高二化学初识元素周期律

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高考化学元素周期律知识

高考化学元素周期律知识高考化学元素周期律知识元素周期律是现代化学的基础知识之一，也是高考化学中必考的知识点。

掌握元素周期律的知识不仅可以帮助我们更好地了解元素的性质和特点，还能在高考中取得更好的成绩。

下面，我们来详细了解一下高考化学中与元素周期律相关的知识。

一、元素周期律的概念元素周期律是一种对元素周期性变化规律的总结和表述。

它是由俄罗斯的化学家门捷列夫在1869年提出的，并且在深入探究了物质的性质和结构后得到了迅速发展和完善。

元素周期律是将元素按照其原子序数大小，分为周期和族。

周期是位于同一水平列的元素所具有的共同特征，而族则是位于同一竖直列的元素的化学性质具有相似性的元素组。

二、元素周期律的排列元素周期律的排列方式是按照元素的原子序数大小排列的，大致分为横向和纵向两个方向。

横向就是周期，周期从左至右递增，原子序数也随之递增。

每个周期的第一个元素称为“碱金属”，后面则逐渐变成“过渡金属”、“半金属”，直至到达最右端的气体元素——“稀有气体”。

纵向则是族，族从上至下递增，原子序数也逐渐递增。

每个族有一个代表元素，例如第一族的代表元素是氢、第二族的代表元素是锂。

三、元素周期律的性质元素周期律有许多独特的性质，例如周期性、相似性、电子排布规则等。

周期性是指元素在元素周期表中的位置决定了其化学性质，元素的周期数就是其原子中的电子层数。

相似性是指在同一族的元素中，其化学性质会相对相似，像第一族中的金属都可能与水反应，放出氢气。

电子排布规则是指在元素周期表中，第一周期的元素氢和第二周期的元素氦都只由一个主量子数为1的电子占据最外层的轨道；第三周期的元素锂和第四周期的元素铍都由两个电子占据最外层的轨道，以此类推。

这种规律被称为“奇偶原则”。

四、元素周期律的应用元素周期律不仅在高考化学中有着广泛的应用，而且在工业、生产、农业等领域都有很多的应用。

例如，在化肥生产中，根据元素周期律的规律，我们可以知道，钾肥和磷肥是成分相似的化肥，它们都属于第五周期元素，因此结合这种规律可以用相同的肥料来补充植物所需要的营养素。

高二化学元素周期律

高二化学元素周期律一、原子半径的周期性变化元素的原子半径随着原子序数的递增而呈现（由大到小的）周期性的变化。

1、电子层数相同时，原子序数增大，原子半径减小。

2、最外层电子数相同时，电子层数增加，原子半径增大。

由此可见，决定原子半径大小的因素主要有两个：1）电子层数 2）核电荷数二、元素主要化合价的周期性变化元素的化合价随着原子序数的递增也呈现（由小到大的）周期性的变化。

1、除O、F两种元素外，其余元素的最高正价与原子的最外层电子数相等。

2、金属元素没有负价，非金属元素的最低负价数等于它达到最外层8电子结构所需的电子数。

3、除O、F、H、B四种元素外，其余非金属元素的最高正价与负价的绝对值之和为8。

小结：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

三、核外电子排布的周期性元素的原子的核外电子排布随原子序数的递增呈周期性变化。

试总结核外电子排布有何规律？总结：元素周期律的内容：随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。

元素周期律的实质：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然结果。

原子序数递增结构呈周期性变化核外电子排布的周期性最外层电子排布周期性性质呈周期性变化原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等例题：1、某原子共有四个电子层，当第四层共有多少个电子时，才成为稳定结构（）A 2个B 8个C 18个D 32个2、填写下列空格。

（1）原子序数的数值跟原子的______或_____的微粒数相等.（2）只有一个电子层的原子，外层有___个电子的结构最稳定。

有两个电子层的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。

有三个电子层的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。

有n个电子层（n≠1）的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。

（3）第n电子层中最多能容纳的电子数是_____个。

（4）下列化合物中，符合阴离子有氩原子的电子层结构，阳离子有氖原子的电子层结构的化合物是___①Na2S ②MgBr2③KCl ④CaF23、下列元素原子半径最大的是 ( )A．Na B．P C．Cl D．Si 4、与OH-具有相同质子数和电子数的微粒是（）A．Na+B．Cl-C．NH3D．NH2-习题：一、选择题1．元素的性质呈周期性变化的根本原因是（）A．元素原子量的递增，量变引起质变B．元素原子的核外电子排布呈周期性变化C．元素的原子半径呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化2．下列不随原子序数的递增而呈周期性变化的是（）A．化合价B．原子半径C．原子的核外电子数D．原子最外层电子数3．卤素的原子具有相同的是（）A．核电荷数B．原子半径C．电子层数D．最外层电子数4．下列元素中，原子半径最大的是（）A．锂B．钠C．氟D．氯5．下列互为同位素的是（）A．H2O和D2O B．H2和D2C．1H和2H D．H2O和H2O26．下列离子中，核外电子排布与氩原子相同的是（）A．Al3+B．Na+C．Cl-D．F-7．下列各组元素中原子序数按由小到大顺序排列的是（）A．Be、C、B B．Li、O、Cl C．Al、S、Si D．C、S、Mg8．原子序数11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐变小的是（）A．电子层数B．最外层电子数C．原子半径D．元素最高化合价9．下列叙述正确的是（）A．任何原子的核内均含质子和中子B．质量数相同的微粒属于同一元素的微粒C．原子不能再分D．元素是具有相同核电荷数的同一类原子的总称10．某阴离子R n-的核外有x个电子，核内有y个中子，则R的质量数为（）A．y-x+n B．y-x-n C．y+x-n D．y+x+n 二、非选择题11．按_______________由小到大的顺序给元素编号，叫该元素的原子序数。

人教版高中化学必修2课件元素周期律

最高价氧化物对应的水化物 H2SiO3 （含氧酸）酸弱酸性强弱
H2SO4 强酸
元素周期律
通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？
元素周期律
14Si 15P 16S 17Cl
对应最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
元素周期律
2、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：（ BC ）
A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子
B、Na能与冷水反应，而Mg不能
C、碱性NaOH ＞Mg(OH)2
D、 Na不能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来
元素周期律
3、已知铍的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述中正确的是（ C ） A. 铍的核电荷数大于硼的核电荷数 B. 铍的金属性比锂强 C. 氢氧化铍的碱性比氢氧化钙弱
最高价氧化物对应水化物碱性
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
结论： Na Mg Al
金属性逐渐减弱
元素周期律
Si 单质与氢气反应的条件高温 P S 加热 Cl
磷蒸气与氢气能反应
H3PO4 中强酸
光照或点燃时发生爆炸而化合
HClO4 最强酸（比硫酸酸性强）
元素周期律
知识点——元素周期律
元素周期律
1.核外电子排布
元素周期律
对1－18号元素的核外电子排布进行研究，是否发现某些规律？
随着原子序数的递增，原子核外电子排布呈周期性变化。（由1－8）
元素周期律
+1
0

高中化学元素周期律知识点总结

高中化学元素周期律知识点总结
元素周期律是指原子序数从小到大，相应化学性质的在周期上的变化情况。

元素周期
律是化学中的一个基本概念，它有助于更好地理解化学反应。

了解元素周期律的分布规律，更好地搞懂元素及其化合物的性质是很重要的。

1、周期定律
元素周期律规定，原子核中的核子数和电子配置密切相关，两者具有相似的正比关系：（原子核中核子数增大）-（电子配置有规律地变化）-（此元素相应的化学性能有趋势性
改变），被称为元素周期律，表示原子序数从小到大，相应的化学性质会不断变化。

因此，通过对周期表的分析，我们可以知道每个元素的特性（如电子、分子、气态等部分）和行
为（如与其它元素的反应），从而帮助我们更好地理解物质的组成和变化规律。

2、周期规则
周期规律指的是原子序数在不断增大的过程中，元素的化学性质具有一定的规律性变化。

根据原子序数从小到大的变化情况，可以将化合物分为碱金属组（元素序数2-12）、过渡金属组（序数13-18）、无机非金属组（序数19-36）、有机非金属组（序数37-60）、偶极稀有气体组（序数61-90）、卤素元素（序数91-118）。

这些元素的化学性质等都具
有一定的规律，这些规律可以用于我们对化学性质的正确认识和判断。

4、周期趋势
根据元素周期律，随着原子序数的增大，元素的化学性质呈现出一定的趋势。

碱金属、过渡金属、无机非金属和有机非金属四类元素的化学性质，都呈负责关系，这表明，随着
原子序数的增加，化学性质也会越来越弱，反应性也越来越差；而偶极稀有气体（示例如氧、氦等）及卤素，其化学性质不受原子序数的变化而变化，仍具有极高的稳定性。

高中化学元素周期律知识点总结

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。

元素周期律17个知识点归纳

必修2第二章第二节元素周期律17个知识点归纳1、对原子的4点认识（1）原子是构成物质的三种微粒（分子、原子、离子）之一。

（2）原子是化学变化中的最小微粒。

化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。

（3）原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。

原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。

（4）原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。

离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。

2、前20号元素原子结构示意图的4种基本模型用Z表示原子序数，将前20号元素的原子结构示意图归纳成四种基本模型如下：3、同周期主族元素性质的递变规律6条（1）核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多（除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个）。

（2）原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。

（3）最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1 → +7（氧、氟例外）。

（4）非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 → -1。

（5）金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。

（6）元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。

4、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。

5、有关元素周期表的10点认识：（1）元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。

（2）周期是电子层数相同的元素集合，族是性质相似的元素集合。

（3）族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。

（4）族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA（NaH）。

（5）元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期（依据现在的元素周期表）。

元素周期律-化学键

概念
阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属离子与自由电子间的强烈的相互作用
成键微粒
特征
阴、阳离子
无无饱方和向性性
原子
有有饱方和向性性
金属离无无
子、自由电子
饱方和向性性
形成条件
影响因素
存在范围
一般为活泼金属与活泼非金属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、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＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义：原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子：原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点：共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点：共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：

高二化学元素周期律知识点

高二化学元素周期律知识点元素周期律，也称为元素周期表，是化学中最重要的基础知识之一。

它将元素按照其原子序数的增加以及其化学性质的变化进行了系统的分类和排列。

元素周期律的发现和建立，对于理解元素的性质、化学反应以及原子结构的研究都具有重要的意义。

本文将以高二化学课程中的元素周期律为主题，简要介绍相关的知识点。

1. 元素周期律的历史元素周期律的起源可以追溯到19世纪的俄国化学家门捷列夫。

他将已知的元素按照原子质量的增加进行了排列，并发现了原子性质的周期性变化。

后来，英国化学家门德莱夫对元素周期律进行了改进和解释，提出了现代元素周期表的基本形式。

2. 元素周期表的组成元素周期表由水平行（期）和垂直列（族）组成。

水平行表示元素的周期数，垂直列表示元素的族别。

在周期表中，元素按照原子序数的增加从左到右排列，同时具有周期性的特点。

同一族中的元素拥有相似的化学性质，而同一周期则代表着原子结构的变化。

3. 元素周期表的分类根据元素周期表的结构和元素性质，元素可以分为主族元素、过渡元素、稀有气体和内过渡元素。

主族元素包括I A至VIII A族元素，具有明显的周期性特点，在化学反应中呈现出明显的价态变化。

过渡元素则位于周期表的B族，具有复杂的原子结构和多样的化学性质。

稀有气体是周期表中的VIII A族元素，具有高度稳定的原子结构和极低的化学活性。

内过渡元素即为f块元素，其电子填充在f轨道上。

4. 周期性规律元素周期表中的元素性质具有周期性变化的规律。

这些周期性规律包括电子层结构、原子半径、电离能、电负性以及金属性等。

随着原子序数的增加，电子层逐渐填满，电子云的半径增大。

而电离能则随着电子层的增加而增大；金属性则在元素周期表的左下角达到最大值。

这些规律的发现和理解，为解释化学反应以及元素的化学性质提供了重要的依据。

5. 核外电子的排布规律元素周期表中核外电子的排布也具有一定的规律。

电子的排布顺序可以用三个规则来描述：洪特规则、奥布规则和泡利不相容原理。

高中化学元素周期律

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。

精选-高二化学必修元素周期律知识点梳理

高二化学必修元素周期律知识点梳理化学对我们认识和利用物质具有重要的作用。

小编准备了高二化学必修元素周期律知识点，具体请看以下内容。

1.元素周期律：元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)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元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。

2.同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增强(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强?第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方)第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At(F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方)判断元素金属性和非金属性强弱的方法：(1)金属性强(弱)——①单质与水或酸反应生成氢气容易(难);②氢氧化物碱性强(弱);③相互置换反应(强制弱)Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。

(2)非金属性强(弱)——①单质与氢气易(难)反应;②生成的氢化物稳定(不稳定);③最高价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱);④相互置换反应(强制弱)2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。

同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4??同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI?比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：(1)先比较电子层数，电子层数多的半径大。

高中化学元素周期律

高中化学元素周期律化学元素周期律是化学的基本原理之一，它由俄国科学家克尔斯特洛夫在1869年提出，表明化学元素周期性的变化。

周期律的研究主要集中在周期性的变化，其中的原子半径，熔点，沸点，电子配置以及元素的化学性质变化，充分表明元素有一定规律性的特性变化。

周期性变化是指参加元素周期性变化的时间，随着时间的变化，元素的性质也发生变化。

周期性变化是一种内在的因素，这种原理提出的场合也不同，也不是一成不变的，它也会受到外部因素的影响，而且在不同的情况下会有不同的变化。

元素周期性变化体现在元素周期表中，在现行的元素周期表中，每一行代表一种性质，每一列代表一类元素，在每一行上，元素性质变化随元素原子序数的增加而变化，从第一行到第七行，体现了元素性质变化的趋势。

从第一列到第八列，元素性质变化也随着元素原子序数的增加而变化，就是元素周期性变化的规律，也叫元素周期律。

克尔斯特洛夫提出的周期律主要是元素性质的变化，这类性质的变化主要受到原子的轨道填充的影响，根据天文学的研究，原子的轨道分为K、L、M、N等，它们分别对应原子的1、2、3、4轨道，而原子在不同轨道上的特性不同，导致元素性质也会发生变化，从而形成元素周期性变化规律。

元素周期性变化是化学的基础，元素周期性变化体现了元素原子半径，熔点，沸点，电子配置以及元素的化学性质变化，它提供了与元素性质相关的相关信息，使得化学家可以更好的掌握和推理元素的特性，进而更好的利用元素的性质。

要正确理解元素周期性变化，首先要完全掌握上述的概念，需要充分了解元素周期表中所涉及的相关知识，理解原子轨道填充时产生的变化，以及元素性质变化时原子轨道填充的影响，同时不定期观察原子的变化趋势，以便对元素的变化有一个总体的认识，最后，要广泛研究，深入了解一个元素的性质，包括它的原子半径，熔点，沸点，电子配置以及它的化学性质的变化，这样可以更好的理解元素周期性变化的规律。

可以看出，元素周期性变化是一个复杂的过程，它受到许多因素的影响，对于对化学感兴趣的学生来说，最好系统学习一下元素周期性变化，深入掌握一门化学，使自己在这一领域更有突破性的发展，让自己在学习中取得更多成果。

元素周期表规律总结高中

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。

沪科版高中化学高二化学试验版《初识元素周期律》评课稿

沪科版高中化学高二化学试验版《初识元素周期律》评课稿1. 引言本文是对沪科版高中化学高二化学试验版教材中的《初识元素周期律》一课进行评课。

该课程旨在让学生初步了解元素周期律的基本概念和规律，并通过实验来观察和验证这些规律。

2. 课程设计2.1 目标《初识元素周期律》的课程设计旨在达到以下目标： - 了解元素周期表的基本结构和元素周期律的概念； - 掌握元素周期表中的周期、族、原子序数和元素符号等基本概念； -理解元素周期律的发现历程和主要规律； - 运用实验方法观察和验证元素周期律的规律。

2.2 教学内容《初识元素周期律》的教学内容包括： - 元素周期表的基本结构和元素周期律的概念； - 元素周期表中周期、族、原子序数和元素符号等基本概念的介绍； - 元素周期律的主要规律和发现历程； - 通过实验来观察和验证元素周期律的规律。

2.3 教学方法本课程采用多种教学方法，包括： - 讲授：通过讲解，引导学生了解元素周期表的基本结构和元素周期律的概念； -实验：通过实验让学生观察和验证元素周期律的规律； - 讨论：组织学生进行小组讨论，深入理解元素周期律的规律； - 总结：通过总结，领会元素周期律的基本规律。

2.4 教学准备为了顺利进行《初识元素周期律》的教学，需要准备以下教学资源： - 沪科版高中化学高二化学试验版教材； - 元素周期表的图表，以供学生参考； - 实验材料和器材，如试剂、试管、酒精灯等。

3. 课堂实施3.1 导入在课程开始前，可以通过以下方式导入课题： - 引导学生回顾上节课的内容，如化学元素的分类； - 利用问题引导学生思考，如：你了解什么是元素周期律吗？元素周期律的作用是什么？3.2 讲授在讲授阶段，可以按照以下步骤进行： 1. 介绍元素周期表的基本结构和元素周期律的概念； 2. 解释元素周期表中周期、族、原子序数和元素符号等基本概念； 3. 讲解元素周期律的主要规律和发现历程； 4. 利用图表和示例展示元素周期律的不同规律。

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结
一、元素周期律
1、定义：元素周期律（Periodic Law）是指按元素原子序数从小到大
排序，当元素所具有的质子数和中子数有一定的定律性变化时，元素
的化学性质也有相应的定律性变化的现象。

2、元素周期表：体现元素周期律的就是元素周期表，所有元素依据质
子数从小到大排列，形成由7条表排成形状似番茄坐放的元素周期表。

表中的每一行称为一个“周期”，每一列称为一个“族（Group）”。

3、物理化学性质的变化规律：
（1）质子数增加——元素的原子半径随着质子数增加而减小，元素的
熔点和沸点也随着质子数的增加而减小；
（2）族的变化——族之间的元素逐步由金属性变为非金属性；
（3）周期的变化——随着原子序数增加，周期中金属和非金属类型及
性质便开始改变。

4、戴拿贝定律：戴拿贝定律（Dobbine's Law）指出，元素周期表中前
8种元素的化学性质比较特殊，质子数介于1~8的元素的化学性质也专
有几分，它们的化学性质呈”8乘“型组织，每一组成份化学性质相似。

简言之，其中前8种元素的化学性质会有重复性，例如第一，八组
（1—8）都是氢族(无色、气态、可溶性)；第二，九组（9—16）都是碱金属族（金属态、有色、可溶性）；第三，十七组（17—24）都是非金属族（非金属态、不可溶性），以此类推。

5、定律的意义：元素周期律反映了原子内结构的一般规律性变化，使人们能够预测未知元素的性质，比较容易地判断出元素之间的特征及关联性，为元素的分类提供了重要的理论依据。

高中化学元素周期律知识点总结

高中化学元素周期律知识点总结一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。

这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。

元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。

二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。

周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。

1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。

元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。

2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。

三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。

2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。

3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。

4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。

四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。

2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。

3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。

五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。

高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点(超全面)

第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核的构成原子X核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数 2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）阳离子a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n补充：1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。

2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。

练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。

下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是（） A ．该粒子不显电性B ．该粒子质量数为4原子核核外电子Z 个中子（A-Z ）个质子Z 个C．与氢元素的质子数相同 D．该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。

3、现有b X n－和aY m＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4、某元素的阳离子R n＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n三、元素周期表的结构．．．．．．．．1.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．．。

高中化学元素周期律知识点规律大全

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。

高中化学元素周期律知识点总结

高中化学元素周期律知识点总结1. 元素周期表的结构和排列规律元素周期表是按照元素原子序数（即元素的核中质子数）的递增顺序排列的表格。

它由水平行（周期）和垂直列（族）组成。

在元素周期表中，分别按照氢、锂、钠等元素的原子序数逐个排列，具有相似化学性质的元素通常出现在同一个垂直列中。

2. 周期表的周期元素周期表的周期是指水平排列的行，共有7个周期。

在周期表的每个周期中，元素的电子层依次增加。

第一周期元素只有1个电子层，第二周期元素有2个电子层，以此类推。

3. 周期表的族元素周期表的族是指垂直排列的列，共有18个族。

不同的族表示具有相似化学性质的元素。

例如，第一族元素都是碱金属，第十六族元素都是卤素。

4. 主族元素和过渡元素主族元素是指元素周期表中1A至8A族元素，它们位于周期表的1至8周期。

这些元素的化学性质比较活泼，适用于很多化学反应。

过渡元素是指周期表中的3B至2B族元素，它们位于周期表的4至12周期。

这些元素一般具有较高的熔点和沸点，并且能形成合金。

5. 元素的周期性趋势在元素周期表中，元素的性质随着原子序数（核中质子数）的增加而发生规律性的变化。

有以下几个周期性趋势：(1) 原子半径原子半径是指元素原子中心到最外层电子轨道的距离。

原子半径在周期表中通常呈现下降趋势，即从左到右越来越小，从上到下越来越大。

(2) 电离能电离能是指将单个电子从原子中移除所需的能量。

电离能通常在周期表中从左至右趋势递增，即元素原子核对电子的束缚力逐渐增强。

(3) 电负性电负性是指原子吸引和共享电子的能力，描述了元素与其他元素形成化学键的倾向性。

电负性通常在周期表中从左至右递增，从上至下递减。

非金属元素的电负性较高，而金属元素的电负性较低。

(4) 金属活性金属活性指元素形成阳离子的倾向性，即失去电子的能力。

金属活性在周期表中从上至下递增，从左至右递减。

6. 周期表的扩展应用元素周期表不仅仅是元素性质的简单排列和分类工具，还可以用于预测元素的性质和特点，指导化学实验和合成化合物。

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