年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 化学键之——离子键
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
化学键之——离子键
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
（1）掌握化学键、离子键的概念；掌握离子键的形成过程和形成条件，并能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程。
（2）通过对离子键形成过程的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力。
2. 过程与方法目标
让学生学会由个别到一般的研究问题的方法。
3. 情感态度与价值观目标
培养学生用对立统一规律认识问题。
三. 教学重点、难点
离子键和用电子式表示离子化合物的形成过程。
四. 教学方法
实验＋讨论＋分析推理
［教学过程］
一. 引入
1. 由Na在氯气中燃烧的实验引入NaCl的形成和离子键的形成。
2. 重在分析离子键的形成，让学生充分理解离子键的实质是阴阳离子间的静电引力和斥力。
二、离子键（Ionic bond）
1. 概念
使阴、阳离子结合成化合物的静电作用（引力、 斥力）叫做离子键。
2. 成键粒子：
阴、阳离子
3. 成键条件：
活泼的金属元素（IA，IIA）与活泼的非金属元素（VIA，VIIA）
（1）活泼金属元素：Na、K、Ca、Mg……
活泼非金属元素：O、S、F、Cl……
（2）活泼的金属元素和酸根阴离子(SO42－，NO3－)及OH－
（3）铵根阳离子和酸根阴离子（或活泼非金属元素）
（4）很活泼的金属与氢气反应生成的氢化物
如 Na、K、Ca与H。
4. 成键的本质
阴阳离子间的静电作用(静电引力和斥力)
5. 成键的主要原因
活泼的原子通过得失电子，形成阴、阳离子，它们之间通过静电引力和斥力达到平衡，从而形成稳定的结构，使体系的能量降低。
IA、IIA和VIA、VIIA 大多数盐
离子键的存在
所有强碱 活泼金属氧化物
6. 离子化合物
（1）概念：由阴、阳离子相互作用而构成的化合物(含离子键)。
（2）常见的离子化合物
强碱、大多数盐、活泼金属氧化物
特例：全由非金属元素组成的离子化合物：如NH4NO3
［练习］
1、下列说法正确的是： D
A. 离子键就是使阴、阳离子结合成化合物的静电引力
B. 所有金属与所有非金属原子之间都能形成离子键
C. 在化合物CaCl2中，两个氯离子之间也存在离子键
D. 钠原子与氯原子结合成氯化钠后体系能量降低
2、下列各数值表示有关元素的原子序数,其所表示的各原子组中能以离子键相互结合成稳定化合物的是： C
A. 10与12 B.8与17
C. 11与17 D.6与14
3. 离子化合物溶于水或熔化时离子键是否发生变化
转化成自由移动的离子，离子键即被破坏。
4、下列说法中正确的是： C
A. 在离子化合物中一定只有离子键
B. 非金属元素之间不可能形成离子化合物
C. 两个非金属元素原子之间不可能形成离子键
D. 离子键就是阴阳离子间的静电引力
5、已知NaH是一种白色离子晶体，其中钠是+1价，NaH跟水反应放出氢气，下列叙述中正确的是 BC 。
A. NaH在水中显酸性
B. NaH中氢离子的电子层排布与氦原子相同
C. NaH中氢离子的半径比锂离子大
D. NaH中氢离子可被还原成氢气
6、已知氮化钠（Na3N）在熔融时能导电，与水作用能产生氨气。试回答下列问题：
（1）氮化钠属于 离子 化合物。
（2）比较离子半径： N3－ > Na+ 。
（3）Na3N与水反应的方程式 Na3N + 3H2O ＝ 3NaOH + NH3↑
该反应属于 复分解 反应。
三、电子式
在元素符号周围用小圆点或小叉表示原子最外层电子的式子。
1、原子的电子式
（1）元素符号+最外层电子；
（2）排布时要在四面尽可能地分散，每面最多两个电子——四个方位两个满（He例外）
如：钠原子表示为 Na ·
镁原子表示为 · Mg ·
2、离子的电子式
金属阳离子的电子式就是其离子符号
非金属阴离子的电子式要标[ ]及“电荷数”
例： Na+ Mg2+
。。 。。
[： Cl ： ]- [ ：O ：]2-
。。 。。
3、化学式的电子式
（1）离子数目少的微粒写在中间；
（2）离子数目多的微粒逐个写在左右，不得合并。
。。
如NaCl的电子式 Na+ [：Cl ： ]-
。。
如MgO电子式
。。
Mg2+ [ ： O ：]2-
。。
［练习］写出CaO、MgCl2的电子式
4、用电子式表示离子化合物的形成过程（三种类型）
AB型： NaCl， KCl，MgO，NaF，CaO等
。。 。。
A · ＋ ：B ： A+ [：B ： ]-
。 。。
。 。。
·A · ＋ ：B ： A2+ [：B ： ]2-
。 。。
AB2型： MgCl2， MgF2， CaCl2等
。。 。。 。。
·A · ＋2：B ： [：B ： ] - A2+ [：B ： ] -
。 。。 。。
A2B型：Na2S， K2O等
。 。。
2A · ＋ ：B ： A+ [：B ： ]2- A+
。 。。
例：用电子式表示溴化钙的形成过程
。。 。。 。。 。。
：Br ： ＋ 。Ca 。 ＋ ：Br ： [：Br ：]-Ca2+[：Br ：]-
。 。 。。 。。
注意：
箭号左方相同的微粒（原子）可以合并，
箭号右方相同的微粒（离子）不可以合并。
［练习］
⑴ 用电子式表示氧化镁的形成过程
⑵ 用电子式表示硫化钾的形成过程
小结：
用电子式表示化合物形成时应注意的问题
（1）原子的电子式只能标出最外层上的电子
（2）阳离子的电子式只写离子符号，阴离子的电子式要加方括号，并在右上角标上负电荷符号
（3）离子化合物的电子式，相同的离子不要合并
（4）转化过程用箭号表示，不用“＝”
［练习］
1、短周期主族元素A和B可形成AB2型离子化合物，用电子式表示其形成过程。
。。 。。 。。
·A · ＋2：B ： [：B ： ] - A2+ [：B ： ] -
。 。。 。。
2、写出下列物质的离子键的形成过程。
（1）MgCl2 （2）Na2O （3）MgO
。。 。。 。。
·Mg · ＋2：Cl ： [：Cl ： ] – Mg2+ [：Cl ： ] -
。 。。 。。
。 。。
2Na · ＋ ：O ： Na+ [：O ： ]2- Na+
。 。。
。 。。
·Mg · ＋ ：O ： Mg2+ [：O ： ]2-
。 。。
【模拟试题】
一、选择题：
1. 下列不是离子化合物的是
A. H2O B. CaI2 C. KOH D. NaNO3
2. 下列化合物电子式书写正确的是
A. Ca2+[∶Cl∶]-2 B. Na+[∶S∶]-2Na+
C. [Mg2+][∶O∶]2- D. Na+[∶F∶]-
3. 下列物质中有氧离子存在的是
A.H2O B. CaO C. KClO D. KOH
4. 某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素离子跟与其核外电子排布相同的离子形成的离子化合物是
A. K2S B. MgO C. MgS D. NaF
5. 下列叙述错误的是
A. 钠、氯原子作用生成NaCl后，稳定性增强
B. 在NaCl中，除Cl―和Na＋的静电吸引作用外，还存在电子之间、原子核之间的排斥作用
C. 任何离子键，在形成过程中，必须有电子得失
D. Na和Cl反应生成NaCl后，能量降低
6. 下列离子化合物中，离子组成与Ne和Ar的电子层结构分别相同的是
A. NaCl B. LiI C. NaF D. CsI
7. 已知NaH属于离子化合物，NaH跟水反应放出H2，下列叙述正确的是
A. NaH跟水反应，水溶液呈中性 B. NaH中氢离子可以被还原为H2
C. NaH在化学反应中是种强氧化剂 D. NaH中氢离子半径比锂离子大
8. .下列关于离子化合物的叙述正确的是
A. 离子化合物中都含有离子键
B. 离子化合物中的阳离子只能是金属离子
C. 离子化合物如能溶于水，其水溶液一定可以导电
D. 溶于水可以导电的化合物一定是离子化合物
9. 下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是
A. 可溶于水 B. 具有较高的熔点
C. 水溶液能导电 D. 熔融状态能导电
二、填空：
10. 用电子式表示。
①铝原子___________________ ②硫离子___________________
③硫化钾的形成过程
11. X元素位于ⅡA族，原子核内有12个中子，它在最高价氧化物中的质量分数是60%，Y元素原子的原子核外有9个电子，X与Y能形成稳定化合物，该化合物的化学式是________，它是通过________键结合的，它形成过程的电子式为_____________。
【试题答案】
一、1. A 2. D 3. B 4. A 5. C 6. A 7. D 8. AC 9. D
二、10.
11. MgF2 离子年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 元素周期表和周期律的应用
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
元素周期表和周期律的应用
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
（1）初步学会应用元素周期表，掌握元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质的关系。
（2）理解周期律的意义和实质，能应用元素周期律解释一些元素性质变化规律与组成元素粒子的联系。
（3）能够综合以上知识解决一些简单的化学问题。
2. 过程与方法目标
（1）注意培养学生思维的逻辑性，分析能力、归纳能力、总结能力。
（2）思维的广阔性：知识的迁移能力的培养。
3. 情感态度与价值观目标
结合元素周期律的发现对学生进行科学态度、科学方法的教育。
三. 教学重点、难点
元素在周期表中的位置，原子结构和元素化学性质三者关系及应用。
四. 教学方法
讨论＋分析＋推理＋演绎
［教学过程］
一. “位、构、性”三者之间的关系
1. 原子结构决定元素在元素周期表中位置
结构
主族序数 = 最外层电子数
周期序数=电子层数
位置
例题：某主族元素的电子层结构为
它在元素周期表中的位置是？
第三周期ⅥA族
2. 原子结构决定元素的化学性质
结构
价电子数=最高正价
最高正价+|最低负价|= 8
位置 性质
例题：
1. 族元素R在周期表中的位置是第五周期ⅦA族，它的电子层结构是？
你认为该R元素在化学变化中，化合价可能是？化学性质如何
+7 或 –1 化学性质活泼，易得一个电子，非金属性较强
2. 推测P的主要化合价， 推测它的化学性质
+5或 –3 P与H2化合，生成PH3且PH3稳定性比NH3差，最高价含氧酸为H3PO4
其酸性比HNO3弱
下列关于元素化合价的叙述中，错误的是（ CD）
A. ⅢA族的B和Al都能形成+3价的化合物
B. ⅣA族的C和Si都能形成+4价的化合物
C. ⅥA族的O和S都能形成+6价的化合物
D. ⅦA族的F和Cl都能形成+7价的化合物
3. 以位置推测原子结构和元素性质
结构
位置 性质
同周期，金属性减弱，非金属性增强
同主族，金属性增强，非金属性减弱
总结：
族周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1234567 非金属性逐渐增强 非金 B 金属 Al Si 属 稀性 Ge As 性 有逐 Sb Te 逐 气渐 Po At 渐 体增 增 元强 强 素 金属性逐渐增强
结论：
金属性最强的是Fr，非金属性最强的是F，位于金属和非金属之间的元素既有金属性又有非金属性。
例题：
1. 某元素最高价氧化物对应的水化物的分子式为H4XO4，该元素的气态氢化物的一个分子有18个电子，该元素在周期表中的位置是（AC ）
A. 第三周期 B、第四周期 C. 第ⅣA族 D、第ⅤA族
2. 质量数为27的元素R，其核内有14个中子，则R可形成的离子为（ C ）
A. R+ B. R2+ C. R3+ D. R2-
3. X、Y、Z 三种非金属元素具有相同的电子层数， 它们的气态氢化物的稳定性的强弱顺序为： XH3 < H2Y < HZ，下列说法中正确的是（ CD ）
A. 原子序数： X > Y > Z
B. 非金属性： X < Y < Z
C. 原子半径： X < Y < Z
D. 离子的还原性： X3- < Y2- < Z-
4. “位”、“构”、“性”关系
结构
主族序数 = 最外层电子数 价电子数=最高正价
周期序数=电子层数 最高正价+|最低负价|= 8
位置 性质
同周期，金属性减弱，非金属性增强
同主族，金属性增强，非金属性减弱
例题：
1、镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素。下列关于镭的性质描述不正确的是（C ）
A. 在化合物中呈+2价
B. 单质能与水反应，放出氢气
C. 氢氧化物呈两性
D. 碳酸盐难溶于水
2、“北大富硒康”中含有微量元素硒（Se），对人体有保健作用。已知硒为第四周期第ⅥA族元素，根据它在周期表中的位置推测，硒不可能具有的性质为 （ AC ）
A. 硒化氢很稳定
B. 硒化氢的水溶液的酸性比氢硫酸强
C. 非金属性强于硫
D. 其最高价氧化物的水化物酸性强于砷弱于溴
3、同主族的元素所形成的同一类型的化合物，其结构和性质往往相似，化合物碘化磷（PH4I）是一种晶体，下列对它的叙述中错误的是（ CD ）
A. 它是一种盐
B. 加热时可能产生有色气体
C. 不溶于水
D. 不能与烧碱发生反应
4、A、B、C、D、E是同周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物的水化物均呈碱性，且碱性B>A，C和D的最高价氧化物的水化物均呈酸性，且酸性C>D，E是五种元素中，原子半径最小的元素，则它们的原子序数由大到小的顺序是 （B ）
A. DCEAB B. ECDAB C. ABDCE D. BAEDC
二. 元素周期律、周期表的用途
1. 预测新元素
说明：常见的题目给出一种不常见的主族元素（如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等），或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是根据该元素所在族的熟悉的元素的性质，根据递变规律，加以推测判断。
例题：
1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是 （B）
A. 该元素属于第七周期
B. 该元素位于ⅢA族
C. 该元素为金属元素，性质与82Pb相似
D. 该同位素原子含有114个电子，184个中子
2. 找半导体材料
例题：在周期表中，金属和非金属分界线附近能找到（ B ）
A. 制农药的元素 B. 制半导体的元素
C. 作催化剂的元素 D. 制耐高温合金材料的元素
3. 按周期表的位置寻找元素，启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、催化剂等）。
4. 启发人们寻找和合成新元素。
【模拟试题】
一、不定项选择：
1. 某元素的原子最外电子层上只有2个电子，该元素（ ）
A. 一定是ⅡA族元素 B. 一定是金属元素
C. 一定是ⅡB族元素 D. 可能是金属元素
2. 在短周期元素中，属于非金属元素的有 （ ）
A. 9种 B. 10种 C. 12种 D. 13种
3. 主族元素原子的次外层电子数是 （ ）
A. 2 B. 8 C. 18 D. 2、8或18
4. 下列4种元素中，其单质氧化性最强的是（ ）
A. 最外电子层上有5个电子的第二周期元素
B. 位于周期表中第三周期ⅢA族的元素
C. 原子序数为10的元素
D. 原子序数为17的元素
5. A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期主族元素，原子半径按D、E、B、C、A顺序依次减少，B和E同主族，下列推断不正确的是（ ）
A. A、B、E一定在不同周期
B. A、D可能在同一主族
C. C的最高价氧化物的水化物可能显碱性
D. C和D的原子易失电子
6. 下列排列顺序错误的是（ ）
A. 金属性 Rb>K>Mg>Al
B. 非金属性 As>S>Cl>F
C. 稳定性 AsH3>PH3>H2S>HF
D. 半径 Na>P>O>F
7. 下列关于物质性质变化的比较， 不正确的是 （ ）
A. 酸性强弱： HI > HBr > HCl > HF
B. 原子半径大小： Na > S > O
C. 碱性强弱： KOH > NaOH > LiOH
D. 还原性强弱： F- > Cl- > I-
8. M、N两种元素的原子，当它们分别获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知（ ）
A. M的氧化性小于N
B. M的氧化性大于N
C. N2―的还原性小于M2―
D. N2―的还原性大于M2―
9. 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Xn->Yn+
B. Z一定是稀有气体元素
C. 原子序数关系是Z>Y>X
D. 原子半径关系是X10. A、B、C均为短周期元素，A、B两元素的阳离子和C的阴离子电子层结构相同，而A的阳离子半径比B的阳离子半径大，则3种元素原子序数大小顺序正确的是（ ）
A. A＞B＞C B. B＞A＞C
C. C＞B＞A D. B＞C＞A
二、填空：
11. X和Y是原子序数小于18的元素，X原子比Y原子多1个电子层；X原子的最外电子层中只有1个电子；Y原子的最外层中有7个电子。这两种元素形成的化合物的化学式是 。
12. A、B是同一短周期的2种元素，A和B可以形成化合物AB3，9g A单质跟足量的B的气态氢化物水溶液反应产生11.2 L氢气（标准状况），A原子核内中子数比质子数多1，通过计算判断A和B各是什么元素。
【试题答案】
一、1. D 2. D 3. D 4. D 5. D
6. BC 7. D 8. BD 9. AB 10. B
二、11. NaF 12. Al Cl年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 元素周期律和主族的变化规律
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
元素周期律和主族的变化规律
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
（1）使学生了解元素主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
（2）认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
（3）使学生了解碱金属的物理性质和化学性质，并能运用原子结构的初步知识来了解它们性质上的差异及其递变规律。
（4）使学生了解卤族元素的物理性质和化学性质，并能运用原子结构的初步知识来了解它们性质上的差异及其递变规律。
2. 过程与方法目标
（1）通过对原子核最外层电子排布的分析，推理元素性质的变化规律；
（2）通过对原子核外电子层的递增的分析，推理元素性质的变化规律；
（3）通过探究实验验证元素性质的变化规律。
3. 情感态度与价值观目标
通过理论推导和实验探究验证，让学生在学习中实现自我价值，体会自我价值感，从而增强学习化学的自信心。
三. 教学重点、难点
1. 元素性质的变化规律及其实质
2. 族的变化规律：卤素和碱金属性质的规律和递变
四. 教学方法
讨论＋探究＋实验
［教学过程］
一. 元素周期律
1. 元素主要化合价的周期性变化
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，元素的最高正价等于最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为： 最高正价＋最低负价＝ 8
② 金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟无正价，氧无最高正价 。
下列关于元素化合价的叙述中，错误的是 CD
A. ⅢA族的B和Al都能形成＋3价的化合物
B. ⅣA族的C和Si都能形成＋4价的化合物
C. ⅥA族的O和S都能形成＋6价的化合物
D. ⅦA族的F和Cl都能形成＋7价的化合物
2. 元素性质的周期性变化
每一周期主族元素(除第一周期)：
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
3. 元素周期律： 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
元素周期律的实质： 元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
4. 金属性和非金属性的判断依据：
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 越易越强
金属性 金属氧化物对应的水化物碱性强弱 越强越强
置换反应： 金属性强的置换出金属性弱的金属单质
判断依据
非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性 越易越强
非金属性 最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱 越强越强
置换反应： 非金属性强的置换出非金属性弱的非金属单质
［随堂练习］
1. 下列气态氢化物中最不稳定的是（ C ）。
A. PH3 B. HCl C. SiH4 D. H2S
2. 下列性质递变正确的是（ D ）
A. 原子半径：Cl > Al > Na > K
B. 离子半径：O2－ > F－ > Al3＋ > Mg2＋ > Na＋
C. 热稳定性：HF > NH3 > H2O > CH4
D. 最高正价：Na < Al < Si < Cl
3. 下列各组中，判断正确的是（ D ）
A. 碱性：Mg(OH)2 > NaOH B. 酸性：H2SO4 > HClO4
C. 金属性： Al > Na D. 非金属性： 0 > N
4. 已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是 （ A ）
A. 气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B. 非金属活泼性：Y＜X＜Z
C. 原子半径：X＞Y＞Z
D. 原子最外电子层上电子数的关系： Y＝ (X＋Z)
二. 主族的变化规律
（一）碱金属（IA族）
SHAPE \* MERGEFORMAT
SHAPE \* MERGEFORMAT
1、化学性质的相似性和递变性
A、最外层电子数相同，但电子层数不同，故化学性质相似而不相同。你有的化学性质我也可能有只是反应的难易程度有差异；
B、从Li到Cs电子层数依次递增，金属性逐渐增强，其单质的活泼性增强，如钾比钠活泼，钠比锂活泼，因此与水或氧的反应更剧烈。
（1）与O2的反应
4Li ＋ O22Li2O
2Na ＋ O2 Na2O2
K ＋ O2KO2
（2）与水的反应
2Na(K ( file: / / / D:\\doc\\钾与水反应.asf" \t "_parent )) ＋ 2H2O ＝ 2NaOH(KOH) ＋ H2↑
2、物理性质的相似性和递变性
（1）碱金属都是银白色金属（铯略带金色），密度较小，硬度很小，熔、沸点较低，都有很好的导电、导热性和延展性。
（2）从Li到Cs，碱金属的密度逐渐增大（钾例外），熔、沸点逐渐降低，硬度逐渐减小。
（二）卤族元素（VIIA族）
单质均为双原子分子——X2
F2 Cl2 Br2 I2
SHAPE \* MERGEFORMAT
1. 物理性质的相似性和递变性：
卤素单质都是有色物质，从上到下，其颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔、沸点逐渐升高（常温时的状态由气态经液态到固态）。
2. 化学性质的相似性和递变性：
（1）卤素原子最外层上都是7个电子，易得到1个电子，因此，卤族元素都具有较强的非金属性，其单质都较活泼，具有较强的氧化性，能与多种金属和非金属发生化学反应。
（2）从上到下，由于电子层数递增，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，原子得电子能力逐渐减弱，因此，卤族元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。
表现：
①与H2反应渐难；
②生成的HX的稳定性逐渐减弱；
③最高价氧化物的水化物（HXO4）的酸性逐渐减弱：
HClO4＞HBrO4＞HIO4 （F无正价）
（3）置换反应：
Cl2 ＋ 2Br－ ＝ 2Cl－ ＋ Br2
Br2 ＋ 2I－ ＝ 2Br－ ＋ I2
Cl2 ＋ 2I－ ＝ 2Cl－ ＋ I2
结论：同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
原因：同主族元素的性质具有相似性和递变性，是因为同主族元素的原子结构具有相似性和递变性。
【模拟试题】
一、不定项选择
1. 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的原因是（ ）
A. 元素原子的核外电子排布呈周期性变化
B. 元素原子的电子层数呈周期性变化
C. 元素的化合价呈周期性变化
D. 元素原子半径呈周期性变化
2. 在下列元素中，最高正化合价数值最大的是（ ）
A. Na B. P C. Cl D. Ar
3. 在下列元素中，原子半径最小的是（ ）
A. N B. F C. Mg D. Cl
4. 元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（ ）
A. XY2 B. X2Y3 C. X3Y2 D. X2Y
5. 随着元素原子序数的递增，下列呈周期性变化的是（ ）
A. 原子核内中子数
B. 氢化物分子式HnR中的n值
C. 原子的质量数
D. 元素最高价氧化物的对应水化物的酸碱性
6. X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，下列叙述正确的是（ ）
A. X的原子序数比Y的原子序数小
B. X原子的最外层电子数比Y的最外层电子数多
C. X元素的最高正价比Y的最高正价低
D. X的原子半径比Y的原子半径大
7. a、b、c、d四种主族元素，a、b元素的阳离子和c、d元素的阴离子都具有相同的电子层结构，且a的阳离子的氧化性比b的阳离子的氧化性弱，c的阴离子所带的负电荷比d的阴离子所带的负电荷多，则它们原子序数的大小关系是（ ）
A. b > a > d > c B. a > b > c > d
C. c > b > a > d D. b > a > c > d
8. A、B、C、D、E五种元素从左到右按原子序数递增（原子序数为5个连续的自然数）的顺序排列如下：
A B C D E
下列说法中正确的是（ ）
A. E元素的最高化合价为＋7时，D元素的负化合价可为－2价
B. A (OH)n为强碱时，B (OH)m也一定为强碱
C. HnDOm为强酸时，E的非金属性一定很强
D. HnCOm为强酸时，E的单质可能有强还原性
二、填空
9. 用元素符号回答原子序数11~18的元素的有关问题：
（1）除稀有气体外，原子半径最大的是 ；
（2）最高价氧化物的水化物碱性最强的是 ；
（3）最高价氧化物的水化物呈两性的是 ；
（4）最高价氧化物的水化物酸性最强的是 ；
（5）能形成气态氢化物且最稳定的是 。
10. 某非金属元素X的最高价氧化物为X2Om，其对应的水化物的分子中含有n个氧原子，则该水化物的化学式可表示为
11. X、Y、Z、W四种元素，原子序数依次增大，且均小于18。X原子与Y原子的最外层电子数之和等于Z原子最外层电子数。自然界中X的原子半径最小。Y原子与W原子的最外层电子数之和等于Z原子最外层电子数的2倍，W原子的最外层电子数为其电子层数的3倍。试推断：
（1）四种元素的符号分别为：X ，Y ，Z ，W 。
（2）由X、Y、Z、W四种元素组成的一种化合物中，其原子个数之比为5 ： 1 ： 1 ： 3，该化合物的化学式及名称为 、 。
【试题答案】
一、选择：
1. A 2. C 3. B 4. B 5. BD 6. CD 7. AD 8. A
二、填空
9. （1）Na （2）Na （3）Al （4）Cl （5）F
10. H2n―mXOn
11. （1）H、C、N、O
（2）NH4HCO3 碳酸氢氨年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 化学键之二——共价键
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
化学键之二——共价键
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
使学生理解共价键的概念，初步掌握共价键的形成，加深对电子配对法的理解；能较为熟练地用电子式表示共价分子的形成过程和分子结构。
2. 过程与方法目标
通过学生对离子键和共价键的认识与理解，培养学生的抽象思维能力；通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力，通过分子构型的教学培养学生的空间想像能力。
3. 情感态度与价值观目标
（1）通过对共价键形成过程的分析，培养学生怀疑、求实、创新的精神。
（2）培养学生从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。
三. 教学重点、难点
（1）共价键的形成及特征。
（2）用电子式表示共价分子的形成过程。
四. 教学方法
讨论+推理分析
［教学过程］
一、共价键
1. 概念
原子间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。
2. 成键微粒：原子
3. 成键实质：共用电子对
4. 成键条件：主要在非金属元素之间
5. 共价键类型：
极性共价键（不同原子之间）
非极性共价键（相同原子之间）
配位键（单方提供电子共用）
6. 共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物（只含共价键）
例如：酸，非金属氧化物等。
HCl 、 H2O 、NH3、 CO2 、H2SO4
7. 共价键的存在
非金属多原子单质
如 H2 、Cl2、 O2
共价化合物
如HCl 、 H2O 、NH3、 CO2 、H2SO4
多原子离子化合物
如NaOH 、 Na2SO4 、 Na2O2、 NH4Cl
判断：
含有共价键的化合物一定是共价化合物
错，如：NaOH Na2SO4
全部由非金属元素组成的化合物一定是共价化合物
错，如 NH4Cl 等铵盐
在气态单质分子里一定有共价键
错，He、Ne等稀有气体
［课堂练习］
1. 下列物质中，含有共价键的化学式是 A、C、D、E、F、G、H ；
只含有共价键的化学式是_D、 E、 F、 G_（填序号）？
A、NaOH B、 NaCl C、NH4Cl D、H2S
E、Cl2 F、HCl G、CO2 H、 Na2O2
2. 关于共价键的说法正确的是： D
A. 金属原子在化学反应中只能丢失电子，因而不能形成共价键
B. 离子化合物中不可能含有共价键
C. 共价键也存在电子得失
D. 由共价键形成的分子可以是单质分子，也可以是化合物分子
3. 下列化合物分子中只有共价键的是： D
A. BaCl2 B. NaOH C. （NH4）2SO4 D. H2SO4
8. 表示方法：电子式、结构式
在化学上常用一根短线表示一对共用电子，例H－H O=O、Cl－Cl、H－Cl，其余的电子不标出。这样的式子叫结构式。
共价键通常表示形式：
（1）用电子式表示：
如：
（2）用结构式表示：
如：H－H H－Cl Cl－Cl
请用电子式表示出下列物质：
Cl2、N2、H2S、CH4、Ca（OH）2、Na2O2
共价化合物的形成过程（或单质）
HCl
F2
H2O
。 。。
2H · ＋ ：O ： H：O ：H
。 。。
NH3 H
。 。。
3H · ＋ ：N 。 H：N ：H
。 。。
CH4 H
。 。。
4H · ＋ 。C 。 H：C ：H
。 。。
H
CO2
。 。 。。 。。
2 ：O ： ＋ 。C 。 ：O ：：C ：：O ：
。 。
NaOH
。 。。
H · + ：O ： ＋ 。Na Na+ [ ：O ： H]－
。 。。
NH4Cl H
。 。。 。。
4H · ＋ ：N 。 [H：N ：H]+ [：Cl ： ]－
。 。。 。。
H
注意事项：
①不用箭头表示电子的偏移；
②相同原子不能合并在一起；
③没有形成离子。
9. 非极性键和极性键判断
［比较整理］
H2 HCl
特征 组成 同种原子 不同种原子
原子吸引电子对能力 相同 不相同
共用电子对位置 不偏向任何一个原子 偏向吸引电子能力强的原子一方
成键原子电性 不显电性 显电性
结 论 非极性键 A－A 极性键A－B
小结：巧记为：同非
判断非极性键和极性键的依据：
同种元素的原子之间形成的共价键一定是非极性键；
不同种元素的原子之间形成的共价键一定是极性键。
请分析：
Na2O2、NaOH中所含共价键的极性并书写电子式
Na2O2 （离子键 非极性共价键）
NaOH （离子键 极性共价键）
。。
Na+ [ ：O ：H]－
。。
二、化学键
1. 概念：
相邻的两个或多个原子或离子之间强烈的相互作用。
即使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。
2. 化学反应的实质:
分子原子观点
分解 重新组合
物质 原子 新物质
旧键断裂 新键生成
化学键的观点
【小结】一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。
【模拟试题】（答题时间：40分钟）
一. 选择题：
1、下列含有共价键的化合物是（ ）
A. HI B. NaOH C. Br2 D. NaCl
2、含有下列键型的物质，可能为单质的是（ ）
A. 只有离子键的物质
B. 既有离子键，又有非极性键的物质
C. 既有极性键，又有离子键的物质
D. 只有非极性键的物质
3、A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B元素原子核外电子数比A元素总电子数多5个，则A、B可形成（ ）
A. 共价化合物B2A3 B. 离子化合物B2A3
C. 共价化合物B3A2 D. 离子化合物B3A2
4、有人建议将氢元素排在元素周期表的VIIA族。下列事实能支持这一观点的是 （ ）
①H原子得到一个电子实现最外电子层稳定结构；②氢分子的结构式为H－H；③与碱金属元素形成离子化合物M+[:H]－；④分子中原子间的化学键都属于非极性键
A. 只有①②③ B. 只有①③④ C. 只有②③④ D. 有①②③④
5、下列4组原子序数的元素，彼此间能形成共价键的是（ ）
A. 6和16 B. 8和13 C. 15和17 D. 12和35
6、下列物质中，既有离子键，又有共价键的是（ ）
A. H2O B. He C. MgCl2 D.Na2O2
7、下列化合物全部以共用电子对成键的是（ ）
A. NH3 B. Ba（OH）2 C. MgCl2 D.NH4Cl
8、下列每组中各物质内既有离子键又有共价键的一组是（ ）
A. NaOH、H2SO4、（NH4）2SO4 B. MgO、Na2SO4、NH4HCO3
C. Na2O2、KOH、Na2SO4 D. HCl、Al2O3、MgCl2
9、下列叙述中，不正确的是（ ）
A. 共价化合物中不可能含有离子键
B. 硫酸分子中有H+和SO两种离子
C. 某元素原子的最外层只有一个电子，它跟卤素可能形成离子键，也可能形成共价键
D. 离子键和共价键的实质都是电性的相互作用
10、下列物质中，属于共价化合物的是（ ）
A. NH4Cl B. H2SO4 C. NaCl D. I2
二、填空题：
用电子式表示下列粒子的形成过程。
（1）Cl2 ________________________________
（2）N2 ________________________________
（3）Na2O ______________________________
（4）MgCl2 __________________________
（5）Na2O2 ___________________________
【试题答案】
一、选择：
题号 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
答案 B D D A AC D A C B B
二、填空年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 元素周期表
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
元素周期表
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
（1）让学生能描述元素周期表的结构，让学生了解周期与族的概念；
（2）让学生了解元素在周期表中位置与其原子结构的关系。
2. 过程与方法目标
（1）通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力；
（2）引导学生自排元素周期表，并根据自己熟悉的元素探索原子结构与元素在周期表中位置的关系，培养学生的创造能力与创新精神。
3. 情感态度与价值观目标
通过精心设计问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。
三. 教学重点、难点
周期表的结构， 元素在周期表中位置与其原子结构的关系
四. 教学方法
探索发现
五. 教学过程
［导入］展示一张元素周期表（可让学生自己查找各种元素周期表）
（学生观察元素周期表）
［过度］ 我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。从表上可见原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1~18号元素原子结构）
［板书］原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
［讨论］ 请同学们尝试将1－18号元素排列成一个周期表
［提示］ 按照什么顺序编排，怎样排列（注意分析这些元素的原子结构以及元素的性质）？
［小结］ 编制原则：
1、将最外层电子数相同的元素归为一列。
2、将相同电子层数相同的元素排在一行。
3、按原子序数的递增编排。
［教师］下面请你们马上动手设计你们的周期表，看看谁排得快而准
收集具代表性的由学生所编制的周期表。用实物投影仪投影到屏幕上。
设计1： 设计2：
H HeLi Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar H HeLi Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
［提问］请大家讨论一下以上两种周期表的编排，哪一种更为合理呢？
［小结］虽然He的最外层电子数与Be和Mg相同，但He原子的最外层已经排满了，达到了稳定结构，而Be和Mg都没达到稳定结构，因此He的性质与Be和Mg并不相似，反而与同是达到稳定结构的Ne和Ar相似，所以将He、Ne、Ar归为一列更合理。
下面我们再来讨论这张元素周期表。
（引导学生分析元素周期表的结构，让学生从元素周期表中获得信息）
［学生观察］ 元素周期表中有多少横行、纵行，框图中表示的含义？
［学生结论］ 元素周期表有7个横行，18个纵行。
［补充］ 每一横行称为一个周期，除了8、9、10三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一族。
［提问］共多少族（16）
［提问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？
［学生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。［提问］周期序数与什么有关？
［学生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。
［教师］因此，我们可以得出如下结论：
［板书］周期序数=电子层数
练习：镁元素和氯元素的原子结构示意图它们分别位于第几周期？为什么？
［学生看元素周期表］
［教师］元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
请大家根据元素周期表，完成下表内容。
周期表的有关知识
类别 周期序数 起止元素 核外电子层数
短周期 1 H—He 1
2 Li—Ne 2
3 Na—Ar 3
长周期 4 K—Kr 4
5 Rb—Xe 5
6 Cs—Rn 6
不完全周期 7 Fr—112号 7
（学生活动）
［教师］从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。
（说明元素周期表在排列时采取“短空长出”的办法保持两端对齐）
［教师］周期表中罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ等表示什么意思？
［学生］族序数。
［教师］A、B又分别表示什么呢？
［学生］A表示主族，B表示副族。
［教师］什么是主族？什么是副族？
［学生］由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。
［板书］ 主族：由长短周期元素共同构成的族：IA-VIIA
副族：完全由长周期元素构成的族：IB-VIIB
Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等9种元素
零族：稀有气体元素
［提问］想一想，为什么我们将稀有气体元素称为0族元素？
［教师］元素的性质主要是由元素原子的最外层电子数决定的。请大家分析讨论主族元素的族序数与主族元素原子的最外层电子数有什么关系？
［板书］主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数
［练习］
a. 已知硫原子结构示意图，指出硫元素在周期表的位置。
b. 某元素位于第二周期，第ⅦA族，它是氟元素。
［小结］本节课我们学习了原子结构与该元素在周期表中位置的关系，应该能够利用“周期序数＝电子层数”，“主族序数＝最外层电子数”这两大关系，能根据原子结构判断它在周期表中的位置，或者根据元素在周期表中的位置判断它的原子结构。
另外我们还学习了周期表的结构，包括周期的结构：三短、三长、一不全；族的结构：七主、七副、零八族。
过渡：以上，我们了解了元素周期表的结构。那么，科学家们在完成这张元素周期表时，经历了怎样的一个过程呢？请大家阅读课本。
【模拟试题】
一、不定项选择题：
1. 现行元素周期表中已列出112种元素，其中元素种类最多的周期是（ ）
A. 第4周期 B. 第5周期
C. 第6周期 D. 第7周期
2. 由短周期元素和长周期元素共同组成的族不可能是 （ ）
A. 0族 D. 主族 C. 副族 D. Ⅶ族
3. 下列各图若为元素周期表的一部分（表中数字为原子序数），其中正确的是（ ）
4. 下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族的一组元素是（ ）
A. 2、4、6 B. 19、20、21 C. 1、3、5 D. 8、16、18
5. 主族元素在周期表中的位置取决于元素原子的
A. 原子量和核外电子数 B. 电子层数和最外层电子数
C. 原子量和最外层电子数 D. 电子层数和次外层电子数
6. 周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是 （ ）
A. 电子数 B. 最外层电子数 C. 电子层数 D. 次外层电子数
7. 已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族（ ）
A. 四、II，四、VII B. 四、I，五、VII
C. 四、II，五、VI D. 五、I，五、VII
8. 某元素形成气态氢化物为，其最高价氧化物水化物的分子中有m个氧原子，则其最高氧化物水化物的化学式为（ ）
A. B.
C. D.
9. 元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。请你在元素大厦中为119号元素安排好它的房间（ ）
A. 第八周期第IA族 B. 第七周期第 ⅦA族
C. 第七周期第0族 D. 第六周期第ⅡA族
10. 下列各指定原子序数的元素，不能形成AB2型化合物的是（ ）
A. 6和8 B. 16和8 C. 12和9 D. 11和6
二、填空：
11. （1）写出表示含有8个质子的元素的化学符号： 。
（2）周期表中位于第15纵行的元素属于第 族。
（3）周期表中核外电子数为17的元素位于第 周期，第 主族。
（4）所含元素超过18种的周期是第 、 周期。
12. 短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径最大的主族元素。试回答下列问题：
（1）A的元素符号 ；D的元素符号为 。
（2）CA2与D元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是 。
13. 有A、B、C三种短周期元素。已知：①它们的原子序数按A、B、C递增；②A、C属同一主族元素，且A元素原子核内只有1个质子；③B元素的原子最外层电子数是次外层电子数的3倍。则A、B、C三种元素分别为：A 、B 、C 。
【试题答案】
一. 1.C 2.C 3.D 4.C 5.B 6.A 7.B 8.A 9.A 10.D
二. 11.（1） O （2） V （3）三 VII （4）六、七
12.（1） O Cl （2） SO2 + Cl2 +2H2O = H2SO4 +2HCl
13. H、O、Na年 级 高一 学 科 化学 版 本 苏教版
内容标题 原子核外电子排布及其周期性变化规律
编稿老师
【本讲教育信息】
一. 教学内容：
原子核外电子排布及其周期性变化规律
二. 教学目标
1. 知识与技能目标
使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化
2. 过程与方法目标
使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
3. 情感态度与价值观目标
结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
三. 教学重点、难点
1. 原子核外电子排布
2. 原子核外电子排布的周期性变化规律
3. 微粒半径大小的判断
四. 教学方法
讨论，分析，探究
［教学过程］
一、核外电子排布
（一）核外电子运动的特征：
（1）质量很小（ 9.1×10－31kg）带负电荷
（2）运动范围小（直径约为10－10m ）
（3）高速运动，接近光速
用电子出现的几率来表示电子的运动（电子云）
（二）原子核外电子的排布
电子离核的距离 近 远
电子具有的能量 低 高
电子层序数（n） 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q
小结：核外电子排布规律
1. 分层排布
2. 能量最低原理：电子总是尽先排布在能量较低的轨道上。
3 其它规律：
（1）每层最多容纳电子数为2n2个。
（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
例：判断Ca元素的原子的电子排布为： 2、8、9、1
我们知道了原子的核电荷数和电子层排布后，就可以画出原子结构示意图。
如：
2 8 1
课堂练习：
1. 画出1－18号原子结构示意图，并指出其在元素周期表中的位置
2. 画出19、35、37号原子结构示意图， 并指出其在元素周期表中的位置
3. 画出 16S2－ 20Ca2＋ 53 I－离子结构示意图。
16S2－ 2 8 8 20Ca2＋ 2 8 8
53 I－ 2 8 18 18 8
二、核外电子排布的周期性变化
（一）核外电子排布呈现周期性变化
第二周期：原子序数由3 递增到10，原子核外最外层电子由1递增到8，最后达到8电子稳定结构；
第三周期：原子序数由11递增到18，原子核外最外层电子由1递增到8，最后达到8电子稳定结构；
第四周期：第五周期等依此发生周而复始的变化，我们称为周期性变化。
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 周期性 变化。
（二）原子半径的周期性变化
电子层数
1. 决定原子半径大小的因素 核电荷数（核对电子的吸引力）
电子数（电子间排斥力）
2. 微粒半径大小判断规律（一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数）
（1）谁的电子层数越多，谁的半径越大
（2）电子层数相同，谁的核电荷数越多，谁的半径越小
（3）电子层数和核电荷数相同，谁的电子越多，谁的半径越大
随堂练习：比较微粒间半径的大小
（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl 依次减小
（2）Na与Na＋；Cl与Cl－ 大于，小于
（3）Na、Ca、H Ca > Na > H
微粒半径大小比较规律
⑴一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐 变小
⑵一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 增大
⑶ 对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径 越小
⑷ 对于同种元素：
①阴离子半径 > 原子半径 > 阳离子半径
②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径 越小
③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径 越大
3. 结论： 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。
课堂练习：
1. 下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P
2. 下列各组微粒半径（r）之比大于1的是（ AB ）
A. rCl / rF B. rI－/rI
C. rMg2＋/Na＋ D. rF－/rCl－
3. 列出具有10电子和18电子的微粒。
【模拟试题】
一、选择题：
1. 最外层电子数是次外层电子数2倍和3倍的元素分别是（ ）
A. C ，S B. Si ，O C. C ，O D. Si ，S
2. 某元素原子的核电荷数是电子层数的5倍， 其质子数是最外层电子数的3倍，该原子为（ ）
A. N B. S C. Ar D. P
3. 短周期元素中，族序数等于周期序数的元素是（ ）
A. H Be P B. H Li Al
C. Be Al Ge D.H Be Al
4. 下列微粒的结构示意图正确的是（ ）
A. Na＋ B. S2－
2 8 1 2 8 8
C. Ca2＋ D. Cl
2 8 8 2 8 7
5. 下列微粒中，半径最小的是（ ）
A. Li＋ B、Na＋ C. F— D、Cl—
6. 下列微粒半径大小比较中，正确的是（ ）
A. Na > Al > Mg B. N > O > F
C. S > Cl > O D.K > Mg > Ca
7. 下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ）
A. r（K） > r（Na） > r（Li）
B. r（Mg2＋） > r（Na＋） > r（F－）
C. r（Na＋） > r（Mg2＋） > r（Al3＋）
D. R（Cl－） > r（F－） > r（F）
8. 下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是（ ）
A. Mg2＋ 、 Na＋ 、 K＋
B. S2－ 、 O2－ 、 F－
C. Al 、Si 、P
D. B 、C 、N
二、填空题：
9. 1~18号元素中符合下列条件的元素
（1）原子核内无中子的原子：______
（2）最外层有1个电子的元素：______
（3）最外层电子数等于次外层电子数的元素______
（4）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素______；是次外层电子数3倍的元素______；是次外层电子数4倍的元素______
（5）电子层数与最外层电子数相等的元素：______
（6）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：_____
（7）内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：_____
【试题答案】
一、1. C 2. D 3. D 4. CD 5. A 6. B 7. B 8. A
二、9. （1）H （2）H （3）Be，Ar （4）C，O，Ne
（5）Be，Ar （6）Li，Si （7）Li，P
