第五章 第2讲 元素周期律
【襄樊五中】第五章第2节《元素周期律》第2课时
第五章物质结构、元素周期律第二节元素周期律（2课时）第二课时一、本课要点1．了解两性氧化物、两性氢氧化物的概念2．认识元素性质周期性变化的本质是元素原子的核外电子排布的周期性变化二、课前思考1．两性氧化物、两性氢氧化物的概念？2．什么是元素周期律？3．元素的性质呈周期性变化的根本原因是什么？三、同步训练1．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的根本原因是（）A．元素相对原子质量的递增，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．元素原子半径呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性的周期性变化2．下列各组微粒的氧化性随原子序数的增加而增加的是（）A．F―、Cl―、Br―B．Cl、Br、IC．P、S、Cl2D．Li+、Na+、K+3．电子层数相同的三种元素X、Y、Z，已知它们最高价氧化物对应的水化物分别为HXO4、H2YO4、H3ZO4，其酸性依次减弱，则下列判断不正确的是（）A．原子半径X>Y>Z B．气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3C．非金属性X>Y>Z D．气态氢化物的还原性HX<H2Y<ZH34．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A．X的原子序数比Y的小B．X的原子最外层电子数比Y的多C．X的原子半径比Y的大D．X元素的原子有三个电子层5．不能用来比较元素的非金属性强弱的依据是（）A．元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱B．元素单质熔沸点的高低C．元素气态氢化物的稳定性D．非金属单质间的相互置换6．A、B、C、D、E五种元素具有相同的电子层数，A，B的最高价氧化物的水化物呈碱性，且碱性B>A，C、D 的最高价氧化物的水化物的水溶液显酸性，且酸性C>D；五种元素所形成的简单离子中，E的离子半径最小，则它们的原子序数由大到小的顺序是（）A ．C D E AB B ．ECD A B C ．B AE D C D ．B A D C E7． 某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是（ ）A ．K 2SB ．MgOC ．MgSD ．NaF8． A 元素的阳离子与B 元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列对A 、B 两元素的各种叙述中正确的是（ ）①原子半径A<B ；②离子半径A>B ；③原子序数B<A ；④最外层电子数B>A ；⑤A 的正价与负价绝对值一定相等A ．①②B ．③④C ．④⑤D ．②⑤9． 下列哪些事实可以论证氯元素比硫元素的非金属性强：①氯原子核外最外层有7个电子而硫原子最外层有6个电子；②HClO 4比H 2SO 4酸性强；③H 2S 可以被Cl 2氧化，置换出单质硫；④HCl 比H 2S 稳定；⑤氯的最高正价为+7价而硫的最高正价为+6价（ ）A ．①②③B ．②③④C ．①③⑤D ．④⑤10． 已知A 、B 、C 、D 的原子序数都不超过18，它们的离子a A (n+1)+、b B n+、c C (n+1)―、d D n ―均具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）A ．原子序数：a>b>c>dB ．离子半径：A (n+1)+>B n+>C (n+1)―>D n ―C ．离子还原性：A (n+1)+>B n+，离子氧化性：C (n+1)―>D n ―D ．单质还原性：B>A ，单质氧化性：D>C11． 下列物质既能与HCl 反应，又能与NaOH 反应的是（ ）A ．CuOB ．Al(OH)3C ．Na 2CO 3D ．NaHCO 312． 下列各组中的性质比较，正确的是（ ）①酸性：HClO 4>HBrO 4>HIO 4 ②碱性Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2③还原性：F ―>Cl ―>Br ― ④稳定性：HCl>H 2S>PH 3A ．都正确B ．①②③C ．②③④D ．①②④13． X 、Y 两元素的原子序数都小于18，X 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H 2XO n ，气态氢化物的化学式为H 2n X ；Y 的+1价阳离子与氖原子具有相同的核外电子排布，可知X 是_______元素，Y 是______元素。
【襄樊五中】第五章第2节《元素周期律》第1课时
第五章物质结构、元素周期律第二节元素周期律（2课时）第一课时一、本课要点1．了解原子序数与核电荷数、质子数、核外电子数的关系2．了解元素的原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价以及元素的金属性、非金属性随原子序数的递增而呈周期性变化的规律3．掌握元素的金属性、非金属性强弱的判断依据二、课前思考1．什么是原子序数？原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数之间的关系？2．随着原子序数的递增，原子核外电子层排布、元素原子半径、元素的主要化合价如何变化？3．如何比较元素金属性或非金属性的强弱？4．如何比较两个原子或两个离子半径的大小？5．非金属元素的最高正化合价与负化合价有什么关系？三、同步训练1．元素在周期表中的排列序数是按照元素的（）排列的。
A．原子量B．最外层电子数C．化合价D．核电荷数2．X、Y元素的原子分别获得一个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，X放出的能量大于Y放出的能量，则可知（）A．X―的氧化性小于Y―的氧化性B．X的氧化性大于Y的氧化性C．X―的还原性大于Y―的还原性D．X的原子半径大于Y的原子半径3．下列各组元素，按最高正价由小到大，负价绝对值由高到低顺序排列的是（）A．N、O、F B．Al、S、P C．P、S、Cl D．F、Cl、Br4．将10mL 0.2 mol·L―1的含氧酸H x RO4溶液与20mL0.15mol·L―1的某碱M(OH)a溶液混合，恰好完全反应，则R元素的化合价为（）A．+5 B．+6 C．8―1.5a D．8―3a5．X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则X、Y、Z三种元素原子序数的关系是（）A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X6．下列关于微粒半径的说法中错误的是（）A．阳离子半径小于对应原子半径B．阴离子半径大于对应原子半径C．电子层结构相同的微粒，核电荷数多的半径大D．稀有气体元素的原子半径大于邻近的非金属元素的原子半径，是因为测量方法不同7．A元素原子L层比B元素原子L层少3个电子，B元素原子核外电子总数比A元素原子核外的电子总数多5个，则A、B两元素形成的化合物可表示为（）A．B3A2B．A2B3C．AB3D．AB28．某金属M溶于盐酸中生成MCl2并放出氢气。
邳州市第二中学高三化学复习第五章第2讲元素周期律和元素周期表课件
⑥Cl2 与铁反应生成 FeCl3， S 与铁反 而 ⑧在周期表中 Cl ⑨还原性：Cl－＜S2－
⑦Cl2 能与 H2S 反应生成 S
基础再现·深度思考
第2讲
(2)有三种金属元素 A、B、C，在相同条件下，B 的最高价 氧化物的水化物的碱性比 A 的最高价氧化物的水化物的碱 性强；若将 A、C 相连后投入稀硫酸中，发现 C 表面有明 显气泡产生。则这三种金属元素的原子失电子能力由强到 弱的顺序是________。
基础再现·深度思考
3．元素周期表中的特殊位置
第2讲
(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。 (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。
基础再现·深度思考
第2讲
深度思考 5．(1)下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强 的是________。 ①HCl 的溶解度比 H2S 大 的稳定性比 H2S 大 的酸性比 H2SO4 强 应生成 FeS 处于 S 同周期的右侧 ②HCl 的酸性比 H2S 强 ③HCl ④HCl 的还原性比 H2S 弱 ⑤HClO4
解析 H、 两元素同位于ⅠA 族， Li 原子序数之差为 2,故 A 错； 118 号元素位于第七周期 0 族，所以 114 号元素位于第七周期
第ⅣA 族，B 正确； 同一主族的元素相差 2、 18、 或上述数字间的和， 错误； 8、 32 C 同一周期第ⅠA 族与第ⅢA 族元素原子序数之间的差可能为 2、 12、26，D 错误。
第五章第二讲 元素周期律和元素周期表
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考点突破 实验探究 高考演练 课时训练
考点一 元素周期表
3．第3周期第ⅣA族的元素是________；Na元素的原子序数为11，其 相邻的同族元素的原子序数是________；短周期元素中，族序数等 于周期序数的元素有________，族序数等于周期序数2倍的元素有 ________，周期序数等于族序数2倍的元素有________。
考点突破 实验探究 高考演练 课时训练
考点一 元素周期表
6．元素周期表结构中隐含的两条规律 (2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系 ①ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、 18、32； ②ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、 18、18、32； ③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、 18、32。
在短周期元素中，族序数等于周期序数的元素有第1周期第ⅠA族的H元素，第 2周期第ⅡA族的Be元素，第3周期第ⅢA族的Al元素；
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考点一 元素周期表
1．下面的虚线框中每一列、每一行相当于元素周期表的每一族和每 一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表。请在下面的虚线 框中用实线画出元素周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属 与非金属的分界线和第Ⅷ族的轮廓。
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考点一 元素周期表
5.元素周期表中的特殊位置 (1)分区
铝、锗、锑、钋 ①分界线：沿着元素周期表中______________________________ 与
非金属元素区分界线(氢元素除外)。
硼、硅、砷、碲、砹 的交界处画一条斜线，即为金属元素区和 __________________________
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现在化学发展的历史长河中，元素周期律的发现是一个具有里程碑意义的事件。
19 世纪 60 年代，俄国化学家门捷列夫在对当时已知的六十多种元素进行深入研究后，终于找到了元素之间内在的联系规律，提出了元素周期律。
门捷列夫在研究元素的性质时，不仅仅局限于简单的观察和记录，而是通过对元素的原子量、化合价、物理性质和化学性质等多方面的综合分析，试图找出它们之间的规律性。
他将元素按照原子量的大小依次排列，并发现元素的性质呈现出周期性的变化。
这一发现并非偶然，而是门捷列夫经过长期的努力和不懈的探索，以及对大量实验数据的归纳和总结才得以实现的。
二、元素周期律的内容元素周期律指的是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。
原子序数等于元素原子核内的质子数。
随着原子序数的增加，元素的性质会发生周期性的重复。
例如，同一周期的元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的性质包括原子半径、化合价、电负性、第一电离能等。
原子半径在同一周期中从左到右逐渐减小，在同一主族中从上到下逐渐增大。
化合价也呈现出一定的规律性，同一周期的元素最高正化合价从＋1 逐渐递增到＋7（氧、氟除外），最低负化合价从－4 逐渐递增到－1。
电负性反映了元素原子在化合物中吸引电子的能力，同一周期从左到右电负性逐渐增大，同一主族从上到下电负性逐渐减小。
第一电离能是指气态原子失去一个电子所需的最小能量，一般来说同一周期从左到右第一电离能逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小。
三、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
元素周期表共有 7 个横行，18 个纵列。
7 个横行分别称为 7 个周期，18 个纵列分为 16 个族，包括 7 个主族、7 个副族、1 个第Ⅷ族和 1 个0 族。
周期又分为短周期和长周期。
短周期包括第一、二、三周期，长周期包括第四、五、六、七周期。
元素周期律教案(详细)
元素周期律教案(详细)第一章：元素周期律的发现和发展1.1 元素周期律的发现介绍道尔顿、阿伏伽德罗等科学家对元素周期律的探索讲解门捷列夫发现元素周期律的过程和意义1.2 元素周期律的发展介绍元素周期律的演变过程，包括长周期、短周期、过渡元素等讲解现代元素周期表的结构和特点第二章：元素周期律的基本原理2.1 元素周期律的周期性讲解元素周期律的周期性表现，如原子半径、电负性、化合价等分析周期表中元素周期性的规律和趋势2.2 元素周期律的族性介绍元素周期表的族性分类，如主族元素、副族元素、0族元素等讲解族性与元素性质的关系，如金属性、非金属性、金属氧化物等第三章：元素周期律的应用3.1 预测元素性质讲解利用元素周期律预测元素原子半径、化合价、电负性等性质的方法分析实际例子，加深学生对周期律应用的理解3.2 分析化合物的结构与性质讲解利用元素周期律分析化合物结构与性质的方法，如离子化合物、共价化合物等分析实际例子，加深学生对周期律应用的理解第四章：元素周期律的现代解释4.1 量子力学解释讲解量子力学对元素周期律的解释，如原子轨道、电子云等分析量子力学在周期表中的应用，如原子半径、电负性等4.2 价层电子互斥理论介绍价层电子互斥理论的基本原理讲解价层电子互斥理论在周期表中的应用，如化合价、氧化性等第五章：元素周期律的综合应用5.1 周期表中的特殊现象讲解周期表中的特殊现象，如对角线规则、镧系元素、锕系元素等分析特殊现象的成因和意义5.2 元素周期律在化学研究中的应用讲解元素周期律在化学研究中的应用，如元素发现、化合物合成、材料设计等分析实际例子，加深学生对周期律应用的理解第六章：主族元素的周期性规律6.1 主族元素的周期性讲解主族元素在周期表中的分布规律及其周期性变化分析主族元素原子半径、电负性、化合价等性质的周期性变化6.2 主族元素的族性特征介绍主族元素族性特征，如金属性、非金属性、半金属性等讲解族性特征与元素性质的关系及应用第七章：过渡元素的周期性规律7.1 过渡元素的周期性讲解过渡元素在周期表中的分布规律及其周期性变化分析过渡元素原子半径、电负性、化合价等性质的周期性变化7.2 过渡元素的族性特征介绍过渡元素的族性特征，如d轨道电子的填充、金属性等讲解族性特征与元素性质的关系及应用第八章：镧系和锕系的周期性规律8.1 镧系和锕系的周期性讲解镧系和锕系元素在周期表中的分布规律及其周期性变化分析镧系和锕系元素原子半径、电负性、化合价等性质的周期性变化8.2 镧系和锕系的族性特征介绍镧系和锕系元素的族性特征，如镧系收缩、锕系收缩等讲解族性特征与元素性质的关系及应用第九章：元素周期律在材料科学中的应用9.1 材料科学与元素周期律讲解材料科学与元素周期律的关系分析元素周期律在材料科学研究中的应用，如合金、半导体等9.2 元素周期律在材料设计中的应用介绍元素周期律在材料设计中的应用，如超导材料、催化剂等分析实际例子，加深学生对周期律应用的理解第十章：元素周期律在生物化学中的应用10.1 元素周期律与生物体元素分布讲解元素周期律与生物体元素分布的关系分析生物体中元素周期律的应用，如酶的活性中心、药物设计等10.2 元素周期律在生物化学研究中的应用介绍元素周期律在生物化学研究中的应用，如生物地球化学、营养学等分析实际例子，加深学生对周期律应用的理解重点和难点解析1. 元素周期律的发现和发展：理解科学家如道尔顿、阿伏伽德罗和门捷列夫对元素周期律的探索和发现过程，以及元素周期律的历史演变。
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。
第五章第二讲-元素周期律和元素周期表 课件
第二讲 元素周期律和元素周期表
考点一 考点二
[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。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。
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抓基础·双基落实
研考点·重难突破
随堂练·课堂小结
课时规范练
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考点一 考点二
结构巧记口诀 横行叫周期，现有一至七，四长三个短。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。 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 ①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、 ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
逐渐_____增__强_____
逐渐_____增__强_____
逐渐_____减__弱_____
一般，最高正价： __＋__1_→__＋___7 最高正价数＝ 负化合价：___主__族__序__数__－__8__ _主__族__序__数__(O、F 除外)
化合 最高价氧化物对
酸性逐渐__增__强____
3
抓基础·双基落实
研考点·重难突破
随堂练·课堂小结
课时规范练
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考点一 考点二
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。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现历程在化学的发展历程中，元素周期律的发现是一个具有里程碑意义的事件。
早在 19 世纪，科学家们就开始对各种元素的性质进行研究和总结。
最初，人们只是孤立地研究单个元素的性质，随着研究的深入，逐渐发现了元素之间存在着一定的规律。
1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人研究的基础上，经过长期的努力和探索，终于编制出了第一张元素周期表。
门捷列夫并不是简单地将元素按照原子量的大小进行排列，而是通过对元素性质的仔细分析和比较，大胆地预测了一些当时尚未被发现的元素的存在及其性质。
后来的科学研究证明，他的预测具有惊人的准确性。
二、元素周期律的基本内容元素周期律是指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。
原子序数等于元素原子核中的质子数。
在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、元素周期表的结构元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它有着非常规整的结构。
周期表共有 7 个横行，称为周期。
其中，第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六、七周期称为长周期。
周期表还有 18 个纵行，分为 16 个族。
其中 7 个主族（用 A 表示），7 个副族（用 B 表示），一个第Ⅷ族（包括 3 个纵行），一个 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
四、元素的性质与周期表位置的关系（一）原子半径原子半径的大小取决于原子核对外层电子的吸引力和电子之间的排斥力。
同一周期中，从左到右，核电荷数增加，对电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下，电子层数增加，原子半径逐渐增大。
（二）化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数，最低负化合价等于族序数减去 8（氢元素除外）。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、什么是元素周期律元素周期律，简单来说，就是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。
这可不是一句简单的话，它包含着丰富而深刻的化学内涵。
原子序数是什么呢？就是元素在元素周期表中的序号。
比如说氢是1 号元素，氦是2 号元素，以此类推。
那元素的性质又包括哪些呢？比如原子的半径、化合价、金属性和非金属性、电负性等等。
当我们按照原子序数从小到大的顺序排列元素时，就会发现这些性质不是杂乱无章的，而是有着明显的周期性变化。
二、元素周期表要理解元素周期律，就不得不提到元素周期表。
这张表就像是元素世界的地图，把各种元素按照一定的规律排列起来。
元素周期表有横行和纵列。
横行叫做周期，纵列叫做族。
周期反映了元素原子的电子层数。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右，原子序数递增，原子半径逐渐减小，化合价、金属性和非金属性等性质也呈现出规律性的变化。
族则反映了元素原子的最外层电子数和化学性质。
同一族的元素，最外层电子数相同，化学性质相似。
三、原子半径的周期性变化原子半径是描述原子大小的一个重要参数。
在同一周期中，从左到右，原子序数逐渐增大，原子核所带的正电荷也逐渐增多，对核外电子的吸引力增强，所以原子半径逐渐减小。
而在同一主族中，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
比如说，在第 1 主族中，锂的原子半径小于钠，钠又小于钾。
四、化合价的周期性变化化合价反映了元素原子在形成化合物时得失电子的能力。
在同一周期中，从左到右，最高正化合价逐渐升高（除了氧和氟），最低负化合价的绝对值逐渐减小。
在同一主族中，化合价通常具有相似性。
比如第 1 主族的元素，通常化合价为＋1 价。
五、金属性和非金属性的周期性变化金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性则是指元素原子得到电子的能力。
在同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
例如，第 3 周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
在同一主族中，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
化学元素周期律课件
03
元素周期律为材料性能优化提供了指导，可以通过调整材料的组成和结构，优化其性能。
元素周期律在其他领域的应用
结语
06
本课件覆盖了化学元素周期律的基本概念、原理和应用，内容丰富且深入，有助于学生对该主题进行全面了解。
内容覆盖面广
本课件按照化学元素周期律的逻辑顺序组织内容，使学生能够更好地理解该主题的内在联系和规律。
门捷列夫的贡献
元素周期律的发现
预测新元素
元素周期律帮助科学家预测了新元素的性质和存在，例如镓、锗、钪等。
理解化学反应
元素周期律揭示了化学反应的本质，使科学家能够更加深入地理解化学反应的机理。
元素周期律的意义
元素周期表
03
1
元素周期表的结构
2
3
元素周期表以表格形式呈现，按照原子序数递增的顺序排列。
02
原子理论
原子理论是化学的基础，揭示了物质的构成和化学反应的实质。
元素分类
元素按照原子序数递增的顺序分为金属、非金属和半金属等。
背景知识
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化，这是元素周期律的核心内容。
元素性质的周期性变化
俄国化学家门捷列夫在1869年发现了元素周期律，并按照原子序数对元素进行排序，形成了第一张元素周期表。
知识体系系统
本课件对化学元素周期律的重点和难点进行了突出强调，有助于学生更好地掌握核心概念和原理。
重点难点突出
本课程的总结
学生应该在学习过程中深入理解化学元素周期律的概念和原理，注重把握细节和规律。
深入理解概念
对学生的建议
学生应该通过实验和实践应用来加深对化学元素周期律的理解，提高实验技能和分析解决问题的能力。
§5-2元素周期律
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〔D〕Na、K、Rb 原子半径依次减小
理解并驾驭元素原子核外电子排布、元素主要化合价、原子半径 的递变规律。
【随堂检测】 1．元素性质呈周期性改变的根本缘由是____ 2．从 Na 到 Cl，原子半径最大的金属元素是____，原子半径最小 的非金属元素是____。 3．在 1～18 号元素中，如某元素气态氢化物为 HnR，其最高价氧 化物水化物分子中含 m 个氧原子，那么其最高价氧化物水化物化 学式为____。 考察元素性质呈周期性改变的规律及其根本缘由。依据检测结果， 老师可以有目的地改良教学方法。 七【作业】1．课本第 132 页 1～3 题；2．预习本章第四节 板书设计： 其次节 元素周期律〔说课〕 一教材分析 1 教学内容 2 教材的地位与作用 3 教材目标
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〔一〕学问目标 〔二〕实力目标 〔三〕德育目标 4 教学重点与难点 二教学方法 1 方法—诱思探究法 2 教具 三 学情分析 四教学过程 1 原子序数和周期性的概念的学习； 2 元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的学习。 3 元素金属性、非金属性的周期性改变。以及了解两性氧化物和 两性氢氧化物的概念等几个局部。 4 思索元素周期律的实质并小结 五学生学习方法 ： 视察法，分析法，推理归纳法。 六 反应练习〔投 影〕 七【作业】1．课本第 132 页 1～3 题；2．预习本章第四节
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1.原子序数和周期性的概念的学习；运用生动的譬如-时钟记时引 出周期性的概念：这种周而复始、循环往复的现象，就称为周期 性。原子序数的学习那么通过学习自学，归纳得出。 2.元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的学习。通过 投影，展示表格等直观材料引导学生依次思索. 随着原子序数的 递增：(1) 元素原子核外电子排布〔2〕原子半径；(3)最高正价 和负价；呈现怎样规律性的改变？请学生总结并得出结论，老师 予以订正和补充。最终小结得出：随着原子序数的递增，元素原 子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性的改变。 3.元素金属性、非金属性的周期性改变。以及了解两性氧化物和 两性氢氧化物的概念等几个局部。 〔1〕 通过复习碱金属元素与卤素，引导学生回忆并得到元素金 属性、非金属性强弱的判定依据。 〔2〕 演示试验 A 组 钠、镁与水的反响。试验 B 组 镁、铝与盐 酸的反响 镁 铝 6mol/L 盐酸 学生做试验。依据判定依据得出结 论金属活动性依次：NaMgAl 再推广绽开到横行纵列行与行之间， 最终得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性 的改变。元素非金属性那么通过对表 5-8 的分析，通过学生与老 师的共同探讨，得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈 现出周期性的改变。 〔3〕 两性氧化物和两性氢氧化物的概念的学习，通过概念的类
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第五章物质结构元素周期律第2讲元素周期律一、选择题(本题包括12个小题，每小题5分，共60分)1．下列排列顺序正确的是()①热稳定性：H2O>HF>H2S②原子半径：Na>Mg>O③酸性：H3PO4>H2SO4>HClO4④结合质子能力：OH－>CH3COO－>Cl－A．①③B．②④C．①④D．②③2．同一周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性顺序为HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列判断错误的是() A．原子半径：X>Y>ZB．气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3C．元素原子得电子能力：X>Y>ZD．阴离子的还原性：Z3－>Y2－>X－3．下列各组物质的性质比较，正确的是() A．酸性：HClO4>H3PO4>H2SO4B．氢化物稳定性：H2S>HF>H2OC．碱性：NaOH>Mg(OH)2>Ca(OH)2D．氧化性：F2>Cl2>Br2>I24．下图是元素周期表的一部分，下列说法中正确的是()A．元素①位于第二周期第ⅣA族B．气态氢化物的稳定性：④＞②C．最高价氧化物对应水化物的酸性：⑤＞④D．元素的最高正化合价：③＝⑤5．(2010·开封模拟)A、B、C、D四种非金属元素，A、B在反应中各结合1个电子形成稳定结构，放出能量B＜A；氢化物稳定性HD＞HA；原子序数C＜B，其稳定结构的核外电子数相等。
则四种元素非金属性由强到弱的顺序正确的是() A．A、B、C、D B．B、A、C、DC．D、A、B、C D．B、A、D、C6．X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。
若Y原子的最外层电子数是内层电子数的3倍，下列说法中正确的是（）A．原子半径：W＞Z＞Y＞XB．最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱C．Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱D．四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高7．将甲、乙两种金属的性质相比较，已知：①甲与H2O反应比乙与H2O反应剧烈；②甲单质能从乙的盐溶液中置换出单质乙；③甲的最高价氧化物对应水化物的碱性比乙的最高价氧化物对应水化物的碱性强；④与非金属单质反应时，甲原子失电子数目比乙原子失电子数目多；⑤甲单质的熔、沸点比乙的低。
能说明甲的金属性比乙强的是() A．①④B．①②③C．③⑤D．①②③④⑤8．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B＞A；C和D两种元素对应的气态氢化物的稳定性C＞D，E是这五种元素中原子半径最小的，则它们的原子序数由小到大的顺序为() A．B＜A＜C＜D＜E B．A＜E＜B＜C＜DC．E＜B＜A＜C＜D D．B＜A＜D＜C＜E9．A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3∶4，D分别能与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。
下列叙述不正确的是() A．X、Y、Z的稳定性逐渐减弱B．A、D能形成多种化合物C．C、D组成的某种化合物在常温下呈液态D．X、Y、Z三种化合物的熔、沸点逐渐升高10．(2008·广东，13)元素X、Y和Z可结合形成化合物XYZ3；X、Y和Z的原子序数之和为26；Y和Z在同一周期。
下列有关推测正确的是() A．XYZ3是一种可溶于水的酸，且X与Y可形成共价化合物XYB．XYZ3是一种微溶于水的盐，且X与Z可形成离子化合物XZC．XYZ3是一种易溶于水的盐，且Y与Z可形成离子化合物YZD．XYZ3是一种离子化合物，且Y与Z可形成离子化合物YZ211．有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。
下列说法正确的是() A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱B．若H n XO m为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m12．下列有关物质的性质或结构的说法正确的是()A.3115P是一种广泛应用于含磷化合物的结构分析和医疗诊断的核素，其原子核内含有15个中子B．Cl与I同属于ⅦA族元素，则两者最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4<HIO4 C．Li、Na、K、Rb、Cs都属于碱金属元素，它们单质的还原性随原子序数的增大而减弱D．Na的原子半径比Cl的大，但Na＋的半径比Cl－的小二、非选择题(本题包括3个小题，共40分)13．(14分)(2009·天津理综，7)下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题：(1)④、⑤、⑥的原子半径由大到小的顺序是___________________________________。
(2)②、③、⑦的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是__________________________。
(3)①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：___________________________________________________。
(4)由表中两种元素的原子按1∶1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，可使用的催化剂为(填序号)________。
a．MnO2b．FeCl3c．Na2SO3d．KMnO4(5)由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应：X溶液与Y溶液反应的离子方程式为_____________________________，N―→⑥的单质的化学方程式为________________________，常温下，为使0.1 mol/L M溶液中由M电离的阴、阳离子浓度相等，应向溶液中加入一定量的Y溶液至_________________________。
14．(12分)(2009·福建理综，23)短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如下图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等，请回答下列问题：(1)T的原子结构示意图为______________。
(2)元素的非金属性顺序为(原子的得电子能力)：Q________W(填“强于”或“弱于”)。
(3) W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热能发生反应，生成两种物质，其中一种是气体，反应的化学方程式为________________________________。
(4)原子序数比R多1的元素的一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是___________________________________________________________。
(5)R有多种氧化物，其中甲的相对分子质量最小。
在一定条件下，2 L的甲气体与0.5 L 的氧气相混合，若该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留，所生成的R 的含氧酸盐的化学式是____________。
(6)在298 K下，Q、T的单质各1 mol完全燃烧，分别放出热量a kJ和b kJ。
又知一定条件下，T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来，若此置换反应生成3 mol Q的单质，则该反应在298 K下的ΔH＝________________(注：题中所设单质均为最稳定单质)。
15．(1)元素T的原子最外层共有________种不同运动状态的电子。
元素X的一种同位素可测定文物年代，这种同位素的符号是________。
(2)元素Y与氢元素形成一种离子YH＋4，写出该微粒的电子式____________________(用元素符号表示)。
(3)元素Z与元素T相比，非金属性较强的是______(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是________。
a．常温下Z的单质和T的单质状态不同b．Z的氢化物比T的氢化物稳定c．一定条件下Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。
T、X、Y、Z四种元素的最高价氧化物的水化物中化学性质明显不同于其他三种酸的是________，理由是________________。
(B)(1)写出元素X的离子结构示意图________。
写出元素Z的气态氢化物的电子式________(用元素符号表示)。
(2)写出Y元素最高价氧化物水化物的电离方程式____________________________。
(3)元素T与氯元素相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表述中能证明这一事实的是________。
a．常温下氯气的颜色比T单质的颜色深b．T的单质通入氯化钠水溶液不能置换出氯气c．氯与T形成的化合物中氯元素呈正价态(4)探寻物质的性质差异性是学习的重要方法之一。
T、X、Y、Z四种元素的单质中化学性质明显不同于其他三种单质的是________，理由是___________________________。
答案 1 ．B 2 ．A 3 ．D 4 ．C 5 ．C 6 ．D 7 ．B 8 ．D 9 ．A 10 ．B11 ．A 12 ．D13 ．(1)Na>Al>O(2)HNO3>H2CO3>H2SiO3(3) (4)ab(5)Al 3＋＋3NH 3·H 2O===Al(OH)3↓＋3NH ＋42Al 2O 3(熔融)=====电解冰晶石4Al ＋3O 2↑ 溶液的pH 等于714 ．(1)(2)弱于(3)S ＋2H 2SO 4(浓)=====△3SO 2↑＋2H 2O(4)2H 2O 2=====MnO 22H 2O ＋O 2↑(或其他合理答案)(5)NaNO 2 (6)(3a －4b ) kJ/mol15 ．(A)(1)6 14 6C(3)Cl b (4)H 2CO 3 弱酸性(B)(1)(2)H ＋＋AlO －2＋H 2O Al(OH)3 Al 3＋＋3OH －(3)F c (4)Al 具有金属性。