第四讲 元素周期律

元素周期律

一、原子结构

1、元素、核素、同位素的定义

11H

12H 13H 为______种元素，_______种核素，它们互为__________。

2、原子结构：

原子序数=核电荷数=质子数 质子数+中子数=质量数 二、元素周期表 1、结构：

共_____个周期，_____主族A ，_____副族B ，一个_____族，一个____族，共____列。 2、位置表示：如Cl 元素在元素周期表中的位置是_______________________ 3、失电子能力强弱判断标准：

（1）____________________________________________

(2)____________________________________________________________________ 4、得电子能力强弱判断标准：

(1)__________________________________________________________________ (2)_________________________________________________________________ 三、元素周期律

1、原子半径：_______________________________________________________

2、化合价：_________________________________________________________

最高正价=主族序数（O 、F 除外） 最低负价=主族序数-8

3、得失电子能力：_____________________________________________________

四、化学键

1、化学键：

2、化合物：

1.（08广东卷）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202

78

Pt的说法正确的是（

A．202

78Pt和198

78

Pt的质子数相同，互称为同位素

B．202

78Pt和198

78

Pt的中子数相同，互称为同位素

C．202

78Pt和198

78

Pt的核外电子数相同，是同一种核素

D．202

78Pt和198

78

Pt的质量数不同，不能互称为同位素

2.（08全国Ⅱ卷）某元素的一种同位素X的原子质量数为A，含N个中子，它与1 H原子组

成H m X分子，在agH m X中所含质子的物质的量是（）

A．a

A＋m(A－N＋m)mol B．a

A(A－N)mol

C．a

A＋m(A－N)mol D．a

A(A－N＋m)mol

3．（08广东卷）根据表1信息，判断以下叙述正确的是（）

表1部分短周期元素的原子半径及主要化合价

A．氢化物的沸点为H2T＜H2R B．单质与稀盐酸反应的速率为L＜Q C．M与T形成的化合物具有两性D．L2＋与R2－的核外电子数相等

4.（08江苏卷）下列排列顺序正确的是（）

①热稳定性：H2O＞HF＞H2S ②原子半径：Na＞Mg＞O

③酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4④结合质子能力：OH-＞CH3COO-＞Cl-

A．①③B．②④C．①④D．②③

元素周期率与元素周期表

专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是

元素周期律讲义

元素周期律讲义 我们将核电荷数1～18的元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价列成表(表5-5)来加以讨论。为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。显然原子序数在数值上与这种原子的核电荷数相等。表5-5就是按原子序数的顺序编排的。 讨论 1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填在表5-6中。

讨论 2．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化(稀有气体元素暂不考虑)？将讨论的结果填在表5-7中，并与图5-5做对照。 讨论 3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入表5-8。

从上述讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性的变化。我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定的，那么，我们是否可以认为元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化？下面通过实验来研讨这个问题。 元素金属性的强弱，可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断。如果元素的单质跟水(或酸)反应置换出氢容易，而且它的氢氧化物碱性强，这种元素金属性就强，反之则弱。 元素非金属性的强弱，可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。如果元素的最高价

氧化物的水化物的酸性强，或者它跟氢气生成气态氢化物容易且稳定，这种元素的非金属性就强，反之则弱。 下面按照这个标准，研究11～18号元素的金属性、非金属性的变化情况。 第11号元素是钠。我们知道，钠是一种非常活泼的金属，能与冷水迅速发生反应，置换出水中的氢。钠的氧化物的水化物——氢氧化钠显强碱性。 第12号元素镁，它的单质与水反应的情况怎样呢？ *【实验5-1】取两个段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加3mL水，并往水中滴2滴无色酚酞试液。观察现象。然后，加热试管至水沸腾。观察现象。 讨论 1．镁与水(冷、热)反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。 2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。 我们再来研究第13号元素铝。 *【实验5-2】取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。 讨论 1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。 2．镁和铝的金属性哪种强？说明判断的根据。 下面，我们再来研究铝的氧化物的性质。在一定的条件下，Al2O3既能与盐酸作用，又能与NaOH溶液反应。反应的化学方程式为：

高中化学元素周期律知识点规律大全

高中化学元素周期律知识点规律大全 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，23 Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． 11 [原子核外电子运动的特征] (1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少． (2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少． (3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外

元素周期律和元素周期表习题

元素周期律和元素周期表习题 知识网络 中子N 原子核 质子Z 原子结构 ： 电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li Na +>Mg 2+>Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+>Fe 3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应 元素的金属性或非金属性强弱的判断依据 决定原子呈电中性 编排依据 具体表现 形式 X) (A Z 七主七副零 和八 三长三短一不全

(完整版)元素周期律和元素周期表易错知识点

元素周期律和元素周期表易错知识点 【判断正误】 1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素 2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定 3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA 4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大 5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间 6．原子量是原子质量的简称 7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径 8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大 9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构 10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是： （1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子 11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数） 12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强 13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强 14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以HF.HCl.HBr.HI的酸性逐渐减弱15．Ⅰ A族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。 16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子 19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数 20．IA族元素都是碱金属； 21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数 22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N（对） 24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。 25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族 26．HClO的结构式为H-Cl-O 27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素 28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素 29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n 30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY 31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 化学键易错知识点 【判断正误】 1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物 2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物； 3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物； 4．共价键和离子键都只有存在于化合物中 5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物 6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成 6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成 7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键 8．任何分子内一定存在化学键 9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键

(完整版)元素周期律教案(详细)

元素周期律教案 一、教材分析 本教材是利用已经学过的简单的元素以其化合物，如碱金属和卤素两类元素的知识，以及原子结构的理论知识，在此基础上引导学生揭示元素周期律和原子结构关系，从而揭示出元素周期律的实质。 二、教学目标 知识与技能方面： 1.了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和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。 过程与方法方面：通过学习元素周期律，培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。 情感态度与价值观方面：通过引导观察比较，对比归纳的方法增强学生的学习兴趣和学习自信。 三、教学重点和难点 了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化是本节课的教学重点。认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质则是本节课的教学难点。四、教学方法 本节课将采用启发式教学和引导讨论式的教学方法。 五、教学过程

教学 环节 教师活动学生活动设计意图 环节一：导入新课[讲述]我们在上学期已经学习了碱金属和卤素，同 学们你们回忆一下你们在学习这两节内容知道了什 么？有没有什么规律可循呢？ [回答]碱金属 都有金属性，而 且金属性强弱 不同。卤素都具 有氧化性，但氧 化性的强弱不 同。 情境创设， 导入新课 使学生容 易接受 过渡[讲述]同学们总结的很好。卤素不但性质相似结构 也相似。那么除了碱金属和卤素有规律可寻外其他 元素是否也有规律可寻呢？迄今世界上已经发现了 一般多种元素，那么这一般多种元素是否也同样有 相似之处呢？这些元素的原子结构和性质有关系 吗？今天就让我来带领大家学习一下关于元素周期 律的知识。 [倾听]为学习元 素周期律 做了更好 的铺垫 环节二：观察元素周期表找到规律[提问]首先让同学们来观察一下这个元素周期表， 从周期表里面大家能观察到有什么规律可寻吗？请 大家仔细观察然后给我说说你们观察到了什么？ [提问]同学们说的很正确，它们的化合价和半径都 有变化，那么它们是有规律的变化还是没有规律的 变化呢？ [讲述]对，同学们分析的很到位，我们发现随着原 子序数，原子核外电子排布也在发生变化。首先我 要告诉同学们我们把元素周期表的数列我们叫做主 族，我们把同一行叫做同一周期。下面大家再看看 这张表格。这是我们通过观察图片就能得到的信息。 从上面的表格中我们知道了，同一周期原子半径逐 [回答]它们的 化合价有变化， 它们的半径有 变化。 [回答]它们的 化合价有正负， 而且从左边大 多都是正价，右 边大多都是负 价，最后面的一 竖列都是0价。 通过观察 元素周期 表获得一 些元素周 期变化的 规律。

元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版

元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行，个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。 第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期，设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。 7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单

质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力FeCu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性： 同主族元素的原子，最外层电子数，决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次，原子的电子层数依次，原了半径逐渐；原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性： 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数，但从左到右核电荷数依次，最外层电子数依次，原子半径逐渐（稀有气体元素除外）。原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐。 1.位、构、性的关系 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 （1）由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。 He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54、Rn：86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周

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。

完整版元素周期律知识点总结

”核外电子（Z 个） 1.微粒间数目关系 最外层电子数决定元素的化学性质 质子数（Z ）=核电荷数=原子数序 原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。 质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数 4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 4.1~20号元素组成的微粒的结构特点 元素周期律 决定原子种类 ，中子N （不带电荷）, ________________________ f 原子核- 质量数（A=N+Z I 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________ 豪同位素 （核素） —近似相对原子质量 事元素 T 元素符号 原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿 1 --- 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子J 运动特征 J L 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 决定原子呈电中性 原子(AZ X) _______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子 核卜 中子 （A-Z ）个 决定同位素种类 中性原子：质子数 =核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数 =核外电子数一 所带电荷数 2. 原子表达式及其含义 X d ± 表示X 原子的质量数；Z 表示元素 X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数；c ±表示微粒所带的电荷 数；±）表示微粒中X 元素的化合价。 3.原子结构的特殊性 （1~18号元素） 1. 原子核中没有中子的原子: 2 ?最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等: 4Be 、i8Ar ; ②最外层 电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数 3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数 10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。 3 ?电子层数与最外层电子数相等: i H 、 4Be 、 13Al 。 5 .次外层电子数为最外层电子数 2 倍：3Li 、 i4Si 6 .内层电子总数是最外层电子数 2 倍：3Li 、 15P 。 （1）.常见的等电子体 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。

门捷列夫发现元素周期律

门捷列夫发现元素周期律 到1869年止，已有63种元素被人们所认识。进一步寻找新元素成为当时化学家最热门的课题。但是地球上究竟有多少元素？怎样去寻找新的元素？却没有人能作比较科学的回答。寻找新元素的工作也固缺乏正确的理论指导，而带有很大的盲目性，常常白白地耗费了许多精力。 在对物质、元素的广泛研究中，关于各种元素的性质的资料，积累日愈丰富，但是这些资料却是繁杂纷乱的，人们很难从中获得清晰的认识。整理这些资料，概括这些感性知识，从中摸索总结出规律，这是摆在当时化学家面前一个急待解决的课题，同时也是科学和生产发展的必然要求。在这样的科学背景下，从事元素分类工作和寻找元素之间内在联系的许多化学家，经过长期的共同努力，取得了一系列研究成果，其中最辉煌的成就是俄国化学家门捷列夫和德国化学家迈尔先后发现的化学元素周期律。 化学元素周期律的发现 道尔顿提出了科学的原子论后，许多化学家都把测定各种元素的原子量当作一项重要工作，这样就使元素原子量与性质之间存在的联系逐渐展露出来，1829年德国化学家德贝莱纳提出了“三元素组”观点，把当时已知的44种元素中的15种，分成5组，指出每组的三元素性质相似，而且中间元素的原子量等于较轻和较重的两个元素原子量之和的一半。例如钙、锡、钡，性质相似，铬的原子量大约是钙和钡的原子量之和的一半。氯、溴、碘以及银、钠、钾等元素也有类似的关系。然而只要认真一点，就会发现这样分类有许多不能令人满意的地方，所以并没有引起化学家们的重视。 1862年，法国化学家尚古多提出一个“螺旋图”的分类方法。他将已知的62种元素按原子量的大小顺序标记在绕着圆柱体上升的螺旋线上，这样某些性质相近的元素恰好出现在同一母线上。因此他第一个指出了元素性质的周期性变化。可是他的报告照样无人理睬。1864年，德国化学家迈尔在他的《现代化学理论》一书中刊出一个“六元素表”。可惜他的表中只列出了已知元素的一半，但他已明确地指出：“在原子量的数值上具有一种规律性，这是毫无疑义的”。1865年，英国化学家纽兰兹提出了“八音律”一说。他把当时已知的元素按原子量递增顺序排列在表中，发现元素的性质有周期性的重复，第八个元素与第一个元素性质相近，就好像音乐中八音度的第八个音符有相似的重复一样。纽兰兹的工作同样被否定，当时的一些学者把八音律斥之为幼稚的滑稽戏，有人甚至挖苦说：“为什么不按元素的字母顺序排列呢？那样，也许会得到更加意想不到的美妙效果。”“六元素表”、“八音律”是存在许多错误，但是应该看到，从三元素组”到“八音律”都从不同的角度，逐步深入地探讨了各元素间的某些联系，使人们一步步逼近了科学的真理。以前人工作所提供的借鉴为基础，门捷列夫通过顽强努力的探索，于1869年2月先后发表了关于元素周期律的图表和论文。在论文中，他指出： （1）按照原子量大小排列起来的元素，在性质上呈现明显的周期性。 （2）原子量的大小决定元素的特征。 （3）应该预料到许多未知元素的发现，例如类似铝和硅的，原子量位于65一75之间的元素。 （4）当我们知道了某些元素的同类元素后，有时可以修正该元素的原子量。这就是门捷列夫提出的周期律的最初内容。 门捷列夫深信自己的工作很重要，经过继续努力，1871年他发表了关于周期律的新的论文。文中他果断地修正了1869年发表的元素周期表。例如在前一表中，性质类似的各族是横排，周期是竖排；而在新表中，族是竖排，周期是横排，这样各族元素化学性质的周期

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

元素周期表发现简介

元素周期表的发展 作者： （兰州城市学院化学与环境科学学院，甘肃兰州 730070） 摘要：本文通过讨论元素周期表的发展历史，介绍了随着科学的发展及认识的不断深化人们研制出许多种类型的元素周期表，通过对元素周期表进行了详细的解读，让人们更好的了解化学这门学科的发展历史。关键词：元素周期表；门捷列夫，元素 元素周期表的发展史含有丰富的化学史资源，“化学史是了解化学史上重大事件和重要人物，以及重要化学概念的形成、法则和原理的提出、化学理论的建立的重要途径”[1]。本文就通过讲述元素周期表的几个发展阶段介绍了有关元素周期表的内容。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，随着科学的发展及认识的不断深化人们研制出许多种类型的元素周期表，使其进一步趋于合理化和科学化。 1 元素周期表的历史发展 1661年波义再提出元素的科学概念，化学确立为一门科学。随着采矿，冶金，化工等工业的发展，人们对元素的认识也逐渐丰富起来，到了十九世纪后半叶，已经发现了六十余种元素，这是为找寻元素问的规律提供了条件。1869年，俄国化学家捷列夫在总结前人经验的基础上发现著名的化学元素周期律，这是自然界中重要的规律之一。有了周期律，人们对元索性质变化的内在规律性有了比较系统的认识。门捷列夫根据他发现的元素周期律，把元素按原子量的大小排列起来；构成图表的形式，这就是第一比重元素周期表。门捷列夫还根据元素周期律正确的修改了铍，铟等七种元素的原子量，并预言了当时尚未发现的原子量为44(Sc )，68(Ga )和72 (G )等元素的存在和性质。1875至1886年之间，科学家在自然界发现了这3种素。这

无疑使门捷列夫成名垂青史的化学家。值得一提的是，德国化学家Meyer于1870年也独立作出了几乎相同于门捷列夫周期律的观点的结论。 从19世纪末20世纪初人们又发现了许多新元素，于是对门捷列夫周期表进行了一定的调整，最明显的是增加了一个竖行(族)，即稀有气体，并以镧系元素系列取代了Ba和之间的一种元素2O世纪初元素总数已增85，在之后的25年中，又发现了铀等超重元素。后来，核裂变反应的实现导致了更多的超元素的发现。1964—1968年，苏联科学家首先合成了104号和105号元素，并在此基础上[2]，合在了106号元素。20世纪80年代初，德国人合成了107，108，109等3种元素。1994年，德国研究中心首次合成1l0号元素，1个月之后，苏联和美国的科学家一道合成了110号元素的原子量为273的同位素。通过对110号元素进行分析，发现其性质与Ni，Pd，Pt相似，这有力地证明了目前元素周期表排列的科学家。1996年德国GSI实验室合成并确证了111和112号元素。上述新元素的合成都得益于元素周期表，又丰富和发展了元素周期表。 2.1、元素周期表的演化 2.1.1尚古多的“螺旋图” 1862年，法国矿物学教授尚古多创作了“螺旋图”。元素按原子量的大小围绕着圆柱体进行排布，让性质相似的元素排布在同一条垂线上，如Li—Na—K、Cl—Br—I等，由此提出元素的性质有周期性变化的规律。 由于原子量差值为16的元素之间的性质并非都类似，而且原子

元素周期律和元素周期表的重要意义

元素周期律和元素周期表的重要意义 元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。 （1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 （2）在自然科学方面，周期表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，周期表为发展过渡元素结构、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，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。 （3）在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 ①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 ②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 ③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 ④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 ⑤矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序的元素较多，奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。 有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。

物质结构元素周期律知识点总结

物质结构 元素周期律 中子N （不带电荷） 同位素 （核素） 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 核外电子 运动特征 电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ① 、 原子最外层电子数呈周期性变化 元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化 ③、元素主要化合价呈周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li Na + >Mg 2+ >Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+ >Fe 3+ 决定 编排依据 具 体 表 现 形式 X) (A Z 七 主 七 副零和八 三长三短一不全

元素周期表的发现

一、元素周期表发现史 在化学教科书中，都附有一张“元素周期表”。这张表揭示了物质世界的秘密，把一些看来似乎互不相关的元素统一起来，组成了一个完整的自然体系。它的发明，是近代化学史上的一个创举，对于促进化学的发展，起了巨大的作用。看到这张表，人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。 德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。这个时代，正是欧洲资本主义迅速发展时期。生产的飞速发展，不断地对科学技术提出新的要求。化学也同其它科学一样，取得了惊人的进展。门捷列夫正是在这样一个时代，诞生到人间。门捷列夫从小就热爱劳动，热爱学习。他认为只有劳动，才能使人们得到快乐、美满的生活；只有学习，才能使人变得聪明。 门捷列夫在学校读书的时候，一位很有名的化学教师，经常给他们讲课。热情地向他们介绍当时由英国科学家道尔顿始创的新原子论。由于道尔顿新原子学说的问世，促进了化学的发展速度，一个一个的新元素被发现了。化学这一门科学正激动着人们的心。这位教师的讲授，使门捷列夫的思想更加开阔了，决心为化学这门科学献出一生。 门捷列夫在大学学习期间，表现出了坚韧、忘我的超人精神。疾病折磨着门捷列夫，由于丧失了无数血液，他一天一天的消瘦和苍白了。可是，在他贫血的手里总是握着一本化学教科书。那里面当时有很多没有弄明白的问题，缠绕着他的头脑，似乎在召呼他快去探索。他在用生命的代价，在科学的道路上攀登着。他说，我这样做“不是为了自己的光荣，而是为了俄国名字的光荣。”——过了一段时间以后，门捷列夫并没有死去，反而一天天好起来了。最后，才知道是医生诊断的错误，而他得的不过是气管出血症罢了。 由于门捷列夫学习刻苦和在学习期间进行了一些创造性的研究工作，一八五五年，他以优异成绩从学院毕业。毕业后，他先后到过辛菲罗波尔、敖德萨担任中学教师。这期间，他一边教书，一边在极其简陋的条件下进行研究，写出了《论比容》的论文。文中指出了根据比容进行化合物的自然分组的途径。一八五七年一月，他被批准为彼得堡大学化学教研室副教授，当时年仅二十三岁。 攀登科学高峰的路，是一条艰苦而又曲折的路。门捷列夫在这条路上，也是吃尽了苦头。当他担任化学副教授以后，负责讲授《化学基础》课。在理论化学里应该指出自然界到底有多少元素？元素之间有什么异同和存在什么内部联系？新的元素应该怎样去发现？这些问题，当时的化学界正处在探索阶段。近五十多年来，各国的化学家们，为了打开这秘密的大门，进行了顽强的努力。虽然有些化学家如德贝莱纳和纽兰兹在一定深度和不同角度客观地

化学必修二(鲁科版)元素周期律和元素周期表

元素周期律和元素周期表 作者：陆秀臣文章来源：本站原创点击数：2278 更新时间：2007-3-23 “新世纪”（鲁科版）必修2 第二节元素周期律和元素周期表 一．教材分析 （一）知识脉络 本节教材采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；再在元素周期律的基础上引导他们发现周期表中元素排布的规律，认识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预测同主族元素的性质奠定基础；同时，以铁元素为例，展示了元素周期表中能提供的有关元素的信息和金属与非金属的分区；最后以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的异同。 （二）知识框架

（三）新教材的主要特点：

新教材通过对元素周期律的初探，利用图表（直方图、折线图）等方法分析、处理数据，增强了教材的启发性和探究性，注重学生的能力培养，如作图、处理数据能力、总结概括的能力，以及利用数据得出结论的意识。 二．教学目标 （一）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、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。 2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。 3．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。 （二）过程与方法目标 1．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表（直方图、折线图）分析、处理数据的能力。 2．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。 3．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。 （三）情感态度与价值观目标 1．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。 2．学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。 三、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点 元素周期律和元素周期表的结构。 （二）方法上重点、难点 学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。四、教学准备