高考化学第一轮复习教案元素周期律
2020年高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表
2020年高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表【考纲要求】1.明白得元素周期律含义，把握元素性质随着原子序数的递增出现周期性变化的本质缘故和由此引起的结果。
2.明白得元素周期表是元素周期律的具体表达形式，把握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.把握前四周期和所有主族元素〝位、构、性〞关系的相互推导。
笔记与反思教与学方案【自学反馈】一、概念辨析1.元素周期律：(1)概念：。
(2)表现形式：①原子最外层电子排布：；②原子半径：；③元素的化合价：；④：；⑤：；⑥：；…………其中是引起元素性质发生周期性变化的本质缘故，而其它性质的周期性变化是周期性变化的必定结果。
2.元素周期表：〔1〕概念：。
〔2〕编排规律：行：、共有行；列：、共有列。
〔3〕结构：周期：；短周期：、包括、分不含种元素；长周期：、包括、分不含种元素；不完全周期：。
族：；主族：、包括列、用代表主族。
副族：、包括列、用代表副族。
零族：、第Ⅷ族：。
过渡元素：。
元素所显最高正价与族序数的关系。
二、元素在周期表中的〝位、构、性〞关系：1．同周期元素从左到右：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……2.同主族元素从上到下：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……3.左上右下对角线元素的性质，催化剂通常在元素及其化合物中查找，半导体材料通常在元素中查找，研制新农药通常在元素的化合物中进行研究。
1．位、构、性三者关系结构决定位置，结构决定性质，位置表达性质。
2．几个量的关系周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数∣最高正价∣+∣负价∣=83．周期表中部分规律总结〔1〕最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族〔He〕元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素〔He例外〕。
高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表 doc
第七讲元素周期律元素周期表【考纲要求】1.理解元素周期律含义，掌握元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的本质原因和由此引起的结果。
2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式，掌握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.掌握前四周期和所有主族元素“位、构、性”关系的相互推导。
笔记与反思教与学方案【自学反馈】一、概念辨析1.元素周期律：(1)概念：。
(2)表现形式：①原子最外层电子排布：；②原子半径：；③元素的化合价：；④：；⑤：；⑥：；…………其中是引起元素性质发生周期性变化的本质原因，而其它性质的周期性变化是周期性变化的必然结果。
2.元素周期表：（1）概念：。
（2）编排规律：行：、共有行；列：、共有列。
（3）结构：周期：；短周期：、包括、分别含种元素；长周期：、包括、分别含种元素；不完全周期：。
族：；主族：、包括列、用代表主族。
副族：、包括列、用代表副族。
零族：、第Ⅷ族：。
过渡元素：。
元素所显最高正价与族序数的关系。
二、元素在周期表中的“位、构、性”关系：1．同周期元素从左到右：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……2.同主族元素从上到下：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……3.左上右下对角线元素的性质，催化剂通常在元素及其化合物中寻找，半导体材料通常在元素中寻找，研制新农药通常在元素的化合物中进行研究。
1．位、构、性三者关系结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数∣最高正价∣+∣负价∣=83．周期表中部分规律总结（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素（He例外）。
2022届新高考化学一轮复习元素周期表元素周期律学案
元素周期表元素周期律一、元素周期表1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)周期：按原子序数递增顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。
(2)族：把不同横行中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。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)。
短周期长周期序号 1 2 3 4 5 6 7元素种28818183232数0族元素21018365486118(2)族(18个纵行，16个族)。
【微点拨】1.在周期表中，同一列元素的原子最外层电子数不一定相等，如0族氦原子最外层2个电子，其余最外层8个电子；2．在短周期中，第ⅡA族和第ⅢA族不相邻。
二、元素周期律1．定义元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2．实质元素原子核外电子排布的周期性变化。
3．同主族元素性质的递变规律(1)对于元素Li、Na、K。
①原子半径由小到大的顺序为Li<Na<K；②金属性由强到弱的顺序为K>Na>Li；③单质与水反应的剧烈程度由强到弱的顺序为K>Na>Li；④最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为KOH>NaOH>LiOH。
(2)对于元素Cl、Br、I。
①原子半径由小到大的顺序为Cl<Br<I；②非金属性由强到弱的顺序为Cl>Br>I；③单质与氢气化合由易到难的顺序为Cl2>Br2>I2；④其氢化物的稳定性由弱至强的顺序为HI<HBr<HCl；⑤最高价氧化物对应水化物的酸性由弱至强的顺序为HIO4<HBrO4<HClO4。
4．同周期元素性质的递变规律现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。
(1)五种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>S>Cl。
元素周期律(教学设计)2017届高三化学一轮复习
第五章 物质结构 元素周期律〖课 题〗第二课时 元素周期律〖复习目标〗（1）掌握元素周期律含义及实质。
（2）掌握金属性与非金属性强弱的比较。
（3）掌握元素周期律的应用。
〖教学重点〗元素周期律的含义及实质、金属性与非金属性强弱的比较〖教学难点〗元素周期律的的应用〖教学过程〗【知识精讲】1、元素周期律（1）概念元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
（2）元素周期表中主族元素性质的递变规律①原子半径⎩⎪⎨⎪⎧同周期主族元素自左而右：原子半径逐渐 减小同主族元素自上而下：原子半径逐渐增大②主要化合价：同周期自左而右⎩⎪⎨⎪⎧最高正价：＋1―→＋7最高正价＝主族序数（O 、F 除外）负价－4―→－1非金属最低负价＝－（8－族序数）③元素的金属性⎩⎪⎨⎪⎧同周期自左而右逐渐减弱同主族自上而下逐渐增强 ④元素的非金属性⎩⎪⎨⎪⎧同周期自左而右逐渐增强同主族自上而下逐渐减弱（3）实质元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
（4）具体表现形式2、判断元素金属性和非金属性强弱的依据3、元素周期律的应用（1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素（2）预测元素的性质(由递变规律推测)①比较不同周期、不同主族元素的性质如金属性Mg ＞Al ，Ca ＞Mg ，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不溶于水等。
（3）启发人们在一定区域内寻找新物质①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si 、Ge 、Ga 等。
②农药中常用元素在右上方，如：F 、Cl 、S 、P 、As 等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe 、Ni 、Rh 、Pt 、Pd 等。
2024届高考一轮复习化学教案(通用版)：元素“位—构—性”推断技巧及元素周期律应用中的关键点
微专题·大素养○12元素“位—构—性”推断技巧及元素周期律应用中的关键点1.元素推断类题目的基本特点2．推断题要点总结(1)结构与位置互推是解题的核心①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。
②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b．各周期元素种类；c．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d．同主族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①元素的金属性、非金属性；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应水化物的酸碱性；④金属与水或酸反应置换H2的难易程度。
(3)结构和性质互推是解题的要素①电子层数和最外层电子数决定元素的金属性和非金属性；②同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似；③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点；④判断元素金属性和非金属性的强弱。
3．推断题的考查方向考向一以物质结构为载体的推断常考短周期元素形成的共价键特征注：X表示对应表格中的元素一般情况下，氢原子通过形成一个单键达到2e－稳定状态，其他原子也可通过形成共价键达到8e－稳定状态，但硼原子既可形成6e－结构，如硼酸、等，也可形成8e－稳定结构，如硼氢化钠等。
P、S可以形成10e－、12e－结构，如PCl5、SF6等。
考向三元素周期律应用中的关键点(1)熔、沸点：一般情况下，最简单氢化物的相对分子质量越大，熔沸点越高，但由于NH3、H2O、HF分子间存在氢键，所以它们的熔沸点是同主族元素中最高的。
(2)热稳定性①－1价H具有强还原性，故离子型氢化物均为强还原剂，遇水可以发生归中反应生成氢气，同时放出热量，都是遇湿易燃的危险化学品。
②共价型最简单氢化物的热稳定性越强，还原性越弱，对应元素的非金属性越强。
2022高考化学一轮复习知识点深度剖析教案-元素周期律
2022高考化学一轮复习知识点深度剖析教案－元素周期律考纲解读一、原子核外电子的排布：1.核外电子排布规律：（1）每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。
（2）最外层不超过8个（若最外层为K层则不超过个）；次外层不超过18个（若次外层为L层则不超过个）；倒数第三层不超过32个。
（3）能量最低原理：即核外电子总是尽先排在、然后才依次排在、而原子失去电子时总是先失去。
2.核外电子排布的应用：（1）依照最外层电子数判定元素的性质：①最外层电子数＜4的元素，比较容易_____，在发生化学反应时往往显_____价，一样为_____。
②原子最外层电子数＞4的元素，比较容易_______，在发生化学反应时往往显____价，一样为_____。
③最外层电子数为8电子（或者K层为最外层时2电子）的元素，一样为_____，其一样情形下不与其它物质发生反应，化学性质_____。
（2）依照最外层电子数判定元素的化合价：①原子的最外层电子数等于_______。
②若原子的最外层电子数为奇数，则元素的化合价通常为一系列连续的____，例如：氯元素有+1、+3、+5、+7等多种奇数化合价。
③若原子的最外层电子数为偶数，则元素的化合价通常为一系列连续的_____，例如：硫元素通常有-2、+4和+6等多种偶数化合价。
3.把握电子层结构相同的微粒（1—20号元素）：4.熟记常用的特点电子微粒：原子序数为1～18的元素中具有专门性的核外电子排布的原子如下：(1)最外层有1个电子的元素：_______;(2)最外层有2个电子的元素：_________;(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：______;(4)最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素依次为：_________;(5)电子层数与最外层电子数相等的元素：________;(6)电子总数为最外层电子数2倍的元素：_____;(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：______;(8)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：________。
2024届高考一轮复习化学教案(鲁科版)第5章物质结构与性质元素周期律第26讲原子结构核外电子排布规
第26讲原子结构核外电子排布规律[复习目标] 1.掌握原子结构中微粒数目的关系。
2.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。
3.能正确书写1～36号元素原子核外电子排布式、价电子排布式和轨道表示式。
考点一原子结构、核素、同位素1．原子结构(1)构成微粒及作用(2)微粒间的数量关系①阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数。
②阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数。
(3)微粒符号周围数字代表的信息2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系(2)同位素的特征①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
(3)氢元素的三种核素1H：名称为氕，不含中子；12H：用字母D表示，名称为氘或重氢；13H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
1(4)几种重要核素的用途核素235 92U14 6C21H31H18 8O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子1．一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子() 2．所有原子核内一定都有中子()3．质量数就是元素的相对原子质量()4．质子数相同的微粒一定属于同一种元素()5．核外电子数相同的微粒，其质子数一定相同()6．核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化()7．氢的三种核素形成的单质有6种，它们物理性质有所不同，但化学性质几乎完全相同( ) 答案 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7．√一、微粒中“粒子数”的确定1．月球上的每百吨32He 聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量，地球上氦元素主要以42He 的形式存在。
已知一个 12C 原子的质量为a g ，一个32He 原子的质量为b g ，N A 为阿伏加德罗常数。
高三鲁科版化学一轮复习教案 元素周期律和元素周期表
第２讲元素周期律和元素周期表[考纲要求] 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．以第三周期为例，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和ⅦA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。
考点一元素周期表１．世界上第一张元素周期表是在１869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
２．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。
３．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。
４．元素周期表的结构５．元素周期表中的特殊位置（１）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：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
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）过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族１0个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
（３）镧系：元素周期表第六周期中，５7号元素镧到7１号元素镥共１５种元素。
（４）锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到１0３号元素铹共１５种元素。
（５）超铀元素：在锕系元素中9２号元素铀（U）以后的各种元素。
6．元素周期表结构中隐含的两条规律：（１）同周期主族元素原子序数差的关系１短周期元素原子序数差＝族序数差；２两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。
两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋１0，六周期元素原子序数差＝族序数差＋２４；３四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为１１，六周期为２５。
高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论：元素周期律和周期表
高三化学第一轮复习教案基本概念和基本理论：元素周期律和周期表一、备考目标：1、掌握元素周期表的结构、元素周期律2、 学会用等量代换原理寻找等电子微粒3、比较各种简单微粒半径的大小.4、理解原子结构与元素周期律和周期表之间的内在联系。
二、要点精讲（一）元素周期表的结构：（1）周期：具有相同电子层的一系列元素列为一个周期：周期序数＝原子核外电子层数（2）族：具有相同最外层电子数（主族）或价电子数（副族）的一系列元素称为一族.第一周期 (2种)三个短周期 第二周期（8种）第三周期（8种）七个周期 第四周期（18种） （七个横行） 三个长周期 第五周期（18种） 第六周期（32种） 一个不完全周期 第七周期（21种） 七个主族（ⅠA - ⅦA ） 十六个族 七个副族（ⅠB-- ⅦB ） （十八个纵行） 一个八族（Ⅷ）(含3个纵行)一个零族（稀有气体）主族元素:由长、短周期元素组成的族.主族序数＝最外层电子数＝元素最高正化合价 (非金属元素:8－|负化合价|).或 (非金属元素: 最高正化价+|负化合价| = 8零族元素:原子最外层电子已达稳定结构,故稀有气体在通常情况下难以发生化学反应:但与F 2可在一定条件下反应，生成如XeF 4等化合物，所以其惰性是相对的。
副族元素:全部由长周期元素组成的族.副族序数＝价电子数＝最高正化合价价电子:用来参与化学反应的最外层电子以及次外层或倒数第三层的部分电子.（二）性质递变规律:（1）同周期元素递变性:Na Mg Al与冷水反应: 剧烈 缓慢与热水反应: 更剧烈 明显且溶液呈碱性 元素周期表元素种数与H＋(酸溶液)反应: 很剧烈剧烈较为缓和Mg(OH)2 Al(OH)3与酸(H＋)反应:可溶(Mg(OH)2＋2H＋＝Mg2＋＋2H2O) 可溶(Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O) 与碱(OH－)反应: 不溶可溶(Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O)Si P S Cl与H2化合条件高温下，很少部分化合高温加热光照或点燃氢化物稳定性极不稳定不稳定较不稳定稳定最高氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7及其水化物 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4酸性弱酸中强酸强酸最强的酸(水溶液中) 结论: Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱, 非金属性逐渐增强(2)同主族元素递变性:族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA O周期非金属性逐渐增强1 金非稀2 属金有3 性属气4 逐性体5 渐逐元6 增渐素7 强增强小结：元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律(三)构、位、性的相互关系性质位同化学性质同位近化学性质近主族最外层电子数＝最高正价（除O、F）左→右递变性核电荷数和核外电子数决定电子得失能力主族序数＝最外层电子数周期序数＝电子层数(四)(五)比较微粒半径的大小无论是原子还是离子（简单）半径，一般由原子核对核外电子的吸引力及电子间的排斥力的相对大小来决定.故比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子排斥情况.具体规律小结如下：1. 核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大.即同种元素：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如:H+＜H＜H-; Fe＞Fe2+＞Fe3+Na+＜Na; Cl＜Cl-2. 电子数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．即具有相同电子层结构的微粒，核电荷数越大，则半径越小．如：(1)与He电子层结构相同的微粒:H-＞Li+＞Be2+(2)与Ne电子层结构相同的微粒：O2-＞F-＞Na+＞Mg2+＞Al3+(3)与Ar电子层结构相同的微粒:S2-＞Cl-＞K+＞Ca2+3. 电子数和核电荷数都不同的微粒：(1)同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.(2)同周期:原子半径从左到右递减.如Na＞Cl(3)同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开.同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径.如Na +＜Cl -如第三周期,原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al 3+(4)如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者.如Ge 、P 、O 的半径大小比较，可找出它们在周期表中的位置，（ ）中元素为中间者.（N ） O（Si ） PGe因为Ge ＞Si ＞P ＞N ＞O,故Ge ＞P ＞O（六）周期表的应用：（1）根据周期表中的位置寻找元素及新物质（农药、半导体、催化剂等）（2）预测元素的性质：① 比较不同周期，不同族邻位元素的性质；② 推知未知元素的某些性质；（3）判断气态氢化物的分子构型和分子极性：① 第ⅣA 族：4RH ——正四面体，非极性分子② 第ⅤA 族：3RH ——三角锥形，极性分子，3NH 溶于水呈弱碱性③ 第ⅥA 族：R H 2——折线形（V 型），极性分子，水溶液呈弱酸性（除O H 2）④ 第ⅦA 族：HR ——直线形，极性分子，水溶液呈强酸性（HF 为弱酸）三、知识点小结1、等电子微粒2、比较各种微粒半径的大小3、推断元素在元素周期表的位置典题分析：例1、（2008四川）下列叙述中正确的是（ ）A ．除零族元素外，短周期元素的最高化合价在数值上都等于该元素所属的族序数B ．除点周期外，其他周期均有18个元素C ．副族元素中没有非金属元素D ．碱金属元素是指ⅠA 族的所有元素解析：本题考查了元素周期表的有关知识。
高中一轮复习化学通用版教案第五章物质结构元素周期律
第五章物质结构元素周期律考点一原子构成、同位素1．原子的构成(1)原子的构成粒子(2)构成原子或离子的微粒间的数量关系①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数。
②质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
③阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带电荷数。
如Mg2＋的核外电子数是10。
④阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带电荷数。
如Cl－的核外电子数是18。
(3)一个信息丰富的符号[拓展归纳](1)原子结构中的“不一定”①原子中不一定都含有中子，如11H中没有中子。
②电子排布完全相同的原子不一定是同一种原子，如互为同位素的各原子。
③易失去1个电子形成＋1价阳离子的不一定是金属原子，如氢原子失去1个电子形成H＋。
④形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子，如Li＋为2电子稳定结构。
(2)两种相对原子质量①原子(即核素)的相对原子质量的比值。
一种元素有几种同位素，就有几种不一个原子(即核素)的质量与12C质量的112同核素的相对原子质量。
②元素的相对原子质量是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。
如：A r(Cl)＝A r(35Cl)×a%＋A r(37Cl)×b%。
2．元素、核素、同位素(1)“三素”概念辨析(2)同位素的特征与应用①同位素的特征a．化学性质几乎完全相同，物理性质不同。
b．天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。
②常见的重要核素及其应用核素235U 14 6C 21H 31H 18 8O92用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子[拓展归纳](1)现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。
(2)不同核素可能具有相同的质子数，如21H、31H；也可能具有相同的中子数，如14 6C、16 8O；也可能具有相同的质量数，如11 6C、11 7N。
(3)一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素。
(4)同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。
高考化学一轮复习学案课件(人教版)第5章物质结构元素周期律第2节元素周期律(1)
答案：
一、1. K L M N O P Q 由近到远 由低到高 2．(1)能量低 (2)2n2 (3)8 2 (4)18 2 32 二、1. 性质 原子序数 周期性 2. 核外电子排布 3. 减小 增大 相同 逐渐增多 逐渐增多 相同 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强
增强 减弱 主族序数 主族序数 增强 减弱 减弱 容易 增强 难 减弱
其他
分子 Ar F2、HCl
离子
K＋、Ca2＋、Cl－、 S2－
O22－、HS－
H2S
PH3、H2O2
SiH4、CH3F
N2H4、CH3OH
C2H6、CH3NH2等
【温馨提示】上表中有些18电子粒子符合“9＋9”规律，如 C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH等(－CH3、－OH、 －NH2、－F为9电子基团)。
三、2. (1)金属与非金属的分界线 (2)过渡元素 (3)右上角
原子核外电子的排布
【自主解答】
C 解析：K层电子数为奇数的元素只有H，A正确；L层或M层电 子数为奇数时，此层为最外层，族序数等于最外层电子数，B、D 均正确；第二周期以后元素的L层中电子数均为8个，但族序数与L 层电子数无关，C错误。
非金属元素气态氢化物 的形成与稳定性
最高正价＝______最 低负价＝主族序数－8
酸性逐渐________碱 性逐渐________
气态氢化物的形成越来 越______，其稳定性 逐渐______
最高正价数＝ ________(O、F除外)
酸性逐渐________碱 性逐渐________
气态氢化物的形成越来 越______，其稳定性 逐渐______
②最高价氧化物性也就越强。
一轮复习_元素周期律和元素周期表教案
元素周期律和元素周期表考纲要求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．了解物质的组成、结构和性质的关系。
3．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。
4．以I A和ⅦA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。
5．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
教材精讲一.元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．具体实例：以第3周期或第ⅠA 、VII A族为例，随着原子序数的递增注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。
随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
二.元素周期表及其结构1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；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纵行，得到的表叫元素周期表。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。
2．元素周期表的结构⑴周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。
长式周期表有7 个周期：1、2、3 周期为短周期；4、5、6周期为长周期；7为不完全周期。
目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。
周期序数= 电子层数。
⑵族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。
长式元素周期表有18 纵行，分为16 个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。
用族序数后加字母A表示。
7个。
副族：完全由长周期元素构成的族。
用族序数（罗马数字）后加字母B表示。
7个。
第Ⅷ族：第8、9、10 纵行。
0族：第18 列稀有气体元素。
⑶镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高考化学第一轮复习教案元素周期律
基础知识归纳
一、元素性质呈周期性变化
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。
[要紧化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，那个规律叫做元素周期律。
讲明：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必定结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
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。
例题以下各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：
A、Na、 Mg、 Al
B、Cl、 S、 P
C、Be、N、 F
D、Cl、 Br、 I
解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，因此A错误那么B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，因此D正确。
答案：B、D。
二、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=8
例2、元素R的最高价含氧酸的化学式为H n RO2n－2，那么在气态氢化物中R元素的化合价为多少？
解析：由H n RO 2n －2知R 的最高价为+(3n －4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n －4)]=－12+3n 。
三、两性氧化物和两性氢氧化物
(1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。
例：A1203 A1203+6HCl=2AlCl 3+3H 20 A1203+2NaOH=2NaAl02+H 20
(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
例：Al(OH)3， 2Al(OH)3+3H 2S04=Al 2(S04)3+6H 20 A1(OH)3+NaOH ＝NaAl02+2H 20 四、重点、难点突破 2.微粒半径大小比较中的规律 (1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外)
如：Na>Mg>Al>Si ；Na +>Mg 2+>Al 3+。
(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大
如：Li<Na<K ，O<S<Se ，Li<Na +<K +，F -<C1-<Br -。
(3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。
如Na +、Mg 2+、Al 3+、F -、02-的离子半径大小排列为02->F ->Na +>Mg 2+>Al 3+
，(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。
可归纳为：电子层排布相同的离子，〔表中位置〕阴离子在阳离子前一周期，〔大小〕序数大的半径小。
(4)核电荷数相同(即同种元素)形成的微粒半径大小为
阳离子<中性原子<阴离子，价态越高的微粒半径越小，如Fe 3+<Fe 2+，H +<H<H -，C1<C1-
(5)电子数和核电荷数都不同的，一样可通过一种参照物进行比较。
如：比较Al 3+与S 2-的半径大小，可找出与Al 3+电子数相同，与S 2-同一族元素的O 2-比较，Al 3+<02-，且
O 2-<S 2-，故A13+<S 2-。
a.与水(或酸)反应的难易
b.金属与盐溶液置换反应
c.金属阳离子的氧化性强弱
d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳固性 非金属的置换反应
非金属阴离子还原性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除F 外)
金属性
1．元素的金属性和非金属性判定依据。