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高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
高中化学选修3物质结构与性质知识点总结主要知识要点：1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。
②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。
③任一能层，能级数等于能层序数。
④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。
⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。
（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。
2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。
（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。
（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E （5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。
原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。
根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。
（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。
处于最低能量状态的原子称为基态原子。
②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。
基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。
处于激发态的原子称为激发态原子。
③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。
利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
高中化学元素周期律知识点总结元素周期表是化学中非常重要和基础的知识。
它是按照元素的原子序数将元素按一定的规律排列而成的表格。
通过研究元素周期表，我们能够理解元素的各种性质、结构和规律，揭示出元素之间的关系，进而推动了化学科学的发展。
下面将对高中化学元素周期律的知识点进行总结。
一、元素周期表的结构元素周期表由横行和纵列组成。
横行称为周期，纵列称为族。
现代元素周期表有18个周期和7个主族，其中1A-2A族为s 区，3A-8A族为p区，3B-2B族为d区，4B-7B族为f区。
元素周期表按照元素的原子序数从小到大排列，每个周期的元素数量逐渐增加。
二、周期表中元素的基本信息元素周期表中每个元素都有一定的基本信息，包括元素的原子序数、原子符号、元素名称、相对原子质量、元素的电子排布等等。
这些信息帮助我们了解元素的基本特征。
三、周期表中元素的周期性变化规律元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，元素的性质也会出现周期性的变化。
这些变化可以总结为以下几个方面：1. 原子半径的变化规律：在周期表中，原子半径从左往右逐渐减小，从上往下逐渐增大。
这是由于核电荷数的增加和电子层的增多占据的空间结果所产生的。
2. 电离能的变化规律：在周期表中，电离能从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。
这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所导致的。
电离能大的元素往往具有较强的还原性，而电离能小的元素往往具有较强的氧化性。
3. 电负性的变化规律：在周期表中，电负性从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。
这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所造成的。
电负性大的元素往往具有吸电子的能力，而电负性小的元素往往具有放电子的能力。
4. 金属性和非金属性的变化规律：金属元素主要集中在左下角和中间区域，非金属元素主要集中在右上角和下面的区域。
金属性的增加伴随着原子半径的增大，电离能的减小，电负性的减小等特征。
四、周期表中的主族元素和过渡元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡元素两类。
第一节元素周期表第一课时●教学目标：使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。
●教学重点：元素周期表的结构●教学方法：启发、诱导、阅读、讨论、练习、探究等●教学用具：投影仪、多媒体、元素周期表挂图等●教学过程【引入】丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的，这一百多种化学元素有什么内在联系呢？那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种内在联系很好地表现出来呢？答案是肯定的。
那就是元素周期表，也是我们本节课所要讲的主要内容。
【板书】第一节元素周期表（第一课时）【阅读】请同学们阅读课本第四页的文字，回答：（１）哪一位科学家首先制得了第一张元素周期表？（２）编排第一张元素周期表时，是以什么为编排顺序？现在的周期表又以什么为编排顺序？（３）什么叫原子序数？它和核电核数、质子数有什么关系？【板书】原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数【探究】你能否将1—18号元素编成一个小小的周期表？要求：1．将性质相似的元素归类。
2．体现元素性质的周期性递变规律。
编制原则：1．将最外层电子数相同的元素归为一列。
2．将相同电子层数相同的元素排在一行。
3．按原子序数的递增编排。
【投影】收集具代表性的由学生所编制的周期表。
用实物投影仪投影到屏幕上。
设计1：设计2：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar H HeLi Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar【讨论】请大家讨论一下以上两种周期表的编排，哪一种更为合理呢？【小结】虽然He的最外层电子数与Be和Mg相同，但He原子的最外层已经排满了，达到了稳定结构，而Be和Mg都没达到稳定结构，因此He的性质与Be和Mg并不相似，反而与同是达到稳定结构的Ne和Ar相似，所以将He、Ne、Ar归为一列更合理。
【讲述】把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。
高中化学常识：元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。
周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。
元素周期律如下：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。
1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的(2)递增，元素原子的半径递减;(3)同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
总说为：左下方>右上方(注)：阴阳离子的半径大小辨别规律(4)由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以，总的说来，同种元素的：(5)阳离子半径<原子半径<阴离子半径(6)同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐增加;(7)同主族内离子半径逐渐增大。
(8)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
(不适合用于稀有气体)(9)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价)，第一周期除外，第二周期的O、F(O无最高正价，F无正价，除外)元素除外;(10)最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
(11)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一(仅限除O，F的非金属)2.元素的金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增;(1)单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强;(2)单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定;(3)最高价氧化物对应水化物(含氧酸)酸性越强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减;(4)单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;(5)单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应;(6)最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性越强。
高中化学元素周期律元素周期律是化学学科中一门重要的基础理论，它在高中物理和化学中都有所提及。
元素周期律是指元素周期表中元素的周期性变化，通过总结，它可以帮助我们更好地理解元素性质，从而更好地应用于日常生活中。
元素周期律可以概括为下列四个原则：一、元素原子的特性与原子的结构成正比：元素周期表中的元素处于不同的周期，原子的构造也会相应地发生变化。
周期数越大，原子的特性也会越高，其特性有熔点、沸点、电子气态半径、原子半径等。
二、元素在元素周期表中的有序分布：元素周期表中每一列元素的带电性和其在某一列中的位置有密切的关系。
带电性越高，元素周期表中其位置就越靠近表头，而带电性越低，其位置就会越靠近表底。
三、元素的共价键能力与其原子半径的变化成反比：元素的原子半径与元素周期表中的列数有一定的规律，如键合能力强的元素，其原子半径变小，其列数越大；而键合能力弱的元素，其原子半径变大，其列数越小。
四、元素共价键合活性与元素在元素周期表中的位置成正比：元素可以通过共价键合形成稳定的化合物，那么这种越高键合活性的元素就越容易与其它元素形成化合物，而元素周期表中元素就越靠近表头；反之，位于表底的元素的键合活性就越低，就比较不易与其它元素形成化合物。
元素周期律不仅仅是一种理论，它也是高中化学中的重要部分，它能够帮助我们更好地理解元素的性质，从而更好地应用它们。
在使用高中化学元素周期律时，我们需要深入理解上述原则，熟悉元素周期表，实践才能更加深入地掌握。
综上所述，高中化学元素周期律是理解元素性质和应用元素的重要基础理论，它是高中化学课程中不可或缺的重要部分。
只有深入理解和熟悉元素周期表，才能更好地应用高中化学元素周期律，在日常生活中获得更多的收获。
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。
【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质【人教版】高中化学选修3知识点总结：第一章原子结构与性质第一章原子结构与性质课标要求1.了解原子核外电子的能级分布，能用电子排布式表示常见元素的（1~36号）原子核外电子的排布。
了解原子核外电子的运动状态。
2.了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某种性质3.了解原子核外电子在一定条件下会发生跃迁，了解其简单应用。
4.了解电负性的概念，知道元素的性质与电负性的关系。
要点精讲一.原子结构1.能级与能层2.原子轨道3.原子核外电子排布规律⑴构造原理：随着核电荷数递增，大多数元素的电中性基态原子的电子按右图顺序填入核外电子运动轨道（能级），叫做构造原理。
能级交错：由构造原理可知，电子先进入4s轨道，后进入3d轨道，这种现象叫能级交错。
说明：构造原理并不是说4s能级比3d能级能量低（实际上4s能级比3d 能级能量高），而是指这样顺序填充电子可以使整个原子的能量最低。
也就是说，整个原子的能量不能机械地看做是各电子所处轨道的能量之和。
（2）能量最低原理现代物质结构理论证实，原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。
构造原理和能量最低原理是从整体角度考虑原子的能量高低，而不局限于某个能级。
（3）泡利（不相容）原理：基态多电子原子中，不可能同时存在4个量子数完全相同的电子。
换言之，一个轨道里最多只能容纳两个电子，且电旋方向相反（用“↑↓”表示），这个原理称为泡利（Pauli）原理。
（4）洪特规则：当电子排布在同一能级的不同轨道（能量相同）时，总是优先单独占据一个轨道，而且自旋方向相同，这个规则叫洪特（Hund）规则。
比如，p3的轨道式为↑↑↑或↓↓↓，而不是↑↓↑。
洪特规则特例：当p、d、f轨道填充的电子数为全空、半充满或全充满时，原子处于较稳定的状态。
即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14时，是较稳定状态。
课题:第2节原子结构与元素周期表课本:物质结构与性质 (选修) 山东科学技术出版社知识与技能：1.理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，能用以上规则解释1~36号元素基态原子的核外电子排布；2.能根据基态原子的核外电子排布规则和基态原子的核外电子排布顺序图完成1~36号元素基态原子的核外电子排布和价电子排布；3.知道元素周期表中元素按周期划分的原因，族的划分与原子中价电子数目和价电子排布的密切关系。
4.了解原子半径的周期性变化，能用原子结构的知识解释主族元素原子半径周期性变化的原因；5.明确原子结构的量子力学模型的建立使元素周期表的建立有了理论依据。
过程与方法：通过书写1~18号元素的原子结构示意图进行联想质疑，从而尝试总结排布原则，理解能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，在活动探究中学会1~36号原子的核外电子排布式书写。
第2、3课时也通过联想质疑、交流研讨、观察思考等栏目理清核外电子排布与元素周期表，与原子半径等的关系。
情感、态度与价值观：树立发展的认识观，积极参与活动探究培养个人处理事情的能力。
教学重难点：认识能量最低原则、泡利不相容原理、洪特规则，了解核外电子排布与元素周期表的周期、族划分的关系。
课型：新课课时安排：3课时（第一课时）教学过程：[基础梳理]1 我们以前知道的原子核外电子的排布规律内容有：（1）原子核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层理，然后由里向外逐步排布在能量逐渐升高的电子层里，即先排满K层再排L层，排满L层再排M层┅┅┅（2）每一层上最多容纳的电子数为个；（3）最外层电子数不超过个（K层为最外层不超过个）；（4）次外层电子数不超过个，倒数第三层电子数不超过个。
2 请画出 1 ～ 20号元素的原子结构示意图。
[联想质疑]为什么第一层最多只能容纳两个电子，第二层最多只能容纳八个电子而不能容纳更多的电子呢？第三、四、五层及其他电子层最多可以容纳多少个电子？原子核外电子的排布与原子轨道有什么关系？[引入新课] 通过上一节的学习，我们知道：电子在原子核外是按能量高低分层排布的，同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级(S、P、d、f)，就好比能层是楼层，能级是楼梯的阶级。
第2课时元素周期律1．了解元素电离能、电负性的含义。
2．能运用元素的电离能说明元素的某些性质。
(重点)3．理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。
(重点) 4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。
[基础·初探]1．影响原子半径大小的因素2．原子半径的递变规律[探究·升华][思考探究]已知短周期元素，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。
问题思考：(1)A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？【提示】由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1。
(2)A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。
【提示】A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第三周期第ⅠA族，C位于第二周期第ⅤA族，D应位于第二周期第ⅦA族。
(3)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C3－、D－的离子半径呢？【提示】原子半径B＞A＞C＞D；离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。
(4)分析微粒半径大小比较的关键是什么？【提示】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
[认知升华]离子半径大小的比较1．同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
2．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
如r(O2－)>r(F－)>r( Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
3．带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋) <r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。
2.证据推理与模型认知：通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径1．原子半径的影响因素及递变规律(1)影响因素(2)递变规律①同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。
②同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
2．离子半径的大小比较(1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。
例如：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋) >r(Al3＋)。
(2)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs ＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
(3)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。
例如：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
(4)核电荷数、电子层数均不相同的离子可选一种离子参照比较。
例如，比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照，r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。
例1(2018·聊城二中高二月考)下列对原子半径的理解不正确的是( )A．同周期元素(除稀有气体元素外)从左到右，原子半径依次减小B．对于第三周期元素，从钠到氯，原子半径依次减小C．各元素的原子半径总比其离子半径大D．阴离子的半径大于其原子半径，阳离子的半径小于其原子半径【考点】微粒半径的大小与比较【题点】微粒半径的大小与比较的综合答案 C解析同周期元素(除稀有气体元素外)，随原子序数增大，原子核对核外电子吸引增大，原子半径减小，A、B项正确；原子形成阳离子时，核外电子数减少，核外电子的排斥作用减小，故阳离子半径小于其原子半径；而原子形成阴离子时，核外电子的排斥作用增大，阴离子半径大于其原子半径，C项错误，D项正确。
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。
4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。
16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。
