化学选修三元素周期律资料

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【化学】《元素周期律》知识点总结

【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)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离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。

(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。

2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。

(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。

典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。

(完整版)元素周期律知识点总结

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。

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1.微粒间数目关系质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳离子：质子数 = 核外电子数＋所带电荷数阴离子：质子数 = 核外电子数－所带电荷数2．原子表达式及其含义 A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。

3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：11H 。

2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。

①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。

3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。

4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。

5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。

4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。

分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。

决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质X A Z c ± d±b②10个电子的微粒。

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。

人教版高中化学选修三课件：第一章第二节第二课时元素周期律(29张PPT)

电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。 (2)衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素

(完整版)高中化学选修3知识点总结

高中化学选修3知识点总结二、复习要点1、原子结构2、元素周期表和元素周期律3、共价键4、分子的空间构型5、分子的性质6、晶体的结构和性质（一）原子结构1、能层和能级（1）能层和能级的划分①在同一个原子中，离核越近能层能量越低。

②同一个能层的电子，能量也可能不同，还可以把它们分成能级s、p、d、f，能量由低到高依次为s、p、d、f。

③任一能层，能级数等于能层序数。

④s、p、d、f……可容纳的电子数依次是1、3、5、7……的两倍。

⑤能层不同能级相同，所容纳的最多电子数相同。

（2）能层、能级、原子轨道之间的关系每能层所容纳的最多电子数是：2n2（n：能层的序数）。

2、构造原理（1）构造原理是电子排入轨道的顺序，构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。

（2）构造原理是书写基态原子电子排布式的依据，也是绘制基态原子轨道表示式的主要依据之一。

（3）不同能层的能级有交错现象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。

原子轨道的能量关系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np（4）能级组序数对应着元素周期表的周期序数，能级组原子轨道所容纳电子数目对应着每个周期的元素数目。

根据构造原理，在多电子原子的电子排布中：各能层最多容纳的电子数为2n2 ；最外层不超过8个电子；次外层不超过18个电子；倒数第三层不超过32个电子。

（5）基态和激发态①基态：最低能量状态。

处于最低能量状态的原子称为基态原子。

②激发态：较高能量状态（相对基态而言）。

基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁至较高能级时的状态。

处于激发态的原子称为激发态原子。

③原子光谱：不同元素的原子发生电子跃迁时会吸收（基态→激发态）和放出（激发态→较低激发态或基态）不同的能量（主要是光能），产生不同的光谱——原子光谱（吸收光谱和发射光谱）。

利用光谱分析可以发现新元素或利用特征谱线鉴定元素。

人教版高中化学选修3讲义元素周期律

第2课时元素周期律目标与素养：1.了解元素周期律的内容与实质(宏观辨识与微观探析)2.了解元素原子半径，电离能和电负性的变化规律及应用(证据推理与模型认知)一、元素的化合价、金属性、非金属性和原子半径 1．元素的化合价(1)同周期，从左到右，最高正价由＋1价逐渐增至＋7价(O 、F 除外)；最低负价由－4→－1价。

(2)同主族，从上到下，化合价相同。

2．金属性和非金属性(1)同周期，从左到右，主族元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

(2)同主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

3．原子半径 (1)影响因素(2)变化规律原子半径⎩⎨⎧同周期，从左到右，逐渐减小同主族，从上到下，逐渐增大二、电离能 1．第一电离能(I 1) (1)第一电离能概念气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

(2)元素第一电离能的意义衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。

第一电离能数值越小，原子越容易失去一个电子。

(3)第一电离能的变化规律①同周期，从左到右，元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。

②同主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。

微点拨：同周期从左向右，元素第一电离能呈增大趋势，其中ⅡA与ⅢA，ⅤA 与ⅥA之间元素的第一电离能出现反常。

2．逐级电离能逐级电离能：＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能，用I2表示；＋2价气态正离子再失去一个电子，形成＋3价气态正离子所需要的最低能量叫做第三电离能，用I3表示；依次类推。

且I1＜I2＜I3……三、电负性与对角线规则1．电负性(1)概念①键合电子：原子中用于形成化学键的电子。

②电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(2)衡量标准电负性是由美国化学家鲍林提出的，他以氟的电负性为4.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。

选修3第一章第二节原子结构与元素的性质

《高中化学》选修3
第一章原子结构与性质
第二节原子结构与元素的性质
知识回顾：一、元素周期表的结构（由周期
与族构成）
第1周期(H--He)：2 种元素
短周期第2周期(Li--Ne)：8 种元素
第3周期(Na--Ar)：8 种元素
周期
（横行）
第4周期(K--Kr)：18 种元素
长周期第5周期(Rb--Xe)：18 种元素
1、影响因素:
原子半径的大小
取决于
1、电子的能层数 2、核电荷数 3、核外电子数
2、规律：
（1）电子层数不同时,电子层数越多,原子半径越大。
（2）电子层相同时,核电荷数越大，原子半径越小。（3）电子层、核电荷数都相同时,电子数越多，原子半径越大。
（二）电离能
1、概念
气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kj/mol 从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2
解答：Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O、MgO， Be(OH)2、Al(OH)3都是两性氢氧化物，H3BO3、H2SiO3都是弱酸。这些都说明“对角线规则”的正确性。
二、元素周期律
1．定义
元素的性质随（核电荷数）的递增发生周期
性的递变，称为元素的周期律。 2．实质
元素原子核外电子排布的周期性变化．
（一）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？
3、为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内（如图）？处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属。为什么？

化学元素周期表,元素周期律精读笔记

一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.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结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

化学选修三课件1.2.2元素周期律

答案:C
阅读思考
自主检测
课前预习案新知导学
4.在下列空格中,填上适当的元素符号:
(1)在第三周期中,第一电离能最小的元素是
,第一电离
能最大的元素是
。
(2)在元素周期表中,电负性最大的元素是
,电负性最小
的元素是
。
(3)最活泼的金属元素是
。
(4)最活泼的气态非金属原子是
。
(5)第二、三、四周期原子中p能级半充满的元素是
提示:电负性最大的元素在元素周期表的右上角(即第二周期第 ⅦA族的氟元素),电负性最小的元素在元素周期表的左下方(即第六周期第ⅠA族的铯元素,放射性元素除外)。
(2)已知K、Al、Cl的电负性分别为0.8、1.5、3.0,则KCl、AlCl3 中的化学键类型是什么?
提示:K、Cl的电负性之差为2.2>1.7,故K、Cl形成离子键;Al、Cl 的电负性之差为1.5<1.7,故Al、Cl形成共价键。
任务一、阅读教材第16~17页“原子半径”,回答下列问题: 1.影响原子半径的主要因素有哪些?如何影响? 提示:影响因素:一是电子的能层数,二是核电荷数。能层越多,电子之间的负电排斥使原子的半径增大;而核电荷数越大,核对电子的引力就越大,使原子的半径减小。 2.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?同主族元素原子半径从上到下的变化趋势如何? 提示:同周期主族元素原子半径从左到右依次减小,同主族元素原子半径从上到下依次增大。
答案:(1)Na Ar (2)F Cs (3)Cs (4)F (5)N、P、As
重点难点探究重要考向探究
课堂探究案答疑解惑
探究问题 1.(1)同周期(或同主族)元素(稀有气体除外),随原子序数的递增, 原子半径如何变化? 提示:随着原子序数的递增,同周期元素原子半径逐渐减小,同主族元素原子半径逐渐增大。

化学元素周期律知识点总结

化学元素周期律知识点总结周期律是化学学科中最基本、最基础的知识，它是全部化学知识的基础。

本文将简要回顾化学元素周期律的知识点，总结化学元素周期律的基本概念和定律。

一、化学元素周期律的定义化学元素周期律是一种规律性质，它根据元素的原子序数，将元素分成周期列，2013年诺贝尔奖得主塔波拉-纳塔斯特瑞发现的现代原子理论强调了化学元素周期律。

二、化学元素周期律的基本性质1.期性：化学元素周期律分成周期列，元素从左到右、从上到下以固定的规律排列，每一周期的元素都具有相同或相似的性质，发现这种周期性的人是英国化学家索尔塞特。

2.复性：在化学元素周期律中，元素的相互关系具有重复性，随着原子序数的增加，元素在周期列中每7个即可形成前一组元素的重复，这也是周期律以7个元素组成一伏望律的原因。

三、化学元素周期律的定律1.期律：周期律定律说明了元素在周期列中从左到右、从上到下，每一组元素具有相同或相似的性质，这种相同性质由原子序数决定，原子序数和性质成正比。

2.朗定律：布朗定律指的是每一周期的元素的原子半径，从左到右、从上到下呈现出递减的规律，且原子序数和原子半径成反比。

3.垒定律：势垒定律也叫戈尔斯多夫势垒定律，它指的是元素发生电子受阻的能力随着原子序数的增加，周期性变化，原子序数和电子受阻能力成正比。

四、化学元素周期律的应用化学元素周期律不仅用于元素性质的研究，还可以用于归类元素，推测未知元素的性质，研究元素间的相关性，并在医学、农业、几何等领域开展研究，发现新的应用价值。

以上就是关于化学元素周期律的一些基本知识点的总结，它是掌握化学知识的基础，也是广泛应用的基础。

它构成了每一个元素的性质，也是化学谱系的基础。

只有充分熟悉它，才能更好地掌握化学知识，为今后的科学研究奠定基础。

化学人教选修三第1章第2节原子结构与元素性质

元素 Mg N Na O P S Si
电负性 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
(4)对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：
高考真题演练
1．(1)[2019·高考全国卷Ⅱ，35(3)]比较离子半径：F－_____O2－ (填“大于”“等于”或“小于”)。 (2)[2018·高考全国卷Ⅰ，35(2)]Li＋与 H－具有相同的电子构型，r(Li ＋)小于 r(H－)，原因是_________________________。 (3)(2017·高考江苏卷)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为________________。 (4) 第三周期所有元素的第一电离能 (I1) 大小顺序为 ___________________ (用元素符号表示)。 (5)F、Cl、Br、I 的第一电离能大小顺序为________________，电负性大小顺序为__________________。
(2)周期 ①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。
②元素周期表共 7 个周期：元素周期表中的 7 个周期分别对应 7 个能级组，一个能级组最多容纳的电子数等于一个周期包含的元素总数。
短周期第第一二周周期期：：28种种元元素素
第三周期：8种元素
③周期
例题 (2019·景德镇模拟)根据下列五种元素的第一至第四电离
能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下列各题：
元素代号
I1
I2
I3
I4
Q
2 080
4 000
6 100
9 0
R
500

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结元素周期律是化学的基础概念之一，它是描述元素在化学性质上周期性变化的规律。

本文将对元素周期律的知识点进行总结，包括元素周期表的组成、元素周期律的规律和应用。

1. 元素周期表的组成元素周期表是将所有已知元素按照一定规则排列起来的表格。

它由一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。

元素周期表根据元素的原子序数（即元素的核电荷数量）从小到大进行排列，原子序数相邻的元素彼此具有相似的属性。

2. 元素周期律的规律2.1 周期性规律元素周期表中，不同周期的元素表现出一系列的周期性变化。

一般来说，周期的主要特征是原子半径和原子质量的变化。

在同一周期中，原子半径和原子质量逐渐减小。

这是因为随着电子数目的增加，电子云对于原子核的屏蔽效应增强，使得原子半径缩小。

原子质量减小是由于原子核对中子的质量。

2.2 周期性表规律在元素周期表中，相邻族中的元素具有相似的化学性质。

例如，位于同一族中的元素都有相同的价电子数以及类似的化学反应活性。

这是因为它们具有相同的电子排布，决定了它们的化学性质。

例如，第一族元素都只有一个价电子，容易失去它形成离子。

类似地，第七族元素都只差一个电子就能达到稳定的电子排布状态，因此它们具有容易获得电子的特性。

3. 元素周期律的应用3.1 电子排布和元素化学性质元素周期律的规律可以帮助我们理解元素的化学性质和反应。

根据元素的电子排布，我们可以推断出它们的化学活性、反应能力以及与其他元素的反应方式。

这对于研究化学反应和合成新的化合物非常重要。

3.2 发现新元素元素周期律不断地推动着新元素的发现。

根据元素周期表的规律，科学家们可以预测并寻找具有特定性质的新元素。

通过实验室的研究和合成，科学家们可以合成新的元素并进一步研究它们的性质。

3.3 元素周期律的教学应用在教学过程中，元素周期律被广泛应用于化学知识的传授和学习。

它是帮助学生理解和记忆各种元素的性质和关系的重要工具。

通过学习元素周期律，学生可以了解元素的分类、性质及其在化学反应中的角色，为更深入的学习打下坚实基础。

高中化学选修三元素周期律

根据《课程标准》《考试大纲》的要求、及学生的实际情况，拟定以下教学目标：知识与技能：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。过程与方法：本节教学设计的宗旨是增大学生在课堂上的参与度与思维量，使学生在课堂上处于深刻学习状态，培养学生探究问题的能力，让学生充分体会知识的发现过程。情感态度与价值观：使学生树立量变引起质变的唯物思想，培养探究、合作交流等现代意识。
实验过程中注意观察学生试管夹使用等基本操作是否正确
Na 与水或酸反应的现象
最高氧化物对应水化物的碱性
Mg 与冷水反应：与沸水反应：与盐酸反应： Mg(OH)2为中强碱
Al 与冷水反应：与沸水反应：与盐酸反应：。 Al(OH)3 是:
与冷水反应:
NaOH 是碱
结论：
实验完成后，用图表分析实验现象，目的是突出现象即性质的差别
作业：19页
6.8.9
元素周期律的内容：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径、化合价、金属性非金属性呈现周期性变化。
证明元素金属性强弱的事实：单质和水或酸反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物碱性强弱、单质间的置换反应。
证明元素非金属性强弱的事实：和氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性、非金属单质间的置换反应。
【结论】：同周期元素，最高正价递变规律，最低负价递变规律为：
由于学生没有接触过最高正化合价、最低负化合价的概念，在此需要铺垫总结完通性后引导学生注意到特性：即O F 没有最高正价
原子半径
【问题3】根据原子结构示意图，猜测电子层数与原子半径的关系是，最外层电子数与原子半径的关系是：，根据所给材料，验证你的猜测是否正确？原子半径与原子结构的关系是：试比较K 和 Cl的半径：比较的方法是：你在这还有什么疑问吗？

2020版高中化学人教版选修3课件：1.2.2 元素周期律

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5.电负性 (1)键合电子与电负性:元素相互化合时,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 (2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。 (3)电负性大小的标准:以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。 (4)电负性的变化规律:同周期,从左到右,元素的电负性逐渐变大; 同主族,从上到下,元素的电负性逐渐变小。
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1.能记住元素电离能、电负性的定义。 2.能说出元素原子半径、元素的第一电离能及元素电负性的周期性变化规律。 3.具有运用“位置、结构、性质”三者关系解决实际问题的能力。
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注意:稀有气体元素的原子半径的测量标准和其他元素原子半径的测量标准不同,不作比较。
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二、正确理解电离能的变化规律 1.第一电离能 (1)每个周期的第一种元素(氢或碱金属)第一电离能最小,稀有气体元素原子的第一电离能最大,同周期自左至右,元素的第一电离能呈增大的趋势。 (2)同主族元素原子的第一电离能从上到下逐渐减小。
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(4)对同一种元素来说,原子半径>阳离子的半径,如r(Na)>r(Na+); 原子半径<阴离子的半径,如r(Cl)<r(Cl-)。