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《元素周期律与元素周期表》导学案一、学习目标1、理解元素周期律的含义和实质，掌握原子结构与元素性质的周期性变化规律。
2、熟悉元素周期表的结构，包括周期、族的划分以及元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
3、能够运用元素周期律和周期表知识，预测元素的性质，解决相关化学问题。
二、知识要点（一）元素周期律1、原子结构的周期性变化（1）核电荷数的递增：元素的核电荷数随着原子序数的递增而依次增大。
（2）电子层数的周期性变化：同周期元素，电子层数相同；随着原子序数的递增，周期数依次增加，电子层数也依次增加。
（3）最外层电子数的周期性变化：同周期元素，最外层电子数从 1 逐渐递增到 8（第一周期除外）。
2、元素性质的周期性变化（1）金属性和非金属性的周期性变化同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（2）化合价的周期性变化主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外）。
非金属元素的化合价既有正价，又有负价，最高正价与最低负价的绝对值之和等于 8。
3、元素周期律的实质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必然结果。
（二）元素周期表1、周期（1）周期的划分：元素周期表共有 7 个周期，其中 1、2、3 周期为短周期，4、5、6、7 周期为长周期。
（2）周期的特点同一周期元素，电子层数相同，原子序数依次增大。
同一周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2、族（1）族的划分：元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族，包括 7 个主族（A 族）、7 个副族（B 族）、1 个第Ⅷ族和 1 个 0 族。
（2）族的特点主族元素的族序数等于其最外层电子数。
同一主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、元素在周期表中的位置与原子结构的关系（1）原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数（2）周期序数＝电子层数（3）主族序数＝最外层电子数三、重点难点（一）重点1、元素周期律的内容和实质。
元素周期表元素周期律一、元素周期表1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)周期：按原子序数递增顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。
(2)族：把不同横行中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一纵行。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)。
短周期长周期序号 1 2 3 4 5 6 7元素种28818183232数0族元素21018365486118(2)族(18个纵行，16个族)。
【微点拨】1.在周期表中，同一列元素的原子最外层电子数不一定相等，如0族氦原子最外层2个电子，其余最外层8个电子；2．在短周期中，第ⅡA族和第ⅢA族不相邻。
二、元素周期律1．定义元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2．实质元素原子核外电子排布的周期性变化。
3．同主族元素性质的递变规律(1)对于元素Li、Na、K。
①原子半径由小到大的顺序为Li<Na<K；②金属性由强到弱的顺序为K>Na>Li；③单质与水反应的剧烈程度由强到弱的顺序为K>Na>Li；④最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为KOH>NaOH>LiOH。
(2)对于元素Cl、Br、I。
①原子半径由小到大的顺序为Cl<Br<I；②非金属性由强到弱的顺序为Cl>Br>I；③单质与氢气化合由易到难的顺序为Cl2>Br2>I2；④其氢化物的稳定性由弱至强的顺序为HI<HBr<HCl；⑤最高价氧化物对应水化物的酸性由弱至强的顺序为HIO4<HBrO4<HClO4。
4．同周期元素性质的递变规律现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。
(1)五种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>S>Cl。
高一化学元素周期律教案引言：化学元素周期律是化学家们根据元素的性质和周期性特点所总结出来的一种规律性表达方式。
它的发现和发展对于化学学科的发展起到了重要的推动作用。
本教案将重点介绍元素周期律的基本概念、元素周期表的组成与应用以及元素周期律的意义和历史。
一、元素周期律的基本概念元素周期律是指元素周期性地排列在一起的一种表格形式，用于反映元素性质的变化规律。
它由俄国化学家季莫费耶夫于1869年首次提出，而后得到了不断完善和发展。
根据元素周期律，元素按照原子序数递增的顺序排列，具有相似性质的元素排列在同一列，称为“族”，而具有相同主量子数的元素排列在同一行，称为“周期”。
二、元素周期表的组成与应用1. 元素周期表的组成元素周期表主要由两部分组成：周期和族。
周期表示了元素的主量子数和电子层级的变化，即元素的电子排布规律；族表示了元素的化学性质的相似性。
周期表中元素的原子序数、元素符号、元素名称等也是必不可少的信息。
2. 元素周期表的应用元素周期表是化学教学和研究中不可或缺的工具。
它可以帮助我们快速了解元素的基本信息，如原子序数、相对原子质量等；也可以帮助我们预测元素的性质和化学反应，如金属或者非金属的特性，氧化还原性等。
三、元素周期律的意义和历史1. 元素周期律的意义元素周期律的提出和发展对化学学科的发展起到了重要的推动作用。
它使得科学家们更好地了解元素间的关系和规律，并对元素的性质进行预测和解释。
元素周期律的应用广泛，不仅在化学实验中有重要作用，还为材料科学、能源研究等提供了理论基础。
2. 元素周期律的发展历程元素周期律的发展经历了多位化学家的贡献和努力。
从季莫费耶夫的初始提出到门捷列夫和曼德勃洛特等人的系统调整和完善，元素周期律不断地被验证和完善。
现代元素周期表通过不断的新发现和新的研究方法，不断地扩展和完善，使得化学家们对元素性质的认识更加深入和准确。
结论：元素周期律是化学学科中的重要理论工具，它帮助我们了解元素的性质和规律，并为化学实验和研究提供了重要的依据。
202年高中化学一轮复习元素周期律和元素周期表考纲要求 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.以第三周期为例，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的递变规律。
第一课时元素周期表的结构础知识梳理1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．编排原则(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
3．元素周期表的结构4．元素周期表中的特殊位置(1)分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
(2)分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(3)过渡元素：元素周期表中部从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
题探究题组一元素周期表的结构应用1.在元素周期表中，铂元素如图所示，下列有关说法正确的是( )A．铂是非金属元素，在常温下呈固态B．208 78Pt和198 78Pt的核外电子数相同，互为同位素C．“195.1”是铂的质量数D．由78可以推出Pt为第五周期元素答案 B解析铂为金属元素，A项错误；208 78Pt和198 78Pt的质子数相同，中子数不同，是两种不同核素，二者互为同位素，B项正确；“195.1”是铂元素的相对原子质量，C项错误；由78推出Pt为第六周期元素，D项错误。
2．(1)56号元素位于第________周期________族。
(2)114号元素位于第________周期________族。
高一化学知识点：元素周期律和元素周期表
广大高中生要想顺利通过高考，接受更好的教育，就要做好考试前的复习准备。
小编带来高一化学知识点：元素周期律和元素周期表，希望大家认真阅读。
元素周期律和元素周期表
1.元素周期律
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律，叫做元素周期律。
元素周期律主要体现在核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化和元素主要化合价、金属性及非金属性等的周期性变化方面。
元素性质周期性变化的实质是由于元素原子核外电子排布的周期性变化。
2.元素周期表
元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
3.元素周期表与原子结构的关系
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数=元素的最高正化合价数
主族元素的负化合价数=8-主族序数。
第二节元素周期表元素周期律【高考新动向】【考纲全景透析】一、元素周期表1.原子序数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2．编排原则(1)按原子序数递增的顺序从左到右排列；(2)将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行(周期序数＝原子的电子层数)；共有7个横行(3)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一纵行(主族序数＝原子最外层电子数)，共有18列3．结构特点(2)周期（7个横行，7个周期）(3)族18二、元素周期律1.定义：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2.本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
3.主族元素的周期性变化规律三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹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：分界线左下方金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
2．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索。
(2)寻找新材料①半导体材料：在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素中寻找；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
【热点难点全析】〖考点一〗元素的金属性或非金属性强弱的判断1．根据在周期表中的位置(1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；(2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。
2．根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验(1)元素金属性强弱的比较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对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
元素周期表和元素周期律的应用1．（双选）X、Y、Z、W为四种短周期主族元素,其中X、Z同族，Y、Z同周期，W是短周期主族元素中原子半径最大的，X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，Y的最高正价与最低负价代数和为6。
下列说法正确的是（）A．Y元素最高价氧化物对应的水化物化学式HYO4B．简单离子半径由小到大的顺序为：X〈Z〈YC．Y、Z两种元素气态氢化物中，Z的气态氢化物更稳定D．X与W可形成两种化合物【答案】AD【解析】X、Y、Z、W为四种短周期主族元素,W是短周期主族元素中原子半径最大的,则W为Na元素；X原子最外层电子数是核外电子层数的3倍，电子层数只能为2,最外层电子数为6,即X为O元素，X、Z同族，则Z为S元素；Y的最高正价与最低负价代数和为6，其最高价为+7价，Y、Z同周期，Y为Cl元素，综上所述,X、Y、Z、W分别为O、Cl、S、Na。
A．根据分析，Y为Cl,Y元素最高价氧化物对应的水化物化学式HClO4，A正确；B．电子层越多，半径越大，离子的核外电子排布相同的情况下，原子序数越大，半径越小,则三种离子半径由小到大的顺序为：O2−<Cl−<S2−，B错误;C．非金属性越强，氢化物的稳定性越强，非金属性Cl>S，则Y、Z两种元素气态氢化物的稳定性HCl>H2S,C错误；D．O与Na形成Na2O、Na2O2两种化合物，D正确；故选AD。
1．下列说法中正确的是（）A．某微粒核外电子排布为2、8、8结构,则该微粒一定氩原子B．最外层电子达到稳定结构的微粒只能是稀有气体的原子C．F−、Na+、Al3+是与Ne原子具有相同电子层结构的离子D．某元素原子的最外层只有2个电子,则该元素一定是金属元素2．（双选）2016年IUPAC将第117号元素命名为Ts(中文名“钿”，音tian）,Ts是第七周期VIIA族元素.下列说法中，不正确的是（)A．Ts的最外层电子数是6B．Ts原子原子半径比At原子大C．Ts在同族元素中非金属性最弱D．Ts易与氢气反应形成H2Ts，且很稳定3．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是（) A．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强B．同一周期主族元素从左到右,元素原子半径逐渐增大C．第三周期的元素：P、S、Cl的最高正化合价依次增大D．主族元素呈现的最高正化合价，其数值等于该元素原子的最外层电子数4．短周期的非金属元素，其原子核外最外层电子数是内层电子数的一半，则此非金属元素在周期表中的位置为（）A．第二周期第ⅠA族B．第三周期第ⅣA族C．第二周期第ⅤA族D．第三周期第ⅤA族5．（双选）某元素X的气态氢化物化学式为H2X,下列叙述正确的是（）A．该元素的原子最外电子层上有6个电子B．该元素最高价氧化物的化学式为XO2C．该元素是非金属元素D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3 6．X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与化合价的关系如图所示。
《元素周期表和元素周期律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标（1）学生能够掌握元素周期表的结构，包括周期、族的划分以及元素周期表中元素的排列规律。
（2）理解元素周期律的内涵，包括原子半径、元素的金属性和非金属性、化合价等性质的周期性变化规律。
2、过程与方法目标（1）通过对元素周期表的观察和分析，培养学生的归纳、总结和推理能力。
（2）通过实验探究和数据分析，提高学生的科学探究能力和实验操作能力。
3、情感态度与价值观目标（1）激发学生对化学学科的兴趣，感受化学世界的奇妙和规律之美。
（2）培养学生的合作精神和创新意识，让学生在学习中体验成功的喜悦。
二、教学重难点1、教学重点（1）元素周期表的结构。
（2）元素周期律的实质和表现。
2、教学难点（1）元素性质的周期性变化规律。
（2）元素周期律的应用。
三、教学方法1、讲授法讲解元素周期表和元素周期律的基本概念和规律。
2、讨论法组织学生讨论元素周期表和元素周期律的相关问题，促进学生思维的碰撞和交流。
3、实验法通过实验探究元素的性质，加深学生对元素周期律的理解。
4、多媒体辅助教学法利用多媒体展示元素周期表的结构和元素性质的变化规律，增强教学的直观性。
四、教学过程1、导入新课通过展示一些化学元素的图片或实物，如金属钠、氧气、氯气等，引导学生思考元素之间是否存在某种内在联系，从而引出元素周期表和元素周期律的主题。
2、知识讲解（1）元素周期表的结构展示元素周期表，介绍周期和族的概念。
让学生观察元素周期表，总结周期和族的划分规律。
讲解周期表中横行和纵列的特点，以及元素周期表中主族和副族的区别。
（2）元素周期律以第三周期元素为例，讲解原子半径、化合价、金属性和非金属性等性质的周期性变化规律。
通过实验探究钠、镁、铝与水或酸反应的难易程度，比较它们的金属性强弱。
通过比较硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，判断它们的非金属性强弱。
3、小组讨论组织学生分组讨论以下问题：（1）元素周期表中同一周期元素的性质为什么会呈现出逐渐变化的趋势？（2）元素周期表中同一主族元素的性质有什么相似性和递变性？4、知识应用（1）给出一些元素，让学生判断它们在元素周期表中的位置，并推测其可能的性质。
一、教学目标：1. 让学生了解元素周期律的基本概念，理解元素周期律的内涵和外延。
2. 使学生掌握元素周期表的结构，了解周期表中各个元素的位置及其性质。
3. 培养学生运用元素周期律分析和解决化学问题的能力。
二、教学内容：1. 元素周期律的发现：介绍门捷列夫、迈耶尔等科学家在元素周期律研究中的贡献。
2. 元素周期律的基本内容：原子序数、原子半径、离子半径、电负性等性质的周期性变化。
3. 元素周期表的结构：周期、族、周期表的划分及特点。
4. 元素的位置与性质：了解周期表中元素的位置，掌握金属、非金属、半金属元素的分布规律。
5. 应用元素周期律：分析化合物的稳定性、氧化性、还原性等性质，指导化学反应的进行。
三、教学方法：1. 采用多媒体教学，展示元素周期表、周期律图及相关动画，增强学生的直观感受。
2. 案例分析法：通过具体例子，使学生掌握元素周期律在化学问题中的应用。
3. 讨论法：分组讨论元素周期表中的规律，培养学生的合作精神和探究能力。
4. 练习法：设置课后练习题，巩固所学知识，提高学生的应用能力。
四、教学准备：1. 制作多媒体课件，包括元素周期表、周期律图等。
2. 准备相关案例材料，用于课堂分析和讨论。
3. 设计课后练习题，涵盖本节课的主要知识点。
五、教学评价：1. 课堂参与度：观察学生在课堂上的发言、提问及互动情况，评价学生的参与度。
2. 课后练习：检查学生课后练习的完成情况，评估学生对知识点的掌握程度。
3. 小组讨论：评价学生在讨论中的表现，包括观点阐述、沟通交流等能力。
六、教学重点与难点：教学重点：1. 元素周期律的基本内容及其应用。
2. 元素周期表的结构及其划分。
3. 元素位置与性质之间的关系。
教学难点：1. 元素周期律的微观解释。
2. 周期表中特定元素性质的预测。
3. 元素周期律在实际问题中的应用。
七、教学进程：1. 导入新课：回顾上节课的内容，引出本节课的主题——元素周期律和元素周期表。
一、教学目标1. 让学生了解元素周期律的概念和意义。
2. 使学生掌握元素周期表的构成和排列规律。
3. 培养学生运用元素周期律分析和解决化学问题的能力。
4. 提高学生对化学知识的兴趣和热情。
二、教学内容1. 元素周期律的发现原子序数与元素性质的关系门捷列夫与元素周期表2. 元素周期表的结构周期表的横行（周期）与纵列（族）主族元素、副族元素和稀有气体元素短周期与长周期3. 元素周期律的应用预测元素性质的趋势解释化学反应和化合物的性质寻找新元素和合成新材料4. 元素周期表中的空白与待解决的问题周期表中的“八、九、十”族元素周期表的极限与超重元素5. 我国在元素周期表中的贡献我国发现的元素我国在元素周期表研究中的地位三、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生思考和探索元素周期律的奥秘。
2. 通过案例分析，使学生掌握元素周期律在化学中的应用。
3. 利用多媒体手段，展示元素周期表的发展历程和我国在该领域的成就。
4. 开展小组讨论，培养学生合作学习和批判性思维能力。
四、教学准备1. 准备相关PPT、案例资料和测试题。
2. 安排实验室，准备进行元素性质实验的器材。
五、教学评价1. 课堂问答：检查学生对元素周期律概念的理解。
2. 小组讨论：评估学生在解决问题中的应用能力。
3. 实验报告：考察学生对元素性质的实验观察和分析。
4. 课后作业：检验学生对元素周期律知识的掌握程度。
六、教学活动1. 引入：通过展示稀有气体元素的性质，引发学生对元素周期律的好奇心。
2. 讲解：详细讲解元素周期律的发现过程，以及原子序数与元素性质的关系。
3. 互动：邀请学生分享对元素周期律的理解，解答学生的疑问。
4. 演示：用PPT展示元素周期表的结构，讲解周期表的排列规律。
5. 实践：安排学生进行实验室实验，观察和记录不同元素的性质。
七、教学活动1. 讲解：讲解元素周期律在化学中的应用，如预测元素性质的趋势、解释化学反应和化合物的性质等。
2. 案例分析：分析具体案例，让学生了解元素周期律在实际问题中的应用。
高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论：元素周期律和周期表一、备考目标：1、掌握元素周期表的结构、元素周期律2、 学会用等量代换原理寻找等电子微粒3、比较各种简单微粒半径的大小.4、理解原子结构与元素周期律和周期表之间的内在联系。
二、要点精讲（一）元素周期表的结构：（1）周期：具有相同电子层的一系列元素列为一个周期：周期序数＝原子核外电子层数（2）族：具有相同最外层电子数（主族）或价电子数（副族）的一系列元素称为一族.第一周期 (2种)三个短周期 第二周期（8种）第三周期（8种）七个周期 第四周期（18种） （七个横行） 三个长周期 第五周期（18种） 第六周期（32种） 一个不完全周期 第七周期（21种） 七个主族（ⅠA - ⅦA ） 十六个族 七个副族（ⅠB-- ⅦB ） （十八个纵行） 一个八族（Ⅷ）(含3个纵行)一个零族（稀有气体）主族元素:由长、短周期元素组成的族.主族序数＝最外层电子数＝元素最高正化合价 (非金属元素:8－|负化合价|).或 (非金属元素: 最高正化价+|负化合价| = 8零族元素:原子最外层电子已达稳定结构,故稀有气体在通常情况下难以发生化学反应:但与F 2可在一定条件下反应，生成如XeF 4等化合物，所以其惰性是相对的。
副族元素:全部由长周期元素组成的族.副族序数＝价电子数＝最高正化合价价电子:用来参与化学反应的最外层电子以及次外层或倒数第三层的部分电子.（二）性质递变规律:（1）同周期元素递变性:Na Mg Al与冷水反应: 剧烈 缓慢与热水反应: 更剧烈 明显且溶液呈碱性 元素周期表元素种数与H＋(酸溶液)反应: 很剧烈剧烈较为缓和Mg(OH)2 Al(OH)3与酸(H＋)反应:可溶(Mg(OH)2＋2H＋＝Mg2＋＋2H2O) 可溶(Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O) 与碱(OH－)反应: 不溶可溶(Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O)Si P S Cl与H2化合条件高温下，很少部分化合高温加热光照或点燃氢化物稳定性极不稳定不稳定较不稳定稳定最高氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7及其水化物 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4酸性弱酸中强酸强酸最强的酸(水溶液中) 结论: Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强(2)同主族元素递变性:族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA O周期非金属性逐渐增强1 金非稀2 属金有3 性属气4 逐性体5 渐逐元6 增渐素7 强增强小结：元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律(三)构、位、性的相互关系性质位同化学性质同位近化学性质近主族最外层电子数＝最高正价（除O、F）左→右递变性核电荷数和核外电子数决定电子得失能力主族序数＝最外层电子数周期序数＝电子层数(四)(五)比较微粒半径的大小无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下：1. 核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如:H+＜H＜H-; Fe＞Fe2+＞Fe3+Na+＜Na; Cl＜Cl-2. 电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小．如：(1)与He电子层结构相同的微粒:H-＞Li+＞Be2+(2)与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(3)与Ar电子层结构相同的微粒:S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+3. 电子数和核电荷数都不同的微粒：(1)同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.(2)同周期:原子半径从左到右递减.如Na＞Cl(3)同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开.同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径.如Na +＜Cl -如第三周期,原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al 3+(4)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Ge 、P 、O 的半径大小比较，可找出它们在周期表中的位置，（ ）中元素为中间者.（N ） O（Si ） PGe因为Ge ＞Si ＞P ＞N ＞O,故Ge ＞P ＞O（六）周期表的应用：（1）根据周期表中的位置寻找元素及新物质（农药、半导体、催化剂等）（2）预测元素的性质：① 比较不同周期，不同族邻位元素的性质；② 推知未知元素的某些性质；（3）判断气态氢化物的分子构型和分子极性：① 第ⅣA 族：4RH ——正四面体，非极性分子② 第ⅤA 族：3RH ——三角锥形，极性分子，3NH 溶于水呈弱碱性③ 第ⅥA 族：R H 2——折线形（V 型），极性分子，水溶液呈弱酸性（除O H 2）④ 第ⅦA 族：HR ——直线形，极性分子，水溶液呈强酸性（HF 为弱酸）三、知识点小结1、等电子微粒2、比较各种微粒半径的大小3、推断元素在元素周期表的位置典题分析：例1、（2008四川）下列叙述中正确的是（ ）A ．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数B ．除点周期外，其他周期均有18个元素C ．副族元素中没有非金属元素D ．碱金属元素是指ⅠA 族的所有元素解析：本题考查了元素周期表的有关知识。
第二单元元素周期律和元素周期表[考点分布]考点一元素周期表[学生用书P72]1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．编排原则(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列。
4．元素周期表的结构元素周期表⎩⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎧周期(7个)⎩⎨⎧短周期⎩⎨⎧第1、2、3周期元素种数分别为2、8、8种长周期⎩⎨⎧第4、5、6、7周期元素种数分别为18、18、32、32种 族(16个)⎩⎪⎨⎪⎧主族：由短周期和长周期元素共同构成，共7个副族：完全由长周期元素构成，共7个第Ⅷ族：第8、9、10共3个纵列0族：第18纵列 5．元素周期表中的特殊位置(1)分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹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：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB 族到ⅡB 族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)镧系：元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)锕系：元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
题组元素周期表结构的考查1．硅元素在周期表中的位置是( )A ．第2周期ⅣA 族B ．第3周期ⅣA 族C ．第3周期ⅥA 族D ．第2周期ⅥA 族 解析：选B 。
本题考查元素周期表知识。
硅为14号元素，核外有三个电子层，最外层有4个电子，所以硅原子位于元素周期表第3周期ⅣA 族。
第19讲元素周期律和元素周期表[考纲要求]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．以第三周期为例，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。
考点一元素周期表【自主学习】知识梳理1．原子序数原子序数＝＝＝质子数。
2．编排原则周期(横行)：元素原子的相同，左―→右：递增；族(纵行)：元素原子的相同，上―→下：递增。
3．结构(1)周期(7个横行，7个周期)(2)族(3)①分界线：沿着元素周期表中与的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为，分界线右上方为。
③分界线附近元素的性质：既表现的性质，又表现的性质。
自我检测1．请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：(1)标出族序数。
(2)画出金属与非金属的分界线；画出过渡元素。
(3)标出镧系、锕系的位置。
(4)写出各周期元素的种数。
(5)写出稀有气体元素的原子序数。
(6)标出113～118号元素的位置。
2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)最外层电子数为2的元素一定在第ⅡA族。
()(2)元素周期表各族中第Ⅷ族元素种类最多。
()(3)第三、四周期同主族相邻元素的原子序数之差都是18。
()(4)同周期的ⅡA族元素与ⅢA族元素的原子序数之差都相同。
()(5)115号元素位于第七周期第ⅤA族。
()(6)原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族。
()(7)位于同一主族的甲、乙两种元素，甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能为x＋4。
()(8)位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于ⅠA族，原子序数为x，乙位于ⅢA族，则乙原子序数可能为x＋19。
()3．(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是______________________。
《元素周期律与元素周期表》导学案一、学习目标1、了解元素周期律的发现过程和实质。
2、理解元素周期表的结构，包括周期、族的划分。
3、掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
二、知识梳理（一）元素周期律1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2、实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
（二）元素周期表1、编排原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列。
（2）将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期。
（3）把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。
2、结构（1）周期短周期：第 1、2、3 周期，分别包含 2、8、8 种元素。
长周期：第 4、5、6、7 周期，分别包含 18、18、32、32 种元素。
（2）族主族：由短周期元素和长周期元素共同构成，共 7 个主族，用 A 表示。
副族：完全由长周期元素构成，共 7 个副族，用 B 表示。
第Ⅷ族：包括 8、9、10 三个纵行。
0 族：稀有气体元素。
（三）同周期元素性质的递变规律1、原子半径同周期元素（从左到右），原子半径逐渐减小。
2、化合价最高正化合价由＋1 递增到＋7（O、F 除外），负化合价由－4 递增到－1。
3、金属性和非金属性（1）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）单质的还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。
（3）最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
（四）同主族元素性质的递变规律1、原子半径同主族元素（从上到下），原子半径逐渐增大。
2、化合价相同。
3、金属性和非金属性（1）金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（2）单质的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。
（3）最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
三、重点难点（一）重点1、元素周期律的实质。
2、元素周期表的结构。
3、同周期、同主族元素性质的递变规律。
（二）难点1、元素性质的周期性变化规律的理解和应用。
2、元素“位、构、性”的关系。
高三化学一轮复习学案：元素周期表和元素周期律学习目标：1：掌握元素周期表的结构和元素周期律。
2：掌握元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3：了解元素周期律和元素周期表的应用。
基础知识：一、元素周期表1、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期①周期序数与电子层数的关系：②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期其期称为长周期，第周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
填表：2、族：元素周期表共有个纵行，除了三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个，故元素周期表共有个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类元素周期表中，我们把个纵行共分为个族，其中个主族，个副族，一个族，一个族。
a、主族：由元素和元素共同构成的族，用A表示：ⅠA、_______________________________________________________ b、副族：完全由元素构成的族，用B表示：ⅠB、_______________________________________________________________c、第Ⅷ族：三个纵行d、零族：第纵行，即稀有气体元素②主族序数与最外层电子数的关系：③族的别称ⅠA称为元素ⅡA称为元素ⅦA称为元素零族称为元素二、元素的性质与原子结构1、碱金属（1）、与非金属的反应Li＋O2 ________________ Na＋O2________________K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。
Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）、与水的反应K＋H2O____________________ Rb＋H2O_________________________除Na、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H２。
小结：2M＋2H２O == 2MOH＋H２↑碱性:（3）、碱金属的物理性质的比较相似性：_______________________________________________________________递变性：_______________________________________________________________2、卤素（1）单质的物理性质颜色:_______________ 状态：________________ 密度：___________________ 熔沸点:_______________ 在水中的溶解性：___________________（2）卤素单质与氢气的反应卤素和H 2的反应可用通式H 2＋X 2 = 来表示，反应时按F 2、Cl 2、Br 2、I 2的顺序，反应条件越来越 ，反应程度依次 ，形成的卤化氢的稳定性也依次 。
高一寒假复习学案5：元素周期表和元素周期律复习目标：1：掌握元素周期表的结构和元素周期律。
2：掌握元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3：了解元素周期律和元素周期表的应用。
知识梳理： 一、元素周期表1、周期：元素周期表共有 个横行，每一横行称为一个 ， 故元素周期表共有 个周期①周期序数与电子层数的关系： ②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为 ， 周期其期称为长周期，第 周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
填表：2、族：元素周期表共有 个纵行，除了 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 ，故元素周期表共有 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类元素周期表中，我们把 个纵行共分为 个族，其中 个主族， 个副族，一个 族，一个 族。
a 、主族：由 元素和 元素共同构成的族，用A 表示：ⅠA 、_______________________________________________________b 、副族：完全由 元素构成的族，用B 表示：ⅠB 、_______________________________________________________________ c 、第Ⅷ族： 三个纵行 d 、零族：第 纵行，即稀有气体元素②主族序数与最外层电子数的关系： ③族的别称ⅠA 称为 元素 ⅡA 称为 元素 ⅦA 称为 元素 零族称为 元素 二、元素的性质与原子结构 1、碱金属（1）、与非金属的反应Li ＋O 2 ________________ Na ＋O 2________________K 、Rb 等碱金属与O 2反应，会生成超氧化物。
Rb 、Cs 在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）、与水的反应K ＋H 2O____________________ Rb ＋H 2O_________________________ 除Na 、K 外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H ２。
小结：2M ＋2H ２O == 2MOH ＋H ２↑ 碱性: （3）、碱金属的物理性质的比较相似性：_______________________________________________________________ 递变性：_______________________________________________________________ 2、卤素（1）单质的物理性质颜色:_______________ 状态：________________ 密度：___________________ 熔沸点:_______________ 在水中的溶解性：___________________ （2）卤素单质与氢气的反应卤素和H 2的反应可用通式H 2＋X 2 = 来表示，反应时按F 2、Cl 2、Br 2、I 2的顺序，反应条件越来越 ，反应程度依次 ，形成的卤化氢的稳定性也依次 。
（3）卤素单质间相互置换反应：Cl 2＋ NaBr = ____________________ Cl 2＋ Br - =_____________________ Cl 2＋ KI = _______________________________________ Cl 2＋ I － =_____________________注意:F 2不能置换出NaCl 溶液中的Cl 2，因为F 2在水溶液中发生如下反应：2F 2＋ 2H 2O = 4HF + O 2 三、元素周期律结论：随着原子序数的递增，元素 呈现周期性变化。
总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。
（2）第三周期元素性质变化规律[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
同周期元素性质递变规律，同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
4：元素周期律（1）定义： 。
（2）实质： 。
四：元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系1：认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系主族元素最高正化合价＝ ＝ ＝ 五、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 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。
视野拓展：元素周期表中的重点规律 一、微粒半径大小的比较 1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐 。
同周期，从左到右，原子半径逐渐 。
2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 ，半径 。
（2）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 ，高价阳离子半径 低价离子半径。
二、数目规律(1) 同周期第IIA 族与第IIIA 族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。
(2) 同主族相邻元素的原子序数：第IA 、IIA 族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIA ～VIIA 族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。
三、化合价规律(1) 同周期元素主要化合价：最高正价由+1→+7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4→-1递变。
(2) 关系式：最高正化合价+|最低负化合价|=8； 最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。
(3) 除第VIII 族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。
四、1～20号元素中的某些元素的特性 1、与水反应最激烈的金属是K ，非金属是F 。
2、原子半径最大的是K ，最小的是H 。
3、单质硬度最大的，熔、沸点最高的，形成化合物品种最多的，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C 。
4、气体密度最小的，原子核中只有质子没有中子的，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H 。
5、气态氢化物最稳定的，只有负价而没有正价的，无含氧酸的非金属元素是F 。
6、最高氧化物对应的水化物酸性最强的是CI ，碱性最强的是K 。
7、空气中含量最多的，气态氢化物在水中的溶解度最大，其水溶液呈现碱性的是N 。
8、单质和最高价氧化物都是原子晶体的是Si 。
9、具有两性的元素是AI(Be)。
10、地壳中含量最多的元素是O 。
11、最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是C 、Si 。
[典型例题]例1不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用一定数值x 来表示，若x 越大，其原子吸引位构 性电子的能力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。
下面是某些短周期元素的x 值：（1）通过分析x 值变化规律，确定N 、Mg 的x 值范围：_______________<x (Mg)<____________，______________<x (N)<___________________。
（2）推测x 值与原子半径的关系是________________________________；根据短周期元素的x 值变化特点，体现了元素性质的_________________变化规律。
（3）某有机化合物结构式为，其中S —N 中，你认为共用电子对偏向谁？_______（写原子名称）。
（4）经验规律告诉我们：当成键的两原子相应元素的差值（Δx ），当Δx >1.7时，一般为离子键，当Δx <1.7时，一般为共价键，试推断AlBr 3中化学键类型是________________。
（5）预测元素周期表中，x 值最小的元素位置：______________(放射性元素除外)。
例2不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为Ｅ）如下图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分析图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
(1)同主族内不同元素的Ｅ值变化的特点是：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。
各主族中Ｅ值的这种变化特点体现了元素性质的＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿变化规律。
(2)同周期内，随原子序数增大，Ｅ值增大。
但个别元素的Ｅ值出现反常现象。
试预测下列关系式中正确的是＿＿＿＿＿＿（填写编号，多选倒扣）①Ｅ(砷)＞Ｅ（硒）②Ｅ(砷)＜Ｅ（硒） ③Ｅ(溴)＞Ｅ（硒）④Ｅ(溴)＜Ｅ（硒）(3)估计１ｍｏｌ气态Ｃａ原子失去最外层一个电子所需能量Ｅ值的范围：＿＿＿＿＿＿＿＜Ｅ＜＿＿＿＿＿＿＿(4)１０号元素Ｅ值较大的原因是＿＿＿＿＿＿＿＿。
[基础练习]1. 下列元素中，最高正化合价数值最大的是（ ）A.CB.SC.FD.Ne2. 下列化合物中，阳离子半径与阴离子半径比值最小的是（ ）A.NaFB.NaClC.MgI 2D.KBr3. 下列说法正确的是（ ）A.难失电子的原子，得电子的能力一定强B.易得电子的原子，失电子的能力一定弱C.电子层结构相同的单核离子，阳离子半径一定比阴离子半径大D.任何原子的原子核都是由质子和中子构成的4. 已知a 、b 分别为同周期的ⅠA 和ⅦA 族的两种元素，它们的原子序数分别为m 和n ，则下列关系不可能成立的是（ ） A.n ＝m+16B.n ＝m+6C.n ＝m+30D.n ＝m+105. A 、B 为同主族的两元素，A 在B 的上一周期，若A 的原子序数为n ，则B 的原子序数不可能为（ ） A.n+8B.n+18C.n+32D.n+206. a 、b 、c 、d 、e 是同周期的五种元素，a 和b 的最高价氧化物的水化物显碱性，且碱性b ＞a,c 和d的气态氢化物的还原性d ＞c ，五种元素的原子，得失电子后所形成的简单离子中，e 的离子半径最小，则它们的原子序数由小到大的顺序是（ ） A.b 、a 、e 、d 、c B.e 、d 、a 、b 、c C.a 、b 、d 、c 、eD.c 、d 、e 、a 、b7. 元素周期表的第7周期称为不定全周期，若将来发现的元素把第7周期全排满，则下列推论错误的可能性最大的是（ ）A.该周期的元素都是放射性元素B.该周期的元素，原子序数最大为118C.该周期的ⅦA 族元素是金属元素D.该周期的ⅢA 族的元素的氢氧化物具有两性8. A 、B 都是短周期元素，原子半径B ＞A ，它们可形成化合物AB 2，由此可以得出的正确判断是（ ）A.原子序数：A ＜BB.A 和B 可能在同一主族C.A 可能在第2周期ⅣA 族D.A 肯定是金属元素9. 已知X ＋、Y 2＋、Z -、W 2-四种离子均具有相同的电子层结构。
