人教版高中化学必修2单元试题　全册

1、不忘初心第一章 物质结构元素周期律第一节元素周期表 第1课时一、学习目标：1.知道质子数、核电荷数、核外电子数的关系。2.知道周期与族的概念，能描述元素周期表的结构。认识元素在周期表中的位置与其原子的电子层结构的关系。二、学习重、难点： 元素周期表的结构和元素在周期表中位置的表示方法三、学习过程（预习教材P4P5，找出疑惑之处）一、元素周期表（一）原子序数1.定义：按照元素在周期表中的 给元素编号，得到原子序数。2.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数 （二）元素周期表 1.编排规则将 相同的元素，按 的顺序从左到右排成一横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期。 周期

2、序数与电子层数的关系：周期序数 把 相同的元素，按 的顺序从上到下排成一纵行，称为。族的序号一般用罗马数字表示，主族用A表示；副族用B表示；第族是 三个纵行；零族即稀有气体元素主族序数与最外层电子数的关系：主族序数 族的别称：A称为 元素 A称为 元素 零族称为 元素2.元素周期表的结构 短周期（第 周期）周期： 个（共 个横行）长周期（第 周期）周期表 主族 个：A-A 族： 个（共 个纵行）副族 个：IB-B 第族 个（3个纵行） 族1个（稀有气体元素）知识点一 元素周期表的结构活动1、已知碳、镁和溴元素的原子结构示意图，说出它们在周期表中的位置。活动2、画出硫原子的原子结构示意图，并说出

3、硫元素在周期表中的位置。迁移应用1.有短周期元素A、B、C，其中A、B同周期，B、C同主族，且最外层电子数之和为17，核电荷数之和为31，则A、B、C为 A. C、N、SiB. N、P、O C. N、O、SD. C、Si、S知识点二 元素在周期表中位置的推断活动3、说出每一周期所具有的元素种类数目，并说出稀有气体元素的原子序数。 周期序数第一周期二三四五六七元素种类2种稀有气体HeNeArKrXeRn原子序数2活动4、元素X 、Y为同一主族的两种元素，则它们的原子序数可能相差多少？知识拓展: 零族定位法确定元素的位置1明确各周期零族元素的原子序数周期一二三四五六七原子序数21018365486

4、1182.比大小定周期比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。3求差值定族数(1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的A族或A族。(2)若比相应的0族元素少15时，则应处在同周期的AA族。(3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。迁移应用22007年3月21日，全国科学技术名词审定委员会公布111号元素(符号为Rg)的中文名称为钅仑，该元素所在周期是()A第七周期 B第五周期C第六周期 D第四周期 学习评价 自我评价 你完成本节导学案的情况为（ ）. A. 很好

5、 B. 较好 C. 一般 D. 较差 当堂检测（时量：6分钟 满分：10分）计分：1.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三种元素名称：_、_、_。(2)B位于周期表中第_周期第_族。第2课时 元素的性质与原子结构一、学习目标：以IA和VIIA族为例，知道同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。二、学习重、难点： 同一主族元素性质的递变规律，能用实验的方法去验证，学会从原子结构的角度进行解释。三、学习过程（预习教材P6P9，找出疑惑之处）一、碱金属元素 1、包括元素的名称

6、和符号： 。 2、原子结构：通过完成课本P5表格，归纳：原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 个递变性：从上到下，随着核电核数的 ，电子层数 原子半径 。 3、单质的物理性质：阅读课本P7第二自然段和表11，请总结碱金属物理性质有什么共性、递变性？Li Na K Rb Cs相似性颜色、状态熔沸点硬度、密度导电、导热性递变性密度变化熔沸点变化二、卤族元素 1、包括元素的名称和符号： 。 2、原子结构： 原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 个递变性：从上到下，随着核电核数的 ，电子层数 原子半径 。 3、单质的物理性质：阅读课本P8“资料卡片”，请总结卤素单质物理性质有什么共性、递变性？

7、【预学中的疑难问题知识点一 碱金属的原子结构及单质性质的相似性和递变性活动一、说出碱金属元素原子结构的异同。活动二、教材P6观看钾、钠与氧气反应实验，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？LiO2 NaO2 K+O2K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。 Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。相似性： 。递变性：周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越 。活动三、教材P6 根据钾、钠与水反应的实验，请请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化？KH2O RbH2O除Na、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H。相同点：碱金属与

8、水反应都生成 和 。不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越 ，生成氢氧化物的碱性越来越 。迁移应用1钾的金属活动性比钠强，根本原因是()A钾的密度比钠的小 B钾原子的电子层数比钠原子多一层C钾与水反应比钠与水反应剧烈 D加热时，钾比钠更易气化知识点二 卤素的原子结构及单质的相似性和递变性活动四、以与氢气为例，说出卤素单质性质与反应条件、难易程度、生物物稳定性间的关系。活动五、根据卤素间的置换反应，比较卤素单质的氧化性的强弱。活动六、讨论：同族元素的性质为何存在相似性和递变性？同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，原子得电子的能力 ，失电子

9、的能力 ，即非金性逐渐 ，金属性逐渐 。迁移应用3砹(At)是原子序数最大的卤族元素，对砹及其化合物的叙述，正确的是()A与H2化合的能力：At2I2B砹在常温下为白色固体C砹原子的最外层有7个电子D砹易溶于水，难溶于四氯化碳 学习评价 当堂检测（时量：6分钟 满分：10分）计分：1下列关于碱金属元素的原子结构和性质的叙述不正确的是()A碱金属原子最外层都只有1个电子，在化学反应中容易失去B碱金属单质是强还原剂C碱金属单质都能在氧气里燃烧生成过氧化物D碱金属单质都能与水反应生成碱2在盛有少量氯水的试管中加入过量的溴化钾溶液，再加入少量四氯化碳，振荡静置后可观察到的现象是()A溶液呈橙色不分层

10、B溶液分两层，上层呈橙色C溶液分两层，下层呈橙色 D溶液呈紫色不分层3镭是元素周期表中第七周期第A族元素，关于其叙述不正确的是()A镭的金属性比钙弱 B单质能与水反应生成氢气C在化合物中呈2价 D碳酸镭难溶于水第3课时核素同位素一、学习目标：1了解原子结构与同位素、使学生懂得质量数和AZX的含义。2初步学会元素周期表的位置与元素组成微粒的结构联系起来运用能力。二、学习重、难点： 知道元素、核素、同位素、质量数的涵义和AZX的含义三、学习过程看表分析：质量/kg相对质量电性和电量/C质子167310-271007+160210-19中子167510-2710080电子910910-311/183

11、6-160210-19【思考】1、构成原子粒子所带的电性及电荷大小？2、质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因？3、原子的质量主要取决于哪种微粒？（一）原子的构成： 1.原子 总结: 原子是由居于原子中心的带正电的 和核外带负电的 构成的。原子核由 和 构成。2.质量数质量数（A）= + 【探究1】填写下表，总结A与相对原子质量的关系。原子质子数（Z）中子数（N）质子数中子数（A）相对原子质量F1018998Na1222990Al14269823. 原子符号的意义 【探究2】完成下表元素符号原子符号原子名称核电荷数中子数电子数101111121（二）核素和同位素1、元素的种类是由原子核内

12、的 决定的。元素是具有 （即 ）的同一类原子的总称。2、核素：是具有一定数目的 和一定数目的 的 原子。绝大部分的元素，都具有不同的核素。如氢有 、 、 等三种常见的核素；碳有 、 、 等常见的核素。用做原子弹或原子反应堆材料的铀有 、 、 等核素，氯的两种常见核素是 、 。3、同位素的概念： 4元素的相对原子质量概念 。知识点一 质量数的应用及计算活动一、原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化？如何改变？质量数呢符号质子数中子数质量数电子数121212204018总结和比较：和 中的质子数、中子数、质量数和电子数。迁移应用1据报道，某些花岗岩会产生具有放射性的氡(Rn)，从而对人体造成

13、伤害，该核素核内中子数与质子数之差为()A86 B136C50 D222知识点二 核素、同位素活动二、在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？活动三、已知Cl元素有两种天然同位素 、。在形成的Cl2分子中，会有 种不同的分子，它的相对分子质量分别为 、 、 。迁移应用22010年以来我国严格抑制了稀土资源的开发和出口，从而引起了美国等西方国家的不满和恐慌。下列有关稀土资源和的说法正确的是()A. 和互为同位素 B. 和的质量数相同C. 和是同一种核素 D. 和的核外电子数和中子数均为62知识拓展 元素、核素、同位素之间的区别和联系(1) 元素、核素、同位素的比较元素核素同位素

14、概念具有相同核电荷数的同类原子的总称具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素范围宏观概念，指同类原子，既可是游离态又可是化合态微观概念，指某种原子微观概念，指某种元素的几种原子之间的关系特点只与质子数有关，与中子数、核外电子数无关不同的核素间质子数、中子数、电子数可能有相同处，也可能均不同同位素间质子数相同，化学性质相同，质量数不同，物理性质不同实例O、O、O2都属氧元素H、H、H、K、Ca不同核素H、H、H为氢的同位素 学习评价 自我评价 你完成本节导学案的情况为（ ）. A. 很好 B. 较好 C. 一般 D. 较差 当堂检测（时

15、量：6分钟 满分：10分）计分：1.H、H、H、H、H2是()A氢的5种同位素 B5种氢元素C氢的5种同素异形体 D氢元素的5种不同粒子2下列叙述错误的是()A13C和14C属于同一种元素，它们互为同位素B1H和2H是不同的核素，它们的质子数相等C14C和14N的质量数相等，它们的中子数不等D6Li和7Li的电子数相等，中子数也相等3.2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了深入研究。下列关于Pt和Pt的说法正确的是()A.Pt和Pt的质子数相同，互称为同位素B.Pt和Pt的中子数相同，互称为同位素C.Pt和Pt的核外电子数相同，是同一种核素

16、D.Pt和Pt的质量数不同，不能互称为同位素第二节 元素周期律 第1课时一、学习目标： 1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、微粒半径及大小的比较。二、学习重、难点： 元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较三、学习过程相关知识点的回顾1、原子核外电子是 排布的。现在发现元素原子核外电子最少的有 层，最多的有 层。最外层电子数最多不超过 个（只有1层的不超过 个）。元素的性质与原子核外电子的排布，特别是 上的电子数目有密切关系。287+172、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为 ， 核外有 个电子

17、层，最外层有 个电子，化学反应中这种 原子容易 （填“得”或“失”）电子。（预习教材P13P14，找出疑惑之处）一、原子核外电子的排布 1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子 在离核 的区域运动，能量高的电子在离核 的区域运动。 2、表示方法：电子层(n)1234567对应符号3、排布规律：电子总是尽可能地先从 排起，当一层充满后再填充下一层。【预学中的疑难问题】知识点一 原子核外电子的排布探求新知1认真阅读课本第13页表格12，探究如下问题：1、核外电子的排布规律（1）电子一般总是尽先排在能量最 的电子层里，即最先排第 层，当第 层排满后，再排第 层，等等。（

18、2）第1层最多只能排 个电子，第2层最多排 个电子。（3）除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有 个(K层最多有 个)。（4）每层最多容纳的电子数为2n2 (n代表电子层数)。2、电子的能量高低与离核远近的关系：电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N 离核距离 近 远电子的能量 （ ） （ ）最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n23、分析原子最外层电子数随原子序数变化情况，你能得出什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。迁移应用1、 下列原子结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。293+14277+162821229+1128+9知识点二 元

19、素周期律探求新知2认真完成课本第14页“科学探究”中两个表格的填空，然后思考与交流如下问题：1、化合价的递变规律分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。且同一元素化合价有以下量的关系：最高正价+负价= 。2、原子半径的递变规律分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增， 。且有规律：同一周期元素（即电子层数相同的元素）的原子随原子序数的增加，半径逐渐 。知识拓展 1.粒子半径大小比较(1)电子层数相同的原子的半径，随核电荷数的增加逐渐减小(稀有气体除外)。如r(Na)r(Mg)r(Al)。即同周期元素的原子半径随核电荷数的增大，自左至右

20、逐渐减小。(2)稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。如r(Ar)r(Cl)。(3)最外层电子数相同的元素的原子半径，随电子层数(或核电荷数)的增多而增大。如r(F)r(Cl)r(Br)r(I)。即同主族元素的原子半径随电子层数的增多而增大。(4)核外电子排布相同的粒子的半径，随核电荷数的增多而减小。如核外是18个电子的离子的半径大小是r(Ca2)r(K)r(Cl)r(S2)。(5)不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F)r(O)；而O与S同主族，r

21、(O)r(S)，所以r(F)r(S)。迁移应用3、下列元素原子半径最大的是（ ）ALi BF CNa DCl 学习评价 自我评价 你完成本节导学案的情况为（ ）. A. 很好 B. 较好 C. 一般 D. 较差当堂检测1、若aAn+与bB2两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为( )Ab+n+2 Bb+n2 Cbn2Dbn+2第2节 元素周期律 第2课时一、学习目标： 1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规2、通过实验操作，培养学生实验技能。二、学习重、难点： 1、元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律 2、元素周期律的本质三、学习过程【相关知

22、识点的回顾】1、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性 ，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性 。2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性 ，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性 。【预学能掌握的内容】教材P15P16一、第三周期元素性质变化规律1、金属性的递变（1）请画出Na、Mg、Al的原子结构示意图：Na、Mg、Al的主要化合价分别是Na Mg Al 。（2）写出Na、Mg和水的反应的化学方程式： （3）写出Mg、Al与稀盐酸反应化学方程式：2、非金属性的递变（1）请画出Si

23、、P、S、Cl四种非金属的原子结构示意图Si、P、S、Cl的主要化合价：元素SiPSCl主要化合价 （2）比较下列含氧酸的酸性大小：H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 二、元素周期律：元素的性质随着 的递增而呈 的变化。【预学中的疑难问题】知识点一 同周期元素性质的递变规律 （1）金属性的变化规律分析推测1金属钠、镁、铝的结构和性质：（1）金属钠、镁、铝在化学反应中常表现出还原性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗?（2）推测：金属钠、镁、铝的原子结构中 相同，但原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的作用力逐渐 ，所以它们的失电子能力逐渐 ，金属性逐渐 。方案设计1（3）金属

24、性强弱的判断依据有 ； 。由此，我们为了证明金属钠、镁、铝的金属性变化，可以设计的实验方案有： ； 。实验探究1（4）完成课本第15页“科学探究”1和2中实验内容，并填写课本中表格。归纳结论1（5）从以上实验得知，三种金属化学活泼性顺序为 ，判断的依据是：Na、Mg、Al与水或酸反应越来越 ；对应最高价氧化物的水化物碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3，故金属性逐渐 。（2）非金属性的变化规律分析推测2非金属硅、磷、硫、氯的结构和性质：（1）推测：非金属硅、磷、硫、氯的原子结构中 相同，但原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的作用力逐渐 ，所以它们的得电子能力逐渐 ，非金属性逐渐 。方案

25、设计2（2）非金属性强弱的判断依据有 ； ； 。由此，我们为了证明非金属硅、磷、硫、氯的非金属性变化，可以设计的实验方案有： ； ； 。 实验探究2（3）阅读课本第16页“科学探究”3中的内容表格，思考：可以用什么反应实验事实证明H2SiO3、H3PO4、H2SO4的酸性强弱？归纳结论2（4）Si、P、S、Cl的单质与氢气化合越来越 ；Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式分别为 ，它们的稳定性依次 ；Si、P、S、Cl的对应最高价氧化物的水化物酸性大小为H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4，故非金属性逐渐 。小结第三周期元素Na、 Mg 、Al、 Si 、P、 S、 Cl，金属性逐

26、渐 ，非金属性逐渐 。即同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。知识拓展 元素金属性和非金属性强弱的比较(1)金属性强弱的比较比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的能力，越易失电子，金属性越强。从元素原子结构判断a当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。b当电子层数相同时，核电荷数越多越难失电子，金属性越弱(以后学)。从元素单质及其化合物的相关性质判断a金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。b最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。根据金属活动性顺序表判断一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。离子的氧化性强弱判断离子的

27、氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。特别提醒金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。(2)非金属性强弱的比较比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。从元素原子结构判断a当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；b当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。从元素单质及其化合物的相关性质判断a单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。b最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如H2SO4

28、的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。c非金属单质间的置换反应，例如：Cl22KI=2KClI2，说明氯的非金属性比碘强。d元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。如S2的还原性比Cl强，说明Cl的非金属性比S强。特别提醒(1)金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。(2)氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。迁移应用1下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是()AA原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少BA原子的电子层数比B原子电子层数多C1 mol A从酸中置换出的

29、H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D常温时，A能从冷水中置换出H2，而B不能 学习评价 自我评价 你完成本节导学案的情况为（ ）. A. 很好 B. 较好 C. 一般 D. 较差 当堂检测（时量：6分钟 满分：10分）计分：1原子电子层数相同的X、Y、Z三种元素，若最高价氧化物的水化物酸性强弱为H3XO4H2YO4HZO4，则下列判断正确的是()A非金属性强弱为XYZB原子半径为XYZC阴离子的还原性为X3Y2ZD气态氢化物的稳定性为H3XH2YHZ第二节第3课时元素周期表和元素周期律的应用一、学习目标：（1）、掌握元素周期表和元素周期律的应用。（2）、了解周期表中金属元素、非金属元素分

30、区。（3）、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。二、学习重、难点： “位、构、性”的推导，周期表、周期律的应用三、学习过程【相关知识点的回顾】1、原子结构与元素在周期表中位置的关系：周期序数 ，主族序数 。2、元素性质与周期表中位置的关系：同周期元素从左至右，元素的金属性 ，非金属性 ；同主族元素自上而下，元素的金属性 ，非金属性 。【预学能掌握的内容】教材P17P18一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。金属性逐渐 IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA01非金属性逐渐 非金属性逐渐 234567金属

31、性逐渐 由此可推知， 元素的金属性最强（不包括放射性元素），位于元素周期表中的位置是 ； 元素的非金属性最强，位于元素周期表中的位置是 。二、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 1、主族元素最高正化合价 2、非金属元素中，最高正价+负价= 。三、元素周期表的重要意义元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值。1、元素周期表是学习和研究化学的重要工具；2、指导科学研究，如发现新元素，并为预测它们的原子结构和性质提供了线索；3、指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等；在 能找到制造半导体材料，如 ；在 能找到制造农药

32、的材料，如 ；在 能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。 知识点一 元素“位、构、性”之间的关系元素“位、构、性”之间的关系反映位 置周期序数 = _主族序数 _决定原子结构反映决定性 质主要化合价得失电子能力合作探究1根据元素周期表120号元素的性质和递变规律，回答下列问题。（1）属于金属元素的有 种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有 (填两种化合物的化学式)；（2）属于稀有气体的是 (填元素符号，下同)；（3）形成化合物种类最多的两种元素是 ；（4）第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外) ；（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性 大于 (填化学式)。合作探究21、某元素的最

33、高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子（ ）A4 B5 C .6 D7 2、元素X最高价氧化物对应水化物的化学式HXO4，则其气态氢化物化学式 ；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是_。迁移应用1、锗(Ge)是第四周期第A族元素，处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，下列叙述正确的是（ ）A锗是一种金属性很强的元素 B锗的单质具有半导体的性能C锗化氢(GeH4)稳定性很强 D锗酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸知识拓展“位”、“构”、“性”之间的关系在解题中的应用(1)“位”、“构”、“性”的关系元素的原子结构、其在周期表中

34、的位置及元素的性质(位、构、性)三者之间的关系可用下图表示：可以从下列三个方面理解这个关系图：从元素的原子结构推测元素在周期表中的位置及有关性质；从元素在周期表中的位置推测元素的原子结构及相关性质；元素的一些主要性质又能反映元素的原子结构和元素在周期表中的位置。(2)结构与位置互推问题是解题的基础掌握四个关系式：a电子层数周期序数b质子数原子序数c最外层电子数主族序数d主族元素的最高正价族序数，最低负价主族序数8熟练掌握周期表中的一些特殊规律，如各周期元素种数；稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；同族上下相邻元素原子序数的关系等。(3)性质与位置互推问题是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同

35、主族元素性质的递变规律，主要包括：元素的金属性、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、碱性。特别提醒很多规律方法只适用于主族元素，而不适用于副族元素，解题时注意不要随意将其适用范围扩大化。 学习评价 自我评价 你完成本节导学案的情况为（ ）. A. 很好 B. 较好 C. 一般 D. 较差 当堂检测（时量：6分钟 满分：10分）计分：1现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表：元素编号元素性质或原子结构TM层上有6电子X最外层电子数是次外层电子数的2倍Y常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液呈碱性Z元素最高正价是7价(1)元素X的一种同位素可测定文物年代，这种同位素的符号是

36、_。(2)元素Y与氢元素形成一种离子YH，写出该微粒的电子式_(3)元素Z与元素T相比，非金属性较强的是_(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是_。a常温下Z的单质和T的单质状态不同bZ的氢化物比T的氢化物稳定c一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种酸的是_，理由是_ 第三节 化学键 第1课时 离子键一、学习目标：1、学习离子键及离子化合物。2、学习电子式的书写。二、学习重、难点： 离子化合物形成过程。电子式的书写。三、学习过程【相关知识点的回顾】初中我们学习

37、离子的概念时，学过了钠原子和氯原子是如何结合形成化合物NaCl，你还能记得吗？思考：1、为什么一百多种元素可形成一千多万种物质？2、食盐是由什么微粒构成的？食盐晶体不能导电，但在熔融状态或溶于水后能导电，说明了构成食盐的_离子之间存在着相互作用。 3、氢分子是由氢原子构成的，要想使氢分子分解成氢原子需要加热到温度高达2000，它的分解率仍不到1，这就说明在氢分子里_之间存在相互作用。科学探究完成课本实验“12”，填写课本P21有关表格内容。小组讨论1、如何原子结构观点解释NaCl是怎样形成的？2、在氯化钠晶体中，阴阳离子结合在一起，彼此电荷是否会中和呢？Na+和Cl 间存在哪些作用？知识点一

38、离子键1、离子键的形成和概念 氯化钠的形成分析（1）概念：_作用叫做离子键（2）成键条件成键微粒： ； 成键本质： ；成键元素： 。 2、离子化合物： 叫离子化合物。合作探究1根据NaCl的形成思考：KCl、Na2S是否是离子化合物？通常情况下，哪些元素之间最易形成离子化合物? 哪些类型物质能含有离子键？师生互动常见离子化合物（含离子键的物质）：（1）活泼金属与活泼非金属形成的化合物。如 等；（2）强碱：如 等；（3）大多数盐：如 ；（4）铵盐： 。迁移应用1下列叙述不正确的是()A活泼金属与活泼非金属化合时，能形成离子键B阴、阳离子通过静电引力所形成的化学键叫做离子键C离子所带的电荷的符号和

39、数目与原子成键时得失电子有关D阳离子半径比相应的原子半径小，而阴离子半径比相应的原子半径大2下列说法正确的是()A非金属元素的原子间不能形成离子化合物B所有金属与所有非金属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含有离子键的化合物一定是离子化合物知识点二 电子式表示原子、离子和离子化合物的形成过程自主学习阅读课本P21“资料卡片”。电子式概念的理解：概念：在 周围用 来表示原子的 ，这种式子叫做电子式。师生互动1、原子的电子式： （1）书写电子式时，一般将原子的最外层电子均匀分散写在元素符号的上、下、左、右四个位置；（2）多于四个电子时，每多1个电子，则写成一个电子对，如6个电子，则写成2个电子对和2个单电子的形式，8个电子，则写成4个电子对的形式。2、离子的电子式：（1）金属阳离子的电子式就是其离子符号；（2）阴离子和复杂离子的电子式要画出最外层电子数，而且还应用于括号“ ”括起来，并在右上角标出“n”电荷字样。3、离子化合物的电子式：由阴、阳离子的电子式组成，但对相同离子不能合并。 4、用电子式表示离子化合物的形成过程时，应防止如下错误：离子漏标电荷数。 离子所带正负电荷与元素的化合物表示法分辨不清。