高三第一轮化学复习必修2§1-2 《元素周期律》复习学案

必修二第一章物质结构元素周期律复习导案一、基础知识回顾（一）原子结构与同位素1、原子的构成：a2、原子的表示方法：①原子可表示为，代表的意义是。

②a b X c d的含义：a代表，b代表，c代表，d代表。

3、原子中各粒子存在的数据关系：①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。

②电子关系：对于中性原子：核外电子数＝＝＝；对于阳离子：核外电子数＝；对于阴离子：核外电子数＝。

4、元素、核素与同位素：（1）概念：①元素：具有相同的的原子的总称。

②核素：具有一定数目的和一定数目的的一种。

③同位素：相同而不同的同一元素的互称为同位素。

（2）三者之间的关系：（二）元素周期表与元素周期律1、元素周期表的编排及结构（1）编排原则：①按原子序数递增的顺序从到排列；②将的各元素按递增的顺序从左到右排成一横．行．，称为一周期；③把的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．，称为一族。

（2）周期表的结构：（3）元素周期表与原子结构的关系：周期序数＝；主族序数＝＝；主族元素的负化合价＝。

2、元素周期律的实质及内容（1）元素周期律：元素的性质（、、、、等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是。

（2）运用列表对比，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律（三）化学键1、化学键：在原子结合成分子时，叫做化学键。

化学反应的过程，本质上就是的断裂和的形成的过程。

2、离子键和共价键的比较：二、规律方法总结1、元素金属性与非金属性的判断规律（1）元素金属性的判断规律①在同一周期中，从左到右元素的金属性逐渐减弱；在同一主族中，从上向下元素的金属性逐渐增强。

②金属与水（或酸）反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。

③氢氧化物的碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。

例如，碱性：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则元素的金属性：Na＞Mg＞Al。

④金属单质和另外金属盐溶液的置换反应。

专题元素周期表【本讲教育信息】一. 教学内容：高考第一轮复习：《化学必修2》第1章原子结构与元素周期律第2节元素周期律与周期表二. 教学目的：1、掌握元素周期律的概念实质2、掌握周期、族的划分方法原则3、掌握元素周期表的结构三. 教学重点、难点：周期表的结构四. 知识要点：（一）元素周期律内容与实质1. 元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

元素性质的周期性变化是由元素原子核外电子排布周期性变化所决定的，这是元素周期律的实质。

得失电子能力失：强→弱；得：弱→强得：强→弱；失：弱→强（二）周期表的编排原则1. 将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行；2. 把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到下排成一个纵行。

（三）周期表的结构元素周期表中有7个横行（即7个周期）和18个纵行（分为7个主族、7个副族、1个第VIII族和一个0族）自左至右族的排列依次为：IA－IIA，IIIB－VIIB，VIII，IB－IIB，IIIA－VIIA，03. 元素周期表还对金属元素和非金属元素进行了分区。

如果沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左面是金属元素，右面是非金属元素；位于虚线附近的元素，既表现金属元素的某些性质，又表现非金属元素的某些性质。

4. 过渡元素：元素周期表中从IIIB－IIB共10个纵行，包括了第VIII族和全部副族元素，共60多种元素，统称为过渡元素，全部为金属元素，又叫做过渡金属。

（四）“AmBn”型推断思路1. 由一种元素的原子序数推另一种元素的原子序数的常见类型如下：①AB型：CO、NO、NaH等②A2B型：有N2O、Cl2O、Mg2Si等③AB2型：CO2、SO2、NO2、OF2、CaC2、CaH2、FeS2等④A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2等⑤A2B3型：N2O3等⑥A3B2型：Mg3N2等⑦AB3型：AlF3、NCl3、PH3、SO3等⑧A3B型：有Na3N等⑨AB4型：IVA和H或VIIA族元素组成的化合物。

专题元素周期律【本讲教育信息】一. 教学内容：高考第一轮复习：《化学必修2》第1章原子结构与元素周期律第3节元素周期表的应用二. 教学目的：1. 掌握同周期、同主族元素性质的递变规律，并能用原子结构知识解释这些递变规律。

2. 掌握原子结构、元素性质、元素位置三者的关系，学会熟练运用周期表。

3. 了解元素周期表的重要意义。

三. 教学重点、难点：元素“位－性－构”三者的关系四. 知识要点：（一）元素原子得、失电子能力强弱的判断依据1. 元素原子失电子能力强弱的判断依据（1）比较元素的单质跟水（或酸）反应置换出氢气的难易程度。

置换反应越容易发生，元素的原子失电子能力越强。

（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

一般说来，碱性越强，元素原子失电子能力越强。

（3）金属单质间的置换反应。

若X金属能把Y金属从它的盐溶液中置换出来，则X元素原子失电子能力比Y强。

（4）金属阳离子的氧化性强弱.一般来说对主族元素而言，最高价金属阳离子的氧化性越强，则元素原子失电子能力越弱。

2. 元素原子得电子能力强弱的判断依据（1）比较元素的单质跟氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。

一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素的原子得电子能力越强。

（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性，一般说来，酸性越强，元素原子得电子能力越强。

（3）通过置换反应，若X非金属能把Y非金属从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属性X强于Y。

（4）非金属阴离子的还原性强弱。

非金属阴离子的还原性越强，元素原子得电子能力越弱。

（5）根据两元素化合时电子的转移或化合价判断。

一般说来，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的得电子能力强于失去电子而显正价的元素原子，如：S+O2点燃SO2，则元素原子的得电子能力：O>S（三）元素的“位.构.性”之间的关系原子结构、元素性质和它在周期表中的位置关系（“位、构、性”关系）【典型例题】例1. 下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是（）A. A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B. A原子的电子层数比B原子的电子层数多C. 1mol A从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的H2多D. 常温时，A能从水中置换出H2，而B不能解析：选项A 中只指出A.B两种元素原子的最外层电子数的多少，而不能确定A.B的金属性强弱。

高一化学必修2第一章《物质结构元素周期律》的复习教案一、本章复习要求1．掌握原子结构的初步知识，掌握同位素的概念和应用；了解质量数、核素的相对原子质量、元素的相对原子质量的联系与区别。

2．掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。

3．掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化及其本质。

4．熟练掌握周期表的结构；掌握同周期、同主族元素性质的递变规律；掌握原子结构、元素性质和元素在周期表中位置的相互关系。

5．掌握化学键、离子键、共价键、极性共价键、非极性共价键以及分子间作用力等概念。

二、本章知识网络第一节元素周期表1．元素周期表的结构(1)周期：由电子层数决定，7个横行为7个周期。

短周期指1、2、3三个周期；长周期有4、5、6三个周期；第7周期未排满，称作不完全周期。

(2)族：18个纵行，共16个族：7个主族、7个副族、1个零族，1个第Ⅷ族。

主族有第1、2、13、14、15、16、17纵行，依次为IA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、V A、ⅥA、ⅦA；副族有第3、4、5、6、7、11、12纵行，依次称为ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、IB、ⅡB；第18纵行为零族；第8、9、10纵行为第Ⅷ族。

2．由序数确定位置的方法由给定的原子序数与就近的稀有气体元素的原子序数的差值推出所在周期与族。

3．元素周期表的规律(2)若主族元素族序数为m ，周期数为n ，则：当m ／n<1时，为金属元素，其氧化物的水化物显碱性；当m ／n=1时，为两性元素(氢除外)，其氧化物的水化物显两性；当m ／n>1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。

无论同周期还是同族中，m ／n 值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m ／n 值越大，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越强。

(3)对角线规则周期表中A 、B 两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。

如Be 和Al 单质在常温下均能被浓H 2S04钝化；BeO 和Al 203均显示两性;A1C13 和BeCl 2均为共价化合物等。

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H2的反应可用通式H2＋X2 = 来表示，反应时按F2、Cl2、Br2、I2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。

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布一、核外电子的分层排布1．电子的能量(1)在多电子原子里，电子的能量________。

(2)在离核较近的区域内运动的电子的能量________，在离核较远的区域内运动的电子的能量________。

2．电子层(1)概念：在多电子的原子里，电子运动的________的区域简化为________的壳层，称作电子层。

(2)不同电子层的表示方法及能量关系核外电子的排布一般总是尽先从________排起，当一层________后再填充下一层。

4．核外电子的排布规律分析下表和课本表1－2，填写下列空白：稀有气体元素原子的核外电子排布(1)最多是____；次外层所能容纳的电子数最多是____；K、L、M、N各电子层所能容纳的电子数最多依次是____、____、____、____。

(2)在元素周期表中，随着元素核电荷数的增加，在____族元素之后，增加了新的电子层并出现了新的周期，该元素最外层电子数是____。

研究各元素原子核外电子排布(课本表1－2)可以发现，稀有气体元素的原子各电子层电子数已达到最多所能容纳的电子数。

原子核外各电子层最多容纳的电子数(电子层数为n)是______。

5．核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布，其主要规律：(1)原子核外电子总是先排能量________的电子层，然后由____向____，依次排布在能量____________的电子层即排满了____层才排____层，排满了____层才排____层。

(2)原子核外每个电子层最多容纳______个电子。

(3)原子最外层电子数不超过____个电子(K层为最外层不能超过_____个电子)。

(4)原子次外层电子数不超过____个电子(K层为次外层不能超过____个电子。

)二、核外电子排布的表示方法——结构示意图1．原子结构示意图用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数，这样的图示称为原子结构示意图。

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。

第二节元素周期律导学案〔第 2 课时〕【知识回忆】元素的金属性强弱判断依据。

1.金属与酸或水的反响越容易，那么元素金属性越。

2.最高价氧化物对应的水化物碱性越强，元素的金属性越。

3. 同一周期越靠前，金属性越。

同一主族越靠下，金属性越。

4 金属与盐溶液的置换反响 A 置换出 B,那么 A 元素金属性。

5 元素的金属性越，那么对应金属单质的复原性越。

【练习】以下表达中，肯定 a 金属比 b 金属活泼性强的是〔〕A． a 原子的最外层电子数比 B 原子的最外层电子数少B． a 原子电子层数比 b 原子的电子层数多C． 1mol a 从酸中置换 H+生成的 H2比 1 mol b 从酸中置换 H+生成的 H2多D．常温时， A 能从水中置换出氢，而 B 不能【教学过程】一、元素的非金属性强弱判断单质与氢气反响的条件最高价氧化物对应的水化物〔含氧酸〕酸性强弱Si P S Cl磷蒸气与氢气能反响H2SiO3H3 PO4H2SO4HClO4酸酸酸酸【总结 ] 】元素的非金属性强弱判断依据：1非金属单质与氢化合越容易，那么元素非金属性越。

2形成的氢化物越稳定，那么元素非金属性越。

3最高价氧化物对应的水化物〔含氧酸〕酸性越强，那么元素非金属性越。

4同一周期越靠后，非金属性越。

同一主族越靠上，非金属性越。

5非金属元素之间的置换， A 能置换出 B，那么 A 的非金属性。

6元素的非金属性越，那么对应非金属单质的氧化性越。

【归纳小结】第三周期元素金属性逐渐，非金属性逐渐二、元素周期律〔 1〕定义：。

〔 2〕实质：【练习】以下各组物质的性质变化正确的选项是A．酸性 HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO3B．稳定性H2S>HCl>HBr>HIC．熔点 Pb>K>Na>LiD．溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH三、元素周期表和元素周期律的应用1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系认真观察下表，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。

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。