元素周期律王书成

解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】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族和ⅠA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。

5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。

【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。

题型相对稳定，多为选择题。

高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。

可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。

要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。

通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。

核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。

(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。

②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。

阳离子：：核外电子数＝Z －n 。

第3节元素周期表的应用 第2课时 预测同主族元素的性质学习过程：当我们对元素周期表中一系列元素进行研究时，发现它们的性质有相似性，有递变性。

同周期元素的性质是以相似性为主或是递变性为主？ 。

同主族元素的性质又是以什么为主？ 。

二、预测同主族元素的性质元素位置、原子结构、元素性质三者之间密切相关，有些书上称为“位、构、性”的关系，根据它们的关系，只要知道一个方面，就有可能推测出其他两个方面。

[活动1]：VIIA 族元素又叫卤族元素，简称卤素，包括氟F 、氯Cl 、溴Br 、碘I 、砹At 。

（1）它们的原子结构有什么特点？ 原子的最外层都有 个电子 ，从上到下电子层数 ，除F 、Cl 外，次外层电子数为 。

(2)根据原子结构特点，从以下3个方面推测卤素可能具有哪些性质？ ①从上到下，原子半径 ，推测的依据是的次序：原子得电子能力 卤素单质的化学性质同族元素具有相似性，但也存在着递变性。

1. 都能与H 2化合：F 2＋H 2 （爆炸），Cl 2＋H 22HCl ，Br 2＋H 2 △ 2HBr(缓慢反应)，I 2＋H 2△2HI(产物分解)。

与H 2化合时越来越困难，气态氢化物HF 、HCl 、HBr 、HI 的热稳定性逐渐 ，还原性逐渐 ，说明F 、Cl 、Br 、I 的原子得电子能力 ，单质的氧化性逐渐减弱。

HF 酸是弱酸，HCl 、HBr 、HI 酸都是强酸。

思考：最高价氧化物对应的水化物HClO 4、HBrO 4(高溴酸)、HIO 4（高碘酸）的酸性强弱次序如何？ 2. 都能与水反应：氟与水反应较特殊。

2F 2＋2H 2O （还原剂）=4HF ＋O 2, Cl 2＋H 2O=HCl ＋HClO, Br 2＋H 2O=HBr ＋HBrO 3.都能与强碱溶液反应：氟较特殊。

2NaOH+2F 2=2NaF+H 2O+OF 2 Cl 2＋2NaOH=NaCl ＋NaClO ＋H 2O在水溶液中，卤素之间还能发生置换反应：Cl 2能置换出Br 2、I 2，Br 2能置换出I 2。

化学元素周期律化学元素周期律，又称为元素周期表，是化学的重要理论之一。

它是1869年由威尔士化学家古斯塔夫·霍普曼伯格提出的，是经过大量实验实践所总结出的一门关于化学元素性质的理论。

元素周期律认为，元素的原子的性质随着原子序数的增加而周期性变化。

这一理论表明，要想正确分析元素的性质，需要研究各元素在不同周期中的性质，以及它们之间的关系。

元素周期律把按照原子序数分类的化学元素排列在一个表中，称为周期律表。

元素周期表把所有元素按照相似性质划分为18条周期，从1到18，以及7组，从A到G。

根据周期表所示，元素性质从第一周期的氢(H)开始，一步步进入到第18周期的氩(Ar)，随着周期的变化而发生变化，周期变化的规律被称为元素周期律。

周期律表规定了元素连续变化的规律，即一个周期内，元素按照原子序数逐渐增加，原子质量也逐渐增加，元素的性质从左边轱辘式变化到右边，例如，从第一周期的H、Li、Na、K、Rb到第二周期的Ca、Sr、Ba等。

从而形成各种元素的性质发生周期性变化的规律。

元素周期律表明，元素的原子性质是“周期性”的，即元素的性质随着原子序数的增加而发生相似的变化。

举例来说，第一周期的H、Li、Na、K、Rb，都是无色易溶质液，第三周期的Al、Si、P、S、Cl，都是无色固体，可以把它们都一起分为一组。

每一组之间，虽然元素的性质有所不同，但整体上也可以看到周期性变化。

从元素周期律可以看出，元素的性质与原子序数之间存在着一定的联系，可以通过这种联系来分析物质的组成和性质，进而推测出一种物质的化学反应等。

元素周期律也是元素周期表的基础，它提供了一个全新的、系统的概念以及有助于我们了解物质的重要理论基础。

化学元素的周期性规律元素是构成物质的基本单位，化学元素的成千上万种类型表现出了丰富多样的性质。

然而，在这种多样性背后，存在着一种重要的规律，即化学元素的周期性。

周期性规律是研究元素性质和行为的基础，本文将详细探讨化学元素的周期性规律。

一、周期表和元素周期律化学元素周期性规律的整理和归纳是通过周期表来完成的。

最早的周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年提出的。

而现代周期表则是由亨利·莫塞里和格伦·塔维洛德在20世纪初期发展起来的。

现代周期表将所有元素按照一定规则排列，使得具有相似性质的元素垂直排列在同一列（族）中。

二、主族元素的周期性规律主族元素是周期表中的第1A到8A族元素，也被称为可变价元素。

这些元素的外层电子层都是s或p轨道上的电子，因此它们的化学性质相似。

主族元素的周期性规律主要体现在电子构型和原子半径的变化上。

1. 电子构型的规律主族元素的电子构型规律可以通过它们所在的周期和族数来推断。

例如，第1周期的元素氢和第2周期的元素锂、铍、硼、碳、氮、氧和氟的电子构型分别为1s^1，2s^1，2s^2，2p^1，2p^2，2p^3和2p^4。

可以观察到，同一个周期内的元素电子层数逐渐增加，而同一族内的元素的电子层数保持相同。

2. 原子半径的规律主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐减小。

这是因为原子核的电荷数不断增加，吸引外层电子的能力增强，导致电子云收缩。

另一方面，同一族内的元素原子半径随着周期数的增加而增加。

这是因为原子核电荷数一致，但外层电子层数增多，相互排斥导致电子云膨胀。

三、过渡金属元素的周期性规律过渡金属元素位于周期表中的3B到12B族，也被称为变价元素。

它们的电子配置以d轨道的电子为特征，因此它们的周期性规律表现出了与主族元素不同的特点。

1. 电子构型的规律过渡金属元素的电子构型规律是基于其d电子的填充情况。

例如，第3周期的元素钛、钒、铬和锰的电子构型分别为[Ar]4s^23d^2，[Ar]4s^23d^3，[Ar]4s^23d^4和[Ar]4s^23d^5。

高中化学元素周期律元素周期律是有机化学和无机化学的基本概念，它是元素周期性变化的定律。

它的研究为科学家提供了深入了解元素的机理，并为今后更好地研究化学轨迹提供了重要的理论指导。

元素周期律是1869年6月25日，由俄国科学家列缪尔李奥夫霍夫曼发现的。

他发现，当按照原子量将元素排列时，某些性质相似的元素会按照一定的周期出现。

该定律表明，某些元素具有相似的性质，它们在元素周期表中排成一排，而其他元素则有不同的性质，它们也在元素周期表中排成一排。

这一定律的英文名称为“霍夫曼周期律”。

霍夫曼周期律的核心概念是“周期”，即按一定的律则，某些性质相似的元素按一定的律则出现在一定的周期内。

这些元素被统称为“元素族”。

它们在元素周期表中形成一条直线，呈现出相似的性质并形成“族”。

每个元素族有不同的特性，它们的特性由它们的原子量以及电子构型和配位数决定。

例如，钠、镁、铝和硅形成了由弱碱性元素组成的一组族，它们属于第一周期的第一族。

这四种元素的性质相似，其原子量分别为23、24、27、28，它们均具有一价，其配位数均为4个。

因此，这四种元素的性质相似，它们在元素周期性中排成一排。

另一个例子就是由硫、磷、氮和氧组成的二维族，它们属于第三周期的第五组。

这四种元素在元素周期性中也排成一排，它们的原子量分别是16、31、14、16。

而它们的性质则因它们的电子构型和配位数而异，它们分别具有二价、三价、四价和两价；其配位数也分别为4、3、2和2。

霍夫曼周期律的发现对化学学科的研究有着重要的意义，它提供了有关元素的深入认识，为今后的化学研究发展奠定了基础。

它不仅提供了一种简单的组织方式，而且还为学习和理解元素的性质和作用提供了重要的理论指导。

霍夫曼周期律对于高中化学教学也有着重要的意义，它不仅能让学生们直观地了解元素周期表，还能帮助学生更好地理解元素之间的联系，从而提高学生学习化学的能力和信心。

因此，高中化学教学中应该重视霍夫曼周期律的学习，为学生提供准确、深入的元素性质和作用的认知，以期更好地提高学生对化学的兴趣，培养学生深入思考、创新思维的能力。

第五章物质结构元素周期律第16讲元素周期律和元素周期表(精讲)【考情分析】本讲内容是本章的核心，在高考中占有很重要的地位。

从几种常见的短周期元素出发，考查元素及其化合物的性质、元素在周期表中的位置与性质的关系等知识。

常以选择题、推断题形式出现。

主要考查方式为以元素化合物知识为载体，结合物质的性质、性质的递变规律、定性推断、规律总结与运用等设置相关问题情境，通过图表、文字或相关数据分析等推断同主族、同周期元素性质的递变规律，或以陌生元素在元素周期表中的位置，推断其可能具有的性质等，对考生的化学素养、知识与能力水平进行考查，而联系元素周期律、元素周期表与元素化合物之间的桥梁就是“位—构—性”的三角关系。

【核心素养分析】1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。

2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。

3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。

【网络构建】【知识梳理】智能点一元素周期表的结构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(1)结构元素周期表⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧周期(7个)⎩⎨⎧短周期⎩⎪⎨⎪⎧ 第一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种长周期⎩⎪⎨⎪⎧ 第四、五、六、七周期元素种数分别为18、18、32、32(排满时)种族(16个)⎩⎪⎨⎪⎧主族：由短周期和长周期共同构成，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个纵行0族：第18纵行【特别提醒】①碱金属元素位于ⅠA 族,氢元素不属于碱金属元素。

元素周期表规律总结高中1.元素周期律元素的性质随着原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律，就是元素周期律。

2.元素周期表中元素性质的递变规律（1）电子层数同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。

（2）最外层电子数同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。

（3）原子半径同周期元素，原子半径逐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径逐渐增大。

（4）金属性同周期元素金属性逐渐减弱；同主族元素金属性逐渐增强。

（5）非金属性同周期元素，非金属性逐渐增强；同主族元素非金属性逐渐减弱。

（6）单质的还原性同周期元素，单质的还原性逐渐减弱；同主族元素，单质的还原性逐渐增强。

（7）单质的氧化性同周期元素，单质的氧化性逐渐增强；同主族元素单质的氧化性逐渐减弱。

3.元素周期表中元素的相似规律（1）同主族元素，性质相似。

（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相似。

例如：Li 与Mg，Be与Al等。

4.碱金属元素第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。

它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。

碱金属元素，最外层都只有一个电子，容易失去，它们具有相似的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。

从Li到Cs，单质的金属性逐渐增强，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越剧烈。

碱金属单质与氧气的反应：碱金属单质与水的反应：锂与水反应缓慢，钠与水反应迅速，钾与水反应比钠与水反应还要剧烈。

5.卤族元素第ⅦA族元素，被称为卤族元素。

它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。

卤族元素，最外层都有7个电子，容易得到一个电子，所以它们也表现出相似的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的氢化物也越来越不稳定。

这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。

化学元素周期律化学元素周期律是描述化学元素周期性变化规律的一种表达方式。

该规律指出，当元素按照原子序数顺序排列时，它们的性质会呈现出周期性变化。

化学元素周期律是现代化学的重要基础，对于理解元素性质、预测元素性质以及设计和合成新材料都具有重要意义。

英国化学家门德里夫（Mendeleev）和德国化学家迈耶（Meyer）分别于19世纪70年代独立地提出化学元素周期律的概念。

门德里夫根据元素性质的周期性变化，编制了第一个完整的元素周期表，即现在所称的门德里夫周期表。

他将元素按照原子序数递增的顺序排列，同时根据元素的性质和属性将它们分为一系列列和行。

化学元素周期律常见的表现形式就是元素周期表。

元素周期表是一种图表，由一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。

元素周期表的水平行称为周期，共有7个周期；而称为族的垂直列共有18列，其中1A到8A列被称为主族元素，其余称为过渡元素。

周期和族的划分依据是元素的电子排布和化学性质。

元素周期表的布局设计使得具有相似性质的元素能够排列在相邻的位置，并按照一定的顺序依次排列。

例如，第一周期只有两个元素，氢（H）和氦（He），它们都只有一个电子层；第二周期有8个元素，包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）和氖（Ne），它们都具有两个电子层。

这样的周期性规律一直延续下去。

元素周期表的右上角是一组具有类似化学性质的元素，包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）等，它们被称为碱金属。

这些元素具有较低的电离能和较高的金属反应性。

而元素周期表的右下角则是一组具有类似化学性质的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）等，它们被称为卤素。

这些元素具有较高的电负性和较强的非金属反应性。

元素周期表还可以通过元素的原子半径、电负性、电离能等性质来进行进一步的分析。

例如，原子半径随着周期的增加而逐渐减小，这是由于在同一周期中，元素的电子层数也在逐渐增加，导致原子半径的减小。

第一章物质结构元素周期律教材全解一、本章在教材中所处的地位和作用通过初三和必修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。

二、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。

三、本章相关内容的新旧对比分析四、本章课时安排及教学重难点第一节第一课时：“元素周期表”重点：元素周期表的结构难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断第二课时：“元素的性质与原子结构”重点：元素的性质与原子结构的关系；碱金属、卤素的原子结构与性质的关系难点：金属族的性质递变和非金属族的性质递变规律的判断；金属活泼性强弱的判断规律第三课时：“核素同位素”重点：核素、同位素的概念理解难点：核素、同位素、元素、原子的概念区分与联系第四课时：“原子核外电子的排布”重点：原子核外电子的排布难点：原子核外电子的排布规律第五课时：“元素周期律”重点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律难点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律；元素非金属性强弱判断规律第六课时：“元素周期表和元素周期律的应用”重点：元素周期表和元素周期律的综合应用难点：元素的位、构、性三者之间的关系的应用第七课时：“离子键和离子化合物”重点：离子键和离子化合物的概念理解；电子式的书写难点：离子键的概念理解；电子式的书写第八课时：“共价键和共价化合物”重点：共价键和共价化合物的概念理解；化学反应的的本质理解难点：共用电子对的理解；极性键和非极性键的理解；被破坏的化学键类型判断第九、十课时：组织全章复习（包括单元练习题讲评）重点：元素周期表和周期律的综合应用；碱金属、卤素的性质；原子结构中各种微粒的相互计算难点：元素周期表和周期律的综合应用；原子结构中各种微粒的相互计算；化学键；核素同位素的概念理解五、本章每节课的教学流程及建议第一课时教学流程以门捷列夫发明元素周期表的故事引入→学生学习“原子序数=质子数=核电荷数=电子数”的应用范围→教师带领学生探究元素周期表的结构→学生自主探究元素周期表的应用→教师综合原子结构和元素周期表给学生学案练习。

第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。

2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。

这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。

3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。

【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。

二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。

第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。

其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。

(2)规律：①周期序数＝电子层数。

②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。

2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。

(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。

(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。

价层电子数 = 族序数。

③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。

三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。

）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。

②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。

s区的元素除氢外，也全部是金属元素。

【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。

第2节元素周期律和元素周期表 第3课时 元素周期表中元素简介编写：王书成 指导思想：以教材的编写顺序为依据进行编写。

教学目标：1.了解IIA 族、VA 族和过渡金属元素的原子结构特点、某些性质和用途。

2.补充：了解焰(y àn)色反应、主族及0族的元素名称、元素符号；半径大小的比较。

重点难点：补充：原子结构、位置的关系，半径大小的比较学习过程：教材中的习题涉及到各个主族、0族及半径大小的比较，所以这部分内容需要记忆。

请记忆各个主族及0族的元素名称、元素符号。

见周期表(读、背)。

同主族、相邻周期的元素原子序数之差有几种情况？通常以0族为标准进行比较。

特殊情况：H 、Li 原子序数之差为2。

共有4种情况：相差值为2、8、18、32.1.每一主族的各元素具有相似的性质，简记为：同族元素性质相似。

原因是：同族元素原子的最外层电子数相同。

但它们的电子层数不同，化学性质还有差异。

2.IIA 族元素又叫碱土金属元素，VA 族元素又叫氮族元素，请你比较：各族原子的最外层电子数是多少？第4周期的Ca 、As 的次外层电子数分别是多少？第5周期又是多少？(1)Be:Mg:Ca:Sr:(2)N:P:As:Sb:氮元素较特殊，价态还有+1、+2、+4价。

碱土金属全部是活泼金属，性质与镁相似，例如都能置换出水中、酸中的氢。

在自然界中它们全部以化合态形式存在。

氮磷砷是非金属元素，锑铋为金属元素。

3. 什么是焰色反应？。

[实验]把铂丝放在酒精喷灯火焰上灼烧，直到跟火焰的颜色一样时，蘸取Na 2CO 3溶液灼烧，观察火焰的颜色。

用稀盐酸洗净铂丝，在火焰上灼烧到没有什么颜色后，再蘸取K2CO 3溶液灼烧，隔着蓝色钴玻璃观察火焰的颜色。

也可以用纯净的铁丝代替铂丝，因为铁丝的焰色反应为无色。

(1)不是所有的金属或它们的化合物都有焰色反应，如铁、铂就没有。

（2）钠的焰色反应为黄色，钾为紫色或浅紫色（要透过蓝色钴玻璃，滤去黄色光）。

第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表编写：王书成指导思想：以教材的编写顺序为依据进行编写。

教学目标：1、认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。

2、了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。

重点难点：元素周期表的结构学习过程：元素周期律能帮助人们认识元素之间的相互联系和内在变化规律。

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。

二、元素周期表[活动1]：元素周期表由若干个方格组成，每个方格内都标出了一种元素的若干信息，以26号元素铁为例，说明这些信息代表的内容是什么？[活动2]：观察附录中的《元素周期表》，回答问题：①元素周期表有____个横行，称为____个周期。

②元素周期表中共有18个纵列或纵行，除了8、9、10三个纵列称为VIII族之外，每1个纵列称为1个族，共有16个族，包括个A族即主族，个B族即副族，1个VIII族，1个0族。

③元素周期表中金属元素和非金属元素的分界线处的元素有哪些？方法指导周期序号等于主族序号的元素，为金属与非金属分界线处的金属元素。

④周期表中第6周期从_______这15种元素的原子结构和性质都十分相似，人们称它们为镧系元素。

同理，人们把第7周期中______元素称为锕系元素。

[活动3]：元素周期律能帮助人们认识元素之间的相互联系，这里的联系指的是什么？主要是指通过原子结构产生相互联系。

H、He为什么排在第1周期？。

Li、Be、B、C、N、O、F、Ne为什么排在第2周期？。

第3周期排列的元素有哪些？。

H、Li、Na、K等元素为什么排在第1纵列？。

Be、Mg、Ca等元素为什么排在第2列？。

特殊情况：He原子最外层有2个电子，没有排在第2列，而是排在0族（第18列）。

H 元素有－1价，这一点与VIIA族相似，有人建议把H排在VIIA族。

第 1 页共 3 页1.元素周期表知识各族在周期表中的排列次序：见周期表。

清泉州阳光实验学校第1课时元素性质的周期性变化规律课程标准核心素养1.结合有关数据和实验事实认识原子构造、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。

2．以第三周期为例，理解同周期元素性质的递变规律。

1.宏观辨识与微观探析：能从原子构造视角说明元素的性质和规律。

2．科学探究和创新意识：能通过实验探究物质的性质和变化规律，能提出有意义的实验探究问题，根据已有经历和资料做出预测和假设。

元素周期律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由1到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(不考虑稀有气体元素)。

3．元素主要化合价的周期性变化以原子序数为1～18的元素为例，探究元素主要化合价的变化，图示如下：规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，即最高正价：由＋1到＋7(O无最高正价、F无正价)；最低负价：由－4到－1。

粒子半径大小比较的“四同〞1．对于第二周期元素从左到右(稀有气体元素除外)，以下说法中不正确的选项是()A．原子半径逐渐减小B．最外层电子数逐渐增多C．最高正化合价逐渐升高D．元素的非金属性逐渐增强解析：选C。

对于同周期元素，从左到右，随着原子序数的递增，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，最高正化合价逐渐升高(但第二周期O、F例外)，元素的非金属性逐渐增强。

故A、B、D正确，C错误。

2．以下粒子半径大小比较正确的选项是()A．r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(O2－)B．r(S2－)>r(Cl－)>r(Na＋)>r(Al3＋)C．r(Na)<r(Mg)<r(Al)<r(S)D．r(Cs)<r(Rb)<r(K)<r(Na)解析：选B。

清泉州阳光实验学校元素周期律和元素周期表与讨论1．你都在哪些场合里听到过“周期〞这个名词或者者周期性变化的事物？本节标题中的“周期〞与普通的周期意思一样吗？它有什么含义？我的思路：可以说出很多周期性表现的自然或者者主观规定的变化事物，像季节按春夏秋冬自然的变化；树木的年轮；生物的各种节律等都表达周期的含义，即事物在运动、变化的开展过程中，某些特征屡次重复出现，其持续两次出现所经过的时间是是叫做周期。

还可以通过查词典和讨论，也会说出很多其他的周期性表现的事物。

这里的周期，是指随着元素原子序数即核电荷数的递增，元素的某些性质的变化是以周期性变化而呈现的。

我们要研究的恰恰就是这些性质的变化规律和每个周期性变化的详细规律。

2．目前，已经发现的和人工合成的元素有110多种。

你是否想过，人们是根据什么原那么把这110多种元素放在这样一个表格中的，或者者者说元素周期表中的元素这样有序地排列着，你是否可以发现它们之间存在着什么联络或者者能表现出什么规律？假设有，该用什么方法去找到它呢？我的思路：该问题的提出，目的在于激起同学们的思维，也是同学们在认知中必然产生的一个疑问。

首先，元素间存在着某种客观的联络和规律，同学们凭感觉肯定也会说一定存在着某种联络或者者规律，但关键在最后的问题——要研究找到这种联络和规律。

这就需要根据一定的详细信息材料，用一种科学的研究工具与手段去解决这个问题。

寻求一些数据，制成图表、坐标、曲线等，这些是经常采用的一种重要处理工具。

应学习和利用这些科学处理、研究事物开展规律的方法，培养解决问题的才能。

3.根据教材P11你填充完毕的表格中的某些相关信息，以元素的原子序数为横坐标，分别以原子的最外层电子数、元素的原子半径、常见最高化合价和最低化合价为纵坐标，用三种不同色的笔绘制出三条折线，制成折线图。

看能否得出元素之间的内在联络和变化规律？这个规律是什么？我的思路：分析与处理科学实验得到的数据，对探究事物内部的本质、联络与规律是至关重要的一个环节，而图表那么恰恰是解决这个问题的一种重要工具。

清泉州阳光实验学校元素周期律与元素周期表专题新平台【直击高考】1．掌握元素周期律的本质，理解元素周期表〔长式〕的构造〔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〕的递变规律与原子构造的关系；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构造的关系。

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。

【难点打破】1．方法与技巧构建以下知识体系，是解决问题的关键。

2．解题注意点〔1〕类比法与归纳法是本专题常用科学方法，但其结论未必正确。

〔2〕穷尽法、特殊物质列举法可以帮助我们解决一些推理问题。

3．命题趋向今后的题型将可能向多角度、多层次、多方位的方向开展。

将元素周期律与元素周期表知识与元素化合物知识相结合，进展定性推断、归纳总结、定量计算等。

专题新例析例1〔2021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。

R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，那么R元素的名称〔〕A．硫B．砷C．硒D．硅【解析】根据“R元素的原子有四个电子层〞，可判断R元素在元素周期表中位于第四周期；根据“其最高价氧化物分子式为RO3〞，可判断R元素的最高正价为+6，在元素周期表中位于ⅥA族。

【答案】C【点评】此题考察元素的原子构造、元素化合价与元素周期表的关系，并要求学生熟悉常见的主族元素。

例2(2021)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别表示一种化学元素。

〔1〕以下〔填写上上编号〕组元素可能都是电的良导体。

①a、c、h②b、g、k③c、h、l④d、e、f〔2〕假设给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。

核外电子分开该原子或者者离子所需要的能量主要受两大因素的影响：1．原子核对核外电子的吸引力2．形成稳定构造的倾向下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量〔kJ/mol〕①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。