2020版高考化学一轮复习第五章第二节元素周期表和元素周期律学案
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〕。
【高中化学】一轮复习学案：5.2 元素周期表 元素周期律(必修2)
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。
2020高考化学一轮复习第五章第2讲元素周期律和元素周期表教案新人教版
第2讲元素周期律和元素周期表【2020·备考】最新考纲：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族和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。
核心素养：1.宏观辨识与微观探析：能从元素和原子、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，能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；能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。
考点一元素周期表(频数：★★☆难度：★★☆)名师课堂导语了解元素周期表的编排原则，熟悉构成特点，能通过元素周期表的构成推断元素。
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＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2.元素周期表的编排原则3.元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)。
(2)族(18个纵行，16个族)。
①ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；②元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；③会根据元素周期表的构成特点，分析每周期的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(3)分区①分界线：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，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，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。
(4)元素周期表中的特殊位置①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。
2020高考化学一轮复习 第五章 教案新人教版【共2套48页】
本套资源目录2020高考化学一轮复习第五章第1讲原子结构化学键教案新人教版2020高考化学一轮复习第五章第2讲元素周期律和元素周期表教案新人教版第1讲原子结构化学键【2020·备考】最新考纲：1.了解元素、核素和同位素的含义。
2.了解原子的构成；了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
3.了解原子核外电子排布。
4.掌握原子结构示意图。
5.了解化学键的定义。
6.了解离子键、共价键的形成。
7.掌握电子式的表示方法。
核心素养：1.变化观念与平衡思想：认识化学键的本质是原子间的静电作用，能多角度、动态的分析化学键。
2.证据推理与模型认知：能运用原子结构模型解释化学现象，揭示现象的本质与规律。
3.科学探究与创新意识：能发现和提出有探究价值的原子结构与化学键的问题，确定探究目的，设计研究方案。
考点一原子构成(频数：★☆☆难度：★☆☆)名师课堂导语原子结构高考考查力度不是很大，注意有关概念辨析，重点掌握常见原子核外电子排布特点，根据排布特点推断元素种类，熟知常见的等电子微粒。
1.原子的构成(1)原子的定义：原子是化学变化中的最小微粒。
①破坏原子结构的核变不属于化学变化。
②化学反应前后原子守恒。
(2)原子的构成(3)原子内的等量关系①质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)；②质子数＝原子序数＝核电荷数＝核外电子数；图示：③阳离子：质子数＝核外电子数＋电荷数；④阴离子：质子数＝核外电子数－电荷数。
(4)元素、核素、同位素①“三素”概念的辨析：②几种重要的核素及其应用①由于同位素的存在，核素的种数远大于元素的种类。
②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；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不同核素可能具有相同的质子数，如21H和31H；也可能具有相同的中子数，如146C和168O；也可能具有相同的质量数，如146C和147N。
高考化学元素周期律和元素周期表(精练)一轮复习(解析版)
元素周期律和元素周期表（精练）完卷时间：50分钟一、选择题（每小题只有一个正确选项，共12*5分）1．（2020年全国统一考试化学试题（新课标Ⅲ））W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。
下列叙述正确的是A．非金属性：W> X>Y> Z B．原子半径：Z>Y>X>WC．元素X的含氧酸均为强酸D．Y的氧化物水化物为强碱【答案】D【解析】根据题干信息可知，W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，则WX3为NH3，WZ为HCl，所以W为H元素，X为N元素，Z为Cl元素，又四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z，则Y的核外电子总数为11，Y为Na元素。
根据上述分析可知，W为H元素，X为N元素，Y 为Na元素，Z为Cl元素，则A．Na为金属元素，非金属性最弱，非金属性Y＜Z，A选项错误；B．同周期元素从左至右原子半径依次减小，同主族元素至上而下原子半径依次增大，则原子半径：Na＞Cl＞N＞H，B 选项错误；C．N元素的含氧酸不一定全是强酸，如HNO2为弱酸，C选项错误；D．Y的氧化物水化物为NaOH，属于强碱，D选项正确；答案选D。
2．（北京市2020年普通高中学业水平等级性考试）已知：33As(砷)与P为同族元素。
下列说法不正确的是A．As原子核外最外层有5个电子B．AsH3的电子式是C．热稳定性：AsH3<PH3D．非金属性：As<Cl【答案】B【解析】A．As与P为同族元素，为VA族元素，则其原子核外最外层有5个电子，A说法正确；B．AsH3属于共价化合物，电子式与氨气相似，为，B说法不正确；C．非金属的非金属性越强，其气体氢化物越稳定，非金属性As＜P，热稳定性：AsH3＜PH3，C说法正确；D．同周期元素，原子序数越小，非金属性越强，非金属性：As＜Cl，D说法正确；答案为B。
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。
2020版高考化学一轮复习第五章第2节元素周期表和元素周期律教师用书
第2节元素周期表和元素周期律[考试说明] 1.掌握元素周期律的实质。
2.了解元素周期表的结构及应用。
3.了解金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置及其性质递变规律。
4.以第ⅠA族和第ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.以第三周期为例，掌握同一周期元素性质的递变规律与原子结构的关系。
[命题规律] 元素周期律及其应用是每年必考的热点，主要利用“位、构、性”的关系考查元素推断及元素化合物的性质，结合元素周期律考查元素的金属性及非金属性强弱、微粒半径、最高价氧化物对应水化物酸碱性的比较、气态氢化物的稳定性和元素周期表的结构，以及常见元素单质和化合物的性质特点，以选择题型为主。
考点1 元素周期表知识梳理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。
03核外电子数。
原子序数＝□01核电荷数＝□02质子数＝□2．元素周期表的编排原则05原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有□067个(1)把□04电子层数相同的元素按□横行。
07最外层电子数相同的元素按□08电子层数递增的顺序从上到下排成一(2)把不同横行中□纵行，共有□0918个纵行。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)(2)族(18个纵行，16个族)22长周期元素共同组成的族。
①主族：由□21短周期元素和□30长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)。
②副族：仅由□③Ⅷ族：包括□388、9、10三个纵列。
④0族：第□3918纵列，该族元素又称为□40稀有气体元素。
(3)元素周期表中元素的分区①分界线：如上图所示，沿着元素周期表中B 、Si 、As 、Te 、At 与Al 、Ge 、Sb 、Po 的交界处画线，即为□41金属元素和□42非金属元素的分界线(氢元素除外)。
②金属元素：位于分界线的□43左面区域，包括所有的□44过渡元素和部分□45主族元素。
③非金属元素：位于分界线的□46右面区域，包括部分主族元素和□470族元素。
2020年高考化学一轮复习第5章第2节元素周期表元素周期律课件
②各区位置：分界线左下方为_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)过渡元素：元素周期表中部从__Ⅲ__B_族到__Ⅱ_B__族 10 个纵行共六十多种元素，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。
辨析拓展 1．正误判断(正确的打“√”，错误的打“×”)。 (1)元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排 列而形成的。( ) (2)三、四周期同主族元素的原子序数相差 8。( ) (3)同周期第ⅡA 族和第ⅢA 族的原子序数相差 1。 () (4)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元 素属于过渡元素。( )
族，就不会有 B；A 若为氦元素，则其位于最右边一族， 那么不会有 C。既然 A 不是氢元素或氦元素，则 A、E 原子序数之差不可能为 2，A 错误；由表中位置关系可知 D、E 原子序数之差可能是 8、18 或 32，B 正确；又知 B、 D 原子序数之差应大于 8，D 正确；B、C 之间仅隔有 E 一种元素，故原子序数之差一定为 2，C 正确。
利用稀有气体元素确定主族元素在周期表中的位置 原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ| 若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ
例如：(1)35 号元素(相邻近的是 36Kr)，则 35－36＝－1， 故周期数为 4，族序数为 8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA 族， 即溴元素；
2020届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、元素周期律随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵行）④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律性质递变 ①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性元素周期表的结构 位置与结构的关系周期周期序数 元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数 2.对同主族(nA 族)元素若n ≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n ≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短 周 期 第一周期 2 第二周期 8 第三周期 8 长 周 期第四周期 18 第五周期 18 第六周期32第七周期 不完全周期 族主 族 ⅠA 族～ ⅦA 族 由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
最外层电子数=主族序数=价电子数 零 族最外层电子数均为8个（He 为2个除外）基础过关知识体系编排依据具体表现形式七主七副零和八三长三短一不副族ⅠB族～ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）最外层电子数只有1～7个。
第Ⅷ族有三列元素意一种元素在周期表中的位置。
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第二节元素周期表和元素周期律考点(一) 元素周期表及其应用【精讲精练快冲关】[知能学通]1．编排原则2．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)①过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列，包括7个副族和第Ⅷ族，共60多种元素，这些元素都是金属元素，最外层电子数不超过2个。
②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。
③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。
④超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
⑤含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素。
⑥最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
3．原子结构与元素周期表的关系(1)每周期元素的价电子排布①主族③过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n －1)d 1～10n s 1～2。
(3)元素周期表的分区 ①分区简图②各区元素分布及性质与价电子排布特点(1)同周期序数差规律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。
③两元素分布在过渡元素两侧时，第四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10；第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。
如第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差，第四、五周期的都为11，第六周期为25。
(2)同主族元素的原子序数差的关系①位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数。
如钠、钾的原子序数之差为19－11＝8(钠所在第三周期所含元素的种数)。
②位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA～第ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
如氯和溴的原子序数之差为35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。
5．元素周期表的三大应用(1)科学预测为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料(3)用于工农业生产对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。
[题点练通]1.(2019·衡阳模拟)根据元素周期表判断，下列叙述不正确的是( )A．周期表中第七周期最多容纳32种元素B．周期表中共有18个列，其中形成化合物种类最多的在第14列C．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D．除过渡元素外周期表中最外层电子数相同的元素都位于同一族中解析：选D 周期表中第七周期若排满，最多容纳32种元素，故A正确；C元素形成有机物的种类繁多，C位于第14列，周期表中共有18个列，故B正确；L层电子为奇数的所有元素，位于第二周期，最外层电子数等于族序数，则L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等，故C正确；He最外层电子数为2，第ⅡA族元素的最外层电子数为2，不在同一族中，故D错误。
2．(2019·汪清模拟)元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。
若发现119号元素，请您在元素大厦中安排好它的“房间”( )A．第七周期第0族B．第六周期第ⅡA族C．第八周期第ⅠA族 D．第七周期第ⅦA族解析：选C 因稀有气体氡的原子序数为86，位于第六周期的零族，第七周期排满应含有32种元素，则第七周期的稀有气体的原子序数为86＋32＝118，则119号元素位于第八周期第ⅠA族。
3．试推算原子序数为6、13、34、53、88、115的元素在周期表中的位置：解析：64，位于第二周期第ⅣA族；13号元素比Ne(10)多3个电子，有3个电子层，最外层电子数为3，位于第三周期第ⅢA族；34号元素比Kr(36)少2个电子，共有4个电子层，最外层电子数为6，位于第四周期第ⅥA族；53号元素比Xe(54)少1个电子，共有5个电子层，最外层电子数为7，位于第五周期第ⅦA族；88号元素比Rn(86)多2个电子，共有7个电子层，最外层电子数为2，位于第七周期第ⅡA 族；115号元素比118号元素少3个电子，共有7个电子层，最外层电子数为5，位于第七周期第ⅤA族。
答案：4.已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，设X的原子序数为a。
则下列说法不正确的是( )A ．Y 与Z 的原子序数之和可能为2aB ．Y 的原子序数可能为a －17C ．Z 的原子序数可能为a ＋31D ．X 、Y 、Z 一定为短周期元素解析：选D 由题给信息可知，X 、Y 、Z 只能位于元素周期表中过渡元素区域的右边，则：若X 、Y 、Z 同为短周期元素，由X 的原子序数为a 可知，Y 的原子序数为a －8＋1＝a －7，Z 的原子序数为a ＋8－1＝a ＋7，A 正确；若X 为长周期非金属元素，Y 为短周期非金属元素，则Y 的原子序数可能为a －18＋1＝a －17，B 正确；若Z 为第六周期元素，因存在镧系元素，则Z 的原子序数可能为a ＋32－1＝a ＋31，C 正确。
5.在元素周期表中的前四周期，两两相邻的5种元素如图所示，若Y 元素的核电荷数为a 。
下列说法正确的是( )A ．Y 、Q 的原子序数之差可能为2B ．W 、Y 的原子序数之差可能是8、18或32C ．5种元素的核电荷数之和为5a ＋10D ．X 、W 的原子序数之差可能是7解析：选C 由题意可知5种元素在前四周期，所以Q 、Y 、W 分别为第二、三、四周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡元素右边，所以Q 、W 的原子序数分别为a －8、a ＋18，X 、Z 的原子序数分别为a －1、a ＋1，即只有C 选项正确。
[方法规律]由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置第一～第七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。
确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝x 。
⎩⎪⎨⎪⎧若x ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|x |；若x ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为x 。
例如：①35号元素(最邻近的是 36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA 族，即溴元素；②87号元素(最邻近的是 86Rn)，则87－86＝1，故周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA 族，即钫元素。
6.(1)根据前四周期元素原子核外电子排布特点，回答下列问题：①价电子层有2个未成对电子的有___________________；有3个未成对电子的有________________。
②未成对电子数与周期数相等的元素有________________________________________。
(2)根据4s24p4回答问题：该元素位于________区，为第________周期第________族，是________元素(填名称)。
(3)第四周期中，未成对电子数最多的元素是________(填名称)。
①它位于第________族。
②核外电子排布式是____________。
③它有________个电子层，________个能级，________种运动状态不同的电子。
④价电子排布式________，价电子轨道表示式___________________________________。
⑤属于________区。
答案：(1)①C、Si、Ge、O、S、Se、Ti、Ni N、P、As、V、Co②H、C、O、P、Fe (2)p 四ⅥA 硒(3)铬①ⅥB ②1s22s22p63s23p63d54s1(或[Ar]3d54s1)③4 7 24 ④3d54s 1 ⑤d考点(二) 元素周期律及其应用【点多面广精细研】1．元素周期律2．主族元素性质的变化规律3.元素周期律的应用(1)比较不同周期、不同主族元素的性质①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法：金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法：非金属性：C>Si，O>C，则氢化物稳定性：H2O>CH4>SiH4。
(2)预测未知元素的某些性质①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
[小题练微点]判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( )(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( )(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( )(4)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强( )(5)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱( )(6)第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性( )(7)电子层结构相同的离子，其半径随原子序数的增大而减小( )答案：(1)×(2)×(3)×(4)×(5)×(6)×(7)√1.(2015·上海高考)不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是( )A．单质氧化性的强弱B．单质沸点的高低C．单质与氢气化合的难易D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱解析：选B A项，元素的非金属性越强，其单质获得电子的能力就越强，因此单质氧化性就越强，故可以通过比较单质氧化性的强弱，判断元素的非金属性的强弱；B项，S单质、Cl2都是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，分子间作用力越大，物质的熔沸点就越高，这与元素的非金属性强弱无关；C项，元素的非金属性越强，其单质与氢气化合形成氢化物就越容易，形成的氢化物的稳定性就越强，因此可以比较元素的非金属性的强弱；D项，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就越强，因此可以通过比较硫、氯两种元素最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱比较元素的非金属性的强弱。
2．(2018·天津高考)下列有关物质性质的比较，结论正确的是( )A．溶解度：Na2CO3<NaHCO3 B．热稳定性：HCl<PH3C．沸点：C2H5SH<C2H5OH D．碱性：LiOH<Be(OH)2解析：选C 溶解度：Na2CO3>NaHCO3，A项错误；非金属性：Cl>P，故热稳定性：HCl>PH3，B项错误；C2H5OH分子间存在氢键，比同主族元素S形成的C2H5SH沸点高，C项正确；同周期元素的金属性：Li>Be，故碱性：LiOH>Be(OH)2，D项错误。