第2节 元素周期律作业(解析版)

第二节元素周期律

1．下列有关性质的比较，错误的是（B）

A.酸性：H2SO4＞H3PO4

B.密度：K＞Na

C.热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3

D.碱性：NaOH＞Mg(OH)2

【答案】B

【解析】A．元素的非金属性越强，其最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性：S＞P，所以酸性H2SO4＞H3PO4，选项A正确；B．碱金属元素从上到下，密度逐渐增大，但特殊钠的密度比钾大。选项B错误；C．NaHCO3不稳定，加热易分解：，碳酸钠受热稳定，选项C正确；D．元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性：Na＞Mg，所以碱性NaOH＞Mg(OH)2，选项D正确；答案选B。

2．氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是（D）

A．原子的核电荷数依次增多

B．原子量依次增大

C．原子核外次外层电子数依次增多

D．原子核外电子层数依次增多

【答案】D

【解析】由于氟、氯、溴、碘原子核外最外层电子数相等，电子层数依次增多，原子核对最外层电子数的吸引能力逐渐减弱，导致氟、氯、溴、碘金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，因此氟、氯、溴、碘性质上差异的主要原因是原子核外电子层数依次增多，故选D。

3．根据元素周期律，由下列事实进行归纳推测，推测不合理的是（B）.

事实推测

A Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快Ba（ⅡA族）与水反应更快

B Si是半导体材料，同族Ge也是半导体材料IV A族的元素都是半导体材料

C HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解HBr的分解温度介于二者之间

D P与H2高温时反应，S与H2加热时反应Cl2与H2在光照或点燃时反应

A.A

B.B

C.C

D.D

【答案】B

【解析】A、Mg、Ca、Ba属于同主族，且金属性逐渐增强，Mg与水反应缓慢，Ca与水反应较快，则推测出Ba与水反应更快，故A不符合题意；B、半导体材料在元素周期表金属与非金属分界线两侧寻找，所以IV A族的元素如C等不一定是半导体材料，故B符合题意；C、Cl、Br、I属于同主族，且原子半径依次增大，非金属性Cl>Br>I，HCl在1500℃时分解，HI在230℃时分解，HBr的分解温度介于二者之间，故C 不符合题意；D、非金属性：Cl>S>P，P与H2高温时反应，S与H2加热时反应，推出Cl2与H2在光照或点燃时反应，故D不符合题意；答案选B。

4．短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，Y2+的电子层结构与Ne相同，Z的质子数为偶数，室温下M 的单质为淡黄色固体，下列有关说法正确的是(A)

A.Y单质能在X的最高价氧化物中燃烧，发生置换反应

B.X、Z、M 的最简单气态氢化物的热稳定性依次增强

C.X、Y、Z、M的原子半径依次减小

D.化合物的熔点高于化合物YM的熔点

【答案】A

【解析】短周期元素X、Y、Z、M的原子序数依次增大，元素X的一种高硬度单质是宝石，则X为C元素；Y2+的电子层结构与Ne相同，则Y为Mg；室温下M 的单质为淡黄色固体，则M为S；而Z的原子序数大于Mg而小于S，且质子数为偶数，则Z为Si，根据分析可知：X为C，Y为Mg，Z为Si，M为S 元素。A．金属Mg与二氧化碳发生置换反应生成MgO和C，选项A正确；B．非金属性Si＜C＜S，则简单氢化物的热稳定性Z＜X＜M，选项B错误；C．同一周期从左向右原子半径逐渐减小，同一主族从上到下原子半径逐渐增大，则原子半径Mg＞Si＞S＞C，选项C错误；D．XM2为CS2，YM为MgS，二硫化碳为分子晶体，MgS为离子晶体，则熔点：CS2＜MgS，选项D错误；答案选A。

5．根据元素周期表和周期律，下列推断正确的是（B）

A.HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强

B.KOH的碱性比NaOH的碱性强

C.HBrO4酸性比HClO4强

D.Na的金属性比Al的弱

【答案】B

【解析】A、元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定，非金属性Cl＞Br＞I，所以氢化物稳定性HCl＞HBr＞HI，选项A错误；B、元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性K＞Na，故KOH的碱性比NaOH的碱性强，选项B正确；

C、非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性Cl＞Br，故HBrO4酸性比HClO4弱，

选项C错误；D、同周期，从左到右，失电子减弱，金属性减弱，故Na的金属性比Al的强，选项D错误。答案选B。

6．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙的阴离子发生氧化还原反应；③最高价氧化物对应的水化物酸性甲比乙强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；能说明甲比乙的非金属性强的是(C)

A.只有④

B.只有①

C.①②③

D.全部

【答案】C

【解析】①甲比乙容易与H2化合，说明甲比乙的非金属性强；②甲原子能与乙的阴离子发生氧化还原反应，说明甲比乙的非金属性强；③最高价氧化物对应的水化物酸性甲比乙强，说明甲比乙的非金属性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多，不能说明甲得到电子的能力比乙强，故不能说明甲比乙的非金属性强；综上所述，能说明甲比乙的非金属性强的是①②③，故选C。

7．下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是C

A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多

B.达到稳定结构时，X比Y得电子数多

C.X的氢化物比Y的氢化物稳定

D.Y单质可以将X从NaX的溶液中置换出来

【答案】C

【解析】A. 对于同一主族的元素，电子层数越少，其非金属性越强，故A错误；B. 对于同周期主族元素，达到稳定结构时，达到稳定结构时得到的电子数越少，其非金属性越强，故B错误；C. X的氢化物比Y的氢化物稳定，说明X的非金属性强于Y，故C正确；D. Y单质可以将X从NaX的溶液中置换出来，说明Y的非金属性强于X，故D错误；故答案选C。

8．比较下列各组中两种元素金属性或非金属性的强弱正确的（A）

A．金属性：NaAl C．非金属性：P>Cl D．非金属性O

【答案】A

【解析】A、K和Na属于同主族，同主族从上到下金属性增强，即K的金属性强于Na，故A正确；B、B 和Al属于同主族，根据选项A的分析，Al的金属性强于B，故B说法错误；C、P和Cl属于同周期，同周期从左向右非金属性增强，即Cl的非金属性强于P，故C说法错误；D、O和S属于同主族，同主族从上到下非金属性减弱，即O的非金属性强于S，故D说法错误；答案选A。

9．X、Y、Z、W为四种短周期主族元素，原子序数依次增大。已知X原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，Y是地壳中含量最高的元素，Y原子的最外层电子数是W原子最外层电子数的2倍，Z原子的最外层上只有一个电子。下列说法正确的是（D）

A．原子半径：r(W)>r(Z)>r(X)>r(Y)

B．Y与Z两种元素只能形成一种化合物

C．最高价氧化物对应水化物的碱性：Z

D．Y的简单气态氢化物的热稳定性比X的强

【答案】D

【解析】A.X原子最外层电子数是其电子层数的两倍，X可能为碳和硫，在这四种元素中X的原子序数最小，所以X只能为碳。Y是地壳中含量最高的元素，所以Y是氧。Y原子最外层电子数是W原子最外层电子数的2倍，那么W原子最外层电子数为3，所以W是铝。Z原子最外层只有一个电子，Z介于氧和铝之间，所以Z是钠。这四种元素依次为碳，氧，钠，铝。A.这四种元素的原子半径的大小顺序为：Na＞Al＞C＞O，故A不选；B.钠和氧可以形成氧化钠和过氧化钠两种化合物，故B不选；C.最高价氧化物对应水化物的碱性和金属性一致，钠的金属性强于铝，所以氢氧化钠的碱性强于氢氧化铝，故C不选；D.氢化物的稳定性和非金属性一致，氧的非金属性强于碳，所以水的稳定性强于甲烷，故D选。故选D。

10．下列关于元素性质或原子结构递变情况的叙述中，错误的是（C）

A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多

B．P、S、C1元素的最高正化合价依次升高

C．N、O、F原子的半径依次增大

D．Na、K、Rb原子核外的电子层数依次增多

【答案】C

【解析】A. Li、Be、B都是第二周期的元素，随着原子序数的增大，元素原子的最外层电子数依次增多，A 正确；B. P、S、C1元素都是第三周期的元素，随着原子序数的增大，元素原子的最外层电子数依次增多，元素的最高正化合价依次升高，等于它们的最外层电子数目，B正确；C. N、O、F都是第二周期的元素，随着原子序数的增大，元素原子的半径依次减小，C错误；D. Na、K、Rb都是第IA的元素，随着元素原子序数的增大，原子核外电子层数依次增多，D正确；故合理选项是C。

11．元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的实质是（C）

A．元素的相对原子质量增大，量变引起质变

B．原子的电子层数增多

C．原子核外电子排布呈周期性变化

D．原子半径呈周期性变化

【答案】C

【解析】A. 元素的相对原子质量增大，量变引起质变，但是元素的相对原子质量并不发生周期性变化；B. 原子的电子层数增多，但并不发生周期性变化；C. 原子核外电子排布呈周期性变化决定了元素原子最外层电

子数的周期性变化，从而决定了元素性质的周期性变化；D. 原子半径呈周期性变化决定于原子核外电子排布呈周期性变化。综上所述，元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的实质是原子核外电子排布呈周期性变化，C正确，选C。

12．有a、b、c、d四种金属，最高价氧化物对应的水化物碱性a强于b。将a、d分别投入等浓度的盐酸中，d比a反应剧烈。将Cu浸入b的盐溶液里，无明显变化。如果把Cu浸入c的盐溶液里，有c的单质析出。据此判断它们的活动性由强到弱的顺序是（B）

A．d、c、a、b B．d、a、b、c C．d、b、a、c D．b、a、d、c

【答案】B

【解析】最高价氧化物对应的水化物碱性a强于b，说明a比b活泼；将a、d分别投入等浓度的盐酸中，d 比a反应剧烈，说明d比a活泼；将Cu浸入b的盐溶液里，无明显变化，说明b比铜活泼；如果把Cu浸入c的盐溶液里，有c的单质析出，说明Cu比c活泼；因此活动性由强到弱的顺序是d、a、b、c，故B

正确；答案：B

13．下表是元素周期表的一部分，根据A～H在元素周期表中的位置，用元素符号或化学式回答下列问题：ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0

族

周期

1 A

2 D E G

3 B C F H

（1）上表中，元素金属性最强的是__ Na __(填元素符号)。

（2）写出D的原子结构示意图：______

（3）B与C的原子半径比较：B __＞__C (填“＞”或“＜”)。G与H的非金属性比较：G ____＞____ H(填“＞”或“＜”)。

（4）写出B的最高价氧化物对应水化物与H的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式：__ H++OH-=H2O 。【答案】（1）Na （2）（3）＞＞（4）H++OH-=H2O

【解析】根据元素周期表，A为H，D为C，E为N，G为F，B为Na，C为Al，F为P，H为Cl，据此分析；

（1）根据同周期从左向右金属性减弱，同主族从上到下金属性增强，推出该表格中金属性最强元素是B，

即为Na；

（2）D位于第二周期IV A族，即D为C，其原子结构示意图为；

（3）同周期从左向右原子半径减小，即Na的半径大于Al；同主族从上到下非金属性减弱，即F的非金属性强于Cl；

（4）B的最高价氧化对应的水化物为NaOH，H的最高价氧化物对应水化物是HClO4，两者都是强电解质，反应的离子方程式为H＋＋OH－=H2O。

14．根据元素周期表1～20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___7__种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物为_ K2O、K2O2(KO2也可以)__(填两种化合物的化学式)。

(2)正化合价最高的元素是__氯(或Cl)___，其最高正化合价为___＋7价_____。

(3)单质既能与HCl反应，又能与NaOH反应的是___ Al _____，其最高价氧化物对应水化物具有__两性

______(填“酸性”、“碱性”或“两性”)。

(4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体元素除外)__ Na ______。

(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性____ NH3____大于___ SiH4_____。(填化学式)

【答案】(1)7 (2) K2O、K2O2(KO2也可以) (3) 氯(或Cl) ＋7价Al 两性(4)Na (5)NH3 SiH4

【解析】（1）前20号元素中属于金属元素的共有7种，即Li、Be、Na、Mg、Al、K、Ca，其中金属性最强的元素是钾，钾单质与氧气反应生成的化合物有K2O、K2O2、KO2等；

（2）最高价等于主族序数，最高正化合价最高的元素是Cl，其最高正化合价为+7价；

（3）既能与HCl反应又能与NaOH反应的单质是铝，其最高价氧化物对应的水化物是Al（OH）3，具有两性；

（4）同一周期从左往右，原子半径逐渐减小，故第三周期中原子半径最大的是Na；

（5）非金属性为N＞P＞Si，非金属性越强，氢化物越稳定，则NH3的稳定性大于SiH4的稳定性。15．某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，设计了如下系列实验：

Ⅰ．探究同周期元素性质的递变规律

（1）相同条件下，将钠、镁、铝各1 mol分别投入到足量的同浓度的稀盐酸中，试预测实验结果：_ Na ____与稀盐酸反应最剧烈；__ Al ____与稀盐酸反应产生的气体最多。

（2）向Na2SiO3溶液中加入稀H2SO4出现白色沉淀，可证明S的非金属性比Si强，反应的离子方程式为_______ 2H++SiO32-=H2SiO3↓_____。

Ⅱ．探究同主族元素非金属性的递变规律

某研究性学习小组设计了一组实验来探究ⅦA族元素原子的得电子能力强弱规律。下图中A、B、C是三个可供选择制取氯气的装置，装置D的玻璃管中①、②处依次放置蘸有NaBr溶液、NaOH浓溶液的棉球。

（3）写出装置B中仪器a的名称____分液漏斗_____。

（4）实验室制取氯气还可采用如下原理：2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O，依据该反应原理选择____ A _____（填“A”或“B”或“C”）装置制取氯气。

（5）反应装置的导气管连接装置D的X导管，①处发生反应的离子方程式为____ Cl2+2Br-=2Cl-+Br2_____；（6）装置D中②处NaOH浓溶液的作用：__吸收多余的Cl2，防止污染空气__；写出对应的化学方程式

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。

【答案】（1）Na Al （2）2H++SiO32-=H2SiO3（3）分液漏斗（4）A （5）Cl2+2Br-=2Cl-+Br2（6）吸收多余的Cl2，防止污染空气Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

【解析】Ⅰ（1）金属活泼性顺序为：钠＞镁＞铝，所以相同条件下与盐酸反应最激烈的是Na，反应速率最慢的是Al；生成1mol氢气需要得到2mol电子，1mol钠都失去1mol电子，1mol镁失去2mol电子，而1mol 铝失去3mol电子，所以生成氢气最多的是金属Al，

故答案为：Na；Al；

（2）向Na2SiO3溶液中加入稀H2SO4出现白色沉淀，生成硅酸和硫酸钠，反应的离子方程式为SiO32－＋

2H+=H2SiO3↓；

Ⅱ．（3）由装置图可知a为分液漏斗；

（4）高锰酸钾与浓盐酸反应较为剧烈，无需加热且是固体与液体之间的反应，因此可以选择装置A制取氯气；

（5）反应装置的导气管连接装置D的X导管，因为①处为NaBr溶液，氯气与溴化钠反应生成溴和氯化钠，反应的离子方程式为Cl2＋2Br－＝2Cl－＋Br2；

（6）装置D中②处NaOH浓溶液的作用：吸收多余的Cl2，防止污染空气；氢气化钠与氯气反应生成氯化钠、次氯酸钠和水，反应的化学方程式为Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O。

[新教材]人教版新教材必修第一册 第4章第2节 元素周期律(第1课时) 学案

第二节元素周期律 第一课时元素周期律 学习目标:1。知道核外电子能量高低与分层排布的关系。2.能够根据核外电子排布规律写出常见简单原子的原子结构示意图。 1．原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例,探究原子最外层电子数的变化,图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现1~8的周期性变化（第一周期除外）. 2．原子半径的周期性变化 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周

期性变化. 3．元素性质的周期性变化 (1）元素化合价的周期性变化 以原子序数为1~18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下： 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化,即同周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价）,负价：－4→－1。 （2)元素金属性、非金属性的周期性变化 ①钠、镁、铝金属性的递变规律

②硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律 (3）同周期元素性质递变规律

（4）元素周期律 ①内容 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化. ②实质 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果. 1．判断正误（正确的打“√”，错误的打“×”） (1）随着原子序数的递增,最外层电子排布均呈现由1个电子递增至8个电子的周期性变化() (2）原子序数越大，原子半径一定越小(） （3)在化合物中金属元素只显正化合价，非金属元素只显负化合价(） （4)任何元素均有正价和负价(） （5)金属性、非金属性强弱从根本上取决于其原子核外电子的排布情况（) ［答案]（1)×(2）×（3）×(4）×（5)√ 2．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是（) A．同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强 B．第ⅠA族元素的金属性比第ⅡA族元素的金属性强 C．ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 D．原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 [解析]在同周期中，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性从左到右依次增强，A项错误；同周期的第ⅠA族和第ⅡA族的

元素周期律练习题含答案

1.下列叙述正确的就是( ) A.同一主族的元素,原子半径越大,其单质的熔点一定越高 B.同一周期元素的原子,半径越小越容易失去电子 C.同一主族的元素的氢化物,相对分子质量越大,它的沸点一定越高 D.稀有气体元素的原子序数越大,其单质的沸点一定越高 2.下列各表为元素周期表中的一部分,表中数字为原子序数,其中M的原子序数为37的就是( ) 3.同主族两种元素原子核外电子数差值可能为( ) A.6 B、 12 C、 26 D、 30 4.运用元素周期律分析下面的推断,其中错误的就是( ) ①铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性, ②铊(Tl)既能与盐酸作用产生氢气,又能跟NaOH溶液反应放出氢气,Tl(NO3)3溶液的酸性很强, ③砹(At)为有色固体,HAt不稳定,AgAt感光性很强,但不溶于水也不溶于稀酸, ④锂(Li)在氧气中剧烈燃烧,产物就是Li2O2,其溶液就是一种强碱, ⑤硫酸锶(SrSO4)就是难溶于水的白色固体, ⑥硒化氢(H2Se)就是无色,有毒,比H2S稳定的气体 A.①②③④ B.②④⑥ C.①③⑤ D.②④⑤ 5.X与Y的原子序数都小于18,两者都能组合化合物X2Y3,已知X的原子序数为n,则Y的原子序数不可能就是( ) A、n+11 B、n－5 C、n+3 D、n－6

6.1999年就是人造元素丰收年,一年间得到第114、116与118号三个新元素。按已知的原子结构规律,118号元素应就是第______周期第_________族元素,它的 单质在常温常压下最可能呈现的状态就是__________(气、液、固)。近日传闻俄罗斯合成了第166号元素,若已知原子结构规律不变,该元素应就是第_________周期第________元素。 7.在下列各元素组中,除一种元素外,其余都可以按照某种共性归属一类,请选出各组的例外元素,并将该组其她元素的可能归属按所给六种类型的编号填入表内。 其她元素所属类型编号: ①主族元素,②过渡元素,③同周期元素,④同主族元素,⑤金属元素,⑥非金属 元素组例外元素其她元素所属编号 (1)N、S、Na、Mg (2)N、P、Sn、As (3)K、Ca、Al、Zn (4)Cu、Fe、Ag、Ca 8.在Li、N、Na、Mg、Li、C中: (1)____________与____________互为同位素; (2)____________与____________质量数相等,但不能互称同位素; (3)____________与____________的中子数相等,但质子数不相等,所以 不就是同一种元素。 9.1971年美国的斯图杰尔与阿佩里曼在0℃以下将氟气从细冰末上通 过, 成功地合成了一直认为不存在的氟的含氧酸——次氟酸。 (1)写出次氟酸的结构并指出各元素的化合价__________________; (2)次氟酸刹那间被热水分解得到既可表现氧化性 (对NaI)又可表现 还原性(对KMnO4)的溶液,写出反应的化学方程式 _______________________________。 10.A、B、C为短周期元素,它们的位置关系如图所示,已知B、C两元素 原子序数之与就是A元素的原子序数的4倍,则A、B、C的元素符号分 别:A_______、B_______、C______。A的原子结构示意图为__________,B 在周期表中的位置___________,C的离子结构示意图为__________,A的氢

第二节元素周期律

本节要览 本节主要学习原子核外电子排布规律、 元素周期律及其实质、元素周期律和元素周期表 的应用，用2课时 完成。分析课本所列的 1?20号元素原子核外电子排布，归纳总结出原 子核外电子的排布规律； 通过对前三周期元素原子的核外电子排布及原子结构的分析， 总结 元素原子结构周期性变化的规律； 通过对第三周期元素化学性质的分析， 总结出元素性质周 期性变化的规律，从而最终归纳出元素周期律及其实质。 第1课时 原子核外电子的排布 课前激趣导案 【情景导入】 3.在多电子原子中，电子的能量是不同的，在离核较近的区域运动的电子能量 较低， 第二节 元素周期律 【学习目标】 知识目标 1. 初步了解原子核外电子的排布规律。 2. 能画出1?20号元素原子结构示意图，并能判断它们在周期表中的位置。 能 力目标 难点：原子核外电子的排布规律的应用。 课前自主预案 【空格点击】 一、电子层 1.原子是由 原子核 和 核外电子 构成的。多电子原子里，电子分别在 能量 不同的 区域内运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称之为电子层。 上图分别是钠原子与氯原子结构图, 么原子核外电子排布有什么规律呢？ 从图中可以看出，原子核外电子是分层排布的，那 能根据原子核外电子的排布规律画出 重点：原子核外电子的排布规律。 1?20号元素原子结构示意图。 电子层n 1 2 3 4 5 6 7 字母 K L M N O P Q 2.

在离核较远的区域运动的电子能量较高；在各电子层中，离核最近的电子层是K层，该 电子层上的电子的能量最低。 二、原子核外电子的排布规律 1. 电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 2. 原子核外电子排布时，先排层，充满后再填充丄层。 【思考交流】 1. 原子核外电子总是尽可能先从内层排起，是否一定是排满一层后再排下一层？ 提示：不一定。原子核外电子排布时，先排K层，K层充满后再填充L层，L层充满后再填充M层，再往下就不是M层充满后再填充N层了，如钾元素原子核共有19个电子，其K层排2个电子，L层排8个电子，M层最多可容纳18个电子，但实际上，钾原子的M 层上排了8个电子，N层排了1个电子，并不是“ M层充满后再填充N层”。 2. 惰性气体化学性质不活泼，通常很难与其他物质发生化学反应，试从其原子结构上分析惰性气体化学性质稳定的原因。 提示：一般情况下，当原子最外层达8个电子（K层为最外层时为2个电子）的结构， 称为相对稳定结构。惰性气体的原子结构就属于相对稳定结构，所以其化学性质比较稳定。其他原子一般不是稳定结构，在化学反应中将想方设法趋向于稳定结构。 课堂互动学案 考点一原子核外电子排布规律 【知识归纳】 1. 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由内向外从能量较低的电子层逐 步向能量较高的电子层排布，即：排满K层再排L层，满L层才排M层。 2. 各电子层最多容纳的电子数是2n2个（n表示电子层序号）。如K、L、M、N层最多容纳的电子数分别为2、& 18、32。 3. 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）；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。 4. 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地理解和套用。如当M层不是最外层时， 最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多只能排布8个电子。 【典例解析】 例1、下列说法肯定错误的是（） A. 原子K层上只有1个电子 B. 某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍 C. 某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍 D. 某离子的核电荷数与最外层电子数相等 审题导读：根据原子核外电子排布规律分析。 思路解析：元素M层有电子，其L层一定有8个电子，M层上电子数为L层上电子数的4 倍，则M层上电子数为32，而M层最多容纳18个电子，B项不正确。 参考答案：B 规律总结：原子核外电子排布的各条规律都是相互联系的，在分析有关问题时是注意综合考 虑，不能孤立地机械地理解和套用。 【跟踪训练】 1. 下列有关原子核外电子排布的说法不正确

数据分析作业

一、第4题方差分析 1.1 建立数据文件 由题意可知，在同一浓度和温度下各做两次实验，将每一次的实验结果看作一个样本量，共342=24 ??个样本量。 (1) 在“变量视图”下，名称分别输入“factor1”、“factor1”、“result”，类型设为“数值”，小数均为“0”，标签分别为“浓度”、“温度”、“收率”，factor1的值“1=A1，2=A2，3=A3”，factor2的值“1=B1，2=B2，3=B3，4=B4”，对齐选择“居中”。 (2) 在“数据视图”下，根据表中数据输入对应的数据。 数据文件如图1所示，其中“factor1”表示浓度，“factor2”表示温度，“result”表示收率。三种不同浓度分别用1、2、3表示，四种不同温度分别用1、2、3、4表示。 图1.1 SPSS数据文件格式 1.2 基本思路 ，利用单因素方差分析，对 (1) 设“浓度对收率的影响不显著”为零假设H 该假设进行判定。 ，则可 (2) 设“它们间的交互作用对收率没有显著影响”分别依次为假设H 是否成立。 以通过多因素方差分析工具，利用得出的结果即能证明假设H 1.3 操作步骤 (1) 单因素的方差分析操作 ①分析—比较均值—单因素；因变量列表：收率；因子：浓度； ②两两比较：选中“LSD”复选框，定义用LSD法进行多重比较检验；显著性水平：0.05，单击“继续”； ③选项：选中“方差齐次性检验”，单击“继续”； ④单击“确定”。 (2) 有交互作用的两因素方差分析操作

①分析—一般线性模型—单变量；因变量：收率；固定因子：温度、浓度； ②绘制。水平轴：factor1，选择浓度作为均值曲线的横坐标，单图：factor2，选择温度作为曲线的分组变量；单击添加—继续。 ③选项。显示均值：factor1，定义估计因素1的均值；显著性水平：0.05；单击“继续”； ④单击“确定”。 1.4 结果分析 (1) “浓度对收率有无显著影响”结果分析 执行上述操作后，生成下表。 表1.1 方差齐性检验 表1中Levene统计量的取值为0.352，Sig.的值为0.708，大于0.05，所以认为各组的方差齐次。 表1.2 单因素方差分析 从表2可以看出，观测变量收率的总离差平方和为119.58；如果仅考虑浓度单因素的影响，则收率总变差中，浓度可解释的变差为39.083，抽样误差引起的变差为80.875，它们的方差分别为19.542、3.851，相除所得的F统计量的观测值为5.074，对应的概率P值为0.016，小于显著性水平0.05，则应拒绝原假设，认为不同浓度对收率产生了显著影响，它对收率的影响效应不全为0。

元素周期律作业(无答案)

1、下列关于元素周期律的叙述正确的（） A. 随着元素原子序数的递增，原子最外层电子总是从1到8重复出现 B. 随着元素原子序数的递增,同周期从左到右原子半径从小到大(稀有气体除外)发生周期性变化 C. 随着元素原子序数的递增，元素最高正价从+1到+7、负价从?7到?1重复出现 D. 元素原子核外电子排布的周期性变化是导致原子半径、元素主要化合价和元素性质周期性变化的主要原因 2、下列各组元素性质递变情况错误的（） A.N、O、F最高正价依次升高 B.Li、Be、B原子最外层电子数逐渐增多 C.P、S、Cl原子半径依次减小 D.Li、Na、K的半径依次增大 3、下列有关结构和性质的说法中正确的（） A. 主族金属元素化合价均不会超过+4 B. 同周期的元素按照原子序数递增，原子半径逐渐减小 C. 元素原子的最外层电子数越多，越容易得电子，非金属性越强 D. 核外电子排布的相同的简单离子，核电荷数越多，离子半径越小 4、对于元素周期表中第3周期的元素来说，按原子序数递增的顺序（稀有气体除外），以下说法正确的（） A.原子半径和离子半径均减小 B.元素金属性减弱，非金属性增强 C.氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 D.单质的熔点降低 5、已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的（） A. 原子半径：As>Cl>P B. 热稳定性：HCl>AsH3>HBr C. 还原性：As3?>S2?>Cl? D. 酸性H2AsO4>H2SO4>H3PO4 6、下列事实不能用元素周期律解释的只有（） A. 碱性：KOH＞NaOH B. 酸性：HClO4＞H2SO4 C. 相对原子质量：Ar＞K D. 元素的金属性：Mg＞Al 7、下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的（） A. 因为Na比K易失电子，所以Na比K还原性强 B. 第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 C. IA族元素Li、Na、K原子核外电子层数随核电荷数增加而增多 D. VIA族元素O、S、Se位置从上至下，故H2O、H2S、H2Se稳性依次减弱 8、X、Y、Z为原子核外电子层数相同的三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是：HXO4＞H2XO4＞H3XO4，则下列判断错误的（） A. 原子半径：X＜Y＜Z B. 气态氢化物稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 C. 非金属性：Z＞Y＞X D. 阴离子还原性：X—＜Y2—＜Z3— 9、根据元素周期表和周期律相关知识判断，下列说法正确的（） A. 硒元素非金属性比硫强 B.Cl—、K+、Ca2+的离子半径最大的是Ca2+ C.Sr(OH)2碱性比Ca(OH)2弱 D.Be与Al化学性质相似，BeO是两性氧化物 A.元素④比④形成的氢化物稳定 B. 元素④比④的非金属强，所以氢化物的沸点高 C. 元素④④形成的化合物是共价化合物 D. 元素④的最高价氧化物对应水化物的碱性最强 11、元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的根本原因（） A. 元素相对原子质量的递增而引起的变化 B. 元素化合价呈周期性的变化 C. 元素原子核外电子排布呈周期性的变化 D. 元素金属性和非金属性呈周期性变化

第二节元素周期律

高一第五章第二节元素周期律 知识目标：1. 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．了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变 重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质 难点：金属性、非金属性的周期性变化 教具投影及有关仪器、药品 教法探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。 教学过程 教师活动教学内容学生活动 提问（第一课时）引入：介绍门捷列夫，设问：他的最大功绩是什么？答：元素周期律。 板书第二节元素周期律 讲解元素周期表看起来很有规律，这个表的确是按一定的规律来排的，这个规律就是元素周期律。如何理解"律"和"周期"的含义？讲解：质子数和核电荷数有何关系？什么叫原子序数，应如何理解？元素排序"律" --- 规律和"周期"--- 周而复始 投影[思考讨论]1. 能否说："质子数即核电荷数，也就是原子序数。"2. 阅读P97表1-18号元素的原子结构示意图，研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性？这种规律是什么？3. 随着原子序数的递增：(1)原子半径；(2)最高正价和负价；(3)元素的金属性和非金属性强弱有何规律性变化？从原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么？给出1-18号元素按周期表排列要求学生板演原子结构示意图 师生活动 1. 提问后讲解原子序数的含义，与质子数只是数值上相等2. 展示1-18号元素的原子结构示意图的卡片，学生来排列（引导：横向怎么排，纵向怎么排？排列的依据是什么？氦元素排在哪里更合理？为什么？1-18号元素原子的最外层电子数的变化有何规律？） 3. 讲解元素性质的周期性变化（稀有气体元素原子半径突大的原因是测定方式不同引起的，解释课本表格不列出的原因）；从左到右半径缩小的原因是电荷数和电子数增多，互相吸引能力增大，半径缩小；最高正价与最外层电子数的关系及最高正价与负价之间的关系）从黑板上的原子结构示意图及课本表格数据分析讲解 归纳核外电子排布介绍横行纵列行与行之间的关系

数据分析spss作业

数据分析方法及软件应用 （作业） 题目：4、8、13、16题 指导教师： 学院：交通运输学院 姓名： 学号：

4、在某化工生产中为了提高收率，选了三种不同浓度，四种不同温度做试验。在同一浓度与温度组合下各做两次试验，其收率数据如下面计算表所列。试在α=0.05显著性水平下分析 (1)给出SPSS数据集的格式(列举前3个样本即可)； (2)分析浓度对收率有无显著影响； (3)分析浓度、温度以及它们间的交互作用对收率有无显著影响。 解答：（1）分别定义分组变量浓度、温度、收率，在变量视图与数据视图中输入表格数据，具体如下图。 (2)思路：本问是研究一个控制变量即浓度的不同水平是否对观测变量收率产生了显著影响，因而应用单因素方差分析。假设：浓度对收率无显著影响。 步骤：【分析-比较均值-单因素】，将收率选入到因变量列表中，将浓度选入到因子框中，确定。 输出： 變異數分析 收率 平方和df 平均值平方 F 顯著性 群組之間39.083 2 19.542 5.074 .016 在群組內80.875 21 3.851 總計119.958 23 显著性水平α为0.05，由于概率p值小于显著性水平α，则应拒绝原假设，认为浓度对收率有显著影响。

（3）思路：本问首先是研究两个控制变量浓度及温度的不同水平对观测变量收率的独立影响，然后分析两个这控制变量的交互作用能否对收率产生显著影响，因而应该采用多因素方差分析。假设，H01：浓度对收率无显著影响；H02：温度对收率无显著影响；H03：浓度与温度的交互作用对收率无显著影响。 步骤：【分析-一般线性模型-单变量】，把收率制定到因变量中，把浓度与温度制定到固定因子框中，确定。 输出： 主旨間效果檢定 因變數: 收率 來源第 III 類平方 和df 平均值平方 F 顯著性 修正的模型70.458a11 6.405 1.553 .230 截距2667.042 1 2667.042 646.556 .000 浓度39.083 2 19.542 4.737 .030 温度13.792 3 4.597 1.114 .382 浓度 * 温度17.583 6 2.931 .710 .648 錯誤49.500 12 4.125 總計2787.000 24 校正後總數119.958 23 a. R 平方 = .587（調整的 R 平方 = .209） 第一列是对观测变量总变差分解的说明；第二列是观测变量变差分解的结果；第三列是自由度；第四列是均方；第五列是Ｆ检验统计量的观测值；第六列是检验统计量的概率ｐ值。可以看到观测变量收率的总变差为119.958，由浓度不同引起的变差是39.083，由温度不同引起的变差为13.792，由浓度和温度的交互作用引起的变差为17.583，由随机因素引起的变差为49.500。浓度，温度和浓度*温度的概率p值分别为0.030,0.382和0.648。 浓度：显著性<0.05说明拒绝原假设（浓度对收率无显著影响），证明浓度对收率有显著影响；温度：显著性＞0.05说明不拒绝原假设（温度对收率无显著影响），证明温度对收率无显著影响；浓度与温度: 显著性＞0.05说明不拒绝原假设（浓度与温度的交互作用对收率无显著影响），证明温浓度与温度的交互作用对收率无显著影响。 8、以高校科研研究数据为例：以课题总数X5为被解释变量，解释变量为投入人年数X2、投入科研事业费X4、专著数X6、获奖数X8；建立多元线性回归模型，

第一章第二节元素周期律教案

宝鸡中学活页课时教案 教学方法阅读探究讨论归纳法

【复习巩固】第一课时复习巩固： 1．几个概念： ①原子序数== == == ， ②周期序数== ③主族序数== == 2．写出Al、C、O三种原子的结构示意图，再分别找出它们在元素周期表中的位置 3．写出K、Na与水反应的方程式 、 （思考）两者性质有什么相似之处和不同之处？是哪一个比较活泼？与原子结构有关吗？ 4．（20XX年全国）下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（）A．Al3+B．Mg2+C．Be2+ D．H+ 5．已知某元素R原子的质量数是A，其阴离子R n-含有x个电子，则m g R n-中含有中子的物质的量是mol。 6.概括总结 1周期，共2种元素 短周期周期，共8种元素 周期 3周期，共8种元素 （七个横行） 4周期，共18种元素 长周期周期，共18种元素 6周期，共32种元素

不完全周期 7周期，目前已发现26种元素 主族（A）：共7个主族，包括长周期和短周期元素族副族（B）：共7个副族，只包括长周期元素 （18个纵行）第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素 0族：稀有气体元素 第二课时复习巩固： 1．通过课本的演示实验，总结整个碱金属的性质规律有哪些？ （1） （2） （3） 2．如何比较元素金属性的强弱？ 写出铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式 写出铜与硝酸银溶液反应的离子方程式 你认为，金属活泼性应该是Fe Cu Ag 3．下列那个选项不能说明金属A比金属B活泼（） A．A常温下可以与水反应，B不与水反应。B．B 不能从任何含A的盐中置换出金属A C．用氨水可以制取B对应的碱，却不能制取A对应的碱D．A在空气中比B耐腐蚀 4．下列对铯的性质预测正确的是（） A．它的熔点很高B．它只存在一种氧化物 C．它的碳酸盐不易溶于水D．氯化铯易溶于水 5．随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性。 通过碱金属性质相似性和规律性的总结，请你推测卤素的相似性和规律性 随着电子层数的增加，原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 6．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．钾原子的电子层比钠原子多一层 B．钾与水反应比钠与水反应更剧烈 D．加热时，钾比钠更易汽化 7．下列关于卤化氢的说法不正确的是（） A．卤素原子半径越大，氢化物越稳定 B．卤素原子半径越大，氢化物越不稳定 C．稳定性为HF>HCl>HBr>HI D．卤素单质与氢气反应越难，生成物越不

2020版高考化学一轮复习 第15讲 元素周期律与元素周期表作业

第15讲元素周期律与元素周期表 A组基础题组 1.(2018北京西城期末)下列事实不能 ．．用元素周期律解释的是( ) A.酸性:HClO4>H2SO3 B.碱性:NaOH>Mg(OH)2 C.气态氢化物的稳定性:H2O>H2S D.Cl2从NaBr溶液中置换出Br2 2.(2017北京朝阳一模,7)下列有关性质的比较,用元素周期律解释的是( ) A.金属性:Na>Mg B.酸性:H2SO4>H2SiO3 C.稳定性:HCl>HBr D.同浓度溶液的碱性:Na2CO3>NaHCO3 3.(2018北京东城期末)下列说法正确的是( ) A.Si、P、S、Cl原子半径依次增大 B.HF、HCl、HBr、HI稳定性依次减弱 C.C、N、O、F元素的最高正化合价依次升高 D.NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性依次增强 4.(2017北京大兴一模,10)四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X的简单离子具有相同电子层结构,X的原子半径在短周期主族元素原子中最大,Y的核外电子数是W的2倍且同主族。下 列说法不正确 ．．．的是( ) A.简单离子半径:X

反应 B Na与Cl形成离子 键,Al与Cl形成共 价键 Si与Cl形成共价键 C HCl在1 500 ℃时 分解,HI在230 ℃ 时分解 HBr的分解温度介于二者之间 D Si是半导体材料, 同族的Ge是半导体 材料 ⅣA族元素的单质都是半导体材料 6.(2017北京房山期末,23)四种短周期元素X、Y、Z、W的部分信息如下表: 元素信息 X 原子半径最小 Y 单质在空气中含量最高 Z 其最外层电子数是电子层数的3倍 W 最高正价与最低负价的代数和为4 据此回答以下问题: (1)Y元素在周期表中的位置是 ,其单质的电子式是; (2)W最低价氢化物的水溶液呈弱酸性,其原因用化学用语解释是; (3)X、Y、Z组成的某种盐的水溶液的pH<7,其原因用化学用语解释是,在该溶液中各种离子浓度的大小关系是; (4)用适当催化剂及电极材料,以HCl-NH4Cl溶液为电解质溶液,构成如图所示的新型电池。 Ⅰ.该电池的正极反应式是; Ⅱ.分离出物质A的化学式是。

数值分析作业思考题汇总

￥ 数值分析思考题1 1、讨论绝对误差（限）、相对误差（限）与有效数字之间的关系。 2、相对误差在什么情况下可以用下式代替 3、查阅何谓问题的“病态性”，并区分与“数值稳定性”的不同点。 4、取 ，计算 ，下列方法中哪种最好为什么（1）(3 3-，（2）(2 7-，（3） ()3 1 3+ ，（4） ()6 1 1 ，（5）99- , 数值实验 数值实验综述：线性代数方程组的解法是一切科学计算的基础与核心问题。求解方法大致可分为直接法和迭代法两大类。直接法——指在没有舍入误差的情况下经过有限次运算可求得方程组的精确解的方法，因此也称为精确法。当系数矩阵是方的、稠密的、无任何特殊结构的中小规模线性方程组时，Gauss消去法是目前最基本和常用的方法。如若系数矩阵具有某种特殊形式，则为了尽可能地减少计算量与存储量，需采用其他专门的方法来求解。 Gauss消去等同于矩阵的三角分解，但它存在潜在的不稳定性，故需要选主元素。对正定对称矩阵，采用平方根方法无需选主元。方程组的性态与方程组的条件数有关，对于病态的方程组必须采用特殊的方法进行求解。 数值计算方法上机题目1 1、实验1. 病态问题 实验目的： 算法有“优”与“劣”之分，问题也有“好”和“坏”之别。所谓坏问题就是问题本身的解对数据变化的比较敏感，反之属于好问题。希望读者通过本实验对此有一个初步的体会。 数值分析的大部分研究课题中，如线性代数方程组、矩阵特征值问题、非线性方程及方程组等都存在病态的问题。病态问题要通过研究和构造特殊的算法来解决，当然一般要付出一些代价（如耗用更多的机器时间、占用更多的存储空间等）。 $ r e x x e x x ** * ** - == 141 . ≈)61

第二节 元素周期律(第3课时)教案

前言 我们分析每年考上清华北大的北京考生的成绩，发现能够考上清北的学生化学的平均分都在95分以上，先开始我们认为，学习能力强的孩子化学一定学得好。可是在分析没有考上清北的学生的成绩的时候发现，很多与清北失之交臂的学生，化学的平均分要略低，数学物理的分数却不相上下。我们仔细讨论其中的缘由，通过对学生的调查研究发现一个令人惊讶的结论：化学学的好的学生更容易在理综上考得高分！ 这是因为化学学的好的学生，能够用更快的速度在理综考试中解决100分的分值，之后孩子可以用更多的时间去处理没有见过的物理难题。物理的难题在充分的时间中得到更多考虑的空间，使得考生在理综总分上能够有所突破。所以想上好大学，化学必须学好，化学的使命就是在高考当中帮助考生提速提分。 因此这份资料提供给大家使用，主要包含有一些课件和习题教案。 后序中有提到一些关于学习的建议。 必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第3课时） 一、教材分析： 本节在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生所学习的知识连汇贯通，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。周期表和元素周期律为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。 二、教学目标： 1、知识与技能： （1）掌握元素周期表和元素周期律。 （2）掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 2、过程与方法： （1）归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。 （2）自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 3、情感、态度与价值观：培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 三、教学重点难点： 重点：周期表、周期律的应用 难点：“位、构、性”的推导 四、学情分析： 本节课在学生已经了解元素周期律的基础上进行教学，主要是让学生认识周期表特别是元素周期律的应用，整体上难度不大，学生能够掌握。所以须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，从而使学生达到对旧知识的复习，实现由未知向已知、由浅入深的转化。进而学生会了解并掌握元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。 因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。

元素周期表及元素周期律练习题答案

元素周期表及元素周期律 1.元素X 、丫、Z 原子序数之和为36, X 、丫在同一周期，X +与Z2—具有相同的 核外电子层结构。 下列推测不正确的是（ A. 同周期元素中X 的金属性最强 B. 原子半径X>Y 离子半径X + >Z2— C. 同族元素中Z 的氢化物稳定性最高 D. 同周期元素中丫的最高价含氧酸的酸性最强 【解析】分析题给条件可推知：X 是钠曲、Y 是1（C1）.込是氧g ）o 熄子半径但計O+）与F 电子昌结构相同，离子半径X*红匕 t 答案】B 【点评】在周期表中，元素的原子序数差因周期表结构出现以下两种情况： （1） 同主族，相邻周期元素原子序数之差的判断。 ①第IA 、n A 族元素，相差上 一周期元素所在周期所含元素的种数。 ②第K A ?％A 族元素，相差下一周期元 素所在周期含有的元素的种数。 （2） 同周期相邻主族元素原子序数之差的判断。 ①I A 、n A 元素或m A ?％ A 相 邻元素相差1。②n A 、m A 元素：若为第二或第三周期则相差1,若为第四或 第五周期相差11,若为第六或第七周期则相差25。 2. A B 、C 为三种短周期元素，A 、B 在同周期，A 、C 的最低价离子分别为A2 —和 C-, A. 原子序数： B. 原子半径： C ?离子半径： 【解 析】严和L 具有相同电子层结构「说明B 的原子序数大于6而具有相同电子层结构的粒子』都 杲随?电荷数（博子序数）的墙如而粒子半径减小，所扶L 托“。由于B?C 的下一周期，且A 的最低价离 子为厂所次原子序数：Qg 直子半径=严〉原子半轻：S>A>C.原子的最外层电子数不可能 为 A>C>Bo 【答案】C 3.在以离子键为主的化学键中常含有共价键的成分。 下列各对原子形成化学键 时共价键成分最少的是（） A. Li , F B. Na , F C. Na , Cl D . Mg , O ［解析】越活泼的金属与越活泼的非金s 化合时，越易形成務子键，所形成的化学键中含有的 共价键 成分誠少，选项中，脳是最活泼的金属F 杲最活泼的非金鳳符合?S’ 【答案】E I ）。 B2+和C —具有相同的电子层结构。下列说法正确的是 （ AB>C A2 — >C — >B2+ A>C>B ）。 D .原子核外最外层电子数：

第一章第二节元素周期律知识点归纳总结

高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 知识点一 原子核外电子的排布 一、电子层 1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的 壳层，也称作电子层。 2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层， 由里往外以此类推。 二、原子核外电子的排布规律（一低三不超） 1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量 逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。 2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数） 3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层 电子不超过32个。 三、原子核外各电子层的电子排布 原子核外电子的排步 层序数 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量 由低到高 各层最多容纳的电子数 2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=98 四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1.原子结构示意图： 粒子符号 2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。 Cl- 五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征 1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。 2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。 3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。 4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。 5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。 6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。 7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。 8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。 9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。 10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。 原子核 核电荷数 电子层 电子层上的 电子数 Na

统计与数据分析数据分析作业

《统计与数据分析》 数据分析实验作业 数据来源于大肠杆菌Escherichia coli K-12 MG1655注释的4289个编码蛋白基因的长度l（单位：核苷酸，NT）及其GC含量r（%）。其中，第1列为基因序号，第2列为基因的长度l（单位：核苷酸，NT），第3列为基因的GC含量r（%）。试针对这一组数据完成下列数据分析工作： 一. 将全部4289个基因视为总体Y，请完成如下工作： 1. 严格按照要求（注意：软件自动生成的结果视为无效作业），分别画出基因长度l和基因GC含量r的频率直方图和箱线图，并对这两类数据的异常值进行分析； 2. 分别求出基因长度l和基因GC含量r的均值、标准差、极差、中位数、众数、变异系数，并在k≤10范围内依次、完整地检验Chebyshev定理； 3. 基于总体Y，考察l与GC含量r比值l/r，请设计抽样对l/r进行比值估计与单随机变量估计的抽样效率的比较分析，并以合适的图示表示比较结果； 4. 基于总体Y，根据中心极限定理构造一个基于GC含量r值的模拟总体数据X，并以合适的图示表示，要求总体X为经过显著性水平α=0.01下的K-S检验的标准正态分布，且X的个体数目也为4289，取值可表示为R。（提示：简单随机抽样的样本均值R近似服从正态分布，样本容量n自定。） 二. 基于服从标准正态分布的总体X，请完成如下工作： 1. 从中进行1次简单随机抽样（容量n=277），求出样本均值和样本标准差，并画出这一样本的频率直方图和箱线图；由此估计总体X的正态分布参数（方法不限，需写出具体求解过程），并分别采用自举法（Bootstrap）重复抽样1000次，分别确定该样本均值和该样本标准差是否处于90%的置信区间（以上下5%分位数来定义90%的置信区间），并以合适的图示表示自举法重复抽样1000次以及该置信区间的结果； 2. 进一步地，进行100次容量为n=61的简单随机抽样，分别画出样本均值、样本标准差的频率直方图，考察同样参数估计方法所估计参数的90%置信区间的情况，并以合适的图示表示（提示：（1）相关分布的分位数表可参考本课程讲义；（2）请参考本课程讲义的表示方式。）。 三. 对于总体Y，将全部4289个基因视为从某一总体中进行1次简单随机抽样的样本（容量n=4289），给定显著性水平为10%，试考察基因长度l与GC含量r是否相互独立。要求写出具体的分析过程。（提示：相关分布的分位数表可参考本课程讲义。） 要求： （1）本次数据分析以实验报告形式打印、装订提交，请在第一页注明学号、姓名； （2）请保证独立完成本作业，鼓励自行编程完成上述数据分析，也可使用相关软件（不限）；（3）本作业占课程总成绩15%。

高中化学元素周期律练习题(附答案)

高中化学元素周期律练习题 一、单选题 1.下列关于元素周期表的说法不正确的是 （ ） A.编制第一张元素周期表的是俄国化学家门捷列夫 B.门捷列夫编制元素周期表的排序依据是原子的核电荷数 C.门捷列夫编制元素周期表的排序依据是相对原子质量 D.元素周期表揭示了化学元素间的内在规律 2、下列关于元素周期表的说法正确的是 A ．在元素周期表中，每一列就是一个族 B ．主族元素都是短周期元素 C ．副族元素都是金属元素 D ．元素周期表每个长周期包含32种元素 3.下列关于元素周期表的说法正确的是( ) A.元素周期表共有七个周期 B.元素周期表共有18个族 C.所含元素种数最多的族是Ⅷ族 D.原子核外最外层电子数为2的元素都是第ⅡA 元素 4、元素在周期表中的位置，能反映原子结构和元素的化学性质，下列有关说法正确的是 A ．由长、短周期元素共同组成的元素族称为主族 (除零族外） B ．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性 C ．短周期元素原子形成简单离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构 D ．互为同位素的不同核素，物理性质和化学性质都不同 5.下列说法正确的是（ ） A.卤族元素都有正化合价 B.卤族元素的单质都只具有氧化性 C.卤族元素的最低化合价都是-1价 D.卤族元素氢化物都是强酸 6、下列叙述中正确的是 A.卤族元素是典型的非金属元素,因此不能与其他非金属元素反应 B.碱金属元素单质越活泼,其熔点和沸点就越高 C.卤族元素单质都能与水剧烈反应 D.卤族元素单质都能和氢气反应,且气态氢化物的稳定性随单质氧化性的增强而增强 7、下列有关卤族元素的叙述不正确的是 A.卤素单质从F 2到I 2,颜色加深,熔沸点升高 B.卤族元素从Cl 到I,最高价氧化物对应水化物的酸性减弱 C.卤族元素从F 到I, HX 水溶液酸性增强 D.卤素单质氧化性F 2>Cl 2>Br 2>I 2,因此排在前面的卤素单质可将排在后面的卤素从它的盐溶液中置换出来 8.下列有关卤族元素的说法中，正确的是（ ） A.密度：22Cl >Br B. 44HFO >HClO C.热稳定性：HBr>HI D.最外层电子数：Br>I

第二节元素周期律1

第二节元素周期律（课时1） 【教学目标】 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； 第一部分：自主学习： 1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。 2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。 第二部分：课堂教学 一、原子核外电子的排布： 1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。 电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7 对应符号 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子②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) 二、化合价的周期性变化 原子序数最高正价或最低负价的变化 1~2 +1 3~10 +1 +4 +5 -4 -1 11~18 +1 +4 +5 +7 -4 -1 结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。 三、原子半径的递变规律 【总结】同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。

四、微粒半径大小的比较规律（补充） 1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。Na < Ca 2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。Na+ < F- 3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。 Na > Na+ Cl < Cl- 【投影练习】 1、比较下列微粒半径大小 (1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2- 2 ) ① ②③ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 第三部分课堂练习 1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（双选） ( ) A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数 2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( ) A．8 B．14 C．16 D．17 3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2 4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( ) A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝 5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( ) A．3 B．7 C．8 D．10 6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( ) A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3 13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( ) ①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3 ②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素 ③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6 ④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族 A．①②B．①③C．②④D．③④ 第四部分：课后习题（见辅导资料） 疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）