1.2元素周期律

第一单元物质结构

1．2 元素周期律

【知识结构】

【考点诠释】

1、金属性和非金属性

（1）概念剖析

金属性、非金属性都是元素原子的性质。金属性常表示元素的原子失去电子的倾向；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。

而单质的活泼性指的是单质(物质)的性质。金属活动性是按金属单质在水中或酸中置换氢的难易和剧烈程度。非金属单质的活泼性。一般即该单质的氧化性，与其分子结构有关系（如N的非金属性强(可形成氢键)，但N2是十分稳定的，因为其氮分子内形成了很强的共价键）。

金属性或非金属性强弱通常是通过金属单质或非金属单质的活泼性进行判断（不一致时例外，如O与Cl的非金属性和Cl2与O2单质和活泼性，Sn与Pb的金属性与金属活泼性，因此严格来说不完全正确）。

（2）金属性强弱判断

①根据原子结构判断：原子半径越大（电子层数越多），最外层电子数越少，金属性越强。

②依金属活动顺序表判断

金属活动顺序表中，一般位置越后的金属，金属性越弱，原子的还原性越弱。

例外：金属活动性：Sn>Pb，但元素的金属性：Pb > Sn。

③依元素周期律判断

同一周期，从左到右，金属性减弱，原子的还原性逐渐减弱，其对应的阳离子的氧化性逐渐增强。

同一主族，从上到下，金属性增强，原子的还原性逐渐增强，其对应的阳离子的氧化性逐渐减弱。

④根据金属原子失电子吸收的能量判断

元素的原子或离子得到或失去电子时必然伴随着能量的变化。就金属原子失电子而言，在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少，失电子越难，吸收的能量越多，故根据金属原子在相同条件下失电子时吸收能量的多少可判断金属元素的金属性强弱。

⑤根据元素的最高价氧化物水化物的碱性强弱判断

如碱性：LiOH

再如：NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物，则金属性强弱顺序为：Na> Mg>Al。

⑥根据金属单质与水或酸反应置换出氢的难易判断

与水反应越易、越剧烈的金属单质，其原子越易失电子，该金属活泼性越强，如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水反应，与冷水不反应，Al与热水反应很慢，则金属性：Na> Mg>Al。Fe与盐酸反应放出氢气，Cu与稀盐酸不反应，则金属性：Fe>Cu。

⑦依电化学中电极反应来判断

就原电池而言：负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其还原性：负极>正极，金属性：负极>正极。

就电解而言：电解过程中离子放电情况为：

阴极：Ag+>Hg2+>Cu2+>Fe2+ (氧化性) ，则元素金属性与之相反。

⑧根据物质间的置换反应来判断

氧化还原反应总是向着氧化剂的氧化性和还原剂的还原性减弱的方向进行，即氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。如比较铁和铜的金属性强弱时，可将通铁片放入硫酸铜溶液中，若铁片表面上生成单质铜（Fe+Cu2+→Fe2++Cu），则金属性：Fe>Cu （3）非金属性强弱判断

①根据原子结构判断

原子半径越小（电子层数越少），最外层电子数越多，非金属性越强。

②根据元素周期律判断

同周期元素由左到右，非金属性增强，原子的氧化性逐渐增强，其对应的阴离子的还原性逐渐减弱。如F＞O＞N＞C＞B；Cl＞S＞P＞Si等。

同主族元素由上到下，非金属性减弱，原子的氧化性逐渐减弱，其对应的阴离子的还原性逐渐增强。如F＞Cl＞Br＞I；O＞S＞Se；N＞P＞As等。

③根据气态氢化物的稳定性判断

气态氢化物的越稳定，非金属性越强。如稳定性：HF＞H2O＞HBr＞HI＞H2S＞PH3，所以非金属性：F＞O＞Br＞I＞S＞P。

④根据与氢气化合的难易

与H2化合反应越容易，非金属性越强。如F2、Cl2、Br2、I2与H2化合由易到难，所以非金属性F＞Cl＞Br＞I。

⑤根据最高价氧化物对应水化物的酸性

最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属越强。如酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4

＞H2CO3＞H4SiO4，则非金属性：Cl＞S＞P＞C＞Si。

⑥根据物质间的置换反应判断

由置换反应判断：强置弱。即非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。如：2F2＋2H2O→4HF＋O2↑（F2 >O2）；O2＋4HCl→2H2O＋2Cl2（地康法制Cl2）(O2>Cl2)；Cl2+2NaBr→2NaCl+Br2(Cl2>Br2) ；3Cl2＋2NH3→N2＋6HCl(Cl2>N2)；Cl2+H2S→S＋2HCl(Cl2>S)。

注意：依据置换反应来说明元素的非金属性强弱，非金属单质应做氧化剂，非金属单质做还原剂的置换反应不能作为比较非金属性强弱的依据。如I2+2HBrO3→Br2+2HIO3，这个反应也是置换反应，但体现的是I2的还原性大于Br2，并不是I2的氧化性大于Br2，这要和Br2+2KI→2KBr+I2区分开来。

⑦依据阴离子的还原性判断

非金属单质对应阴离子的还原性越强，则该非金属元素的非金属性越弱。常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是：S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，则非金属性S＜I＜Br＜Cl＜F。

⑧根据与变价金属反应时金属的价态判断

与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强。如Cu+Cl2→CuCl2；2Cu+S→ Cu2S，说明非金属性Cl＞S。

⑨根据非金属元素化合物中的化合价判断

不同非金属元素化合时，显负价的非金属性的较强。如：Cl2O中氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。

⑩根据非金属原子得电子放出的能量判断

非金属元素原子得电子放热，放热越多离子越稳定，非金属越强。如：X和Y两元素的原子，当它们分别获得一个电子后都能形成稀有气体的电子层结构，过程中X放出的能量大于Y，则X的氧化性大于Y。

2、微粒半径

一看电子层数。同主族元素，电子层数越多半径越大。如：I-＞Br-＞Cl-＞F-，I＞Br＞Cl＞F；K＞Na＞Li，Cs+＞Rb+＞K+。

二看核电荷数。电子层数相同（或电子层结构相同即电子数相同）时，核电荷数越多半径越小。如：11Na>17Cl，20Ca2+<19K+<17Cl-<16S2-。

三看电子总数：核电荷数相同时（即同种元素），核外电子总数越多半径越大。如：F

四找中间元素。如既不是同周期，又不是同主族，比较原子半径时，要寻找到合适的中间者。如Ce、P、O的半径大小比较，可找出中间元素N和Si。Ce>（Si）>P>（N）>O，所以：Ce、P、O的半径大小为：Ce>P>O。

3、非金属元素气态氢化物

非金属元素气态氢化物的稳定性、酸性、还原性等递变规律同学们往往不易掌握，同学们可以用以下二个方面去理解和掌握。

一可以“从个别到一般”的思维方法加以掌握。同周期的找H2S和HCl，同主族的找H2O和H2S就可以了。

二是从结构上加以理解。稳定性与H—X键能有关，H—X键能越大越稳定；还原性与非金属原子半径有关，半径越大，还原性越强；酸性则较复杂，同周期的则与键的极性强弱一致，极性越强，酸性越大；同主族的则与H—X键能大小相反，即键能越大越稳定就越难电离，酸性就越弱。

注意：（1）同周期非金属元素气态氢化物由于组成结构不同，相互之间的熔沸点没有规律；（2）熔点和沸点的顺序不完全一致（如：沸点：HF>HI,而熔点则是:HF

同主族气态氢化物的熔沸点随相对分子质量增大而升高，但NH 3、H 2O 、HF 由于分子间形成氢键反常的高。

4、元素周期表中的经验规律

（1）奇偶性一致原则

大多数元素（氮和稀有气体等某些元素外）的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价（包括大多数变价）的奇偶性一致。 （2）对角线规则

周期表中某一元素的性质，和它左上或右下方的另一元素性质的相似性，称为对角线规则。譬如处于第二周期的锂与第三周期的镁相似、铍—铝相似和硼—硅相似。这种对角相似仅限于此三对元素之间。 ①锂与镁的相似性：

★ 锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物。 ★ 锂、镁都能与氮气直接化合而生成氮化物。 ★ 锂、镁与水反应均较缓慢。

★ 锂、镁的碳酸盐在加热时均能分解为相应的氧化物和二氧化碳。

★值得注意的是，锂的金属性比镁强，氢氧化锂为强碱，氢氧化镁为中强碱，锂与水反应平缓不剧烈，镁则缓慢，氢氧化锂易溶，20℃溶解度是12.8g ，氢氧化镁难溶20℃溶解度是0.00095g 。

②铍与铝的相似性：

★铍、铝都既有金属性又有非金属性，既能溶于酸，也能溶于强碱。 ★铍和铝都能被冷的浓硝酸钝化。

★铍和铝的氧化物均是熔点高、硬度大的物质。

★铍和铝的氢氧化物Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，而且都难溶于水。

★铍和铝的氯化物都是共价型化合物，易升华，易聚合，易溶于有机溶剂。 ③硼与硅的相似性：

（3）位构性关系

①原子序数=核电荷数 周期序数＝原子的电子层数 主族序数＝原子最外层电子数 ②第三周期及三周期后的ⅠA 和ⅡA 元素的次外层电子数为8，三周期后的ⅢA ～ⅦA 及0族次外层电子数均为18。

③ⅢA ～ⅦA 主族元素非金属数目=主族序数-2。 ④第n 周期的最后一种金属元素处于第n 主族(n>1)，大于第n 主族元素为非金属元素。 ⑤最外层电子数为1～2的元素有：ⅠA 、ⅡA 、He 、还有所有的过渡元素，无法确定所在的族。

⑥同周期的ⅡA 与ⅢA 的原子序数差为：二、三周期为1，四、五周期为11，六、七周期为25，其余的同周期相邻主族元素的原子序数差均为1。

⑦同主族上下相邻两种元素的原子序数差规律是：ⅠA 、ⅡA 等于上周期的元素种数，ⅢA ～ⅦA 及0族等于下一周期的元素种数。如Na 与K 原子序数差等于第三周期的元素种数8，Cl 与Br 原子序数差等于第四周期的元素种数18。

⑧每一周期的元素种类分布规律为：()212

+n （ 周期序数n 为奇数），()2

22

+n （ 周期

序数n 为偶数）。记住每一周期的元素种数，就可以推算稀有气体元素的原子序数，预测

主族元素的位置。如第七周期的稀有气体元素原子序数=2+8+8+18+18+32+32=118，则114号元素就在第七周期ⅣA。

⑨非金属元素形成的阴离子与同周期的稀有气体元素结构相同，金属元素形成的阳离子与上一周期的稀有气体元素结构相同。如Na+同Ne，Cl-同Ar。

5、元素周期表应用

【例题精析】

【例1】X，Y，Z，M代表四种金属元素。金属X和Z用导线连接放入稀硫酸中时，X溶解，Z极上有氢气放出；若电解Y2+和Z2+共存的溶液时，Y先析出；又知M2+的氧化性强于Y2+。则这四种金属的活动性由强到弱的顺序为

A．X＞Z＞Y＞M B．X＞Y＞Z＞M C．M＞Z＞X＞Y D．X＞Z＞M＞Y 【考点分析】该题以“电化学”为载体，考查学生是否掌握氧化性、还原性与金属性关系。【思维点悟】金属X和Z用导线连接放入稀H2SO4中，形成原电池，X溶解说明金属活动性X＞Z；电解Y2＋和Z2＋共存的溶液时，Y先析出，则金属活动性Z＞Y；离子的氧化性越强，其单质的金属活动性越弱，则金属活动性Y＞M。

【正确答案】A

【例2】短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Y原子最外层只有2个，Z单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的是

A.元素X的简单气态氢化物的热稳定性比W强

B.元素W的最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐比Z弱

C.化合物YX、ZX2、WX3中化学键类型相同

D.原子半径的大小顺序：rY＞rZ＞rW＞rX

【考点分析】该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。

【思维点悟】（1）正确推断元素。X原子最外层电子数是其内层电子总数的3倍，为O；Y 原子最外层只有2个，且原子序数大于O，所以为Mg；Z单质可制成半导体材料，原子序数大于Mg，故为Si；W与O同主族，所以为S。元素推断为：X:O ；Y:Mg ；Z:Si ；W:S。

（2）运用元素周期律进行性质比较。气态氢化物稳定性：H2O>H2S，A正确；酸性：H2SO4>H2SiO3，所以B错误；YX（MgO）离子键、ZX2（SiO2）共价键、WX3（SO3）共价键，所以YX、ZX2、WX3的化学键类型不同，C错；Y（Mg）、Z（Si）、W（S）位于同一周期，从左到右半径依次减小，X（O）、W（S）同主族，从上到下增大，所以原子半径的大小顺序：rY＞rZ＞rW＞rX，D正确。

【正确答案】AD

【例3】a、b、c、d是1～18号元素，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b元素原子的最外层电子数比a元素原子的最外层电子数少，c的阴离子

所带的负电荷比d 的阴离子所带的负电荷多，则它们的核电荷数大小关系是

A a ＞b ＞d ＞c

B c ＞b ＞a ＞d

C a ＞b ＞c ＞d

D b ＞a ＞c ＞d 【考点分析】离子的电子层结构与核电荷数之间的关系。

【思维点悟】原子失电子形成阳离子，电子层数减1，原子得电子形成阴离子，电子层数不变，所以电子层数相同的阴离子和阳离子，核电荷数一定是阳离子大于阴离子，即a 、b 大于c 、d 。又b 元素原子的最外层电子数比a 元素原子的最外层电子数少，那么a 大于b ，c 的阴离子所带的负电荷比d 的阴离子所带的负电荷多，那么c 小于d ，它们的核电荷数关系为：a ＞b ＞d ＞c ，答案为A 。 【正确答案】A

【例4】根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是

A ．K 层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K 层电子数相等

B ．L 层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L 层电子数相等

C ．L 层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L 层电子数相等

D ．M 层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M 层电子数相等 【考点分析】此题是考查元素所在的族的序数与原子的最外层电子数之间的关系。 【思维点悟】A 、K 层电子为奇数（电子数=1）的原子]只有一个H ，排在ⅠA 族，因此A 叙述正确； B 、L 层为第二层，排满时电子数为8，偶数，若L 层电子为奇数，则一定是第二周期元素（短周期），这一周期中，L 层为最外层电子，且都是主族元素，根据“主族元素族序数=最外层电子数”的原则，当L 层电子为奇数时，其电子数一定等于族序数，也为奇数，B 叙述正确； C 、当L 层电子数是不为的偶数时，所在族的序数与该元素原子的L 层电子数相等，当L 层电子数是8时，L 不是最外层，所在族的序数与该元素原子的L 层电子数不相等，所以C 叙述错误； D 、当M 层的主族元素的电子数为奇数时，一定是最外层，此时“最外层电子数=族序数”，故D 叙述正确。 【正确答案】C

【例5】有A 、B 、C 、D 、E 五种短周期元素，它们的原子序数由A 到E 依次增大，已知A 和B 原子有相同的电子层数，且A 的L 层电子数是K 层电子数的两倍，C 在空气中燃烧时呈现黄色火焰，C 的单质在高温下与B 的单质充分反应，可以得到与E 单质颜色相同的淡黄色固态化合物．D 为原子核内有12个中子的二价金属，当2.4克D 与盐酸反应时，在标准状况下放出气体2.24L ． 试根据以上叙述回答：

（1）写出元素名称：A E ，写出D 的原子符号 （标出质子数和质量数） （2）写出C 原子的电子排布式 ．

（3）写出AB 2与C 2B 2反应的化学方程式

（4）比较B 和E 的气态氢化物的稳定性（用化学式回答）： ． （5）判断C 元素和D 元素的金属性强弱，简要地说明你的一个判断依据：

【考点分析】考查原子结构与元素周期律的关系，氢化物稳定性、金属性比较。

【思维点悟】（1）A 的L 层电子数是K 层电子数的两倍，故A 为C ；C 在空气中燃烧时呈现黄色火焰，故C 为钠；钠的化合物淡黄色固态化合物应为过氧化钠，B 为氧，E 单质为S ；2.4克D 与盐酸反应时，在标准状况下放出气体2.24L ．氢气的物质的量为0.1mol ，D 为二价金属则D 的摩尔质量为24g/mol ，D 的质子数：24-12=12，故D 为Mg 。（4）非金属性氯大于硫，所以氢化物的稳定性也是氯化氢大于硫化氢。（5）金属性钠大于镁，可以从与水反应的情况和高价氧化物对应水化物的碱性加以说明。

【正确答案】（1）A-碳，E-硫，D-Mg 24

12，（2）1S 22S 22P 63S 1，（3）2CO 2+2Na 2O 2→2Na 2CO 3+O 2．

（4）H 2O ＞H 2S ，（5）金属性 Na ＞Mg ，钠跟冷水能反应，镁和冷水不反应；或者碱性Mg(OH)2

【例6】短周期元素Q 、R 、T 、W 在元素周期表中的位置如右图

所示，其中T 所处的周期序数与主族序数相等，请回答下列问题： （1）W 在周期表中的位置是_________________，从大到小排列Q 、R 、T 三种元素原子的半径_________________（用元素符号表示），

Q 的最高价氧化物的电子式_____________，R 氢化物分子的结构式为_____________。 （2）元素的原子得电子能力：Q______W （填“强于”或“弱于”）。

（3）原子序数比R 多1的元素有一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是_________________________________________________。

（4）T 、Q 、R 、W 的单质中，固态时属于原子晶体的是_____________（填名称）。

（5）现有8种元素的性质、数据如下表所列，它们属于短周期：请指出R 元素在上表中的对应编号__________，与T 同周期且最高价氧化物的水化物碱性最强的元素在上表中的对应编号____________。

【考点分析】这是元素周期律应用题。应用元素周期律，推断原子半径大小、得失电子难易、单质能其化合物的性质。

【思维点悟】此题T 元素是解题的突破点。由于Q 、R 、T 、W 是短周期元素，所以T 位于第三周期ⅢA 族，为铝元素，W 为硫，Q 为碳，R 为氮。

（1）W 在第三周期VIA 族；电子层数越多，原子半径越大；同一周期的原子半径，从左到右减小，所原子半径大小顺序为：Al>C>N ，Q 的最高价氧化物为CO 2，电子式为：

，

R 氢化物NH 3，结构式为：

。（2）C+2S ??→?高温

CS 2，S 显负价，所以非金属性

C

为：2H 2O 2 ??→?2MnO 2H 2O + O 2↑ 。（4）铝是金属晶体，硫和氮是分子晶体，碳的单质金属石是原子晶体。（5）由表中数据可知，④⑦为ⅤA 族，但原子半径④>⑦，所以R 为⑦；与T 同周期金属性最强的一定是半径最大的，价态最低的，所以是⑥。

【正确答案】 （1）第三周期VIA 族 Al>C>N

（2）弱于

（3）2H 2O 2 ??→?2MnO

2H 2O + O 2↑ （4）金刚石 （5）⑦ ⑥

【拓展训练】

1．“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（ ）

A. 硒化氢很稳定

B. 硒化氢的水溶液显弱酸性

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 2．在周期表中，金属元素和非金属元素的分界线附近能找到（ ） A. 制农药的元素 B. 制催化剂的元素 C. 制半导体的元素 D. 制耐高温合金材料的元素

3．X 和Y 是短周期元素，两者能形成化合物XY 4。已知X 的原子序数为m ，Y 的原子序数为n ，则m 和n 的关系不可能的是（ ）

A. m —n=5

B. m —n=13

C. n —m=8

D. n —m=11 4．下列关于原子结构、元素性质的说法正确的是（ ） A ．非金属元素组成的化合物中只含共价键

B ．IA 族金属元素是同周期中金属性最强的元素

C ．同种元素的原子均有相同的质子数和中子数

D ．ⅦA 族元素的阴离子还原性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强 5．短周期元素R 、T 、Q 、W 在元素周期表中的相对位置如右下图所示，

其中T 所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是（ ）

A ．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q

B ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q

C ．原子半径：T>Q>R

D ．含T 的盐溶液一定显酸性 6．图15是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是（ ）

A ．原子半径：Z ＞Y ＞X

B ．气态氢化物的稳定性：R ＞W

C ．WX 3和水反应形成的化合物是离子化合物

D ．Y 和Z 两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应

7．已知W 、X 、Y 、Z 为短周期元素，W 、Z 同主族，X 、Y 、Z 同周期，W 的气态氢化物的稳定性大于Z 的气态氢化物的稳定性，Ｘ、Ｙ为金属元素，Ｘ的阳离子的氧化性小于Ｙ的阳离子的氧化性。下列说法正确的是（ ）

Ａ．ＸＹＺＷ的原子半径依次减小 Ｂ．Ｗ与Ｘ形成的化合物中只含离子键 Ｃ．Ｗ的气态氢化物的沸点一定高于Ｚ的气态氢化物的沸点

Ｄ．若Ｗ与Ｙ的原子序数相差５，则二者形成化合物的化学式一定为Y 2W 3

8．短周期元素W 、X 、Y 和Z 的原子序数依次增大。其中W 的阴离子的核外电子数与X 、Y 、Z 原子的核外内层电子数相同。X 的一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代，工业上采用液态空气分馏方法来生产Y 的单质，而Z 不能形成双原子分子。根据以上叙述，下列说法中正确的是（ ）

A ．以上四种元素的原子半径大小为W ＜X ＜Y ＜Z

B ．W 、X 、Y 、Z 原子的核外最外层电子数的总和为20

C ．W 与Y 可形成既含极性共价键又含非极性共价键的化合物

D ．由W 与X 组成的化合物的沸点总低于由W 与Y 组成的化合物的沸点 9．右图表示元素周期表中1~4周期的一部分，关于元素X 、Y 、Z 、W 的叙述错误的是（ ）

A ．X 、Y 的最高价氧化物的水化物酸性为Y ＜X

B ．Y 、Z 的气态氢化物的稳定性为Y ＜Z

C ．Z 有5种不同运动状态的电子

D ．W 的原子序数比Y 大19

10．超重元素的假说预言自然界中可存在原子序数为114号的稳定同位素114298

X ，试根据原子结构理论和元素周期律预测：

(1)114X 元素位于元素周期表第_____周期______族，为______元素（金属、非金属）。 (2)写出该元素最高价氧化物及其对应水化物的分子式______、______，并估计后者为_____性（酸、两性、碱）

(3)该元素与氯生成化合物的分子式_________、_________。

11.（1）R 、M 均为IA 族元素，R 、M 所在周期的元素种类分别为n 和m 。若R 的原子序数为x ，当M 在R 的下一周期时，M 的原子序数为 ；当M 在R 的上一周期时，M 的原子序数为 。（2）R 、M 均为ⅦA 族元素，R 、M 所在周期的元素种类数分别为n 和m 。若R 的原子序数为x ，当M 在R 的下一周期时，M 的原子序数为 ；当M 在R 的上一周期时，M 的原子序数为 。

W 位于元素周期表第__________周期第________族，其基态原子最外层有________个电子。 X 的非金属性比Y 的____________(填“强”或“弱”);X 和Y 的气态氢化物中，较稳定的是______________（写化学式）。

写出Z 2Y 2与XY 2反应的化学方程式，并标出电子转移的方向和数目：________________. 氢元素、X 、Y 的原子可共同形成多种有机分子和某种常见无机阴离子，写出其中一种常见有机分子与该无机阴离子反应的离子方程式：________________。 13．阅读下列材料，完成相应填空

下表为元素周期表的一部分，请参照元素①－⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题： （1）④、⑤、⑥的原子半径由大到小的顺序为 （填元素符号）。 ②、⑦、⑧的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是 （填化学式）。 （2）①、④、⑤、⑧四种元素中，某些元素间可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：

。

（3）由表中两种元素的原子按1：1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，可使用的催化剂为 （填序号） 。 a ．MnO 2 b ．Na 2SO 4 c ．Na 2SO 3 d ．CaCO 3 （4）由表中元素形成的物质X 、Y 、Z 、M 、N 可发生以下反应：

IA 0 1 ① ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ② ③ ④ 3

⑤

⑥

⑦

⑧

族

周 期

X溶液与Y溶液反应的离子方程式为；常温下，为使0.1 mol/L M溶液中电离出的阴、阳离子浓度相等，应向溶液中加入一定量的Y溶液至pH=。

14．X、Y、Z、W、L、M六种短周期主族元素的原子序数依次增大，其中X、M的单质在常温下呈气态，Y的原子最外层电子数是其电子层数的2倍，Z在同周期的主族元素中原子半径最大，W是地壳中含量最多的金属元素，L的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。用化学用语回答下列问题：

（1）M在元素周期表中的位置为。

（2）Y、L、M的最高价含氧酸的酸性由弱到强的顺序是（写化学式）。（3）原子序数比Y多2的元素的一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是。

（4）写出Z的最高价氧化物对应的水化物与单质W反应的离子方程式为

。

（5）R与Y同周期，R的单质分子R2中有3个共价键，R与L能形成一种新型无机非金属材料，其化学式是。

（6）碘是人体必需的微量元素之一，有“智力元素”之称。我国从1989年开始，逐步以KIO3取代KI加工碘盐。已知在酸性溶液中可发生反应：IO3-+5I-+6H+=3I2+3H2O，据此反应，可用试纸和一些生活中常见的物质设计实验，证明食盐中存在IO3-。可供选用的物质有：①自来水；②蓝色石蕊试纸；③碘化钾淀粉试纸；④淀粉；⑤食醋；⑥白酒；⑦食糖。你认为进行上述实验时必须使用的物质是（填序号）。

15．下图是元素周期表的框架

（1）请在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。

（2）依据元素周期表回答下列问题：

A．周期表中的元素⑤和元素⑥的最高价氧化物的水化物碱性强弱顺序是

（用化学式表示）。

B．周期表中的元素④和元素⑦的氢化物的熔、沸点高低顺序是（用化学式表示），原因是。

C．①～⑦元素的某单质在常温下化学性质稳定，通常可用作保护气的是

D．在上面元素周期表中全部是金属元素的主族是；全部是非金属元素的主族是(填写字母a、b、c、d)。

a.ⅠA族

b. ⅡA族

c. ⅥA 族

d.ⅦA族

16．元素周期表有多种形式，下图是一种三角形元素周期表的一部分，图上标有第ⅦA族以及第ⅣA族碳、第IA族钾两种元素的位

置。

回答下列问题：

（1）上图中所列的六种元素，其最高价氧

化物的水化物呈弱酸性的是（填元素

符号）；形成的气态氢化物中最稳定的是

（填化学式），R原子核外的电子有_______种运动状态。

（2）请在图中将过渡元素（副族和VIII族）所在的位置涂黑，并在图中画出金属元素和非金属元素的分界线。

（3）写出“M” 的离子的电子排布式；写出“R”的气态氢化物的结构式。（4）A元素和B元素形成的化合物能与另一由A元素与氢元素形成的化合物发生化学反应，该反应既是化合反应也是氧化还原反应，写出该反应的化学方程式。

元素周期律教学设计

元素周期律教案（第一课时） 教学目标： 知识技能：让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；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。 过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力。 情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助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。从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。结合周期律的推出，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。 教材分析： 《元素周期律》是本章的第二节，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。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。学情分析： 本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“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。

元素周期律知识点总结

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（N ） ①最外层电子数与次外层电子数相等： 4Be 、18Ar ;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 4 倍：10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。 4 .电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 （1）.常见的等电子体 原子结构 ： 元素周期律 决定原子种类 冲子N （不带电荷）, ----------------------------- f 原子核- > T 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） —巻近似相对原子质量 事元素 T 元素符号 「最外层电子数决定主族元素的... 电子数（Z 个）:丿 I 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 广体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 决定原子呈电中性 核外电子/运动特征 排布规律 ，表示方法 、电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 T 电子层数——■周期序数及原子半径 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 原子（A Z X ） * ________ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 广 原子核｝ W 中子（A-Z ）个 决定同位素种类 中性原子：质子数 =核外电子数 阳离子：质子数 =核外电子数 +所带电荷数 阴离子：质子数 =核外电子数一所带电荷数 2.原子表达式及其含义 Xd± A 表示X 原子的质量数；Z 表示兀素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; ± b 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: 1 H 。 2 .最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。 3 .电子层数与最外层电子数相等: i H 、4Be 、 13AI 。 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 。 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+ 。

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

(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。

高中化学第三册第九章初识元素周期律9.2元素周期表第一课时元素周期表导学案沪科版

第一课时 元素周期表 【学习目标】 1、能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。 2、理解和掌握元素周期表中的周期、族的涵义。 3、元素的原子结构与其在元素周期表的位置的相互推断 4、通过分析原子序数，掌握元素间原子序数的关系 5、通过自主学习过程，培养自己阅读、总结问题、归纳问题的能力。 6、通过了解化学史，培养自己勇于创新的的品质 【重点】元素周期表的结构和元素在周期表中位置的表示方法 【难点】掌握元素间原子序数的关系。 1 熟记。2．完成教材助读设置的问题，依据发现的问题再研读教材或查阅资料，解决问题。将预习中不能解决的问题填在“我的疑惑”处。查阅元素周期表的发现历史。3．利用30分钟高效完成。 I 、知识准备 构成原子的微粒及其数量关系 1、原子的构成： 2、数量关系： 核电荷数= = 原子 II 、教材助读 一、第一张元素周期表及其编制 1869年，俄国化学家 将元素按照 由小到大依次排列，并将 的元素放在一个 ，制出了第一张元素周期表。 二、现行元素周期表的编排原则 （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）现行元素周期表编排规则 将 相同．．的元素，按 的顺序从左到右排成横行．． ， 把 相同．．的元素，按 的顺序从上到下排成纵行．． ， 三、元素周期表的结构 元素周期表有 个横行，每一横行称为一个 ，故元素周期表共有 个周期。 周期表有 个纵行。除第 三个纵行叫做第 族外，其余每个纵行各为 一 。族的序号一般用罗马数字表示，主族元素的族序数后标 ；副族元素的族序

《物质结构__元素周期律》教学反思

☆基本信息 题目《物质结构元素周期律》教学反思 作者及工 作单位 一、教学目标 1．知识与技能 （1）理解元素周期律、元素周期表的基本内容。 2．过程与方法 （1）能够设计出适当的图表来表示1-18号元素的周期性变化规律。 （2）能够通过课堂讨论探究出元素周期表的编排原则并画出元素周期表的基本框架。3．情感、态度与价值观 （1）体会对比、归纳、总结等科学方法在探究学习中的应用； （2）认识到合作、交流在科学探究学习中的重要作用。 （3）能从元素周期表的设计与探究过程中体验到科学探究需要坚持不懈的努力； 二、内容分析 1.地位和功能 物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论进一步加深理解。同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。 这部分知识既是化学2(必修)的内容，也是选修化学的基础。 2.内容的选择与呈现 根据课程标准，有关物质结构和元素周期律的知识，在必修模块和选修模块中均有教学要求，作为必修模块中的内容，比较简单、基础，较系统地知识将在选修模块中安排。 在初中化学的基础上，进一步介绍原子核外电子排布。教材没有具体介绍原子核外电子排布的规律，而是直接给出了1～18号元素原子核外电子的排布，让学生从中发现一些简单规律。较系统的知识将在选修模块中继续学习。 教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容。以碱金属和卤族元素为代表介绍同主族元素性质的相似性和递变性；以第三周期元素为代表介绍元素周期律。将元素性质、物质结构、元素周期表等内容结合起来，归纳总结有关的化学基本理论。 在初中化学的基础上，通过离子键和共价键的形成，以及离子化合物和共价化合物的比较，使学生认识化学键的涵义。 本章内容虽然是理论性知识，但教材结合元素化合物知识和化学史实来引入和解释，使理论知识与元素化合物知识相互融合，以利于学生理解和掌握。 注：教科书章图中选用的原子球塔，位于比利时首都布鲁塞尔西北，为该市标志性建筑之一。 3.内容结构 本章以元素周期表和元素周期律为框架，先介绍元素周期表，再通过一些事实和实验归纳元素周期律。 第一节从化学史引入，直接呈现元素周期表的结构。在学生了解一些元素性质和原子结构示意图的基础上，以周期表的纵向结构为线索，以碱金属和卤族元素为代表，通过比较原子结构(电子层数，最外层电子数)的异同，突出最外层电子数的相同；并通过实验和事实来呈现同

元素周期律教学设计

高一化学第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第二课时）教学设计 杨柳青一中刘新2011.3 一、课前四问 （一）我打算这节课让学生获得什么？ 【教学目标】 1.知识与技能：掌握原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。 2.过程与方法：运用实验探究、数据分析认识元素性质变化的规律性；通过结构与性质关系的剖析，培养学生的逻辑思维能力。 3.情感态度与价值观：模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛；引导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。 【教材分析】 本节课是人教版化学必修2 第一章《物质结构元素周期律》中第二节《元素周期律》的第二课时内容。这是对化学必修1所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时也是学生继续学习化学的理论指导，因此起着承上启下的作用。 【学情分析】 学生在初中的学习中已初步认识原子的构成、1-18号元素原子的核外电子排布，对元素周期表也有了最基本的认识，通过高中《化学1》的学习学生对原子的结构又有了进一步认识，所以学生已基本具备通过原子结构的知识分析归纳元素原子核外电子排布规律的能力，也完全可以通过阅读资料、动手实验等方法探究归纳元素性质周期性变化的一般规律。 （二）我打算多长时间让学生获得？ 本节课知识较为抽象，学生通过讨论、分析、理解、实验需要约38分钟，反馈练习约7分钟。（三）我打算让学生怎么获得？ 教学重难点分析 【重点】原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性的周期性变化 【难点】元素性质与原子结构的内在联系 教学策略的选择与分析 元素周期律属于化学理论知识，基础理论教学具有逻辑性，从教学结构上应当体现教材本身的逻辑系统；要重视理论推理，借助实验和事实分析，应用实验探究法、归纳法和演绎法，培养学生的实验动手能力和逻辑思维能力。 （四）我怎么知道教学达到了我的要求，有多少学生达到了我的要求？ 通过学案导学法，将预习学案提前发给学生并督促学生提前完成。通过课堂师生、生生交流，课堂练习反馈了解学生对知识的掌握情况。 二、教学过程五环节

《物质结构元素周期律》的教学策略

《物质结构元素周期律》的教学策略 武汉外国语学校孟凡盛 物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解。同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。本章内容虽然是理论性知识，但教材结合元素化合物知识和化学史实来引入和解释，使理论知识与元素化合物知识相互融合，以利于学生理解和掌握。 一．用化学史整合三维目标 课堂教学的三维目标是推进素质教育的根本体现，它使素质教育在课堂教学中的落实有了重要的抓手和坚实的操作性基础。在这三维目标中，知识与技能维度的目标立足于让学生“学会”，过程与方法维度的目标立足于让学生“会学”，情感态度与价值观维度的目标立足于让学生“乐学”。 化学家傅鹰曾说：“化学给人以知识，而化学史给人以智慧”。化学史中的智慧就是课堂教学需要的“知识与技能、过程与方法、情感态度与价值观”，教材上所选化学史往往受篇幅和文字所限，或所载信息有限，或人文内涵隐含在字里行间，这些都有待于教学中教师的拓展、挖掘和发挥。教师有意识地利用化学史创设教学情景，激发学生学习化学的兴趣，促进学生掌握化学知识，培养学生的人文精神，引导学生学习科学方法，体验探究过程，形成科学的世界观。 第一节元素周期表 本节从化学史入手，直接呈现元素周期表的结构。在学生了解一些元素性质和原子结构示意图的基础上，以周期表的纵向结构为线索，以碱金属和卤族元素为代表，通过比较原子结构（电子层数、最外层电子数）的异同，突出最外层电子数的

相同；并通过实验和事实来呈现主族元素性质的相似性和递变性。帮助学生认识元素性质与原子核外电子的关系。 教学重点：元素周期表的结构；元素在周期表中的位置及其性质的递变规律。 教学难点：元素在周期表中的位置及其性质的递变规律。 一、元素周期表 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的重要工具。 门捷列夫元素周期律简介 门捷列夫（1834年2月7日～1907年2月2日）出生在俄国西伯利亚。他从小热爱劳动，喜爱大自然，学习勤奋。 门捷列夫长期为的缺乏系统性所困扰，他搜集每一个已知元素的性质资料和有关数据，发现一些元素除有特性之外还有共性。例如，已知卤素元素的氟、氯、溴、碘，都具有相似的性质；碱金属元素锂、钠、钾暴露在空气中时，都很快就被氧化，因此都只能以化合物形式存在于自然界中。 门捷列夫开始试着排列这些元素。他把每个元素都建立了一张长方形纸板卡片。在每一块长方形纸板上写上了元素符号、原子量、元素性质及其化合物。然后

元素周期律教学设计

元素周期律教学设计 《元素周期律》教学设计 无锡市荡口中学陆静娟 【教材分析】 1(《化学课程标准》的要求:结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 2(教材分析:本节课是江苏版化学必修2专题1第一单元《核外电子排布与周期律》的“元素周期律”的教学内容。专题1《微观结构与物质的多样性》着力引导学生从结构的角度去认识和把握物质的性质，进而逐步展现化学学科中“结构—性质—用途”的主线，是《化学1》相关内容的深化和拓展。本单元是在江苏版化学必修1专题1第三单元《人类对原子结构的认识》的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律。 【学情分析】 学生在初中的学习中已初步认识原子的构成、原子核外电子的排布规律，对元素周期表也有了最基本的认识，通过高中《化学1》的学习学生对原子的结构又有了进一步认识，所以学生已基本具备通过原子结构的知识分析归纳元素原子核外电子排布规律的能力，也完全可以通过阅读资料、动手实验等方法探究归纳元素性质周期性变化的一般规律。 【设计思路】 通过核电荷数1~18号元素原子结构示意图设置情景，让学生在比较这些元素原子结构异同的基础上，激发学生认识原子结构和元素性质的关系。通过实验探究的方法探讨元素性质随元素核电荷数递增的变化规律。 创设问题情境?分析处理素材?交流讨论?得出规律

【教学目标】 1(运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。 2(模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。 3(引导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。 【重点难点】 1 原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律 【课时安排】2课时 【教学方法】自学和讨论、实验探究、数据分析 【教学过程】 教师活动学生活动教学意图 [引入]门捷列夫制定元素周期表的依据讨论、交流创设情境，是什么,元素周期表中各元素之间有无引起学生规律可循呢,这节课我们就来学习元素学习的兴周期律。趣。 [板书]元素周期律 [引导和提问] 画核电荷数1~18号元复习旧知1(请同学们画出核电荷数1~18元素的素的原子结构示意图。识，引发新原子结构示意图。寻找规律。知识。 归纳、回答: 从学生熟 1~2号元素:电子层数悉的元素 相同，都是1，最外电入手，增强 子层上的电子数从1到学生对新2(试着寻找各元素原子核外电子排布的2。 知识的亲规律。 3~10号元素:电子层数切感，培养

第九章 元素周期律教学基本要求

第九章初识元素周期律一、教学内容及学习水平

二、配套作业 9.1元素周期律 一.选择 1.1元素性质呈周期性变化的根本原因是 A．元素原子核外电子排布呈周期性变化 B．元素非金属性、金属性呈周期性变化 C．元素原子半径呈周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 1.2某元素的原子最外层有两个电子，该元素为（） A．金属元素 B．ⅡA族元素 C．稀有气体 D．无法判断 1.3下列各组元素中，原子半径依次增大的是（） A． I、Br、Cl B． O、S、Na C．Al、Si、P D．C、N、B 1.4元素的化学性质主要决定于（） A．原子的半径 B．原子核外电子层结构 C．元素化合价 D．元素的相对原子质量 1.5 A元素的阳离子与B元素的阴离子具有相同的电子层结构。有关A、B元素有以下叙述，其中正确的是（）

A．原子半径AB C．原子序数A>B D．原子最外层电子数A

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结Last revision on 21 December 2020

中子N （核素） 原子核近似相对原子质量 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 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 1.微粒间数目关系 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（N ） 中性原子：质子数 = 核外电子数 阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 2．原子表达式及其含义 A 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；±b 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：1 1H 。 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 、18Ar ； 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：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：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：1H 、4Be 、13Al 。 4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。 5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 (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+。 决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核 核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质 X A Z c ± d ±b

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。

2019-2020学年高中化学第三册第九章初识元素周期律9.1元素周期律教案1沪科版 .doc

2019-2020学年高中化学第三册第九章初识元素周期律9.1元素周期 律教案1沪科版 一、教学目标 1．知识与技能 （1）元素原子半径、主要化合价的变化规律（Ｂ）； （2）原子序数（Ｂ） 2．过程与方法 （1）通过对元素性质变化规律的初探，关注分析问题和发现问题的能力的培养；关注利用各种图表信息得出结论的能力的培养。 （2）通过元素性质变化规律的探析，关注形象思维和抽象思维能力的培养，以及对事物的真正理解。 3．情感态度与价值观 （1）通过对元素性质变化规律的初探，感悟自主发现规律的喜悦。 （2）通过对元素性质变化规律的初探，懂得世界是有规律的且规律可知的认识观念。 （3）通过对元素性质变化规律的初探，感悟真理的相对性。 二、教学重点和难点 1．教学重点 元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的变化规律。 2．教学难点 周期性概念的建立。 教学过程设计： [引入]目前人类已知的化学元素只有100多种，但由这些元素组成的物质却多达几千万甚至更多，这些物质所表现出来的物理、化学性质千差万别。可以想象对这些物质及其性质进行梳理是多么重要又是多么不容易。那么我们是否能总结出一种规律，让它帮助我们认识世界上的各种元素呢？ [板书] 第一节元素周期律 一、元素周期律 （一）元素性质的周期性变化 [板书]1.原子半径的周期性变化

总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。 2. 元素化合价的周期性变化

结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。 3.原子核外电子排布的周期性 结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。

元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．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族和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。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系

(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

9-元素周期表(第2课时)

第八章初识元素周期律 第二节元素周期表 （第二课时） 三、元素性质的递变规律 1、同周期、同主族元素性质的递变规律 ①指的是同周期的主族元素 ②氢元素：最高正价为+1价，最低负价为-1； 氧、氟元素无正价； 金属无负价； 稀有气体化合价为0。 2、元素金属性和非金属性强弱的判断方法 元素周期表还对金属元素和非金属元素进行了分区，如果沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左面是金属，右面是非金属。 位于虚线附近的元素，既表现金属元素的某些性质，又表现非金属元素的某些性质。 金属性最强的元素位于周期表的左下角，非金属性最强的元素位于周期表右上角。（1）元素金属性强弱的判断方法 本质：原子越易失电子，金属性越强【与得失电子的数目无关】 判断依据： ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强； ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强； ③单质还原性越强或离子氧化性越强，金属性越强； ④最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强； ⑤彼此间的置换反应； ⑥原电池中，做负极的金属，金属性越强。

（2）元素非金属性强弱的判断方法 本质：原子越易得电子，非金属性越强 判断方法： ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强； ②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性； ③最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；（对应的盐的酸碱性） ④彼此间的置换反应 【典型例题】 例1：几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示： 根据表中数据，判断以下说法正确的是（） A、单质与稀硫酸反应的速率快慢：R > Y > X B、离子半径：T2- > X2+ C、元素最高价氧化物对应水化物的碱性：Y > R > X D、单质与氢气化合的难易程度：Z > T 例2：A、B、C为短周期元素，在周期表中所处位置如图所示，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三种元素的名称______、_______、_______。 （2）B位于元素周期表第___周期，第___族。 （3）C的原子结构示意图为：________________________。 （4）比较B、C的原子半径：B_______C，写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式__________________________________________。 【课堂练习】 1、下列离子半径大小的比较正确的是（） A、Na+ < Mg2+ < Al3+ < O2- B、S2- < Cl- < Na+ < Al3+ C、Na < Mg < Al < S D、Cs < Rb < K < Na 2、X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是（） A、X > Y > Z B、Y > X > Z C、Z > X > Y D、Z > Y > X

元素周期表与元素周期律最全版

原子结构与元素性质的周期性 [考试目标] (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (3)以ⅠA 和ⅦA 族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(选考内容) [要点精析] 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性： 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 最外层电子数 由1→8 相同 特征电子排布 从ns 1→ns 2 np 6 相同（ns 1～2或ns 2np 1～6) 周期、族与电子层构型 S 区元素价电子特征排布为ｎS 1~2 p 区元素特征电子排布为ns 2np 1~6 ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d 1~10ns 1~2；最高能级组中的电子总数=族数 ds 区元素特征电子排布为(n-1)d 10ns 1~2； 最外层电子数=族数 二、元素性质的周期性 元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下） 最外层电子数 逐渐增多（1e —→8e —） 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价逐渐增大（＋1→＋7） 最低负价＝－(8－主族序数) 最高正价、最低负价相同 （除F 、O 外） 最高正价＝主族序数 最高价氧化物对应碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子数=主族序数

初识元素周期律笔记

元素周期律 1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最 外层电子数决定。 2.元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。 4.周期序数= 该周期元素原子的电子层数 主族的族序数= 该族元素原子的最外层电子数 5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒 数第三层的部分电子有关。 元素周期表 一、概念 1.元素周期表是元素周期律的表现形式。 2.编排原则： （1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。 （2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。 4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原 子获得电子能力的强弱。 二、元素性质递变的周期性 引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。 1.化合价 （1）主族元素的最高正价= 最外层电子数= 主族序数= 8 -︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价） 主族元素最低负价= 主族序数– 8（除第一周期外） ︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 （2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。 2.原子半径 （1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 （2） 3.金属性和非金属性 （1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。 （2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。 （3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致 例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：NaSn 单质活泼性：Sn>Pb 三、化合物性质递变的周期性 1.同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物 的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。 2.同一主族，随着核电荷数的递增，从左到右元素最高价氧化物对应水化物 的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐增强。 3.氯酸硫酸硝酸磷酸 亚氯酸亚硫酸亚硝酸偏磷酸 次氯酸

(完整版)元素周期律知识点总结

中子N （核素） 原子核 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 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 1.微粒间数目关系 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（N ） 中性原子：质子数 = 核外电子数 阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 2．原子表达式及其含义 A 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；±b 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：1 1H 。 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 、18Ar ； 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：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：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：1H 、4Be 、13Al 。 4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。 5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。 4.1~20号元素组成的微粒的结构特点 (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+。 决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核 核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质 X A Z c ± d ±b