，结合元素性质可以作出判断。B、C同是第2周期元素，C核电荷数小，半径较大；A、D同是第3周期元素，A核电荷数小，半径较大；A、C同主族，A有3个电子层，故原子半径较大。
3．有xn-、yn+、z三种微粒，其电子层结构相同，下列分析中正确的是
A.微粒半径大小关系是x&y　　B.z一定是稀有气体元素
C.原子序数关系是z&y&x　　　D.微粒半径关系是xn-&yn+
分析：原子z、阳离子yn+，阴离子xn-具有相同电子层结构，可见z一定是稀有气体元素，B正确。x与z同周期，y在它们的下一周期，C错误，且，原子半径y&x，A也是错误的。具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，阳离子yn+的半径应小于阴离子xn-，D选项也是错误的。
命题意图：以上三道题都是考查考生对核外电子排布式的阅读理解能力，对金属、非金属、稀有气体元素原子电子层结构特点和得失电子能力，对元素原子结构与在周期表中所处位置、原子半径大小关系的掌握程度，对原子、离子半径相对大小比较的简单方法的了解程度。这类题目一般只要求学生掌握1-36号元素原子结构和元素性质（包括得失电子能力）的关系。
4．下表是元素周期表的一部分。
（1）表中元素⑩的氢化物的化学式为__________，此氢化物的还原性比元素⑨的氢化物的还原性__________（填强或弱）
（2）某元素原子的核外p电子数比s电子数少1，则该元素的元素符号是__________。
（3）俗称为“矾”的一类化合物通常含有共同的元素是__________
（4）已知某些不同族元素的性质也有一定的相似性，如元素③与元素⑧的氢氧化物有相似的性质。写出元素③的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式__________
分析：试题要求根据元素原子电子层结构、在周期表中的位置，元素性质间的关系，说明相关化合物组成、性质特点。从题目给出的信息，判断元素的种类即可解答各问题。题（4）提示处于周期表中对角线位置的两种元素（Be与Al）性质相似，据此可以书写要求的化学反应方程式。
答案是：（1）HCl，弱（2）N（3）H、O、S(矾属于硫酸盐的结晶水合物）。（4）Be(OH)2+2NaOH===Na2BeO2+2H2O
5.写出铁原子的外围电子排布式、3价铁离子和2价铜离子的电子排布式。
分析：它们是第4周期过渡元素的原子和离子。铁原子最外层（第4层）有2个4S电子，次外层未排满，外围电子排布式是3d64s2。3价铁离子是铁原子失去4s轨道上的2个电子和3d轨道上的1个电子形成的，电子排布式是1s22s22p63s23p63d5。2价铜离子是铜原子失去4s轨道上的1个电子和3d轨道上的1个电子形成的，铜原子的排布式是[Ar]3d104s1,2价铜离子的电子排布式是1s22s22p63s23p63d9。
以下习题供教学设计时选用：
1．（1）已知钾、钙元素原子第1、2、3电离能/kJ?mol-1数据(依次是：
K　　427　
Ca 　596　
试说明为什么在化学反应中钾表现+1价而钙表现+2价。
分析：钾第1、2电离能相差很大，可见钾的这两个电子不在同一电子层上，只有一个处于最外层电子层，容易失去，呈+1价。钙元素原子第1、2电离能相差不大，而第3个电子电离能大得多，可见钙元素原子有2个电子位于最外电子层，它们容易失去，呈+2价。
（2）请查阅Mg、Al、Ge、Cl的电负性，判断化合物AlCl3、MgCl2、GeCl4中化学键的类型。
分析：Mg、Al、Ge、Cl的电负性依次为1.3、1.6、2.0、3.2。从一般规律看,两种元素的电负性差值小于1.7的能结合形成共价化合物,电负性差值大于1.7的能结合形成离子化合物,因此题设三种化合物MgCl2是离子化合物,AlCl3、GeCl4是共价化合物。
2.短周期元素A、B、C在周期表中，B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C是
A.Be、Na、AlB.B、Mg、SiC.O、P、ClD.C、Al、P
分析：本题考查短周期元素在周期表中位置与原子序数的关系。短周期元素同一主族上下元素的原子序数相差8，设A的原子序数为X，则有（X+7）+（X+9）=4X；X=8，选项C符合题意。
3．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比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的气态氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
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的水溶液中置换出来
分析：试题考查判断元素非金属性强弱的事实依据。元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，C项正确。原子核外电子层数多少、气态氢化物沸点高低与元素非金属性无直接关系。D选项的论述与事实相反。
4.短周期元素A、B、C、D的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3：4，D分别与A、B、C形成的X、Y、Z分子中含有相同数目的电子。据此，下列叙述正确的是
A．A、B、C、D只形成5种单质
B．A、B、C、D四种元素组成的化合物只有一种
C．X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高
D．X、Y、Z的稳定性逐渐减弱
分析：短周期元素原子序数≤18。依A与C的核电荷数之比为3：4。可知它们分别是C、O。A、B、C、D的原子半径依次减小，D原子半径在四元素中最小，又能分别与A、B、C形成含有相同数目的分子，可见B、D分别是N、H元素。依据四种元素及其相关化合物的性质特点可以判断只有选项C正确。
试题综合考查短周期元素在周期表中位置、性质及其常见化合物的组成、性质等基础知识，难度较大。
5.（1）在下面的元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。
（2）根据NaH的存在，有人提议可反氢元素放在VIIA族，那么根据其最高正价与最低负价的绝对值相等，又可反氢元素放在周期表中的__________族。
(3）现有甲、乙两种元素，甲元素原子核外3p亚层上有5个电子，乙元素的焰色反应显黄色。
①用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应位置。
②甲元素与硫元素相比较，非金属性较强的是__________（填名称），
写出可以验证该结论的一个化学反应方程式__________。
分析：试题综合考查元素周期表中元素的性质与在周期表中位置的关系。依据周期表中元素性质的递变规律，可以解答各问题。答案是：
（1）（见右表）
（3）①见右表，②氯　H2S+Cl2===2HCl+S↓
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