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2-1-2元素周期律

第二节第一课时元素周期律

【学习目标】

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。【课前预习区】

1、画出13—18号元素原子的原子结构示意图

2、根据你自学所得，元素周期性变化的实质是什么？

3.以原子序数为横坐标，最外层电子数为纵坐标，绘出1—18号元素的折线图。

注：对于稀有气体填写常见化合价

【课堂互动区】

问题组一：

1、分析1—18号原子的核外电子层数、最外层电子数的变化。

2、请用一句话描述原子最外层电子排布的整体变化情况。通常我们怎样称呼这种变化？

[活动探究2]讨论问题组二，并将结果填入表2

问题组二

1、分析1—18号元素最高正价和最低负价的变化。

2、预测1—18号以后的元素化合价变化情况，从而描述出元素的最高正价和最低负价的整体变化情况。

3、总结出规律。

表2 元素化合价的变化规律

[问题组三] 1、同种元素的最高正价和最低负价有何关联？

2、观察金属元素的化合价有何共性?

3、“除稀有气体外，非金属元素既有正价又有负价”。这种说法正确吗？

[规律总结]

[反馈练习1]某非金属元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的分子式为________.

[活动探究3] 关于原子半径大小的探究

[问题组四]

①分别画出O原子和S原子的原子结构示意图

②比较二者结构的相同点和不同点

③比较两原子的半径大小

④总结规律___________________________________

[问题组五]

①分别画出Na原子和Mg原子的原子结构示意图

②比较二者结构的相同点和不同点

③比较二者原子的半径大小

④总结规律___________________________________

[观察与思考]根据上述探究及原子半径变化的球形比例图，完成下表

[反馈练习2]下列元素的原子半径依次减小的是（）

A. Na、Mg、Al

B. O、N、F

C. P、Si、Al

D. C、Si、P

探究：半径大小比较，r(Na) r(Na+)，r(Cl) r(Cl-), 进一步总结粒子半径大小的判断规律。

【探究练习】下列微粒半径之比大于1的是( )

A．r(K+)/r(K) B．r(Ca)/r(Mg) C．r(S)/r(P) D．r(Cl)/r(Cl－)

[规律总结]随着原子序数的递增，

1、____________________________呈现周期性变化

2、_______________ __呈现周期性变化

3、____________ ______呈现周期性变化

[规律总结]

1、________________________________________ __——元素周期律

2、元素性质的周期性变化是_____________________的周期性变化的必然结果

——元素周期律的实质[反馈练习3]

①元素性质呈现周期性变化的基本原因是( )

A．元素的原子量逐渐增大B．核外电子排布呈周期性变化

C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化

②原子序数11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐变小的是( )

A．电子层数B．最外层电子数C．原子半径D．元素最高化合价

【课后巩固区】

1、下列元素原子半径最大的是（）

A、Li

B、F

C、Na

D、Cl

2．下列递变情况不正确的是（）

A、Na、Mg、Al最外层电子数依次增多

B、P、S、Cl最高正价依次升高

C、C、N、O最低负价的绝对值依次增大

D、Li、Na、K原子半径依次增大

3、原子半径由小到大，且最高正价依次降低的是( )

A. Al、Mg、Na

B. N、O、F

C. Ar、Cl、S

D. Cl、P、Si

4、以下说法正确的是（）

A. 核电荷数越大，原子半径越大

B. 核电荷数越大，原子半径越小

C. 电子层多一层的元素的原子半径一定比电子层少一层的元素的原子半径大

D、电子层数相同的元素原子(稀有气体除外)其半径随原子序数的递增而减小

5、有A、B、C、D四种元素，最高正价依次为+1、+4、+5、+7，其核电荷数按B、C、D、A顺序增大。已知B的次外层电子数为2，C、D、A原子次外层电子数均为8，C、D原子的电子层数相同，A原子的核外电子数不超过20，

则A为（填写元素名称，以下要求相同），

B为，C为，D为

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

[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

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

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

元素周期律测试题

元素周期律测试题（B）命题人：陈曼升注意：试卷总分值：100 ，考试时间：40 分钟。、选择题（本题包括12小题，每小题4分，共60分，每小题只有一个正确答案） 1．下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是 A. LiI B. NaBr C. KCl D. CsF 2. X、Y均为短周期元素，已知aX m+比bY n-少2个电子层，则下列说法正确的是 A. X 只能位于第二周期 B. a 一定小于b C. (b —a+ m+ n) 一定等于16 D. Y 只能位于第三周期 3．下列叙述正确的是 A?同周期元素中，四A族元素的原子半径最大 B . W A族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C ?室温时，零族元素的单质都是气体 D ?所有主族元素的原子形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 4. 1995年我国科研人员在兰州首次合成了镁元素的一种同位素镁E39，并测知其原子核内有148个中子。现有A元素的一种同位素，比镁T239的原子核内少54个质子和100个中子，则 A 元素在元素周期表中的位置是 A ．第3 周期IA 族 B ．第4 周期IA 族 C .第5周期IA族 D .第3周期IIA族 5．某主族元素的离子X2有6 个电子层，最外层有2 个电子，当把XO 2 溶于浓盐酸时，有黄绿色气体产生，则下列说法正确的是 A . X2+具有强氧化性 B . XCI2溶液呈酸性 C . X0 2具有强氧化性 D .该元素是H A族 6.已知a A n +, b B（ n + 1）+, c C n-,d D（ n + 1厂是具有相同的电子层结构的短周期元素形成的简单原子，下列叙述正确的是 A 原子半径：C > D > A > B B 原子序数：b > a > c > d C 离子半径：C > D > A > B D 单质还原性：A > B > C > D 7 法国里昂的科学家最近发现一种只有四个中子构成的粒子，这种粒子称为四中子”，也

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。

高一化学必修2元素周期律测试题(含答案)

新课标高一化学必修2第一章：物质结构元素周期律一、选择题(本题包括25个小题，每小题2分，共50分。每小题只有一个正确选项。) 2.下列各微粒中, 核外电子总数相等的是 A. N2和CO B. H2S 和H2O C. NH4+和H2S D. CO2和NO2 3.下列叙述中不．正确．．的是 A．在金属元素与非金属元素的分界线附近可以寻找制备半导体材料的元素 B．硫酸的酸性比磷酸的酸性强，所以硫的非金属性比磷强 C．氟化氢是最稳定的气态氢化物 D．氢氧化铝的碱性强于氢氧化镁的碱性 5.下列有关性质的比较, 不正确．．．的是 A. 酸性强弱: HI > HBr > HCl > HF B. 原子半径大小: Na > S > O C. 还原性强弱: F- > Cl- > I- D. 碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH 和B 是同周期的相邻元素, B 和C 是同主族的相邻元素, 且A、B、C 最外层电子数之和为19,则A、B、C三种元素分别是 A. N、O、S B. F、O 、S C. S、Cl 、F D. O 、F 、S 、B、C、D、E 是同一短周期的五种元素, A和B的最高价氧化物对应的水化物呈碱性, 且碱性前者强于后者, C和D的气态氢化物的水溶液呈酸性, 且酸性前者强于后者, 五种元素形成的简单离子中,E的离子半径最小, 则它们的原子序数由大到小的顺序是 A. B A D C E B. E C D A B C. B A E D C D. C D E B A 10.元素碲(Te), 已知它与氧元素同族, 与铷同周期, 关于碲的说法中不正确．．．的是 A. 原子序数为52 B. 最高价氧化物的水化物的分子式为H2TeO4 C. 碲的非金属性比碘强 D. 气态氢化物的稳定性比硫化氢差 mol RO32-共有30 mol电子，则R在周期表中的位置是、 A.第二周期 B.第四周期 C.第ⅣA族 D.第ⅥA族 15.下列各元素的氧化物中, 既能与盐酸反应生成盐和水, 又能够与NaOH 溶液反应生成盐和水的是 A．元素X: 它的原子中M 层比L 层少2 个电子 B．元素Z: 位于元素周期表中的第三周期, ⅢA 族 C．元素Y: 它的二价阳离子核外电子总数与氩原子相同 D．元素W: 它的焰色反应颜色呈紫色 18.若某原子X的原子序数为26, 则下列叙述不正确．．．的是 A. X 是金属元素 B. X在周期表中位于第四周期 C. X在周期表中位于第ⅧB族 D. X没有负化合价 19.短周期元素X 和Y 可以形成XY4型化合物, 若X 的原子序数为m , Y 的原子序数为

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。

高中化学物质结构元素周期律练习题及答案

第一章物质结构元素周期律一、选择题 1．某粒子含有6个电子、7个中子，呈电中性，则它的化学符号可能是( )。 A ．13Al B ．13Al C ．13C D ．13C 2．下列粒子半径最小的是( )。 A ．Na ＋ B ．Na C ．Cl D ．Cl － 3．下列各组中属于同位素关系的是( )。 A ．K 4019与Ca 40 20 B ．T 2O 与H 2O C ．K 4019与K 39 19 D ．金刚石与石墨 4．在元素周期表中位于金属元素和非金属元素交界处最容易找到的材料是( )。 A ．制催化剂的材料 B ．耐高温、耐腐蚀的合金材料 C ．制农药的材料 D ．半导体材料 5．下列递变规律不正确的是( )。 A ．Na 、Mg 、Al 还原性依次减弱 B ．I 2、Br 2、Cl 2氧化性依次增强 C ．C 、N 、O 原子半径依次增大 D ．P 、S 、Cl 最高正价依次升高 6．下列各组微粒具有相同的质子数和电子数的是( )。 A ．OH －、H 2O 、F － B ．NH 3、NH ＋4、NH － 2 C ．H 3O ＋、NH ＋4、NH －2 D ．HCl 、F 2、H 2S 7．X 元素的阳离子和Y 元素的阴离子具有相同的核外电子结构，下列叙述正确的是 ( )。 A ．原子序数：X ＜Y B ．原子半径：X ＜Y C ．离子半径：X ＞Y D ．原子最外层电子数：X ＜Y 8．下列各组化合物的性质比较，不正确的是( )。 A ．酸性：HClO 4＞HBrO 4＞HIO 4 B ．碱性：NaOH ＞Mg (OH )2＞Al (O H )3 C ．稳定性：PH 3＞H 2S ＞HCl D ．非金属性：F ＞O ＞S 9．同周期的X 、Y 、Z 三种元素，已知其最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是：HXO 4＞H 2YO 4＞H 3ZO 4，则下列各判断中正确的是( )。 A ．原子半径：X ＞Y ＞Z B ．单质的非金属性：X ＞Y ＞Z

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，所以的酸性逐渐减弱 15．ⅠA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