高中化学第1章物质结构元素周期率重难点专题突破：1元素金属性、非金属性强弱的判断方法新人教版必修2(优
(超全)高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 1.00 元素周期表He4.00Li 6.94Be9.01B10.8C12.0N14.0O16.0F19.0Ne20.1Na 22.9 Mg24.Al26.9Si28.0P30.9S32.0Cl35.4Ar39.9K 39.1Ca40.0Sc44.96Ti47.8V50.9Cr52.0Mn54.9Fe55.8Co58.9Ni58.6Cu63.5Zn63.3Ga69.7Ge72.6As74.9Se78.9Br79.9Kr83.8Rb 85.4Sr87.6Y88.91Zr91.2Nb92.9Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223]Ra [226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2 电子层数== 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属 1 主族数== 最外层电子数第ⅡA族碱土金属 2第ⅢA族 3第ⅣA族碳族元素 4第ⅤA族氮族元素 5第ⅥA族氧族元素 6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识总结
元素周期表 元素周期律 知识总结一．原子结构与元素的性质1．元素性质的范畴元素的性质⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧⎪⎪⎩⎪⎪⎨⎧元素的电负性元素的第一电离能元素的主要化合价判断非金属性方法判断金属性的方法原子半径2. 元素周期表和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、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化① 、按原子序数递增的顺序从左到右排列；排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 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（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全（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 ①、核外电子排布 ②、原子半径性质递变 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同周期：从左到右（1）元素原子结构： 电子层数相同，核电荷数增多 （2）元素性质：元素的金属性减弱，非金属性增强；编排依据七主七副零和八三长三短一不全原子半径减小；金属单质的还原性减弱，非金属单质的氧化性增强；金属阳离子的氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。
同主族：从上到下（1）原子结构（2）元素性质最外层电子原子半径增大金属性增强金属阳离子的氧化性减弱数相同，非金属性减弱电子层数增多。
金属单质的还原性增强非金属阴离子的还原性增强非金属单质的氧化性减弱元素周期表中的规律(1)“三角形”规律所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置(2)“对角线”规律有些元素在周期表中虽然既非同周期，又非同主族，但其单质与同类化合物的化学性质却很相似，如Li和Mg，B和Si等。
高中化学必修二易错知识点总结附答案
考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。
⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。
符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。
4．同位素⑴ 质子数 相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子互称为同位素，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。
⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应 置换出氢的 难易程度。
置换出氢 越容易，则金属性越强。
【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。
【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。
高中化学重难点专题突破
本章重难点专题突破一、元素金属性、非金属性强弱的判断方法1.元素金属性强弱的判断方法本质：原子越易失电子，则金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强。
如Zn排在Cu的前面，则金属性：Zn>Cu。
(3)根据金属单质与水或者与酸(非氧化性酸如盐酸、稀硫酸等)反应置换出氢气的难易(或反应的剧烈)程度。
置换出氢气越容易，则金属性就越强。
如Zn与盐酸反应比Fe与盐酸反应更易置换出氢气，则金属性：Zn>Fe。
(4)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱。
碱性越强，则原金属单质的金属性就越强。
如碱性NaOH>Mg(OH)2，则金属性：Na>Mg。
(5)一般情况下，金属单质的还原性越强，则元素的金属性就越强；对应金属阳离子的氧化性越强，则元素的金属性就越弱。
如还原性Na>Mg，则金属性：Na>Mg，氧化性：Na＋<Mg2＋。
(6)置换反应：如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn>Cu。
特别提醒①一般来说，在氧化还原反应中，单质的氧化性越强(或离子的还原性越弱)，则元素的非金属性就越强；单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则元素的金属性就越强。
故一般来说，元素的金属性和非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。
②金属性强弱的比较，是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。
如Na易失去1个电子，而Mg易失去2个电子，但Na的金属性更强。
2.元素非金属性强弱的判断方法本质：原子越易得电子，则非金属性就越强。
(1)根据元素周期表进行判断：同一周期：从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
同一主族：从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
高中化学人教版必修2第1章物质结构元素周期律整体教学安排教案
一、本章在教材中所处的地位和作用通过初三和必修I的学习，学生已经基本具备了一定的无机化学基础知识。
例如初三学习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的学习奠定了一定的基础。
在本章中，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
通过《物质结构元素周期律》的学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。
同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。
在物质结构的基础上，将元素周期表的学习和元素周期律的学习结合起来，将学生在初中和必修I中所学习的氧化还原反应和许多元素化合物的知识连汇贯通。
在第三节，通过化学键的学习，可以为今后有志深入学习化学的同学打下一定的基础。
总之，本章内容既是必修的重要理论内容，也是为选修内容的学习打下良好的基础。
二、本章内部结构关系本章以物质结构和元素周期律为主要内容和线索，将原子结构、碱金属与卤素的性质、电子层排布、化学键、元素周期表和周期律紧密结合。
本章内容划分为三节。
第一节为元素周期表：它主要介绍了元素周期表的结构，并且通过碱金属和卤素两个典型的族，引入同一族的元素的性质递变，最后基本了解元素、核素、同位素等几个基本概念；第二节是元素周期律：本节通过核外电子排布的学习，用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律；第三节是化学键：介绍了离子键和共价键，极性键和非极性键，电子式和结构式，本节主要是为了选修内容和化学专业的同学打基础。
全章内容的设计，通过实验和同学们比较熟悉的元素化合物，利用探究模式，体现了由感性认识上升到理性认识的科学认知规律。
三、本章相关内容的新旧对比分析四、本章课时安排及教学重难点第一节第一课时：“元素周期表”重点：元素周期表的结构难点：原子结构与元素周期表的位置相互推断第二课时：“元素的性质与原子结构”重点：元素的性质与原子结构的关系；碱金属、卤素的原子结构与性质的关系难点：金属族的性质递变和非金属族的性质递变规律的判断；金属活泼性强弱的判断规律第三课时：“核素同位素”重点：核素、同位素的概念理解难点：核素、同位素、元素、原子的概念区分与联系第四课时：“原子核外电子的排布”重点：原子核外电子的排布难点：原子核外电子的排布规律第五课时：“元素周期律”重点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律难点：同一周期元素的金属性和非金属性的变化规律；元素非金属性强弱判断规律第六课时：“元素周期表和元素周期律的应用”重点：元素周期表和元素周期律的综合应用难点：元素的位、构、性三者之间的关系的应用第七课时：“离子键和离子化合物”重点：离子键和离子化合物的概念理解；电子式的书写难点：离子键的概念理解；电子式的书写第八课时：“共价键和共价化合物”重点：共价键和共价化合物的概念理解；化学反应的的本质理解难点：共用电子对的理解；极性键和非极性键的理解；被破坏的化学键类型判断第九、十课时：组织全章复习（包括单元练习题讲评）重点：元素周期表和周期律的综合应用；碱金属、卤素的性质；原子结构中各种微粒的相互计算难点：元素周期表和周期律的综合应用；原子结构中各种微粒的相互计算；化学键；核素同位素的概念理解五、本章每节课的教学流程及建议第一课时教学流程以门捷列夫发明元素周期表的故事引入→学生学习“原子序数=质子数=核电荷数=电子数”的应用范围→教师带领学生探究元素周期表的结构→学生自主探究元素周期表的应用→教师综合原子结构和元素周期表给学生学案练习。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(对于原子来说)二、元素周期表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．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律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（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律 讲义及习题
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、分子、元素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 2、原子核的构成①核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数②原子是由原子中心的原子核和核外电子组成，而原子核是由质子和中子组成。
③1个电子带一个单位负电荷；中子不带电；1个质子带一个单位正电荷 3、质量数质量数（A ）=质子数（Z ）+ 中子数（N ）=近似原子量XAZ ——元素符号质量数 —— 核电荷数 ——（核内质子数）a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数ab+dX c+e4、阳离子（aW m+）：带正电荷，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-）：带负电荷，核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n 二.核素、同位素 1、定义核 素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
※“同位”指几种同位素的质子数相同，在周期表中占据同一个位置。
许多元素具有多种同位素，同一元素的各种同位素虽然核内中子数不同(质量数不同)，但它们的化学性质基本相同 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。
三、元素周期表1、编排原则①按照原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的元素排成一个横行③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到下排成列④共有7个横行，18个纵行。
每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
2、周期（周期序数=电子层数）1、2、3周期为短周期，4、5、6周期为长周期，第7周期为不完全周期。
高中化学_元素周期表教学设计学情分析教材分析课后反思
教学设计第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、教学目标:1、知识目标：认识元素周期表的结构；掌握周期、族的概念；2、能力目标：学会推算元素在周期表中的位置。
3、情感目标：学会合作学习二、教学目标:1、知识目标：认识元素周期表的结构；掌握周期、族的概念；通过对比学习碱金属元素和卤素元素性质与结构的关系；知道元素金属性和非金属性强弱的判断依据。
2、能力目标：学会推算元素在周期表中的位置。
会从理论上推测同主族元素性质的递变规律；使学生能够会运用化学实验来证明其推测的正确性。
3、情感目标：学会合作学习三、教学重难点元素周期表的结构；推算元素在周期表中的位置。
推测同主族元素性质的递变规律。
运用化学实验来证明其推测的正确性，进而知道碱金属和卤素元素强弱的判断依据四、教学方法讨论、讲解、练习相结合五、教学过程〔提问〕1、原子序数与元素原子结构有什么样的关系？2、周期表中前18号元素有哪些？3、表格是按什么原则编排的？注：编排三原则(1)按原子序数递增顺序从左到右排列。
(2)将电子层数相同的元素排列成一个横行。
(3)把最外电子层的电子数相同的元素按电子层数递增顺序由上而下排列成纵行。
教师：这节课我们就来学习元素周期表的结构。
大家看本节的目标、重点、难点。
检查学生预习情况并让学生吧预习过程中的疑惑说出来。
（三）合作探究、精讲点拨探究点一：元素周期表的结构如何？每个横行、纵行分别是指什么？1、画出硫元素的原子结构示意图，理解原子序数与原子结构的关系；2、元素周期表有多少个横行？多少个纵行？3、周期序数与什么有关？4、在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？5、第Ⅷ族有几个纵行？6、主族序数与什么有关？教师：学生回答后教师总结，周期表中有18个纵行16个族元素，周期表的中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。
因为这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
高三化学精讲精析精练(5)第一章知识结构和元素的金属性、非金属性
第一章原子结构与性质课时5 全章知识结构和元素的金属性、非金属性［知识梳理］一、本章知识结构二、元素金属性和非金属性的比较元素金属性强弱元素非金属性强弱实验事实与______反应置换氢的难易与___化合的难易、氢化物的_____ 最高价氧化物水化物的____强弱最高价氧化物水化物的_____强弱原子半径半径越大，越易____电子，金属性越____；半径越小，越易____电子，非金属性越____。
置换反应中活泼金属置换较不活泼的金属活泼非金属置换较不活泼的非金属单质还原性强弱氧化性强弱离子氧化性强弱还原性强弱原电池反应原电池的正负极-------电解池反应阳离子在____极得电子的先后阴离子在____极失电子的先后电负性金属性越强，电负性越____；非金属性越强，电负性越____。
第一电离能金属性越强，第一电离能越___；非金属性越强，第一电离能越___(注意第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别___于同周期相邻元素)。
［直击考点］元素周期表是对整个元素化合物部分的概括整合，每年高考都有涉及。
近几年高考中选择题部分主要考查元素周期表的应用，如半径大小的比较，金属性、非金属性强弱的比较，现增加电负性的大小比较、电离能的比较等。
而第Ⅱ卷则主要以元素周期表为载体，考查学生对元素化合物性质的掌握情况，以推断题的形式出现，分值较高。
［典例诠释］例1 X、Y、Z是三种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。
X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。
Z原子的核外电子数比Y原子少1。
下列说法正确的是( )A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜XB．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X分析X元素原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，根据核外电子排布规律，X原子只有二个电子层，即为，为氧元素。
Y是与X同主族的短周期元素，为硫元素。
高中化学 第一章 物质结构 元素周期律本章重难点突破课件 新人教版必修2
【典例1】 已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是( ) A.钡与水反应不如钠与水反应剧烈 B.钡可以从KCl溶液中置换出钾 C.氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋ D.碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH
理解感悟
解析答案
2.非金属性强弱的判断方法 (1)从元素原子的结构判断 ①当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强； ②当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。 (2)从元素单质及其化合物的相关性质判断 ①单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就 越弱，其非金属性也就越强； ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如H2SO4的酸 性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强；
1.元素金属性强弱的判断方法 (1)从元素原子结构判断 ①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子， 金属性越强； ②当电子层数相同时，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。 (2)根据金属活动性顺序表判断 一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
(3)从元素单质及其化合物的相关性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强； ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。 (4)根据离子的氧化性强弱判断 离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。
3.离子半径 (1)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 (2)同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 (3)所带电荷、电子层数均不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，可知：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
【典例3】 下列微粒半径大小比较正确的是( ) A.Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B.S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C.Na<Mg<Al<S D.Cs<Rb<K<Na
高一化学必修2 第一章 重难点专题突破
高一化学必修2 第一章重难点专题突破元素金属性、非金属性强弱的判断方法1．元素金属性强弱的判断方法(1)从元素原子结构判断①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强；②当电子层数相同时，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。
(2)根据金属活动性顺序表判断一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
(3)从元素单质及其化合物的相关性质判断①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强；②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。
(4)根据离子的氧化性强弱判断离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。
【典例1】已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是()A．钡与水反应不如钠与水反应剧烈B．钡可以从KCl溶液中置换出钾C．氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋D．碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH理解感悟金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数目的多少。
如Na易失去一个电子，而Mg易失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
2．非金属性强弱的判断方法(1)从元素原子的结构判断①当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；②当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
(2)从元素单质及其化合物的相关性质判断①单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强；②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强；③非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强；④元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
如S2－的还原性比Cl－强，说明Cl的非金属性比S强。
【典例2】下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是()①HCl比H2S稳定②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S 反应生成S⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe反应生成FeSA．②⑤B．①②C．①②④D．①③⑤理解感悟比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
高中化学第一章物质结构元素周期律2微专题突破1元素的金属性与非金属性强弱的判断课件新人教版必修2
2．非金属性强弱的判断 (1)据元素周期表判断 ①同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 ②同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 (2)据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性 越强。 ②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越 强。
【突破训练】
1．不能作为判断氯、磷两种元素非金属性强弱的依据的是
()
A．氧化性：Cl2＞红磷 C．氢化物稳定性：HCl＞PH3
B．单质沸点：红磷＞Cl2 D．酸性：HClO4＞H3PO4
解析：选 B。单质的氧化性越强，其元素的非金属性越强；单 质的沸点属于物理性质，与元素的非金属性无关；氢化物的稳 定性越强，其元素的非金属性越强；最高价氧化物对应的水化 物酸性越强，其元素的非金属性越强。
4．下列说法正确的是( ) A．SiH4 比 CH4 稳定 B．O2－比 S2－的还原性强 C．Cs 失电子能力比 Na 强 D．P 和 As 同属于第ⅤA 族元素，H3PO4 酸性比 H3AsO4 的弱
解析：选 C。硅和碳在同一主族，碳比硅的非金属性强，故 SiH4 比 CH4 稳定性弱，A 错误；氧和硫在同一主族，氧比硫 的非金属性强，故 O2－比 S2－的还原性弱，B 错误；钠和铯在 同一主族，铯比钠的金属性强，故失电子能力强，C 正确；P 和 As 同属于第ⅤA 族元素，磷比砷的非金属性强，故 H3PO4 酸性比 H3AsO4 的强，D 错误。
5．下列有关物质性质的比较正确的是( )
①同主族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升
高
②元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越弱
③单质与水反应的剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2 ④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强
人教版化学必修2第一章物质结构 元素周期律知识点总结
1.质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)2.电中性微粒（原子或分子）：原子序数=核电荷数=质子数 =核外电子数阳离子（A m+）：电子数＝质子数— 电荷数（m ）阴离子（A m-）：电子数＝质子数+ 电荷数（m ）3.(1)原子的电子式：氢原子H ·、钠原子Na ·、氮原子、氯原子··。
(2)简单阳离子的电子式：简单阳离子是原子失去最外层电子后形成的，其电子式就是其阳离子符号，例Na ＋、Mg 2＋等。
(3)简单阴离子的电子式：氯离子、氧离子(4)离子化合物的电子式：氧化钙、硫化钾（5）共价化合物的电子式：氯化氢、氮气、二氧化碳4．用电子式表示下列物质的形成过程(1)NaCl ：(2)MgBr 2：(3)H 2: (4)N 2：1．下列各组微粒具有相同质子数和电子数的是（ ）A ．OH -和4NH +B ．H 2O 和2NH -C ．F -和OH -D ．O 2-和4NH +2．某元素B 的核电荷数为Z 。
已知B n-、A m+的核外具有相同的电子层结构，则A 元素的原子序数用Z 、n 、m 来表示，应为（ ）A ．Z+m-mB ．Z-n+mC ．Z-n-mD ．Z+m+n3．阴离子X n-含中子N 个，X 的质量数为A ，则m g X 元素的气态氢化物中含质子的物质的量是（ ）A ．mol N n M A )(-B ．mol N n NA m )(++C ． mol n N A n A m )(+-+D ．mol n m Nm A )(++ 一 元素金属性、非金属性强弱的判断方法1．金属性强弱的判断方法【典例4】 已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是( )A ．钡与水反应不如钠与水反应剧烈B ．钡可以从KCl 溶液中置换出钾C ．氧化性：K ＋>Ba 2＋>Na ＋D ．碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH解析 A 中由于钡的活动性比钠强，所以钡与水反应比钠与水反应更剧烈，故A 错；B 中钡的活动性不如钾且其先与水发生反应，故不能置换出钾，故B 错；C 中由于金属性：K>Ba>Na ，氧化性为Na ＋>Ba 2＋>K ＋，故C 错；D 中元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故KOH>Ba(OH)2>NaOH ，D 说法正确。
高中化学 第1章 物质结构 元素周期律章末归纳提升课
新课标 ·化学 必修2
【答案】 (1)钠 铝 氯 (2)Na2O＋2H＋===2Na＋＋H2O Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋ 3H2O (3)弱 (4)方案一：用镁条和铝丝分别与盐酸反应，观察其反应 速率的快慢，反应速率快的金属性强 方案二：将镁条和铝 丝分别插入 NaOH 溶液中，观察是否发生反应，能与强碱溶 液反应的为两性，金属性相对较弱
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(3)掌握元素性质与原子结构的对应关系 ①最外层电子数大于电子层数时，属于非金属。 ②最外层电子数小于电子层数时，属于金属(氢除外)。 ③原子半径越大，越易失电子，还原性越强，金属性越 强，形成的最高价氧化物的对应水化物碱性越强，其离子的 氧化性越弱。 ④原子半径越小，越易得电子，氧化性越强，非金属性 越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物的对 应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。
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元素金属性、非金属性强弱的判断
分类
判断的依据
元素 金属 性强 弱的 判断
单质与水或酸
反应置换出氢 单 气的难易
质
的 还 原
金属单质之间 的置换反应
性 其他条件相同
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③以 0 族为基准给元素定位：
稀有气体元素 He Ne Ar Kr Xe Rn
周期序数
1 2 345 6
原子序数
2 10 18 36 54 86
如：推断 33 号元素，因其原子序数在 18～36 范围内，
故位于第 4 周期ⅤA 族(As)。
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高中化学知识点归纳与分类突破：物质结构、元素周期律
物质结构元素周期律知识点一元素周期表1.常考元素在元素周期表中的分布2.元素的位置关系和原子序数关系的应用(1)同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1,比右边元素的原子序数小1。
(2)同主族相邻周期元素的原子序数关系的应用。
3.四大高频规律规律比较方法金属性与非金属性元素金属性、非金属性强弱的本质:①原子越容易失去电子,金属性就越强;②原子越容易得到电子,非金属性就越强;③即元素非金属性和金属性的强弱,取决于其原子得失电子的难易程度判断元素金属性、非金属性强弱的事实依据:1.置换反应:强的置换弱的(适用于金属也适用于非金属);2.单质与水或酸反应越剧烈,或最高价氧化物对应水化物的碱性越强,则金属性越强;3.单质与氢气反应越容易,生成的气态氢化物的稳定性越强,或最高价氧化物对应水化物的酸性越强,则非金属性越强原子或离子半径比较(续表)规律比较方法熔、沸点比较1.根据物质状态判断:物质沸点高低按常温下的状态:固体>液体>气体。
如:NaCl>H2O>CO2。
2.根据物质不同结构特点判断:一般情况下熔、沸点:共价晶体(金刚石、二氧化硅)>离子晶体(NaCl、K2S)>分子晶体(硫、干冰)。
3.分子晶体的分子间作用力越大,物质的熔、沸点越高,反之越低:(1)组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,物质的熔、沸点越高。
如:CH4<SiH4<GeH4<SnH4。
(2)因为作用力强度:氢键>范德华力,所以存在分子间氢键的物质的沸点高于只存在范德华力的物质。
如:乙醇>氯乙烷;HF>HCl。
(3)同分异构体中,具有分子间氢键的物质沸点高于具有分子内氢键的物质化学键与物质类别规律知识点二常考元素推断元素排布特点(结构特征)性质特征H ①最外层只有一个电子;②族序数等于周期数;③1H中无中子;④原子半径最小①单质密度最小的元素;②宇宙中含量最多的元素Li ①周期数是族序数2倍的元素;②最外层电子数是内层电子数的一半电池材料C ①族序数等于周期数2倍的元素;②最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素①形成化合物种类最多的元素;②某种单质是自然界中硬度最大的物质;③最简单气态氢化物中氢的质量分数最高的元素;④某种核素考古时用于测定文物年代N—①空气中含量最多的元素;②气态氢化物的水溶液呈碱性的元素;③元素的气态氢化物能和它的最高价氧化物对应的水化物发生反应;④某种氢化物可作为液态燃料;⑤常见氢化物可作为制冷剂O ①族序数等于周期数3倍的元素;②最外层电子数是最内层电子数的3倍;③最外层电子数是电子层数的3倍;④最高正化合价不等于族序数的元素①地壳中含量最多的元素;②最简单氢化物在通常情况下呈液态的元素;③某种单质可杀菌、消毒、漂白Na ①周期数是族序数3倍的元素;②原子半径最大的短周期元素;③L层电子数为8,与H同主族的短周期元素①短周期中金属性最强的元素;②单质能在常温下与水反应放出气体的短周期金属元素(续表)元素排布特点(结构特征)性质特征Al ①族序数等于周期数的元素②同周期中简单离子半径最小的元素①最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素;②氧化物可作耐火材料;③地壳中含量最多的金属元素;④单质与酸或强碱反应均能产生H2Si ①最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素;②最外层电子数是次外层电子数的一半的元素①单质是重要的半导体材料;②氧化物可用作光导纤维;③最高价氧化物对应的水化物难溶于水P最外层电子数是内层电子总数的一半的元素①组成骨骼和牙齿的必要元素;②某种单质和其氢化物都能自燃S ①族序数等于周期数2倍的元素;②与氧同主族的短周期元素;③最外层电子数是电子层数的2倍的元素①某种氧化物可作漂白剂和防腐剂;②最高价氧化物对应水化物的浓溶液是常见的干燥剂;③元素的氢化物和它的最高价氧化物对应水化物的浓溶液可发生氧化还原反应Cl第三周期主族元素中原子半径最小的元素①最高价氧化物对应的水化物的酸性最强;②单质或其氧化物可用于自来水的杀菌消毒;③与同周期半径最大的金属元素组成的化合物溶液呈中性说明:如果题干没有指明是短周期元素,所推断元素中可能会出现第四周期元素,如K、Ca等题型1文字陈述型元素推断例1(2023·全国乙卷,10)一种矿物由短周期元素W、X、Y组成,溶于稀盐酸有无色无味气体生成。
高三化学总复习 专题攻略 之物质结构 元素周期律(上)
专题攻略之物质结构元素周期律（上）六、重难突破中最简单氢化物稳定性最弱的是．最简单气态氢化物的热稳定性：【解析】(1) 可知A>B；由（2）可知 C>D ；由（3）可知A > C；由（4）可知D >B；由（5）可知B >E，故A>C>D>B>E。
2. 【答案】A【解析】解析：选A 由题意可知，W是N元素，X是O元素，Y是S元素，Z是Cl元素。
H2S 的稳定性小于H2O的稳定性，也小于HCl的稳定性，A正确；HClO的酸性弱于H2SO4的酸性，B 错误；S2－的还原性大于O2－的，C错误；Cl2和H2O反应时，Cl2既是氧化剂，又是还原剂，D错误。
3. 【答案】B【解析】由题意知Z原子在第三周期第ⅥA族，为硫，Y是镁，X在第二周期，据X、Y、Z原子的最外层电子数之和为13知，X为氮，NH3的水溶液显碱性，A错误；H2O比H2S稳定，C错误；NO和SO3无漂白性，D错误。
4. 【答案】D5. 【答案】D【解析】由图和R、T、Q、W是短周期元素推知：R在第二周期，T、Q、W在第三周期，故T在第ⅢA族为Al元素，Q为Si元素，W为S元素，R为N元素。
A项，非金属性N＞Si，故热稳定性NH3＞SiH4，正确；B项，H2SiO3的酸性小于H2SO4，正确；C项，原子半径Al＞Si＞N，正确；D项，NaAlO2显碱性，错误。
6. 【答案】C【解析】同一周期中原子半径从左到右依次减小，A项中P的半径大于Cl，A错误；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，其最高价氧化物对应水化物酸性越强，故B项中热稳定性：HCl>HBr>AsH3，D项中酸性H2SO4>H3PO4>H3AsO4，B、D均错误；C项，单质氧化性：Cl2>S>As，故阴离子的还原性：As3－>S2－>Cl－，C正确。
7. 【答案】A【解析】非金属元素原子获得相同数目电子放出能量越多，生成的阴离子越稳定，元素的非金属性越强。
高中化学第一章元素周期律知识点
第一章物质的结构第二章漂市一中钱少锋第二节元素周期律一、原子核外电子的排布1. 电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里，核外电子是分层排布。
电子做高速运动，接近光速在化学上，各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别称为K、L、M、N、O、P、Q电子层。
（1）各电子层最多容纳的电子数为2n2个(n为电子层序数)。
（2）最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）。
（3）各稀有气体元素的原子中最外层所容纳的电子数是8（氦除外）。
( 4 ) 各元素原子次外层所容纳的电子数最多是18，倒数第三层电子数不超过32个。
二、元素周期律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.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）随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。
2.同周期同主族元素性质递变规律3. 元素的金属性和非金属性（1）电子层数越多→原子半径越大→核对电子引力越弱→原子失电子能力越强→得电子能力越弱→金属性越强、非金属性越弱（2）电子层数同，质子数越多（即原子序数越大）→原子半径越小→核对电子的引力越强→原子失电子能力越弱→得电子能力越强→金属性越弱、非金属性越强。
4.判断元素金属性和非金属性强弱的方法。
（1）金属性①单质与水或酸生成氢气的难易程度，越容易反应则金属性越强。
②氢氧化物碱性的强弱，碱性越强则对应元素金属性越强。
③相互置换反应，强置弱。
（2）非金属性①单质与氢气反应的难易程度。
②与氢气反应生成氢化物的稳定性。
③最高价氧化物的水合物（含酸）的酸性强弱④相互置换反应。
三、元素周期表和元素周期律的应用元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质。
在有了元素周期律以后，我们可以根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。
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1 元素金属性、非金属性强弱的判断方法
1.元素金属性强弱的判断方法
(1)从元素原子结构判断
①当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强；
②当电子层数相同时，核电荷数越多，越难失电子，金属性越弱。
(2)根据金属活动性顺序表判断
一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
(3)从元素单质及其化合物的相关性质判断
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强；
②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。
(4)根据离子的氧化性强弱判断
离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。
【典例1】已知钡的活动性介于钠和钾之间，下列叙述正确的是( )
A.钡与水反应不如钠与水反应剧烈
B.钡可以从KCl溶液中置换出钾
C.氧化性：K＋>Ba2＋>Na＋
D.碱性：KOH>Ba(OH)2>NaOH
解析A中由于钡的活动性比钠强，所以钡与水反应比钠与水反应更剧烈，故A错；B中钡的活动性不如钾且其先与水发生反应，故不能置换出钾，故B错；C中由于金属性：K>Ba>Na，氧化性为Na＋>Ba2＋>K＋，故C错；D中元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故KOH>Ba(OH)2>NaOH，D说法正确。
答案 D
[理解感悟] 金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子数目的多少。
如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。
2.非金属性强弱的判断方法
(1)从元素原子的结构判断
①当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；
②当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。
(2)从元素单质及其化合物的相关性质判断
①单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强；
②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S 的非金属性比P强；
③非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强；
④元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。
如S2－的还原性比Cl－强，说明Cl的非金属性比S强。
【典例2】下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的事实是( )
①HCl比H2S稳定②HClO氧化性比H2SO4强③HClO4酸性比H2SO4强④Cl2能与H2S反应生成S
⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe 反应生成FeS
A.②⑤
B.①②
C.①②④
D.①③⑤
解析含氧酸的氧化性不能作为判断元素非金属性强弱的依据；最外层电子数越多，元素的非金属性不一定越强，如非金属性：O>Cl，但最外层电子数：O<Cl。
答案 A
[理解感悟] 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
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