高考化学 专题十二 原子结构 元素周期律和元素周期表
高三元素周期律经典
原子结构、元素周期律知识总结中子N（核素） 原子核 质子Z → 元素符号原子结构 ： 决定原子呈电中性电子数（Z 个）：化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义（竞赛辅导时讲）。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（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①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数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电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律： 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
原子结构和元素周期律—元素周期表(无机化学课件)
课程小结
本节重点
一、周期表的结构 周期（横行）结构： 三长、三短、一不全。 族（纵行）结构： 七主、七副、零和Ⅷ族。
二、原子结构与元素在周期表中位置的关系 a.周期序数＝电子层数 b.主族序数＝最外层电子数
无机化学
˝
元素周期表
案例导入
插入二维动画（待制作）
元素周期表是怎么来的？
目录
CONTENTS
01 元素周期表
02 元素周期表的结构及特点
01
元素周期表
一、元素周期表
定义：把电子层数相同的各元素， 按原子序数递增的顺序从左到右排 成横行；把不同行中外层电子数相 同的元素，按电子层递增的顺序由 上而下排成纵列，就可以得到一张 表格，叫元素周期表。 元素周期表是元素周期律的具体表 现形式。
02
元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
二、元素周期表的结构及特点
1 周期（横行）具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺 序排列的一个横行。
短周期 长周期
不完全周期
1
1
2K 2
234
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
3 11 12
M 18
13 14 15 16 17 18 L 8
k
2
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
二、元素周期表的结构及特点
族的分类 包含元素
表示 个数
主族
副族
长、短周期元素 ⅠA,ⅡA等
长周期元素 ⅠB,ⅡB等
7
7
零族
Ⅷ族
稀有气体元素 8、9、10纵行
高中化学——元素周期律和元素周期表
元素周期律和元素周期表课标解读要点网络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。
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递变的规律。
5.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。
元素周期律及其应用1．元素周期律2．主族元素的周期性变化规律内容同周期(从左到右) 同主族(从上到下)原子电子层数相同依次增加最外层电子数依次增加1个相同化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强氧化性金属离子的氧化性越弱，对应金属性越强还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应非金属性越强[补短板](1)对于主族元素而言，元素的最高正化合价和主族序数相同，但是氧无最高正价，氟无正价，一般为零价或负价。
(2)判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少，如金属性：Na>Al。
(3)根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物，如HClO4>H2SO4。
(4)不能利用氢化物水溶液的酸性确定非金属性强弱。
(5)第2周期的最高价是由＋1到＋5价，无＋6、＋7价。
[知识应用]1．根据元素周期律比较下列各组性质(填“＞”或“＜”)。
(1)碱性：Mg(OH)2____Ca(OH)2____KOH。
(2)酸性：HClO4____H2SO4____HClO。
(3)热稳定性：CH4____NH3____H2O。
(4)还原性：HBr____HCl____H2S；I－____S2－。
(5)氧化性：Na＋____Mg2＋____Al3＋。
[答案](1)<<(2)>>(3)<<(4)><<(5)＜＜2．写出氯比硫非金属性强的实验事实有哪些？[答案]①Fe与Cl2生成＋3价Fe，Fe与S生成＋2价Fe。
高考化学专题：“元素周期律和元素周期表”知识点归纳
涵义
元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实质
元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。
核外电子排布
最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径
原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
单质的氧化性和还原性
氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
最高价氧化物的水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。
稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
3、同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
化合价
最高正价由+1→+7负价数=8-族序数
最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
1、元素周期表的结构
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。
2024版新教材高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表知识小
第2课时元素周期表知识点1 元素周期表1．元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习和研究化学科学的重要工具。
2．元素周期表方格中的信息：通过元素周期表可了解元素的信息。
例如：3．元素周期表的编排原则：(1)横行：________相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(2)纵列：最外层电子数相同的元素，按________递增的顺序自上而下排列。
4．元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有________个横行，即有________个周期。
①短周期：第1、2、3周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________。
②长周期：第4、5、6、7周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________、__________。
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18类别主族副族Ⅷ族副族主族0族名称ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族②副族，共7个(只由长周期元素组成，族序数后标B)。
③第Ⅷ族，包括________、________、________三个纵行。
④0族，最外层电子数是8(He是2)。
(3)过渡元素元素周期表中从第3到12列共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为________元素，统称为过渡元素。
5．元素周期表结构巧记口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：“一八依次现”指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；“一零再一遍”指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA、0族。
知识点2 原子结构与元素在周期表中的位置关系1．元素周期表中的部分重要元素：族元素性质存在ⅡA族元素(碱土金属元素) ____、____、____、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)①物理共性：单质都呈____色，具有良好的____②化学共性：单质呈强还原性，R—2e－→____在自然界中都以____存在VA族____、____、____、锑(Sb)、铋(Bi)等________为非金属元素，________为金属元素在自然界中以化合态或游离态存在副族和Ⅷ族(过渡元素) 第________列全部为金属元素，具有良好的____性2.焰色试验：(1)定义：某些________________在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的反应，如钠：黄色，钾：________色。
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。
（原子序数=质子数=核电荷数）2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下：随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．元素周期表（1）元素周期表的结构：横七竖十八第一周期 2种元素短周期第二周期 8种元素第三周期 8种元素周期第四周期 18种元素（横向）长周期第五周期 18种元素第六周期 32种元素不完全周期：第七周期 26种元素主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB（纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间零族：稀有气体元素【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：①原子序数=核内质子数②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
12专题十二：元素周期表及其元素周期律
专题十二元素周期表及元素周期律第一部分基础知识一、元素周期表1、元素周期表的编排原则（1）横行：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横行。
（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。
2．元素周期表的结构(1)周期（七个横行，七个周期）(2)族（18个纵行，16个族）3．元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(H除外)d 区、ds区和f区的元素都为金属。
【注意】根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。
元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。
(n－1)d1～9ns1～2ds区(n－1)d10ns1～2f区(n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2★☆元素周期表1．元素周期表结构的记忆(1)七个横行七周期，三短三长一不全。
即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。
(2)18纵行16族，7主7副0和Ⅷ。
2．元素周期表中的几个特殊区域(1)过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
(2)主、副族的交界：ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。
(3)镧系元素：在第六周期，第ⅢB族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。
(4)锕系元素：在第七周期，第ⅢB族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。
高三化学原子结构元素周期律
注意：周期序数由电子层数决定；主族 序数由最外层电子数决定。
周期表中左右相邻两主族元素 原子序数间的关系
例：已知A为ⅡA元素，B为ⅢA元素，它们的原子序数 分别为 a、b ，若A、B为同一周期元素，则a和b的关系 如何？
ⅡA（aM） Ⅲ A （ bN ）
5
13 31
2 3
4Be
12
B
Mg
Al
b = a +1
最外层电子数：从1→ 8的周期性变化（第一周期例外）
2、原子半径的周期性变化
同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有 气体原子半径又突然增大
3、元素主要化合价的周期性变化
正价：+1 → +7；负价：-4 → -1
4、元素金属性和非金属性的周期性变化
元素周期律的本质：
原子核外电子排布的周期性变化
㈢同位素：同一元素的不同核素之间互称为同位素。
如： 1 1H、2 1H、3 1H三种核素均是氢的同位素。 特点： a．决定同位素种类的因素是中子数。 b．同位素在周期表中位于同一位置，具有相同的元素符号。 c．天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种
同位素所占的原子个数百分比一般是不变的。
1.按原子序数递增的顺序从左到右排列 2.将电子层数相同元素排成一个横行（7） 3.把最外电子数相同的元素排成一个纵行（18）
（二）构造
短 第一周期： 2 周 第二周期： 8 期 第三周期： 8
18 长 第四周期： 周 第五周期： 18 期 第六周期： 32
不完全周期
第七周期： 26
族：7个主族(A);7个副族(B);0族；VⅢ族
d．同位素的质量数不同，物理性质不同；核外电子数相同， 化学性质相同。同位素的不同原子构成的单质是化学性质几
高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结一、元素周期律1. 原子序数（1）含义：元素在元素周期表中的序号（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数2. 元素周期律的含义元素的性质（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变化的规律。
3. 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。
二、元素周期表1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 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周期：将电子层数相同．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③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到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数（2）结构特点：①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素四、焰色反应1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝五、微粒半径的大小与比较（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
[全]高考化学热门考点解析：元素周期律与元素周期表
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高考化学热门考点解析：元素周期律与元素周期表复习该考点时要抓住原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及其数量之间的关系；总结元素周期表中元素的电子排布和化合价规律、元素周期表的结构规律;熟练掌握“位一构一性”之间的关系，即熟练掌握原子结构与元素在周期表中的位置关系，根据原子序数会推断元素在周期表中的位置，并能根据元素在周期表中的位置推断元素的性质。
例3 （2016年高考新课标Ⅰ卷）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。
m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，n 是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L–1 r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。
上述物质的转化关系如图所示。
下列说法正确的是（）A．原子半径的大小W<X<Y B．元素的非金属性Z>X>YC．Y的氢化物常温常压下为液态D．X的最高价氧化物的水化物为强酸解析：短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。
m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，则Z是氯元素，n是Cl2；0.01 mol·L–1 r溶液的pH为2，说明r是一元强酸，Cl2与两种元素组成的化合物反应会产生两种化合物，其中一种r是HCl，另一种物质q的水溶液具有漂白性，则说明W是H元素；m是H2O，q是HClO；两种元素组成的化合物p与Cl2光照反应产生HCl，同时产生s，s通常是难溶于水的混合物，根据转化关系图可知p是甲烷，则s可能是CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4中的几种物质。
因此X是碳元素，Y是氧元素。
A．根据元素周期律的原子半径变化规律：同一周期的元素，原子序数越大原子半径越小，同一主族的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，则原子半径的大小W<Y<X，错误；B．同周期元素，随着原子序数的增大，自左向右元素的非金属性逐渐增强，则非金属性Y＞X，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，相应元素的非金属性越弱，高氯酸的酸性大于碳酸的酸性，则非金属性Z＞X，氯元素与氧元素组成的常见化合物如次氯酸等，氯元素显正价，氧元素显负价，由此可判断非金属性Y＞Z，因此元素的非金属性Y>Z>X，错误；C．Y元素的氢化物有H2O和H2O2，二者在常温常压下都为液态，正确；D．X的最高价氧化物的水化物是碳酸，该物质是二元弱酸，不是强酸，错误。
2020届高三化学一轮知识点系列大全(二)：考点十二元素周期律和元素周期表Word版.pdf
6． 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质
Ⅲ .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：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而
②比较金属性或非金属性强弱。 电负性越大， 元素非金属性越强（或元素金属性越弱） 。电
负性最大的是 F 元素，电负性最小的是金属元素 Cs。
③衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大 于 1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于 1.7，它们之间通常
形成共价化合物。 ④用于判断元素化合价。在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显负
同周期元素（左 → 右） 逐渐增多（ 1e— → 8e—） 逐渐减小（稀有气体最大）
最高正价： +1→+7 ； 最低负价 -4 → -1； 最低负价＝主族序数－ 8
呈增大的趋势 电负性逐渐增大 失能减；得能增。 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。
逐渐增强
同主族元素（上 → 中位置的关系。 同周期元素从左到右（除稀有气体） ，电负性逐渐增大； 同
主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
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； 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。
⑹元素周期表的分区 ① s 区：特征电子排布 ② p 区：特征电子排布
ns1 ～2 。 ns2np1～ 6。
逐渐增大 最高正价相同； 最低负价相同 （除 F、O 外） 最高正价＝主族序数
高考化学 专题12 元素周期律和元素周期表复习课件 新人教版
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第四十六页，共53页。Fra bibliotek四十七页，共53页。
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化学12原子结构与元素的性质PPT课件
HXO4
思考与探究
1、以第三周期为例，写出钠、镁、铝、硅、磷、 硫、氯、氩基态原子的简化电子排布式并观 察原子的核外电子排布变化有什么规律？
最外层电子排布从1个电子(ns1)到
8个电子(ns2np6)呈周期性变化.
结论：随着核电荷数的增加，核外电子的排布 发生周期性的变化。
原子半径
元素周期表中的同 周期主族元素从左到 右，原子半径的变化 趋势如何？应如何理 解这种趋势？周期表 中的同主族元素从上 到下，原子半径的变 化趋势如何？应如何 理解这种趋势？
二、元素周期律
〔一〕原子半径：
1、影响因素:
原子半径 取决于 的大小
1、电子的能层数 2、核电荷数
2、规律：
〔1〕电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
一、原子构造与元素周期表
(一)原子的电子排布与周期的划分
1、结合周期表,我们会发现,每一周期的第一种元素
(_n除_s_1第__一_,周每期一外周)期是的_碱_最_后_金_一_属_种_,元素最都外是层_稀电__子有_排_气_布_体_为_ ,
这些元素的最外层电子排布除He为1s2 外,其余都是
_n_s_2_n_p_6__.每出现一个碱金属就建立一个新的电子层。
假设A、B同主族，且AB位 于相邻周期。A在上，B 在下。 A的原子序数为a， B的原子序数为b，
〔1〕当A、B位于ⅠA 或 ⅡA时，
b=a+A所在周期的元素数目
〔2〕当A、B位于ⅢAⅦA ,0族时，
b=a+B所在周期的元素数目
课堂练习 1、在周期表中，把能层数一样的元素，按 原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称之 为 周期 ，有 7 个；在把不同横行中 最外层电子数 一样的元素，按 能层数 递 增的顺序由上而下排成纵行，称之为族 ，共有
高三化学 原子结构元素周期律
纯纱州纳纲市驳纵学校高三化学原子结构、元素周期律一. 原子结构：1. 构成原子的粒子间相互关系质量数〔A〕= 质子数+中子数质子数 = 核电荷数 = 核外电子总数2. 电子云电子云密集〔密度大〕的地方表示电子出现的几率大电子云稀少〔密度小〕的地方表示电子出现的几率小3. 核外电子排布规律核外电子总是尽先排布在能量低〔离核近〕的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量高〔离核远〕的电子层里。
各电子层最多容纳的电子数不超过2n2最外层电子数不超过8〔K层为最外层时不超过2〕次外层电子数不超过18倒数第三层电子数不超过32二. 元素周期律：1. 元素周期律内容2. 元素周期律实质3. 元素金属性强弱判断依据4. 元素非金属性强弱判断依据例1. 〔95-〕F2的沸点Br2的沸点。
A．大于B．小于C．于D．不能肯[解析]沸点上下的判断，一般步骤：同条件下的物理状态。
〔熔沸点：固体>液体>气体〕当同条件下的物理状态相同时，比拟晶体类型。
〔一般，熔沸点：原子晶体>液离子晶体>分子晶体〕当晶体类型也相同时，比拟结合力的大小。
氟单质和溴单质条件1、2都相同，所以比拟结合力。
分子晶体由分子间作用力结合在一起，而分子间作用力的大小主要由分子量决。
由于溴单质分子量大，所以它的沸点高。
答案：B例2.〔97-〕铍(Be)的原子序数为4。
以下对铍及其化合物的表达中，正确的选项是A. 铍的原子半径大于硼的原子半径B. 氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C. 氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D. 单质铍跟冷水反产生氢气[解析]考察是元素周期律的相关知识。
注意：位置——结构——性质的三角关系，所以要熟悉重要元素在周期表中位置。
铍和硼属于同周期元素，同周期元素原子半径递减。
铍原子核外只有两层，失电子后，最外层只有2个电子。
同主族元素形成的单质或化合物化学性质相似，且有一的递变规律。
铍在钙上，金属性比钙弱，故氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱；铍在镁上，和水反的剧烈程度比镁弱，镁和冷水不反，所以铍也不反。
整理高考化学热点专题物质结构元素周期律6类条误归纳
胖肥市应本阳光实验学校1、原子结构〔1〕．所有元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：126C 、136C 、146C子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。
反例1：只有氕〔11H〕原子中没有中子，中子数为0。
〔2〕．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：136C 、146C 、31H 大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：绝大多数元素的相对原子质量〔近似于质子数与中子数之和〕都大于质子数的2倍。
反例1：氕〔11H〕没有中子，中子数小于质子数。
反例2：氘〔21H〕、氦〔42He〕、硼〔105B〕、碳〔126C〕、氮〔147N〕、氧〔168O〕、氖〔2010Ne〕、镁〔2412Mg〕、硅〔2814Si〕、硫〔3216S〕、钙〔4020Ca〕中子数于质子数，中子数不大于质子数。
〔3〕．具有相同质子数的微粒一属于同一种元素。
正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H -、H 。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH-2、OH-和F-、Cl-和HS-。
2、电子云〔4〕．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的时机。
3、元素周期律〔5〕．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
〔6〕．难失电子的元素一得电子能力强。
反例1：稀有气体元素很少与其它元素反，即便和氟气反也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
说明：IVA的非金属元素是形成原子晶体的主力，既可以形成单质类的原子晶体：石、硅晶体；也可以形合物类的原子晶体：二氧化硅〔水晶、石英〕、碳化硅〔砂〕。
高中化学理论：讲解元素周期表、化学反应和物质结构等内容
高中化学理论1. 元素周期表元素周期表是一张按照原子序数和元素性质排列的表格，它为我们提供了关于元素的重要信息。
以下是一些关于元素周期表的重要概念：原子结构每个元素由原子组成，而原子又由质子、中子和电子构成。
原子核中的质子和中子决定了元素的原子量，而电子决定了元素的化学性质。
周期表布局周期表按照原子序数递增的顺序排列，并将具有相似性质的元素归为同一族或同一周期。
主要分为7个水平行（周期）和18个垂直列（族）。
元素性质通过观察周期表上的位置，我们可以推测一个元素的大致性质。
例如，在同一族下方或上方的元素通常具有相似的反应性和化学行为。
2. 化学反应化学反应是指发生在不同物质之间的变化过程，它涉及物质转化、能量转换以及新物质形成。
反应类型酸碱中和反应：酸与碱反应生成盐和水。
氧化还原反应：包括氧化和还原两个过程，涉及到电子的转移。
置换反应：元素或离子在化学反应中互相交换位置。
组成与分解反应：物质由其组成部分构成或逆过程。
化学方程式化学方程式是用来描述化学反应的符号表示法。
它包括反应物、生成物以及摩尔系数等信息。
反应速率和平衡反应速率指的是单位时间内反应物浓度变化的快慢。
而当正向和逆向反应达到动态平衡时，我们称之为化学平衡。
3. 物质结构物质结构指的是描述物质内部排列方式的模型。
以下是一些常见的物质结构：离子晶体离子晶体是由阳离子和阴离子通过静电吸引力结合形成的晶格状结构。
共价分子晶体共价分子晶体由共享电子键连接多个原子或分子而形成的实体。
例如水（H2O）和二氧化碳（CO2）就属于这种类型。
金属结构金属结构由一个或多个金属元素组成，其中金属原子之间通过金属键相互连接。
同素异形体同样的化学组成但结构不同的物质被称为同素异形体。
例如，钻石和石墨都是由碳元素构成，但它们的结构不同。
以上介绍了高中化学理论的一些核心内容，包括元素周期表、化学反应以及物质结构等。
这些知识将有助于我们更好地理解化学世界以及探索其应用领域。