(整理)高中化学必修二《元素周期律》复习学案

高考化学复习元素周期律导学案1、掌握元素周期律。

2、了解金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律。

3、由元素周期律和元素周期表的关系，了解元素周期表的应用。

一、自学归纳知识点一元素周期律1、定义元素的________随着________的递增而呈________变化的规律。

2、实质元素原子____________________的周期性变化。

3、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径电子层结构电子层数相同最外层电子数____电子层数递增最外层电子数____得电子能力失电子能力金属性非金属性主要化合价最高正价＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8(H除外)最高正价数＝主族序数(O、F 除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐____碱性逐渐____酸性逐渐____碱性逐渐____非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越____，其稳定性逐渐____气态氢化物形成越来越____，其稳定性逐渐________知识点二元素周期表和元素周期律的应用1、元素周期表中元素的分区沿着周期表中________________与______________之间画一条虚线，为金属元素与非金属元素的分界线。

(1)金属元素：位于分界线的________区域，包括所有的________元素和部分________元素。

(2)非金属元素：位于分界线的________区域，包括部分主族元素和____族元素。

(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的____________。

2、元素周期表和元素周律应用的重要意义(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。

(2)寻找新材料：①半导体材料：在________附近的元素中寻找；②在__________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__________附近探索研制农药的材料。

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。

新课标人教版高中化学必修二第一章第二节《元素周期律》精品导学案认知·探索【问题导思】1．什么是原子序数?按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的号，称为原子序数。

显然，原子序数在数值上和这种原子的核电荷数是相同的。

如：氢元素的核电荷数是1，则它的原子序数就是1；钠的核电荷数为11，它的原子序数就为11。

2．什么是元素周期率？元素周期率的实质是什么？元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化规律叫做元素周期律。

元素的性质包括微观性质（原子的核外电子排布.原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。

周期，即周而复始的意思。

如一周有七天，从周一至周日，下一周，仍从周一开始，周日结束。

一年有12个月，从一月开始，12月结束。

下一年又如此。

循环往复。

但是元素周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。

元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示。

表现为：随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。

[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。

随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。

[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。

元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。

[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。

说明：稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。

O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。

实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布特别最外层电子排布周期性变化的必然结果。

3．掌握几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=84.元素金属性和非金属性的本质及其强弱的判断依据元素的性质包括微观性质（原子半径、元素的化合价、元素原子得失的难易等）和宏观性质（指金属性和非金属性）两个方面。

第二节元素周期律第1课时学案学习目标：知识与技能：1.以1〜20号元素为例，了解元素原子核外电子的排布规律。

2.掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。

过程与方法：1.学会归纳法、比较法。

2.培养抽象思维能力。

情感、态度与价值观：养成勤于思考、勇于探究的科学品质。

学习重点：元素的原子半径和主要化合价随原子序数的递增而变化的规律。

学习难点：原子核外电子的排布。

学习过程：一、元素周期律（一）元素周期律1、自主探究1:1、电子层排列的周期性结论：________________________ 随着核电荷数的增加发生周期性变化。

2、比较Na、0原子半径的大小。

_____________________________________________ 。

5、自主学习：（二）、微粒半径人小的比较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。

6、练习反馈：1.VDA族元素单质的沸点（）；第三周期元素的最高正化合价（）；IA族元素单质熔点（）;F； Na+, Mg2+,A13+四种离子的离子半径（）；同周期短周期元素的原子半径（）•2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是（）A.C1,S,PB. N, 0, FC. Al3+, Mg2+, Na+D. K, Na, Li3.下列各组微粒中，按微粒半径依次增大排列的是（）（A）Al",Al,Na,K （B） F, Cl, S_ , S（C） S1 2 3； Cr , K + , Ca 2+（D） Mg, Si, P, K4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构，已知a的原子序数大于b的原子序数，则a, b, c三种离子半径大小的顺序是（）A. a>b>cB. b>a>cC. c>a>bD. c>b>a7、反思,谈得失：__________________________________________________________________8、课后练习：2 有一种碘和氧的化合物可以称为碘酸碘（提示：碘酸的化学式为HIO3）,其中碘元素呈+3,+5两种价态，则这种化合物的化学式为（）（A） l2O4（B） l3O5（C） l4O7（D） 14093 已知短周期元素的离子aA?+、b B\ c C345 6~. dD-都具有相同的电子层结构.则下列叙述正确的是（）A.原子半径A>B>D>CB.原子序数d>c>b>aC.离子半径C>D>B>AD.原子结构的最外层电子数目A>B>D>CB. a+n二b-mD. X的氢化物的化学式为A，-K+）/々）S"（，”g）C. r（p）/rD- r（cD Z V）是（）（A）X的原子序数比Y的小（B）X原子的最外层电子数比Y的大（C）X的原子半径比Y的大（D）X元素的最高正价比Y的小7.若短周期的两元素可形成原子个数比为2 : 3的化合物，则这两种元素的序数之差不可能是A. 1B. 3C. 5D. 68.aX"和bY*为两主族元素的离子，它们的电子层结构相同，下列判断错误的是（）A.原子半径X<YC. Y最高价氧化物的化学式为YOm9.下列微粒半径之比大于1的是10.属于短周期的A、B两元素，A的原子半径小于B的原子半径，两元素可形成A显正价的AB?的化合物。

物质结构元素周期律》复习课教案一．三维教学目标1．知识与技能（1）理解元素周期律的实质，并能熟练应用；（2）进一步了解元素周期表的结构；（3）掌握原子结构与元素性质的递变关系。

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）能够总结元素周期表的编排原则并画出元素周期表的基本框架；（3）能初步具有总结元素递变规律的能力，能把位、构、性初步联系起来并熟练运用。

3．情感、态度与价（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．教学重点1.元素周期律的实质2.原子结构与元素性质的递变规律三．教学难点位、构、性三者之间的规律及其应用．教学方法回答法、归纳整理、讲练结合五．教学用具多媒体电量关系原子A Z X阳离子A Z X n+六．教学过程 【考点梳理】含考点：1、原子序数2、核素、同位素3、核外电子排布规律的初步认识「质子「原子核峠L 中子决定元素种类决定核素种类1、几个重要关系式质量关系相对原子质量=质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 核外电子数=核电荷数二核内质子数二原子序数核外电子数=质子数-所带的电荷数（=Zn ）核外电子数=质子数+所带的电荷数（=Z+n ） 2、核素：具有一定数目逅子和一定数目住子的原子。

同位素：同一兀素的不同核素互称为同位素。

※说明：（1）符号A ZX 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．（2）只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．（3）由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数． （4）同位素的特性：物理性质不同（质量数不同），化学性质相同；． （5）氢元素的三种同位素：氕、氘、氚（6）重要同位素的用途：氘、氚为制造氢弹的材料；14C 多用于考古中测定文物年代；※注意：“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•［例题］（2011）2•硒（Se ）是人体必需的微量元素，8034Se 的中子数为A ．34B ．46C ．80D ．114原子核外电子核外电子排布与变化决定元素的性质（2008）4．下列各组物质中，互称为同位素的是A•12C和14CB•氧气和臭氧C•甲烷和乙烷D.正丁烷和异丁烷3、核外电子排布规律（1）核外电子总是尽先排布在_能量最低的电子层里，能量越_低，离核越近。

单元复习 五【章节知识网络】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性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ②、原子半径 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【章节巩固与提高】1.(2012·琼海模拟)第三周期主族元素R ，它的原子最外电子层上达到饱和所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，但等于最内层电子数的正整数倍。

下列说法正确的是 ( ) A ．常温下，能稳定存在的R 的氧化物都能与烧碱溶液反应 B ．在常温下，R 的气态氢化物都能在空气中稳定存在编排依据具体表现形式七主七副零和八三长三短一不全C．在固态时，R的单质都不与NaOH溶液反应D．R的最高价氧化物对应的水化物都是强酸【解析】选A。

R为第三周期元素，次外层与最内层电子数之差为6，R达到饱和所需电子数小于6，且为2的倍数。

所以达到饱和所需电子数可以为4或2，R为Si或S。

SiO2或SO2、SO3都能与NaOH溶液反应，A正确；SiH4不能在空气中稳定存在，B错；Si、S都能与NaOH溶液反应，C错；H2SiO3为弱酸，D错。

2.(2012·郑州模拟)下列关于元素性质和结构的递变情况的说法错误的是( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的电子层数逐渐增多【解析】选C。

元素周期律复习
教学流程：
【引】
门捷列夫的化学元素周期律是19世纪化学界三大理论之一
[目的]：强调理论对于一门科学的重要性，元素周期律对于化学的重要性。

【思考】
提到元素周期表和元素周期律，你能想到什么？
[目的]：回顾头脑中零散的、不系统的相关知识
【任务一】
给学生关于周期表和周期律先关内容的卡片。

1、填写“＞、＜”来完成硫元素及其物质的内容
2、基于元素周期表和元素周期律对卡片进行分类
[目的]：系统建立周期律的“位、构、性”三者关系，并能进行论证和解释应用。

【任务二】
某同学欲溶解Fe(OH)3来得到铁盐（Fe3+）。

查资料得知酸性：
盐酸（HClaq）＜氢溴酸（HBraq）＜氢碘酸（HIaq）。

于是他想用氢溴酸和氢碘酸也可以溶解Fe(OH)3来制得铁盐。

1、预测可行性并解释原因
2、实验验证并分析解释
[目的]：应用周期律内容指导实践：预测，验证，分析解释。

体会其价值。

【附】给学生卡片
1、S：第三周期元素；Se：第四周期元素
2、Se是第34号元素，S的核电荷数为16
3、稳定性：H2O H2S
4、硫化氢化学式：H2S ；硒化氢化学式：。

5、非金属性：P S
6、氧化性：Cl2S单质
7、酸性：H3PO4H2SO4
8、HCl可用浓硫酸干燥；H2S不能用浓硫酸干燥
9、Se有4个电子层S有3个电子层
10、S：位于VIA族；Se：位于VIA族
11、原子半径：S O
12、最外层电子数：S：6个；Se：6个。

《化学必修二第一章第二节-元素周期律》导学案《化学必修二第一章第二节元素周期律》导学案主备人：廖荣滔审核人：温秀花第1课时原子核外电子的排布【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；3、微粒半径及大小的比较。

4、元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较【课前导学】阅读课本P13-14的内容完成以下填空：一、原子核外电子的排布：1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。

通常能量低的电子在离核________的区域运动，能量高的电子在离核________的区域运动。

2、表示方法1 2 3 4 5 6 7电子层(n)对应符号3、排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。

①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③第n层最多排____个电子④除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有____个)⑵根据核外电子排布的规律，能画出1－20号原子结构示意图。

【课堂互动导学】二、化合价的周期性变化[科学探究1]标出1—18号元素的化合价，找出规律。

最高正价或最低负价的变化原子序数1~23~1011~18结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。

三、原子半径的递变规律元素符号H He原子半径nm 0.03 7元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径nm 0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径nm 0.1860.160.1430.1170.110.1020.099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。

四、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，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。