元素周期表元素周期律
[单独成册]
1．下列各表为周期表的一部分(表中为原子序数)，其中正确的是( )
A.
B.
C.
D.
答案：D
2．X、Y、Z分别是三种单质，它们都是常见的金属或非金属，M、N、R是常见的三种氧化物，其中一种熔点很高，而且有如下反应(条件未标出，方程未配平)：(1)X＋Z―→M；(2)M ＋X―→N；(3)M＋Y―→R＋X。若X是非金属，则组成Y单质的元素在周期表中的位置是( ) A．第二周期第ⅣA族B．第二周期第ⅥA族
C．第三周期第ⅡA族D．第三周期第ⅣA族
解析：选C。由题意可推知，X为碳，Y为Mg，Z为O2，M为CO2，N为CO，R为MgO。
3．下列离子中半径最大的是( )
A．Na＋B．Mg2＋
C．O2－D．F－
解析：选C。Na＋、Mg2＋、O2－和F－离子核外电子排布都是2、8的电子层结构。对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径最大的是O2－。
4．不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是( )
A．单质氧化性的强弱
B．单质沸点的高低
C．单质与氢气化合的难易
D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱
解析：选B。A.元素的非金属性越强，其单质获得电子的能力就越强，因此单质氧化性就越强。故可以通过比较单质氧化性的强弱，判断元素的非金属性的强弱，正确。B.S单质、Cl2都是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，分子间作用力越大，物质的熔沸点就越高，这与元素的非金属性强弱无关，错误。C.元素的非金属性越强，其单质与氢气化合形成氢化物就越容易，形成的氢化物的稳定性就越强。因此可以比较元素的非金属性的强弱，正确。D.元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，因此可以通过比较硫、氯两种元素最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱比较元素的非金属性的强弱，正确。
5．下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是( )
A．酸性：H2SO4＞H3PO4
B．非金属性：Cl＞Br
C．碱性：NaOH＞Mg(OH)2
D．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
解析：选D。A.S、P位于同一周期，且S位于P的右侧。同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，故非金属性S>P，所以H2SO4的酸性大于H3PO4。B.Cl、Br位于同一主族，Cl位于Br的上方，同主族元素由上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性Cl>Br。C.Na、Mg是同周期元素，Na位于Mg的左侧，故Na的金属性比Mg的强，则NaOH的碱性比Mg(OH)2的强。D.NaHCO3的热稳定性差，是由于HCO－3受热易分解。
6．(双选)甲～庚等元素在周期表中的相对位置如下表，己的最高价氧化物对应水化物有强脱水性，甲和丁在同一周期，甲原子最外层与最内层具有相同电子数。下列判断正确的是( )
A．丙与戊的原子序数相差28
B．气态氢化物的稳定性：庚<己<戊
C．常温下，甲和乙的单质均能与水剧烈反应
D．丁的最高价氧化物可用于制造光导纤维
解析：选AD。己的最高价氧化物对应水化物有强脱水性，则己为S；由元素在周期表中
的相对位置可推断：丙为B、丁为Si、庚为F。因甲和丁在同一周期，且甲原子最外层与最内层具有相同电子数，则甲为Mg，乙为Ca。A.丙为B，原子序数为5，而戊位于P的下方，其原子序数比P的原子序数大18，即戊的原子序数为33，则丙与戊的原子序数相差28，正确。B.同周期元素自左向右，元素的非金属性逐渐增强；同主族元素自上而下，元素的非金属性逐渐减弱，因此元素的非金属性：庚>己>戊，元素的非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，故氢化物稳定性：庚>己>戊。C.常温下，甲(Mg)与水反应缓慢，加热时反应较快。
D.丁(Si)的最高价氧化物为SiO2，可用于制造光导纤维，正确。
7．短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子最外层有6个电子，Y是至今发现的非金属性最强的元素，Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置，W的单质广泛用作半导体材料。下列叙述正确的是( )
A．原子最外层电子数由多到少的顺序：Y、X、W、Z
B．原子半径由大到小的顺序：W、Z、Y、X
C．元素非金属性由强到弱的顺序：Y、W、X
D．简单气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序：X、Y、W
解析：选A。由“Y是至今发现的非金属性最强的元素”可知，Y为F；由X原子序数小于Y且“X原子最外层有6个电子”可知，X为O；由“Z在周期表中处于周期序数等于族序数的位置”可知，Z为Al；由“W的单质广泛用作半导体材料”可知，W是Si。A选项，原子最外层电子数由多到少的顺序是F、O、Si、Al，所以正确；B选项，原子半径由大到小的顺序：Z、W、X、Y，所以错误；C选项，元素非金属性由强到弱的顺序：Y、X、W，所以错误；D选项，简单气态氢化物的稳定性Y的最强，所以错误。
8．下表为几种短周期元素的性质
A．元素④的原子序数小于元素⑦的原子序数
B．②、③处于同一周期
C．上述八种元素中，最高价氧化物对应水化合物酸性最强的元素是⑤
D．⑧号元素原子结构示意图：
解析：选C。根据元素信息①为O，②为Mg，③为Li，④为P，⑤为Cl，⑥为Na，⑦为N，⑧为Al。
9．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，且原子最外层电子数之和为24。X的原子半径比Y大，Y与Z同主族，Y原子的最外层电子数是电子层数的3倍，下列说法正确的是( )
A．Y元素形成的单核阴离子还原性强于X
B．Z元素的简单气态氢化物的沸点比Y高
C．W元素氧化物对应的水化物的酸性一定强于Z
D．X的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物
解析：选D。短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X的原子半径比Y大，说明X、Y在同一周期，Y原子的最外层电子数是电子层数的3倍，则Y是氧元素，Y与Z 同主族，Z是硫元素，所以W是氯元素，原子最外层电子数之和为24，则X是氮元素，A.元素的非金属性Y＞X，则Y元素形成的单核阴离子还原性弱于X，A错误；B.由于水中存在氢键，Z元素的简单气态氢化物的沸点比Y低，B错误；C.W元素氧化物对应的水化物的酸性不一定强于Z，如次氯酸的酸性弱于硫酸，C错误；D.X的气态氢化物显碱性，可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，D正确。
10．X、Y、Z、W四种主族元素分属于元素周期表的前三周期，原子序数依次增加，它们原子的最外层电子数之和为15，Y2－和Z2＋的电子层结构相同。下列说法正确的是( ) A．氢化物的沸点：Y＜W
B．简单离子的半径：W＞Y＞Z＞X
C．W的氧化物对应的水化物是一种强酸
D．与Z同族的下一周期元素的单质不能与N2反应
解析：选B。根据题给信息推断X为氢元素，Y为氧元素，Z为镁元素，W为硫元素。A.水分子间存在氢键，熔沸点反常的高，即氢化物的沸点：H2O＞H2S，即Y＞W，错误；B.简单离子的半径：S2－＞O2－＞Mg2＋＞H＋，即W＞Y＞Z＞X，正确；C.W为硫元素，SO2对应的水化物亚硫酸是一种弱酸，错误；D.镁与氮气能反应，钙与镁同主族性质相似且比镁活泼，也能与N2反应，错误。
11．A、B、C、D、E五种短周期元素，前三种在周期表中所处的位置如图()所示，D元素的原子半径在短周期元素中是最大的，E是最高正价为＋1价的非金属元素。
(1)若A、B、C三种元素中有两种元素最高价氧化物对应的水化物是强酸，这两种强酸的分子式分别为，此时这五种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序为，一定条件下C的单质与A、E形成的最简单的化合物(过量)发生置换反应时可生成化合物甲，写出该反应的化学方程式，甲中存在的化学键类型为。
(2)若A、C两元素的单质在点燃条件下反应可得到常见的无色无味气体丙、丁(相对分子质量丙>丁)，则丙的结构式为，写出盐DEAC3的溶液与稀硫酸反应的离子方程式。
解析：(1)易知D是钠元素，E是氢元素，由A、B、C三种元素形成酸的情况知A是氮元素，B是硫元素，C是氟元素，五种简单离子中，S2－半径最大，H＋半径最小，另外三种电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小。F2与NH3反应生成NH4F与N2，NH4F中含有离子键与共价键。(2)A、C为第二周期元素，原子序数相差2，两元素的单质在点燃条件下反应能生成两种常见的无色无味气体，则A是碳元素，C是氧元素。DEAC3是NaHCO3。
答案：(1)HNO3、H2SO4S2－>N3－>F－>Na＋>H＋
8NH3＋3F2===6NH4F＋N2离子键、共价键
(2)O===C===O HCO－3＋H＋===H2O＋CO2↑
12．X、Y、Z、W是短周期的四种元素，有关他们的信息如下表所示。
(1)X的气态氢化物分子的电子式是，Z元素在周期表中的位置是。
(2)X、Y、Z三元素的最高价氧化物的水化物酸性由强到弱的顺序是。
(3)常温时，W的硫酸盐溶液的pH 7(填“＝”、“＞”或“＜”)，理由是：
(用离子方程式表示)。
(4)实验室用X的氢化物的水溶液制取W的氢氧化物的方法是(用离子方程式表
示) 。
解析：X的单质由双原子分子构成，且分子有14个电子，说明X的电子数是7，原子序数是7，第二周期ⅤA族元素；故X为N；Y原子次外层电子数等于最外层电子数的一半，Y 为C；Z原子的最外层电子数多于4，且最高正化合价与最低负化合价代数和等于6，Z为Cl；W是短周期元素，电子层数最多3个电子层，2n－3＞0，n＞1.5，n＝2或3，化学反应中W 原子易失去最外层电子形成W n＋，W为Al。(1)经上述分析，X的气态氢化物为NH3，电子式：
，Z为Cl属于第三周期ⅦA族元素；(2)X、Y、Z最高价氧化物的水化物分
别是：HNO3、H2CO3、HClO4、HNO3是强酸、HClO4目前酸性最强的酸、H2CO3是弱酸，所以酸性由强到弱的顺序是：HClO4、HNO3、H2CO3；(3)W的硫酸盐是Al2(SO4)3，是强酸弱碱盐，水溶液显酸性，pH＜7，原因：Al3＋发生水解Al3＋＋3H2O Al(OH)3＋3H＋；(4)X的氢化物是NH3、W的氢氧化物为Al(OH)3，利用可溶性铝盐和氨水反应制取氢氧化铝，离子反应方程式：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。
答案：(1) 第三周期第ⅦA族(2)HClO4＞HNO3＞H2CO3(3)＜Al3＋
＋3H2O Al(OH)3＋3H＋(4)Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4
13．某研究性学习小组设计了一组实验验证元素周期律。
Ⅰ.探究碱金属元素性质的递变规律
(1)实验用品：玻璃管(直径6～10 mm，长100 mm)、试管夹、小刀、镊子、滤纸、钠、玻璃棒、酒精灯、火柴。
(2)实验时，加热至钠(钾)熔化后，立即用洗耳球向玻璃管内鼓入空气，可以观察到玻璃管内的钠(钾)粒燃烧，且比的燃烧更剧烈。
(3)写出探究钠、钾与空气中的氧气反应的其他实验方法：。
(4)从该实验中获得的结论是。
Ⅱ.探究同周期元素金属性的强弱规律
(5)甲同学想验证同周期元素金属性强弱规律，最好选用第周期的三种元素。请设计最简单的实验进行验证，并说明分别观察到的现象：
①；
②；
其理论解释是
。
这三种元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱顺序为 (填化学式)。
Ⅲ.探究非金属性的强弱规律
乙同学设计实验验证非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强。他设计了如图所示装置以验证N、C、Si元素的非金属性强弱。设计的实验可直接证明三种酸的酸性强弱，已知A是强酸，常温下可与铜反应；B是块状固体；打开分液漏斗的活塞后，C中可观察到有白色沉淀生成。
(6)写出所选用物质的化学式：
A ，
B ，
C 。
(7)写出烧杯中发生反应的离子方程式：
。
Ⅳ.根据以上实验和相应规律，下列判断不正确的是 (填字母)。
A．H2SiO3、H3PO4、H2SO4、HClO3的酸性逐渐增强
B．HCl、PH3、H2S的稳定性逐渐减弱
C．向H2S溶液中通入Cl2可观察到有淡黄色沉淀生成
D．Na、K、Rb的原子半径逐渐增大
答案：Ⅰ.(2)K Na (3)在坩埚内进行加热Na(K)的实验(其他合理答案均可) (4)K 的金属活动性大于Na的
Ⅱ.(5)三Na、Mg、Al ①取大小相同的三小粒金属分别投入蒸馏水中，钠剧烈反应，而Mg、Al无明显现象②取大小相同的镁块和铝块投入相同浓度的稀盐酸中，镁反应较剧烈，产生大量气泡；铝反应比镁缓慢，有较多的气泡产生同周期从左到右，元素的原子半径逐渐减小，核电荷数逐渐增多，原子核吸引最外层电子的能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，故金属性逐渐减弱NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3Ⅲ.(6)HNO3CaCO3
Na2SiO3(或K2SiO3)(7)CO2＋SiO2－3＋H2O===H2SiO3↓＋CO2－3(或2CO2＋SiO2－3＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO－3) Ⅳ.AB
高中化学元素周期表 教案 Revised on November 25, 2020
通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程： [新课引入] 初中我们学过了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗[学生活动] 回答元素周期律的内容即：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。 [过渡]对！这样的叙述虽然很概括，但太抽象。我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。既然是规律，我们只能去发现它，应用它，而不能违反它。但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律具体化呢经过多年的探索，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。元素周期表就是元素周期表的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。它是人们的设计，所以可以这样设计，也可以那样设计。历史上本来有“表”的雏形，经过漫长的过程，现在有了比较成熟，得到大家公认的表的形式。根据不同的用途可以设计不同的周期表，不同的周期表有不同的编排原则，大家可以根据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。 [多媒体展示]元素周期表的编排原则： 1．按原子序数递增顺序从左到右排列； 2．将电子层数相同的元素排列成一个横行；
3．把最外层电子数相同的元素排列成一列（按电子层递增顺序）。 [过渡]如果按上述原则将现在所知道的元素都编排在同一个表中，就是我们现在所说的元素周期表，现在我们一同研究周期表的结构。 [指导阅读]大家对照元素周期表阅读课本后，回答下列问题。 1．周期的概念是什么 2．周期是如何分类的每一周期中包含有多少元素。 3．每一周期有什么特点 4．族的概念是什么 5．族是如何分类的主族和副族的概念是什么，包括哪些列，如何表示 6．各族有何特点 [教师归纳小结] [板书] 一、元素周期表的结构 1、横行--周期 ①概念 ②周期分类及各周期包含元素的个数。 ③特点 a．周期序数和电子层数相同；
高考化学冲刺的核心知识和解题策略 第二讲高考冲刺：物质结构 和元素周期律 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期？ 2、在元素周期表中，哪纵元素最多，哪纵化合物种类最多？ 3、在元素周期表中，前三周期空着的有多少个元素？ 4、在元素周期表中，第三主族是哪一纵？三副族呢？ 5、在元素周期表中，镧系有多少个元素？ 6、在元素周期表中，周期差是多少， 同周期的第二主族和第三主族相差是多少？ 核外电子排布规律： 1．核外电子是分层排布的，各电子层最多容纳的电子数目为2n 2 。 2．核外电子排布符合能量最低原理，能量越低的电子离核越近。 3．最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时，不超过2个），次 外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。 上述几条规律相互制约，应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布？ ⅡA 族某元素的原子序数为n ，则与之同周期的ⅢA 族的元素的原 若上一周期某元素的原子序数为n ，则与之同主族的下一周期的元素的 原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较： 1．金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据金属活动性顺序表（盐溶液之间的置换关系、阳离子在水 溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度； （4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； （5）根据构成原电池时的正负极。 2．非金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据置换关系判断（阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据与金属反应的产物比较； （4）根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性； （5）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较： 1． 同周期，从左向右，随核电荷数的递增，原子半径越来越小，到惰 性气体原子半径突然增大。 2．同主族，从上向下，随电子层数递增，原子半径、离子半径越来越大。 3．同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大，即：阳离子 半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 4．核外电子层结构相同的不同微粒，核电荷数（即质子数）越多， 对电子的吸引力越强，微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒：分子有：H 2、He ；阴离子有： H －；阳离子有：Li ＋。 ②常见的10电子微粒：分子有：Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ；阳离子有：Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +；阴离子有：F -、O 2-、N 3-、OH - 、NH 2-。 ③常见的18电子微粒：分子有：Ar 、SiH 4、PH 3、
元素周期表 【教学目标】 1、了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。 2．使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。 3．使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用周期表。 【教学重点】元素周期表的结构，元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系 【教学过程】 一、元素周期表的结构： ⑴元素周期表的编排。 ①按原子序数递增的顺序，从左至右排列； ②将电子层数相同的元素排在一横行； ③将不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数的递增的顺序，由上而下排成一纵行。 由此可见，元素在周期表中的周期数，与其电子层数相同；主族元素的族系数，与其最外层电子数相同。即 周期数 = 电子层数。族系数（指主族）= 最外层电子数。 ⑵周期表的结构概括： 练1、A、B、C三种短周期元素，B分别与A和C相邻，它们的原子序数之和为27。则B元素可能是。（答：碳或镁） 练2、根据下列关系，分别指出B元素与A元素的原子序数差。 ①A、B同主族，分别在第三和第四周期，原子序数差为；
②A 、B 同周期，分别在ⅡA 和ⅢA 族，原子序数差为 ； ③A 、B 均在第五周期，分别为ⅢB 和ⅡB ，原子序数差为 ； ④A 、B 同周期，分别在Ⅷ和0族，原子序数差为 ； [答：①8或8；②1或11或25；③9；④10或9或8。] （3）元素周期表中元素的金属性与非金属性的递变 二、由原子序数推导元素在周期表中的位置方法： ⑴根据每个周期排布元素的种类数〔一（2）、二（8）、三（8）、四（18）、五（18）、六（32）〕的特点，用递减法推出位置数。如推32X 在周期表中的位置：32-2（一）-8（二）-8（三）=14（四），14-10=4（10为过渡元素的种类数），4即为主族族序数。所以35X 处于第四周期第ⅣA 族。 ⑵根据元素原子的序数画出原子结构简图，如35X 的位置： 由可知处于第四周期ⅦA 族。 另外同族上下相邻的两元素的序数相差8（二～三周期）、相差18（三～四～五周期）、相差32（五～六～七周期）等特点也应熟悉。 三、利用元素在周期表中的位置判断元素的性质。 同周期元素的性质有一定的递变规律，同主族元素的性质有很大的相似性，又有一定的递变规律。根据这些规律，并参照已知元素的性质，就可推测未知元素的性质。
物质结构及元素周期表 为您服务的教育网络 主题一材料结构和元素周期表 一、审查考试地点 1.考试网站网络建设 (1)元素“位-结构-单位”之间的关系 (2)。推断元素的名称或位置是本节中常见的问题之一。其方法可以大致概括如下: 2.检查现场解释: 测试地点1:同一时期、同一主体群体性质变化的逻辑衍生关系1。相同周期和相同主族元素性质变化规律性质原子半径电子层结构电子损失能力获得电子能力金属非金属主价最高价氧化物酸相应水合物碱性非金属气态氢化物形成困难稳定性相同周期(从左到右)具有相同数量电子层的最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐减少，最外层电子的数量逐渐增加，最外层电子的数量逐渐增加，最大正价(+1→+7)非金属负价=-(8族序数)酸度逐渐增加，最外层电子的数量XK碱度 随着主族(自上而下)电子层数的逐渐增加，最外层电子的数量也在逐渐增加，逐渐减少，逐渐增加，逐渐减少，逐渐减少，逐渐减少，最高正价=族序数(除O，F外)非金属负价=-(8-族序数)酸度逐渐减少，碱度逐渐增加，形成从难到易的稳定性逐渐增加，形成从易到难的稳
定性逐渐减少2。元素周期表中的“三角形”变化规律 如果元素a、b和c位于元素周期表中图5-1所示的位置，所有相关的性质都可以顺利释放。 1 为您服务的教育网络 订单(但D不能参与安排)。(1)原子半径:碳>氮>硼；(2)金属度:碳>碳>硼；(3)非金属:硼>碳>碳3。元素周期表(1)中的相似性规则与主族元素的性质相似(因为最外面的电子是相同的)；⑵元素周期表中对角线位置(如2中的A、D位置)的元素具有相似的性质，如锂和镁、铍和铝、硼和硅等。 (3)相邻元素的性质差别不大。 测试点2元素周期定律的普通次定律 1.最外层电子数大于或等于3且小于8的元素必须是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可以是主族、次族或0族(he)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(氦除外)。 2.在元素周期表中，IIA族和IIA族元素的原子数有三种不同:①1-3周期(短周期)1元素的原子数不同；(2)第4和第5周期之间的差异为11；③第6和第7周期的差异为25。 3.在每个周期中排列的元素类型满足以下规则:如果n是周期序数，那么在奇数周期中它是(n？1)222(n？2)物种，物种处于偶数周期。2 4.在元素周期表中，除了第八族元素外，具有奇数(或偶数)原子序数的元素，元素所在的族的序数和主价也是奇数(或偶数)。
第一章物质结构元素周期律 1.原子结构（C） （代表一个质量数为A，质子数为Z的原子） ⑴原子的组成 核外电子 e = Z 质子 Z 核电荷数（Z） == 核内质子数（Z） == 核外电子数 == 原子序数 质量数（A）== 质子数（Z）＋中子数（N） 阴离子的核外电子数 == 质子数＋电荷数（—） 阳离子的核外电子数 == 质子数 - 电荷数（＋） ⑵区别概念：元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称 核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子的互称； 也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。 ⑶元素的相对原子质量 ①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。 ②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。即：元素的相对原子质量A r == A r1·a%＋A r2·b% ＋… ⑷核外电子的电子排布（了解） ①核外电子运动状态的描述 电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。
电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的能级，称之为电子层。电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。 ②原子核外电子排布规律 每一层电子数最多不超过2n2； 最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个； 核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。 电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N 层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。(只有前3层) ⑸原子结构示意图的书写 2. 元素周期表（B） ⑴元素周期表见课本封页 ⑵元素周期表的结构分解
化学元素周期表速读速记 （本图可放大） 中文谐音 第一周期：氢H 氦He ---- 侵害 第二周期：锂Li 铍Be 硼B 碳C 氮N 氧O 氟F 氖Ne ---- 鲤皮捧碳蛋养福奶 第三周期：钠Na 镁Mg 铝Al 硅Si 磷S 硫P 氯Cl 氩Ar ---- 那美女桂林留绿牙（那美女鬼流露绿牙） 第四周期：钾K 钙Ca 钪钛钒铬锰---- 嫁改康太反革命 铁钴镍铜锌镓锗---- 铁姑捏痛新嫁者 砷硒溴氪---- 生气休克 第五周期：铷锶钇锆铌---- 如此一告你 钼锝钌---- 不得了 铑钯银镉铟锡锑---- 老把银哥印西堤 碲碘氙---- 地点仙 第六周期：铯钡镧铪----（彩）色贝（壳）蓝（色）河 钽钨铼锇---- 但（见）乌（鸦）（引）来鹅 铱铂金汞砣铅---- 一白巾供它牵 铋钋砹氡---- 必不爱冬（天） 第七周期：钫镭锕---- 很简单了~就是---- 防雷啊！ 汉语拼音 第一周期元素：1 氢(qīng) 2 氦(hài) 元素周期表正确金属汉字写法 第二周期元素：3 锂(lǐ) 4 铍(pí) 5 硼(péng) 6 碳tàn(tàn) 7 氮(dàn) 8 氧(yǎng) 9 氟(fú) 10 氖(nǎi) 第三周期元素：11 钠(nà) 12 镁(měi) 13 铝(lǚ) 14 硅(guī) 15 磷(lín) 16 硫(liú) 17 氯(lǜ) 18 氩(yà)
第四周期元素：19 钾(jiǎ) 20 钙(gài) 21 钪(kàng) 22 钛(tài) 23 钒(fán) 24 铬(gè) 25 锰(měng) 26 铁(tiě) 27 钴(gǔ) 28 镍(niè) 29 铜(tóng) 30 锌(xīn) 31 镓(jiā) 32 锗(zhě) 33 砷(shēn) 34 硒(xī) 35 溴(xiù) 36 氪(kè) 第五周期元素：37 铷(rú) 38 锶(sī) 39 钇(yǐ) 40 锆(gào) 41 铌(ní) 42 钼(mù) 43 锝(dé) 44 钌(liǎo) 45 铑(lǎo) 46 钯(bǎ) 47 银(yín) 48 镉(gé) 49 铟(yīn) 50 锡(xī) 51 锑(tī) 52 碲(dì) 53 碘(diǎn) 54 氙(xiān) 第六周期元素：55 铯(sè) 56 钡(bèi) 57 镧(lán) 58 铈(shì) 59 镨(pǔ) 60 钕(nǚ) 61 钷(pǒ) 62 钐(shān) 63 铕(yǒu) 64 钆(gá) 65 铽(tè) 66 镝(dī) 67 钬(huǒ) 68 铒(ěr) 69 铥(diū) 70 镱(yì) 71 镥(lǔ) 72 铪(hā) 73 钽(tǎn) 74 钨(wū) 75 铼(lái) 76 锇(é) 77 铱(yī) 78 铂(bó) 79 金(jīn) 80 汞(gǒng) 81 铊(tā) 82 铅(qiān) 83 铋(bì) 84 钋(pō) 85 砹(ài) 86 氡(dōng) 第七周期元素：87 钫(fāng) 88 镭(léi) 89 锕(ā) 90 钍(tǔ) 91 镤(pú) 92 铀(yóu) 93 镎(ná) 94 钚(bù) 95 镅(méi) 96 锔(jú) 97 锫(péi) 98 锎(kāi) 99 锿(āi) 100 镄(fèi) 101 钔(mén) 102 锘(nuò) 103 铹(láo) 104 鑪(lú) 105 ??(dù) 106 ??(xǐ) 107 ??(bō) 108 ??(hēi) 109 ?(mài) 110 鐽(dá) 111 錀(lún) 112 (仍未有中文名) 元素周期表表格说明 周期表的编排显示出不同元素的化学性质的周期性，在周期表中，元素按原子序(即原子核内的质子数目递增次序排列，并分为若干列和栏，在 同一行中的称为同一周期，根据量子力学，周期对应着元素原子的电子排布，显示出该原子的已装填电子层数目。沿着周期表向下，周期的长度逐 渐上升，并按元素的电子排布划分出s区元素、p区元素、d区元素和f区元素。 而同一栏中的则称为同一族，同一族的元素有着相似的化学性质。 在印刷的周期表中，会列出元素的符号和原子序数。而很多亦会附有以下的资料，以元素X为例： A：质量数(Mass number) ，即在数量上等于原子核(质子加中子)的粒子数目。 Z：原子序数，即是质子的数目。由于它是固定的，一般不会标示出来。 e：净电荷，正负号写在数字后面。 n：原子数目，元素在非单原子状态(分子或化合物)时的数目。 除此之外，部份较高级的周期表更会列出元素的电子排布、电负性和价电子数目。 外围电子层排布（括号指可能的电子层排布） 1 H 1s1 2 He 1s2 3 Li 2s1 4 Be 2s2 5 B 2s2 2p1 6 C 2s2 2p2 7 N 2s2 2p3 8 O2s2 2p4 9 F 2s2 2p5 10 Ne 2s2 2p6 11 Na 3s1 12 Mg 3s2 13 Al 3s2 3p1 14 Si 3s2 3p2 15 P 3s2 3p3 16 S 3s2 3p4 17 Cl 3s2 3p5 18 Ar 3s2 3p6 19 K 4s1 20 Ca 4s2 21 Sc 3d1 4s2 22 Ti 3d2 4s2 23 V 3d3 4s2 24 Cr 3d5 4s1 25 Mn 3d5 4s2 26 Fe 3d6 4s2 27 Co 3d7 4s2 28 Ni 3d8 4s2 29 Cu 3d10 4s1 30 Zn 3d10 4s2 31 Ga 4s2 4p1
高一化学元素周期表单元测试 考试时间：100分钟 分值：150分 可能用到的原子量： N ：14 O ：16 ：23 ：108 一、选择题（每题只有1个正确选项，每小题4分，共32分） 1、Co 60 27是γ放射源，可用于农作物诱变育种，我国用该方法培育出了许多农作物新品种，对Co 6027原子的叙述不正确．．． 的是 A 、质量数是60 B 、质子数是60 C 、中子数是33 D 、电子数是27 2、下列化合物中阳离子半径和阴离子半径之比最大的是 A 、 B 、 C 、 D 、 3、硼有两种同位素B 10 5和B 115，硼的近似相对原子质量是10.8，则对硼元素中B 105的 质量分数的判断正确的是 A 、20% B 、略大于20% C 、略小于20% D 、80% 4、有人认为在元素周期表中，位于I A 族的氢元素，也可放在Ⅶ A 族，下列物质能支持这种观点的是 A 、 B 、H 3 C 、 D 、H 2O 2 5、某元素A 的最高正化合价与负化合价的代数和等于4，它的最高价氧化物中氧占60%，且A 的原子中具有相同的质子数和中子数，则A 的元素符号为 A 、C B 、 C 、S D 、P 6、某元素X 的最高价含氧酸的化学式为 2n －2，则在某气态氢化物中，X 元素的化合 价为 A 、5n －12 B 、3n －12 C 、3n －6 D 、n －10 7、有X 、Y 、Z 、W 四种主族元素，已知阳离子X 、Y 和阴离子Z 、W 具有相同的电子层结构，并且离子半径X>Y ，阴离子所带电荷数Z>W 。则四种元素的原子序数大小顺序是 A 、X>Y>Z>W B 、Y>X>Z>W
必修2第二章《物质结构元素周期律》教学设计 一、教材分析 1.内容背景及结构特点 本节是人教版高中《化学2》第一章“物质结构、元素周期律”的内容研究。通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物 质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。在本章中，这些知识将更 加细化，理论性更强，体系更加完整。通过《物质结构元素周期律》的学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。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，将学生在初中和必修I中所学习 的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。在第三节，通过化学键的 学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。 总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良 好的基础。 2．本章内部结构关系 本章以物质结构和元素周期律为主要内容和线索，将原子结构、碱金属与 卤素的性质、电子层排布、化学键、元素周期表和周期律紧密结合。 本章内容划分为三节。第一节为元素周期表，它主要介绍了元素周期表的 结构，并且通过碱金属和卤素两个典型的族，引入同一族的元素的性质递变， 最后基本了解元素、核素、同位素等几个基本概念；第二节是元素周期律，本 节通过核外电子排布的学习，用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的 性质递变，引入元素周期律；第三节是化学键，介绍了离子键和共价键，极性 键和非极性键，电子式和结构式，本节主要是为了选修内容和化学专业的同学 打基础。全章内容的设计，通过实验和同学们比较熟悉的元素化合物，利用探 究模式，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
基础题练习(五) 物质结构与元素周期表 (建议用时：25分钟) (第162页) 1．(2019·武汉模拟)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，其中Y、Z位于同一主族。X的气态氢化物常用作制冷剂。ZYW2能与水剧烈反应，可观察到液面上有雾生成，并有刺激性气味的气体逸出，该气体可使品红溶液褪色。下列说法正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Z>Y B．原子半径：W>Z>Y>X C．把ZY2通入石蕊试液中先变红后褪色 D．向ZYW2与水反应后的溶液中滴加AgNO3溶液有白色沉淀生成 D[X的气态氢化物常用作制冷剂，所以X是N Y和Z位于同一主族， ZYW2能与水剧烈反应，可观察到液面上有雾生成，并有刺激性气味的气体逸出，该气体可使品红溶液褪色，即有SO2产生，所以Y是O，Z是S，W是Cl ZYW2是SOCl2，据此回答。] 2．(2019·恩施州模拟)短周期主族元素R、X、Y、Z的原子序数依次增大，化合物M、N 均由这四种元素组成，且M的相对分子质量比N小16。分别向M和N中加入烧碱溶液并加热，二者均可产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。将M溶液和N溶液混合后产生的气体通入品红溶液中，溶液变无色，加热该无色溶液，无色溶液又恢复红色。下列说法错误的是( ) A．简单气态氢化物的稳定性：Y>X B．简单离子的半径：Z>Y C．X和Z的氧化物对应的水化物都是强酸 D．X和Z的简单气态氢化物能反应生成两种盐 C[依题意可知，M是NH4HSO3，N是NH4HSO4，故元素R、X、Y、Z依次为H、N、O、S，据此分析。] 3．(2019·江西名校模拟)短周期W、X、Y、Z、Q五种元素的原子序数依次递增，W和Z 位于同一主族。已知W的氢化物可与Q单质在光照条件下反应生成多种化合物，且Y、Q形成一种共价化合物，X的最高价氧化物对应的水化物可与Z单质反应产生常见的还原性气体单质E。下列说法不正确的是( ) A．X、Z的最高价氧化物相互化合，生成的产物可用作防火剂 B．Y、Q形成的化合物是强电解质 C．电解X、Q元素组成的化合物的饱和溶液常被用于实验室制备E单质 D．W、X、Q三种元素都能形成多种氧化物 C[短周期W、X、Y、Z、Q五种元素的原子序数依次递增，已知W的氢化物可与Q单质在光照条件下反应生成多种化合物，则W是C元素，Q是Cl元素；W和Z位于同一主族，则Z 是Si元素；Y、Q形成一种共价化合物，Y的原子序数比Si小。则Y只能是Al元素；X的最
第一章物质结构元素周期表1、元素周期表、元素周期律 原子结构?元素周期表?元素性质（元素周期律） 几个等式： 核电荷数=核内质子数=原子序数=核外电子数 周期序数=电子层数主族序数=最外电子层数=元素最高正化合价数主族元素最低负化合价=8-主族序数 表1： 2、元素的金属性和非金属强弱比较 3、化学键和用电子式表示化学键的形成 离子键： 化学键非极性键： 共价键极性键：例题1：.某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4，由此可以判断( ) A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R的气态氢化物比同周期其他元素气态氢化物稳定 D.R气态氢化物化学式为H 2 R 例题 2：下列关于物质性质变化的比较, 不正确的是: A. 酸性强弱: H 2 SiO 4 ＜H 2 CO 3 ＜H 3 PO 4 B. 原子半径大小: Na > S > O C. 碱性强弱: KOH > NaOH > LiOH D. 还原性强弱: F- > Cl- > I- 例题3：下列叙述中不正确的是 A．共价化合物中，一定含非金属元素 B．共价化合物中，一定没有离子键 C．离子化合物中可能含有共价键 D．离子化合物中一定含有金属元素和非金属元素 练习4： 下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在元素周期表中的位置相符的是( ) 练习5：某元素X原子核外电子数等于核内中子数，取该元素单质2.8 g与氧气充分作用，可得 6 g化合物XO2。该元素在周期表中的位置是( ) A.第三周期 B.第二周期 C.第ⅣA族 D.第ⅤA族 练习 6：元素X和元素Y在周期表中位于相邻的两个周期，X和Y两原子核外电子总数之和为19，Y原子核内质子数比X多3个，下列叙述正确的是( ) A.X和Y都是性质活泼的元素，在自然界中只能以化合态存在 B.X和Y形成的化合物的化学式为Y2X C.X的化合物种类比Y的化合物种类多 D.Y能置换酸中氢，放出氢气，但不能置换出盐中的金属 练习7：下列物质溶于水中，化学键发生改变的是 A．氧气 B．氯化氢 C．氯化钠 D．氢氧化钠
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 ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 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
高中化学元素周期表教 案 Company number：【WTUT-WT88Y-W8BBGB-BWYTT-19998】
通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质；提高学生的学习兴趣 教学方法：通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学，进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。 教学重难点：同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系。 教学过程： [新课引入] 初中我们学过了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗[学生活动] 回答元素周期律的内容即：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。 [过渡]对！这样的叙述虽然很概括，但太抽象。我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。既然是规律，我们只能去发现它，应用它，而不能违反它。但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律具体化呢经过多年的探索，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。元素周期表就是元素周期表的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。它是人们的设计，所以可以这样设计，也可以那样设计。历史上本来有“表”的雏形，经过漫长的过程，现在有了比较成熟，得到大家公认的表的形式。根据不同的用途可以设计不同的周期表，不同的周期表有不同的编排原则，大家可以根据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。 [多媒体展示]元素周期表的编排原则： 1．按原子序数递增顺序从左到右排列； 2．将电子层数相同的元素排列成一个横行；
3．把最外层电子数相同的元素排列成一列（按电子层递增顺序）。 [过渡]如果按上述原则将现在所知道的元素都编排在同一个表中，就是我们现在所说的元素周期表，现在我们一同研究周期表的结构。 [指导阅读]大家对照元素周期表阅读课本后，回答下列问题。 1．周期的概念是什么 2．周期是如何分类的每一周期中包含有多少元素。 3．每一周期有什么特点 4．族的概念是什么 5．族是如何分类的主族和副族的概念是什么，包括哪些列，如何表示 6．各族有何特点 [教师归纳小结] [板书] 一、元素周期表的结构 1、横行--周期 ①概念 ②周期分类及各周期包含元素的个数。 ③特点 a．周期序数和电子层数相同；
第一章元素周期表知识点总结一、原子结构 二、元素周期表和元素周期律
三、化学键 四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体的元素符号及其化合价 专题一元素及性质的推断 1．推断元素位置的思路 根据原子结构、元素性质及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在元 素周期表中的位置等，基本思路如下： 2．推断元素及物质的“题眼”总结 (1)含量与物理性质 ①地壳中含量最高的非金属元素是氧(O)，居于第二位的是硅(Si)，含高 的金属元素是铝(Al)。 ②金属单质中，常温下呈液态的是汞(Hg)。 ③非金属单质中，常温下呈液态的是溴(Br2)。 ④天然物质中硬度最大的单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性的气态氢化物一般是NH3。 ⑥沸点最高的非金属元素氢化物是H2O。 ⑦形成的化合物种类最多的元素是碳(C)。 ⑧最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是HClO4。 (2)化学性质与用途 ①单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。 ②气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的是氮(N)： NH3＋HNO3===NH4NO3。 ③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是硫(S)： 2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。 ④气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是氟(F)。 ⑤能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。 ⑥能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si： 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑ 专题二化学键类型的判断 (1)化学键与物质 ①并不是所有的物质中都存在化学键。因为稀有气体是单原子分子，故稀有 气体是没有任何化学键的物质。 ②离子化合物与化学键的关系 a．对于离子化合物而言，因为存在着阴、阳离子，所以肯定有离子键，如NaCl的构成微粒是Na＋、Cl－，它们之间唯一的作用就是离子键。
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） 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
高一化学元素周期表知识点归纳 想学好化学知识就必须学好元素周期表的知识。下面就是我给大家带来的高一元素周期表知识点总结，希望能帮助到大家! 高一元素周期表知识点总结1 单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。 元素单质的还原性越强，金属性就越强;单质氧化性越强，非金属性就越强。 最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱); 同一族中，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱)。 单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易; 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 高一元素周期表知识点总结2 高一元素周期表知识点总结3 原子核外电子排布规律 1.在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。 2.原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 3.原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。 4.次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。 注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。如M层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。 高一元素周期表知识点总结4 原子半径 (1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小; (2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2元素化合价 (1)除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价，氧无+6价，除外); (2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同 3单质的熔点 (1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减; (2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
1/2 1、原子序数为8 2、88、112的属于何族何周期？2、在元素周期表中，哪纵元素最多，哪纵化合物种类最多？ 3、在元素周期表中，前三周期空着的有多少个元素？ 4、在元素周期表中，第三主族是哪一纵？三副族呢？ 5、在元素周期表中，镧系有多少个元素？ 6、在元素周期表中，周期差是多少， 同周期的第二主族和第三主族相差是多少？ 核外电子排布规律： 1．核外电子是分层排布的，各电子层最多容纳的电子数目为2n 2。 2．核外电子排布符合能量最低原理，能量越低的电子离核越近。3．最外层电子数目不超过8个（K 层为最外层时，不超过2个），次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数目不超过32个。上述几条规律相互制约，应综合考虑。 原子序数为82、88、112的如何排布？ ⅡA 族某元素的原子序数为n ，则与之同周期的ⅢA 族的元素的原若上一周期某元素的原子序数为n ，则与之同主族的下一周期的元素的原子序数可能为n+2、n+8、n+18、n+32。 元素金属性、非金属性强弱的比较： 1．金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据金属活动性顺序表（盐溶液之间的置换关系、阳离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度； （4）根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱； （5）根据构成原电池时的正负极。 2．非金属性强弱的比较依据： （1）根据周期表中的位置； （2）根据置换关系判断（阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序）； （3）根据与金属反应的产物比较； （4）根据与H 2化合的难易程度及气态氢化物的稳定性、还原性； （5）根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。 微粒半径大小的比较： 1．同周期，从左向右，随核电荷数的递增，原子半径越来越小，到惰性气体原子半径突然增大。 2．同主族，从上向下，随电子层数递增，原子半径、离子半径越来越大。3．同种元素的不同微粒，核外电子数越多，半径越大，即：阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径。 4．核外电子层结构相同的不同微粒，核电荷数（即质子数）越多，对电子的吸引力越强，微粒半径越小。 电子层结构相同的微粒: ①常见的2电子微粒：分子有：H 2、He ；阴离子有： H －；阳离子有：Li ＋。 ②常见的10电子微粒：分子有：Ne 、CH 4、NH 3、 H 2O 、HF ；阳离子有：Na +、Mg 2+、Al 3+、NH 4+、 H 3O +；阴离子有：F -、O 2-、N 3-、OH -、NH 2-。 ③常见的18电子微粒：分子有：Ar 、SiH 4、PH 3、 H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H 4、CH 3F 、CH 3OH 、 C 2H 6、CH 3NH 2、NH 2OH ；阳离子有：K +、Ca 2+；
2017年高考化学元素周期表知识点总结 元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族；第18纵行称为0族。 ⅠA族称为碱金属元素（氢除外）；ⅡA族称为碱土金属元素；ⅢA族称为铝族元素；ⅣA族称为碳族元素；ⅤA族称为氮族元素；ⅥA族称为氧族元素；ⅦA族称为卤族元素。 元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）、三（8种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。 主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。 在目前的112种元素中，只有22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余90种都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。 从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族（包括108、109、110三号元素）、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。
专题二 物质结构、元素周期律和周期表 【专题精讲】 1、 构成原子或离子的各基本粒子间的数量关系 ⑴质子数+中子数=质量数=原子的近似相对原子质量 ⑵原子的核外电子数=核内质子数=核电荷数=原子序数 ⑶阳离子核外电子数=核内质子数－离子的电荷数 ⑷阴离子核外电子数=核内质子数+离子的电荷数 2、 几种相对原子质量 ⑴核素和同位素：具有一定的质子数和中子数的原子称为核素。具有相同质子数（同一元素）的不同核素之间互称为同位素。 ⑵核素的相对原子质量= 质量的十二分之一 核素的质量C 12（初中化学中定义的元素的相对原子质量实质上就是核素的 相对原子质量。） ⑶元素的相对原子质量=∑核素的相对原子质量×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度） ⑷元素的相对原子质量=∑核素的质量数×该核素的原子个数百分数（原子百分数又称为丰度） 3、 原子半径、离子半径的大小比较规律 ⑴同一元素：阴离子半径＞原子半径 原子半径＞阳离子半径（阴离子可理解为穿上了一层棉袄变胖了，阳离子可理解为脱下了一层棉袄） ⑵同一主族：原子半径、离子半径（阳离子或阴离子）均随着电子层数的增加而增大。 如：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs （最外层电子数相同，电子层数增加） Li +＜Na +＜K +＜Rb +＜Cs +（最外层电子数相同，电子层数增加） F －＜Cl －＜Br －＜I － （最外层电子数相同，电子层数增加） ⑶同一周期：原子半径随着核电荷数的增加而减小。如：Na ＞Mg ＞Al ＞Si ＞P ＞S ＞Cl （电子层数相同，核电荷数、最外层电子数增加，原子核和核外电子之间的静电作用增强， 半径减小） ⑷电子层数相同的离子，随着核电荷数的增加，离子半径减小。如：S 2－＞Cl － ＞K +＞Ca 2+ Al 3+＜Mg 2+＜Na +＜F － 。 ⑸同一元素的不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如Fe ＞Fe 2+＞ Fe 3+； H － ＞H ＞H + 4、 原子结构与元素周期表的关系 ⑴电子层数=周期数（电子层数决定周期数） ⑵最外层电子数=主族的族序数=元素的最高正化合价=主族元素的价电子数 ⑶核内质子数=原子序数=原子的核外电子数（质子数决定元素的种类） ⑷负价绝对值=8－主族数（ⅣA~ⅦA ） ⑸同主族中原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱 性越强，其阳离子的氧化性越弱，在电解池中越不容易被还原；反之，也成立。 ⑹同周期中原子半径越小，原子核与核外电子的作用越强，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强， 形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物相应的水化物的酸性越强，其阴离子的还原性越弱。