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元素周期律第1课时学案-精品

元素周期律第1课时学案-精品
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元素周期律第1课时学案-精品

2020-12-12

【关键字】方法、难点、掌握、了解、规律、重点、能力、结构、关系、逐步、形成、提高

第二节元素周期律(第1课时)

课前预习学案

一、预习目标:了解原子结构和原子表示方法。

二、预习内容:

⑴原子是由居于_____________的带__________的__________和______带________的

______构成的。

⑵原子核是由带____________的_________和_____________的_________构成的。

”中,Z表示_____________,A表示____________,核内中子数用______⑶原子符号“x A

Z

表示。

(4)写出1-20号原子结构示意图

课内探究学案

一、学习目标:

知识目标:

1、知道元素原子核外电子排布规律;

2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。

能力目标:

提高学生们归纳整理的能力。

情感、态度、价值观目标:

学会总结,学会概括,体会结构决定性质的理念。

学习重点难点:

重点:元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。

难点:知道元素原子核外电子排布规律。

二、学习过程:

探究一:核外电子排布规律

(1)各电子层最多容纳_______个电子;

(2)最外层电子数不超过____个电子(K层为最外层时不超过_____个);

(3)次外层电子数不超过______个电子;

(4)核外电子总是尽先排布在能量____ 的电子层,然后由里向外,依次排布在能量逐步_____的电子层。

1、写出1至20号元素的原子结构示意图.

2、总结1至18号原子结构的特殊性。

(1)原子中无中子的原子:

(2)最外层有1个电子的元素:

(3)最外层有2个电子的元素:

(4)最外层等于次外层电子数的元素:

(5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:

(6)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素:

(7)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素:

※(8)氩原子电子层结构相同的阳离子是:

与氩原子电子层结构相同的阴离子是:

分子:

阳离子:

阴离子:

探究二、元素的原子结构和主要化合价及原子半径的变化规律

(Ⅰ)半径

讨论:(1)第二周期元素从左到右半径变化规律是什么?第三周期呢?为什么?

(2)比较O2- 与O半径大小? Ca 2+与Ca原子半径大小?

(3)比较O2-与Na+半径大小?

总结:简单微粒半径的比较方法:

(Ⅱ)化合价

价电子——

1、主族元素的最高正化合价=______________

=______________

2、非金属最高正价+|负化合价|=______

(注:副族和第VⅢ族化合价较复杂)

族IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

主要化合

气态氢化

物的通式

最高价氧

化物的通

三、反思总结:

1、原子序数从11依次增加到17,下列递变关系中,错误的是()

A.电子层数逐渐增多 B..原子半径逐渐增大

C.最高正化合价数值逐渐增大 D.从Si到Cl,最低负化合价从-4到-1

2、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是()

A、Li Na K

B、Ba2+ Ca2+ Mg2+

C、Ca2+ K+ Cl-

D、N O F

3、下列元素原子半径最大的是()

A、Li

B、F

C、Na

D、Cl

4、按原子半径增大的顺序排列的一组是()

A、Be、N、F

B、Mg、Si、C

C、Na、Mg、Ca

D、Cl、S、P

5、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

6、A、B两种原子,A原子M层比B原子M层少3个电子,B原子L层电子数恰好是A原子L

层的两倍,则A元素是()

A.O

B.Si

C.C

D.Mg

7、元素性质呈周期性变化的决定因素是( )

A.元素原子半径大小呈周期性变化

B.元素原子量依次递增

C.元素原子最外层电子排布呈周期性变化

D.元素的最高正化合价呈周期性变化

8、a X n-和b Y m+两种简单离子,其电子层结构相同,下列关系式或化学式正确()

A、a – n = b + m

B、a + m = b – n

C、氧化物为YO m

D、氢化物为H n X或XH n

9、已知元素X能形成H2X和XO2化合物,则X的最外层电子数为

某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的化学式为 __.

10、原子序数为34的元素位于周期,族,属于类单质;原子序数为56的元素位于周期,族,属于类单质。

五、课后练习与提高:

11、A、B、C、D、4种元素,已知A—核外有18个电子;B原子最外层电子数比D原子核外电子数多2个,B原子比D原子多2个电子层;D+ 核外没有电子,C元素原子核外电子数比B元素原子核外电子数多5个。(1)、写出四种元素的名称。(2)、画出C和D原子及A-的结构示意图。(1)A 、B 、C 、D

(2)

物质的组成与结构测试题

物质的组成与结构测试题 班级姓名得分 一、选择题(每小题一个正确答案) 1、下列有关分子的说法正确的是() A、分子都是由原子构成的 B、自然界的物质都是由分子构成的 C、分子是保持物质性质的最小粒子 D、物质的热胀冷缩现象是构成物质的分子遇热体积变大遇冷体积变小的缘故。 2、下列有关原子的说法不正确的是() A、所有原子都是有质子、中子和电子构成的 B、原子的质量主要集中在原子核上 C、原子是化学变化中的最小粒子 D、原子不仅可以构成分子,而且可以直接构成物质。 3、下列有关离子的说法不正确的是() A、离子都是带电的原子 B、自然界有些物质是由离子构成的 C、阳离子核内质子数大于核外电子数 D、原子失去电子变成阳离子,原子获得电子变成阴离子。 4、下列有关元素的说法不正确的是() A、不同元素的本质区别是质子数(即核电荷数)不同 B、元素的化学性质由元素原子的最外层电子数决定 C、水(H2O)中含有氢、氧两种元素 D、一个CO2分子中含有1个碳元素和2个氢元素。 5、某些油炸物质中含有致癌物质丙烯酰胺(C3H5ON),下列关于丙烯酰胺的说法中正确的是() A、丙烯酰胺由3个碳原子、5个氢原子、1个氧原子和1个氮原子构成 B、丙烯酰胺由碳分子、氢分子、氧分子和氮分子构成 C、丙烯酰胺由碳、氢、氧、氮四种元素组成 D、丙烯酰胺属于氧化物 6、市面上出售有“加碘食盐”、“加铁酱油”、“加锌牛奶”等,这里的碘、铁、锌指的是() A、分子 B、原子 C、离子 D、元素 7、在CO2、SO2、H2O2各10个分子中,含有一样多的() A、氧分子 B、氧元素 C、氧原子 D、氧离子 8、右图为元素周期表中某元素的信息,以下对信息理解错误的 是() A、碘元素的核电荷数是53; B、碘元素的元素符号是I; C、碘元素的相对原子质量为126.9; D、碘元素属于金属元素。

元素周期律(第一课时)

化学学案4 第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律(第一课时)姓名: 【学习目标】 1.了解原子核外电子的排布; 2.掌握最外层电子数、元素化合价和原子半径随原子序数递增而呈现出的周期性变化规律【学习重难点】微粒半径大小的比较 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

稀有气体元素原子电子层排布: 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 【讨论】请同学们仔细分析以上表中数据,能找出一些什么规律呢?请填写下表:K层是最外层时,最多能容纳的电子数 除K层外,其他各层为最外层时,最多能容纳电子数 次外层最多能容纳的电子数 倒数第3层最多能容纳的电子数 第n层里最多能容纳的电子数 3、核外电子的排布规律 (1)能量最低原理:电子先排布在能量的电子层,排满后再进入能量的电子层。(2)各电子层最多容纳的电子数是(n表示电子层); 最外层电子数不超过个(K层是最外层时,最多不超过2个); 次外层电子数目不超过个; 倒数第三层不超过个。 【练习1】判断下列示意图是否正确?为什么? 【练习2】画出37号、52号、83号、 37号52号83号35Br 53I 【练习3】总结1至18号原子结构的特殊性。 (1)原子中无中子的原子: (2)最外层有1个电子的元素: (3)最外层有2个电子的元素: (4)最外层电子数等于次外层电子数的元素: (5)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素: (6)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素: (7)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素: (8)与氩原子电子层结构相同的阳离子是: (9)与氩原子电子层结构相同的阴离子是: (10)核外有10个电子的粒子: 分子: 阳离子: 阴离子:

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结 二、复习要点 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 (一)原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s、p、d、f,能量由低到高依次为s、p、d、f。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系 每能层所容纳的最多电子数是:2n2(n:能层的序数)。 2、构造原理 (1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

(3)不同能层的能级有交错现象,如E(3d)>E(4s)、E(4d)>E(5s)、E(5d)>E(6s)、E(6d)>E(7s)、E(4f)>E(5p)、E(4f)>E(6s)等。原子轨道的能量关系是:ns<(n-2)f <(n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。 根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为2n2 ;最外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于最低能量状态的原子称为基态原子。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子。 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。 3、电子云与原子轨道 (1)电子云:电子在核外空间做高速运动,没有确定的轨道。因此,人们用“电子云”模型来描述核外电子的运动。“电子云”描述了电子在原子核外出现的概率密度分布,是核外电子运动状态的形象化描述。 (2)原子轨道:不同能级上的电子出现概率约为90%的电子云空间轮廓图称为原子轨道。s电子的原子轨道呈球形对称,ns能级各有1个原子轨道;p电子的原子轨道呈纺锤形,n p能级各有3个原子轨道,相互垂直(用p x、p y、p z表示);n d能级各有5个原子轨道;n f能级各有7个原子轨道。 4、核外电子排布规律 (1)能量最低原理:在基态原子里,电子优先排布在能量最低的能级里,然后排布在能量逐渐升高的能级里。 (2)泡利原理:1个原子轨道里最多只能容纳2个电子,且自旋方向相反。 (3)洪特规则:电子排布在同一能级的各个轨道时,优先占据不同的轨道,且自旋方向相同。 (4)洪特规则的特例:电子排布在p、d、f等能级时,当其处于全空、半充满或全充满时,即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14,整个原子的能量最低,最稳定。 能量最低原理表述的是“整个原子处于能量最低状态”,而不是说电子填充到能量最低的轨道中去,泡利原理和洪特规则都使“整个原子处于能量最低状态”。 电子数 (5)(n-1)d能级上电子数等于10时,副族元素的族序数=n s能级电子数 (二)元素周期表和元素周期律 1、元素周期表的结构 元素在周期表中的位置由原子结构决定:原子核外的能层数决定元素所在的周期,原子的价电子总数决定元素所在的族。 (1)原子的电子层构型和周期的划分 周期是指能层(电子层)相同,按照最高能级组电子数依次增多的顺序排列的一行元素。即元素周期表中的一个横行为一个周期,周期表共有七个周期。同周期元素从左到右(除稀有气体外),元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 (2)原子的电子构型和族的划分 族是指价电子数相同(外围电子排布相同),按照电子层数依次增加的顺序排列的一列元素。即元素周期表中的一个列为一个族(第Ⅷ族除外)。共有十八个列,十六个族。同主族周期元素从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。 (3)原子的电子构型和元素的分区 按电子排布可把周期表里的元素划分成5个区,分别为s区、p区、d区、f区和ds区,除ds区外,区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。 2、元素周期律

高中元素周期律第三课时教案

元素周期律(二) 教学目的:1.了解原子核外电子的排布与元素性质的关系。 2.认识元素周期律的内容,掌握元素金属性、非金属性强弱的 判定方法 教学重点:元素周期律的内涵;元素性质与原子结构的关系 教学难点:元素性质与原子结构的关系 教学过程: 复习:1、同主族元素原子结构与性质递变规律? 2、金属性强弱判定依据? 3、非金属性强弱判定依据? 练习:画第三周期元素的原子结构示意图。 引入:以第三周期元素为例,结合其元素的原子结构特点,推测同周期元素的金属性与非金属性的递变趋势。 板书:元素周期律 一、Na、Mg、Al的金属性比较 学生活动一: 探究实验: 取一小块镁带,用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。向试管中加入2mL 水,并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 结论:钠与水的反应比镁与水的反应容易。 2、比较镁和铝与盐酸的反应难易程度: 取一小段镁带和一小片铝,用砂纸磨去它们表面的氧化膜,分别放入两支试管,在各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 结论:镁与盐酸的反应比铝与盐酸的反应容易。 3、比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性强弱: NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 总结:Na Mg Al 金属性逐渐增强 判定依据:单质与水(或酸)反应置换氢越容易,以及它们的最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性越强,则元素金属性越强。 板书:二、Si、P、S、Cl的非金属性比较 学生活动二: 阅读学案资料:

总结:Si P S Cl 非金属性逐渐增强 判定依据:元素最高价氧化物的水化物的酸性越强,或与氢气生成气态氢化物越容易,则元素的非金属性越强。 课堂小结:Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 板书:元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化规律随堂练习:(多媒体展示) 知识整合:(多媒体展示) 布置作业:《学案》素能培养部分。

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。

高中知识思维导图展望高中化学知识

高中知识思维导图 高中化学知识模块 概念与理论化学物质 化学实验 化学计算化化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化 化化化化化 化化化化 化化化化 化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化 化化化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化化化化 化化化化化 化化化化化化化化化 一、基本概念与基本理论?物质的分类 物质的分类 混合物 纯净物 单质 化合物 金属单质 非金属单质 稀有气体 同素异形体 无机化合物 有机化合物 ←分子种类不同→ ←分子中原子种类不同,左为同种原子,右为不同中原子→

1、 化学变化类型 化学变化 类型 无机反应 有机反应 化学变化的基本类型(形式) 按有无电子转移划分(本质) 其他 化合反应 分解反应 置换反应 复分解反应 氧化还原反 应 非氧化还原反应 从参加反应的微粒划分 从是否可逆划分 从热效应划分 分子反应 原子反应 可逆反应 不可逆反应 放热反应 吸热反应 一、基本概念与基本理论?化学变化

一、基本概念与基本理论?物质结构

一、基本概念与基本理论?元素周期律核 外电子排布的周期性 元 素 性 质 的 布 周 期 性 元 素 周 期 律 元 素 周 期 表 横:周期 n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7 元素种类: 2 8 8 18 18 32 26 短周期 长周期 不完全周期 主族:ⅠA~ⅦA 副族:ⅢB~ⅦB、 ⅠB~ⅡB Ⅷ族 0族 纵:族 决定归纳编制表的结构 元素性质 原子结构 实质 周期表位置

高三化学第五章物质结构 元素周期律 思维导图教学文案

精品文档 精品文档 考点一 原子构成 1.构成原子的微粒及作用 1.构成原子的微粒及作用 原子 ????? 原子核? ??? ? 质子(Z 个)——决定 的种类中子[(A -Z )个]在质子数确定后 决定 种类同位素核外电子(Z 个)——最外层电子数决定元素的 性质 2.将下列核素符号(X)周围5个位置数字的含义填写在方框内 3.微粒之间的关系 (1)质子数(Z )=核电荷数=____________; (2)质量数(A )=________(Z )+________(N ); (3)阳离子的核外电子数=质子数-____________; (4)阴离子的核外电子数=质子数+______________。 考点二 元素、核素、同位素 1.元素、核素、同位素的关系 2.同位素的性质 同一元素的各种核素的________不同,________相同, 化学性质______________,物理性质____________。 考点三 核外电子排布 1.原子核外电子排布规律 (1)核外电子一般总是尽先排布在__________的电子层里。 (2)每个电子层最多容纳的电子数为________个。 ①最外层最多容纳电子数不超过____个(K 层为最外层时不超过____个)。 ②次外层最多容纳的电子数不超过______个,倒数第三层电子数最多不超过______个。 识记1-20号元素的特殊电子层结构 (1)最外层有1个电子的元素:H 、Li 、Na 、K ; (2)最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be 、Ar ; (3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C ; (4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素:O ; (5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素:Li 、P ; (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素:Ne ; (7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li 、Si ; (8)电子层数与最外层电子数相等的元素:H 、Be 、Al ; (9)电子层数是最外层电子数2倍的元素:Li 、Ca ; (10)最外层电子数是电子层数2倍的元素:He 、C 、S 。 考点一 元素周期表 1.原子序数 对于一个原子:原子序数=____________=____________=____________=____________-____________。 2.元素周期表 (1)编排原则: ①按____________递增顺序从左到右排列; ②将__________相同的元素排成一横行,共有____个横行。 ③把________________相同的元素按____________递增的顺序从上到下排成一纵列,共有____列。 (2分区 ①分界线:沿着元素周期表中______________与____________的交界处画一条斜线,即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 ②各区位置:分界线左下方为__________区,分界线右上方为______________区。 ③分界线附近元素的性质:既表现__________的性质,又表现____________的性质。 3.元素周期表中的特殊位置 (1)过渡元素:元素周期表中部从______族到______族10个纵列共六十多种元素,这些元素都是金属元素。 (2)镧系:元素周期表第____周期中,57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 (3)锕系:元素周期表第____周期中,89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 (4)超铀元素:在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 考点二 元素周期律 1.定义 元素的性质随________的递增而呈________变化的规律。 2.实质 元素原子________________________的结果。 3.具体表现形式 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐____ 逐渐____ 电子层数 ____ 逐渐____ 原子半径 逐渐____ 逐渐____ 离子半径 阳离子逐渐____阴离子逐渐____r (阴离子)__r (阳离子) 逐渐____ 性质 化合价 最高正化合价由 ____→____(O 、F 除外)负化合价=__________ 相同最高正化合价= ________(O 、F 除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 非金属性逐渐 金属性逐渐____非金属性逐渐____ 离子的氧化、还原性 阳离子氧化性逐渐 ____阴离子还原性 逐渐____ 阳离子氧化性逐渐____阴离子还原性逐渐____ 气态氢化物稳定性 逐渐____ 逐渐____ 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐____酸性逐渐____ 4.元素金属性与非金属性的比较 (1)元素金属性强弱的判断依据 ①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度:越易反应,则对应金属元素的金属性越强。 ②根据金属单质与盐溶液的置换反应:A 置换出B ,则A 对应的金属元素的金属性比B 对应的金属元素的金属性强。 ③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱:单质的还原性越强,对应阳离子的氧化性越弱,元素的金属性越强(Fe 对应的是Fe 2+ ,而不是Fe 3+ )。 ④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,则对应金 (A Z X )

元素周期律教学设计第一课时

《元素周期律》第(1)课时教学设计 长武中学陈宝凤 一、教材内容分析 (一)教材分析 本节课选自人教版化学必修2第一单元,的第二节.本节包括三个部分内容:原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用.教材以1-18号元素为例,从原子核外电子排布、原子半径和元素金属性非金属性几个方面,阐述元素性质的周期性变化,导出元素周期律。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律,是在原子结构的基础上建立起来的,因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求,本部分内容有所降低,只是介绍了电子层的概念,对于排布规律示作介绍,但为了便于教学以及学生对以后知识的理解,可作适当的扩展,让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解,同时根据新课改的要求,尽量发挥学生学习的自主性,鼓励学生自主总结出规律。 (二)教学内容与学习水平 二、学情分析 经过初三化学和化学必修1的学习,学生已经学习了一些元素的单质及其化合物的性质,如钠、镁、铝、硅、硫、氯,但对这些元素性质的了解是零散的。已经掌握了核外电子分层排布的知识,会画出1-18号元素的原子结构示意图,具备了学习这节内容的知识基础,为周期律的学习奠定基础。但学生的差异是客观存在的,教师只有全面了解学生情况,才能做到因材施教,有的放矢。本次教学设计主要针对的是普通中学高一年级的学生,该阶段的学生思维敏捷活泼,但不够严谨,抽象思维能力薄弱。虽然学生也已经初步掌握了科学探究的基本程序和方法,具备了自主学习的、合作学习、表达交流的能力,但是对于数据的分析和处理、从大量科学事实中抽象出科学本质的方法还有待进一步学习和加强。而“元素周期律”理论性强,要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境,激发学生学习兴趣,帮助学生掌握本节课的内容。 三、教学目标 知识与技能: ①知道元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。

(完整版)《元素周期律》教学设计

课题:元素周期律 概述 本节内容选自高等教育出版社中等职业教育课程改革国家规划新教材化学(通用类)第一章《物质的结构及变化》第一节第二个标题。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础,是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导,因此,本章是本书乃至整个中学化学教材的重点,元素周期律的导出以理论为指导,以事实为依据;元素周期律知识的得出,不仅有理论推导,还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且,理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行,因此,本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳,并在学习的过程中帮助学生查漏补缺,采取综合列表、讨论的方法,让学生通过讨论并运用初中学过的知识,从中总结出规律性。 教学目标分析: 1、知识与技能目标: (1)使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、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。 2、过程和方法目标: (1)培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 (2)培养学生的逻辑推理能力。 3、情感态度与价值观目标: (1)使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点,量变、质变的观点。 (2)通过对元素周期律的学习,使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质,宏观与微观相互转化等观点。 学习者特征分析 本节课的教学对象是高一学生,对事物的变化规律有一定的认识,思维活跃,想象力丰富;对于探索未知的宏观世界有浓厚的兴趣,他们在学习了碱金属元素和卤素的基础上,进一步学习元素周期律,感到熟悉,概括性强,学习这部分内容只需要具备分析问题,解决问题,类比推理的能力 教学重点: 1、原子的核外电子排布和元素主要性质的周期性变化规律。 2、元素周期律的实质。 教学难点: 元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质

人教课标版高中化学必修2《元素周期律》第三课时探究教案

第二节元素周期律 第三课时元素周期表与元素周期律的应用 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。 五、教学方法:启发——归纳——应用 六、课前准备:多媒体、实物投影仪 七、课时安排:1课时 八、教学过程 (一)检查预习,了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。 (二)情景导入,展示目标 [新课导入] 元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论,它的重要性体现在什么地方呢?这就是我们这节课要学习的内容。 [板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。 (三)合作探究,精讲点拨 师: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、影响着元素的性质(称简“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。 师:请同学们打开周期表观察:用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素?如果沿着硼(B)、铝(A1);硅(Si)、锗(Ge);砷(As)、锑(Sb);碲(Te)钋(Po)画一折线,则位于折线左侧的是什么元素?折线右侧的又是什么元素? [板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系 【例题剖析】 【例1】X.Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、X的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低 C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定 D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 【教师精讲】本题考查元素的非金属性强弱的判断,要熟记并理解判断标准,不能随意变换标准。 [知识拓展]元素金属性,金属活动性区别(优化设计)

2017-2018学年高中化学选修三课时跟踪检测四 元素周期律 含解析 精品

课时跟踪检测(四)元素周期律 1.下列关于微观粒子半径的说法正确的是() A.电子层数少的元素的原子半径一定小于电子层数多的元素的原子半径 B.核外电子层结构相同的单核粒子,半径相同 C.质子数相同的不同单核粒子,电子数越多半径越大 D.原子序数越大,原子半径越大 解析:选C由于同周期主族元素原子半径逐渐减小,故第三周期ⅦA族的原子半径不一定比上一周期ⅠA族元素原子半径大,如r(Li)>r(Cl)。对于核外电子层结构相同的单核离子和原子,半径是不同的。质子数相同的不同单核粒子,阴离子半径>原子半径>阳离子半径。原子序数增大,原子半径不是一直增大,而是周期性变化。 2.下列各组原子中,第一电离能前者大于后者的是() A.S和P B.Mg和Al C.Na和Mg D.Ne和He 解析:选B S和P的价电子构型分别为3s23p4和3s23p3,由于P原子p轨道处于半充满状态,较稳定,所以I1(S)<I1(P)。Na、Mg和Al的价电子构型分别为3s1、3s2、3s22p1,镁原子s轨道处于全充满状态,故其第一电离能最大;D项中He与Ne同族,I1(He)>I1(Ne)。 3.下列有关电离能的说法中,正确的是() A.第一电离能越大的原子失电子的能力越强 B.第一电离能是元素的原子失去核外第一个电子需要的能量 C.同一周期中,主族元素原子第一电离能从左到右越来越大 D.可通过一种元素各级电离能的数值,判断元素可能的化合价 解析:选D第一电离能是气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量;元素原子的第一电离能越大,表示该元素的原子越难失去电子;从总的变化趋势上看,同一周期中元素的第一电离能从左到右逐渐增大,但有反常,如I1(N)>I1(O)。 4.如图表示前20号元素的原子序数和气态原子失去核外第一个电子所需的能量的变化关系,其中A、B、C各点表示的元素是()

大学无机化学大一理论部分总复习

第1章 化学基础知识 一、理想气体气体状态方程 理想气体:分子之间没有相互吸引和排斥,分子本身的体积相对于气体所占体积可以忽略(具有质量的几何点)。 理想气体与实际气体产生偏差原因: ①气体分子本身的体积 ②分子间力 实际气体在低压和高温的条件下,接近理想气体。 计算:pV = nRT ; 注意单位kPa(Pa)、m 3(L)、mol 、8.314、K 标准条件(standard condition,或标准状况) 101.325kPa 和273K (即0℃)--STp 二、气体分压定律 分压:一定温度下,混合气体中的某种气体单独占有混合气体的体积时所呈现的压强。 分压定律:p B = x B p 总 p 总=p 1+p 2+p 3+…p B 三、稀溶液的依数性 前提:难挥发 非电解质 稀溶液 溶液蒸气压降低:△p = k b 沸点升高:△T b = k b b 凝固点降低:△T f = k f b 渗透压:Π = cRT 依数性……仅与溶液中溶质的质点数有关,而与溶质的特性无关。 b:1000g 溶剂中的溶质的物质的量。 沸点:0.1mol·L -1NaCl 和蔗糖水溶液? 第3章 化学热力学基础 3-1 热力学第一定律 ※ 状态函数的特征 :状态函数的改变量只决定于过程的始态和终态,与变化所经历的途径无关。 热: 规定:体系吸热 Q >0 体系放热 Q <0 功: 规定:体系对环境做功 W< 0;环境对体系做功 W>0 功有多种形式,若不注明,一般只讨论气体的体积功 W=F·△L =p·S·(-△V/S) = - p·△V (理想气体任意过程) 热力学第一定律 △U= Q + W K 97.271K 033.1-K 273(葡)△-K 273)葡(K 033.1kg mol 95mol kg K 86.1(葡)(葡)△得根据:△kg mol 95g 100g 1000mol g 180g 10)水()葡((葡)解:水中,求溶液凝固点g 100葡萄糖溶于 g 10.152f 111 1 ====????===?=??==-----f f f f f T T b k T b k T m n b

高二化学选修三同步配套练习试题 1.2.2 元素周期律

1.2 原子结构与元素的性质第2课时元素周期律 练基础落实 知识点1 原子半径的周期性变化 1.下列元素原子半径依次增大的是( ) A.C、N、O、F B.Mg、Al、Si、S C.B、Be、Mg、Na D.Mg、Na、K、Ca 2.按原子半径由小到大的顺序排列正确的是( ) A.Mg、B、Al B.Al、Mg、B C.Mg、Al、B D.B、Al、Mg 知识点2 电离能及其变化规律 3.下列各组元素,按原子半径依次减小,元素第一电离能逐渐升高的顺序排列的是( ) A.K、Na、Li B.Al、Mg、Na C.N、O、C D.C l、S、P 4.同周期有下列电子排布式的原子中,第一电离能最小的是( ) A.n s2n p3 B.n s2n p4 C.n s2n p5 D.n s2n p6 知识点3 电负性及其变化规律 5.下列关系中正确的是( ) A.电负性O>S>As,原子半径r(O)<r(S)<r(As) B.电负性O<S<As,原子半径r(O)<r(S)<r(As) C.电负性O<S<As,原子半径r(O)>r(S)>r(As) D.电负性O>S>As,原子半径r(O)>r(S)>r(As) 6.下列各组元素按电负性大小的顺序排列,正确的是( ) A.F>N>O B.O>Cl>F C.As>P>H D.Cl>S>As 7.不能说明X的电负性比Y的大的是( ) A.与H2化合时X单质比Y单质容易 B.X的最高价氧化物的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强 C.X原子的最外层电子数比Y原子最外层电子数多 D.X单质可以把Y从其氢化物中置换出来 练方法技巧

高三化学第五章物质结构元素周期律思维导图

1.构成原子的微粒及作用 1.构成原子的微粒及作用 原 子 ????? 原子核? ??? ? 质子(Z 个)——决定 的种类中子[(A -Z )个]在质子数确定后决定 种类同位素核外电子(Z 个)——最外层电子数决定元素的 性质 2.将下列核素符号(X)周围5个位置数字的含义填写在方框内 3.微粒之间的关系 (1)质子数(Z )=核电荷数=____________; (2)质量数(A )=________(Z )+________(N ); (3)阳离子的核外电子数=质子数-____________; (4)阴离子的核外电子数=质子数+______________。 考点二 元素、核素、同位素 1.元素、核素、同位素的关系 2.同位素的性质 同一元素的各种核素的________不同,________相同, 化学性质______________,物理性质____________。 考点三 核外电子排布 1.原子核外电子排布规律 (1)核外电子一般总是尽先排布在__________的电子层里。 (2)每个电子层最多容纳的电子数为________个。 ①最外层最多容纳电子数不超过____个(K 层为最外层时不超过____个)。 ②次外层最多容纳的电子数不超过______个,倒数第三层电子数最多不超过______个。 识记1-20号元素的特殊电子层结构 (1)最外层有1个电子的元素:H 、Li 、Na 、K ; (2)最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be 、Ar ; (3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C ; (4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素:O ; (5)最外层电子数是内层电子总数一半的元素:Li 、P ; (6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素:Ne ; (7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li 、Si ; (8)电子层数与最外层电子数相等的元素:H 、Be 、Al ; (9)电子层数是最外层电子数2倍的元素:Li 、Ca ; (10)最外层电子数是电子层数2倍的元素:He 、C 、S 。 考点一 元素周期表 1.原子序数 对于一个原子:原子序数=____________=____________=____________=____________-____________。 2.元素周期表 (1)编排原则: ①按____________递增顺序从左到右排列; ②将__________相同的元素排成一横行,共有____个横行。 ③把________________相同的元素按____________递增的顺序从上到下排成一纵列,共有____列。 (2分区 ①分界线:沿着元素周期表中______________与____________的交界处画一条斜线,即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 ②各区位置:分界线左下方为__________区,分界线右上方为______________区。 ③分界线附近元素的性质:既表现__________的性质,又表现____________的性质。 3.元素周期表中的特殊位置 (1)过渡元素:元素周期表中部从______族到______族10个纵列共六十多种元素,这些元素都是金属元素。 (2)镧系:元素周期表第____周期中,57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 (3)锕系:元素周期表第____周期中,89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 (4)超铀元素:在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。 考点二 元素周期律 1.定义 元素的性质随________的递增而呈________变化的规律。 2.实质 元素原子________________________的结果。 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐____ 逐渐____ 电子层数 ____ 逐渐____ 原子半径 逐渐____ 逐渐____ 离子半径 阳离子逐渐____阴离子逐渐____r (阴离子)__r (阳离子) 逐渐____ 性质 化合价 最高正化合价由 ____→____(O、F 除外)负化合价=__________ 相同最高正化合价=________(O 、F 除外) 元素的金属性和非金属性 金属性逐渐 非金属性逐渐 金属性逐渐____非金属性逐渐____ 离子的氧化、还原性 阳离子氧化性逐渐 ____阴离子还原性 逐渐____ 阳离子氧化性逐渐____阴离子还原性逐渐____ 气态氢化物稳定性 逐渐____ 逐渐____ 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐 酸性逐渐 碱性逐渐____酸性逐渐____ 4.元素金属性与非金属性的比较 (1)元素金属性强弱的判断依据 ①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度:越易反应,则对应金属元素的金属性越强。 ②根据金属单质与盐溶液的置换反应:A 置换出B ,则A 对应的金属元素的金属性比B 对应的金属元素的金属性强。 ③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱:单质的还原性越强,对应阳离子的氧化性越弱,元素的金属性越强(Fe 对应的是Fe 2+ ,而不是Fe 3+ )。 ④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,则对应金属元素的金属性越强。 ⑤根据电化学原理:不同金属形成原电池时,作负极的金属活泼; (A Z X )

第二节元素周期律 (第三课时)

第二节元素周期律(第三课时) 【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、非金属元素分区。(3)、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。 【基础知识】 一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 位 构性 【练习】X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是() A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、X的氢化物的沸点比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的溶液中置换出来 二、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 思考:1、标出下列有下划线元素的化合价:NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4 HClO4 2、总结最高正化合价与什么有直接关系? ___________________________________________________________________ 得出结论:主族元素最高正化合价=== 思考:写出下列化合物中有下划线元素的化合价:Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCl与HClO4分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系,并解释其原因。 得出结论:。 【练习】某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4,则其气态氢化物的化学式为:; 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:。 三、元素周期律、元素周期表的应用

1、预测未知物的位置与性质 【练习】Ra(镭)是原子序数最大的第ⅡA族元素,下列说法不正确的是() A、原子半径是第ⅡA族中最大的 B、遇冷水能剧烈反应 C、位于第七周期 D、Ra(OH)2是两性氢氧化物 2、寻找所需物质 在能找到制造半导体材料,如; 在能找到制造农药的材料,如; 在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。 【自主探究】 (08年海南高考卷)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________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)。 【自我测试】 1.元素周期表里金属元素和非金属元素分界线附近的元素可能用于 ( ) A.制新农药 B.制半导体材料 C.制新医用药物 D.制高温合金 2.下列说法中正确的是 ( ) A.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数 B.非金属元素呈现的最低化合价,其绝对值等于该元素原子的最外层电子数 C.最外层有2个电子的原子都是金属原子 D.最外层有5个电子的原子都是非金属原子 3.某元素x的最高价含氧酸的化学式为H n XO2n-2:,则在某气态氢化物中,x元素的化合价为 ( ) A.一(12—5n) B.一(12—3n) C.一(6—3n) D.一(10一n) 4.X、Y、Z三种元素原子具有相同的电子层数,x的最高价氧化物对应水化物呈碱性,Y的最高价氧化物对应水化物呈酸性,而z的最高价氧化物对应水化物呈两性,则它们的原子序数逐渐增加的顺序是 ( ) A.X、Y、Z B.X、Z、Y C.Z、Y、X D.Y、Z、X 5.下列叙述能说明金属A比金属B更活泼的是 ( ) A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B.A原子的电子层数比B原子多 C.1 mol A从酸中置换出的H:比l mol B多 D.常温下,A能从水中置换出氢气,而B不能 6.下表是元素周期表的一部分。表中所列的字母分别代表某一化学元素。下列叙述中正确的是 ( )

高中化学选修3物质结构与性质全册知识点总结

高中化学 选修3知识点总结 主要知识要点: 1、原子结构 2、元素周期表和元素周期律 3、共价键 4、分子的空间构型 5、分子的性质 6、晶体的结构和性质 (一)原子结构 1、能层和能级 (1)能层和能级的划分 ①在同一个原子中,离核越近能层能量越低。 ②同一个能层的电子,能量也可能不同,还可以把它们分成能级s 、p 、d 、f ,能 量由低到高依次为s 、p 、d 、f 。 ③任一能层,能级数等于能层序数。 ④s 、p 、d 、f ……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。 ⑤能层不同能级相同,所容纳的最多电子数相同。 (2)能层、能级、原子轨道之间的关系 :能层的序数)。 n (22n 每能层所容纳的最多电子数是:

2、构造原理 (1)构造原理是电子排入轨道的顺序,构造原理揭示了原子核外电子的能级分 布。 (2)构造原理是书写基态原子电子排布式的依据,也是绘制基态原子轨道表示式 的主要依据之一。 (3)不同能层的能级有交错现象,如E (3d )>E (4s )、E (4d )>E (5s )、E (5d )>E (6s )、E (6d )>E (7s )、E (4f )>E (5p )、E (4f )>E (6s )等。原 子轨道的能量关系是:ns <(n-2)f < (n-1)d <np (4)能级组序数对应着元素周期表的周期序数,能级组原子轨道所容纳电子数目 对应着每个周期的元素数目。 ;最 2 n 2根据构造原理,在多电子原子的电子排布中:各能层最多容纳的电子数为外层不超过8个电子;次外层不超过18个电子;倒数第三层不超过32个电子。 (5)基态和激发态 ①基态:最低能量状态。处于 最低能量状态 的原子称为 基态原子 。 ②激发态:较高能量状态(相对基态而言)。基态原子的电子吸收能量后,电子 跃迁至较高能级时的状态。处于激发态的原子称为激发态原子 。 ③原子光谱:不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收(基态→激发态)和放出(激发态→较低激发态或基态)不同的能量(主要是光能),产生不同的光谱——原子光谱(吸收光谱和发射光谱)。利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定 元素。 3、电子云与原子轨道

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