高三化学二轮复习教案:元素周期表及元素周期律(原创)

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元素周期律教案(详细)

元素周期律教案(详细)

元素周期律教案(详细)一、教学目标1. 让学生了解元素周期律的基本概念,理解元素周期律的排列规律。

2. 使学生掌握元素周期表的结构,能运用元素周期律分析和解释一些化学现象。

3. 培养学生的观察能力、思维能力和实践能力,提高学生的科学素养。

二、教学内容1. 元素周期律的概念:元素周期律是指元素原子半径、化合价、原子序数等性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化规律。

2. 元素周期表的结构:元素周期表是按照元素原子序数从小到大排列的,分为七个周期,十六个族。

3. 元素周期律的排列规律:a. 周期性变化:同一周期内,随着原子序数的增加,元素原子半径逐渐减小,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;b. 族的变化:同一族内,随着原子序数的增加,元素原子半径逐渐增大,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。

三、教学重点与难点1. 教学重点:元素周期律的概念、元素周期表的结构、元素周期律的排列规律。

2. 教学难点:元素周期律的排列规律的理解和应用。

四、教学方法1. 采用问题驱动法,引导学生发现元素周期律的规律。

2. 利用图表、动画等多媒体教学手段,帮助学生形象地理解元素周期律。

3. 组织学生进行小组讨论,培养学生的合作能力。

五、教学步骤1. 引入新课:通过展示一些化学现象,引导学生思考元素之间是否存在某种规律。

2. 讲解元素周期律的概念:介绍元素周期律的定义和发现过程。

3. 讲解元素周期表的结构:介绍周期表的七个周期和十六个族。

4. 引导学生发现元素周期律的规律:通过观察周期表,引导学生发现原子半径、化合价等性质的周期性变化。

5. 讲解元素周期律的排列规律:详细讲解同一周期和同一族内元素性质的变化规律。

6. 练习与应用:给出一些实例,让学生运用元素周期律进行分析解释。

六、教学拓展1. 介绍元素周期律的应用领域:如化学反应原理、材料科学、生物化学等。

2. 讲解一些重要的元素周期律规律:如金属性与非金属性的分界线、过渡元素的特点等。

高中化学第2讲 元素周期表和元素周期律(教案)

高中化学第2讲 元素周期表和元素周期律(教案)

第2课时 必备知识——元素周期表和元素周期律 知识清单 [重要概念]①周期和族;②短周期和长周期;③元素周期律;④金属性和非金属性[基本规律]①同周期(或主族)元素性质的递变规律;②金属性和非金属性的判断;③元素周期表中“构-位-性”的关系;④元素化合价与元素周期表中位置的关系知识点1 元素周期表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)存在关系: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)元素周期表的结构(2)元素周期表的结构分解图示 元素周期表 ⎩⎪⎪⎪⎨⎪⎪⎪⎧周期(7个)⎩⎪⎨⎪⎧短周期⎩⎪⎨⎪⎧第一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种长周期⎩⎪⎨⎪⎧第四、五、六、七周期元素种数分别为18、18、32、32种族(16个)⎩⎪⎨⎪⎧主族:由短周期和长周期共同构成,共7个副族:完全由长周期元素构成,共7个Ⅷ族:第8、9、10共3个纵列0族:第18纵列①含元素种类最多的族是第ⅢB族,共有32种元素。

②过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族,全部是金属元素,原子最外层电子数不超过2个。

③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。

4.元素周期表结构中隐含的两条规律(1)同周期主族元素原子序数差的关系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。

两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第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。

③第四、五周期的第ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11,第六周期为25。

(2)同主族、邻周期元素的原子序数差的关系①第ⅠA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。

②第ⅡA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。

③第ⅢA~ⅦA族元素,随电子层数的增加,原子序数依次相差8、18、18、32。

元素周期律的教学设计(优秀7篇)

元素周期律的教学设计(优秀7篇)

元素周期律的教学设计(优秀7篇)《元素周期律》教案篇一[教学目的要求]1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

3、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果,从而理解元素周期律的实质。

4、对学生进行科学研究方法的教育。

[教学重点]原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

[教学难点]元素金属性、非金属性变化的规律。

[教学方法]探索发现法和迁移类比法。

[教学用具]投影仪、实验仪器、有关药品。

教学过程(第一课时)[教师引入](出示门捷列夫挂像),介绍门捷列夫是俄国伟大的科学家。

门捷列夫一生最伟大的功绩是什么?[学生回答]发现了元素周期律。

[教师板书]第三节元素周期律[教师引导]如何理解"律"、"周期"的含义?[学生讨论]略。

(可以从"星期"、"年"、"四季"等方面认识。

)[教师小结]律就是规律,是关于元素的规律;所谓周期,首先意味着周而复始的重现。

其次,严格说来并不是简单的重复,而是符合哲学上的观点:螺旋式上升。

望大家在这两节内容的学习中仔细体会。

我们现在明白了:元素周期律就是揭露元素发生周期性变化的规律。

下面,我们就具体研究一下元素在哪些方面发生了周期性变化。

[教师小结]请同学阅读课本130页表5—5中原子序数118号元素原子的核外电子排布一栏。

其中原子序数指的是人们按核电荷数给元素编的号。

阅读后请同学从这样几个角度分析,同时完成表5—6。

[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间[学生活动]略。

[教师板书]核外电子排布横行纵列行与行之间周期性变化[教师引导]核外电子排布的情况我们已经清楚了,请同学利用所学知识推测元素原子半径的变化情况,还是按照刚才我们提出的三个方面讨论。

[学生活动]略。

高三化学教案-《第六讲元素周期律和周期表》 最新

高三化学教案-《第六讲元素周期律和周期表》 最新

非金属性强弱第六讲 元素周期律和周期表一.考点梳理1.元素周期表(1)周期表结构(2)元素周期表与原子结构的关系原子序数=核电荷数=原子核内质子数, 周期序数=电子层数主族族序数=最外层电子数=元素最高正价 2.元素周期律(1)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的规律。

元素性质周期性变化的实质是由于元素原子核外电子排布的周期性变化。

(2)元素周期表中主族元素原子结构和性质的变化规律二.方法归纳1.元素金属性、非金属性强弱的判断方法①单质与水或非氧化性酸反应难易②单质的还原性(或离子的氧化性) ③M(OH)n 的碱性④置换反应①与H 2反应生成气态氢化物难易 ②单质的氧化性(或离子的还原性) ③H n RO m 的酸性(R 为最高正价) ④置换反应2.元素的位、构、性三者之间的关系 金属性强 弱 3个短周期 3个长周期 第1周期(2种元素)第2周期(8种元素)第3周期(8种元素) 4周期(18种元素)第5周期(18种元素)6周期(32种元素)1个不完全周期:第7周期 7个周期 (7个横行) 16个族 (18列) 7个主族 (IA-VIIA)(1、2、13~17列)7个副族 (IIIB ~VIIB 、IB ~IIB)(3列~7列、11、12列)1个VIII 族 (8、9、10列) 1个0族 (18列)三.典例剖析例1 (07湛江)下列变化规律正确的是( )A .O 、S 、Na 、K 的原子半径依次增大B .Na 、Mg 、Al 、Si 的还原性依次增强C .HF 、HCl 、H 2S 、PH 3的稳定性依次增强D .KOH 、Ca(OH)2、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性依次增强〖解析〗本题考查元素周期律知识。

元素周期表中表现的规律主要是从同周期和同主族两方面。

由微粒半径大小比较的一般规律可知A 正确。

同周期元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,因此单质的还原性递减,气态氢化物的稳定性增强,最高价氧化物的水化物的酸性增强,碱性减弱,B 、C 、D 均错误。

2023届高中化学人教版二轮专题复习第4讲-元素性质与元素周期律(表)(学案)

2023届高中化学人教版二轮专题复习第4讲-元素性质与元素周期律(表)(学案)

第4讲元素性质与元素周期律(表)学案一、知识重构1.元素周期律(表)推断必备知识熟记元素周期表的结构及核素的表示形式:①若为①A、①A族元素,差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。

①若为①A族至①A族元素,差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。

第2、3周期没有过渡元素,相差1第4、5周期各有10种过渡元素,相差11第6、7周期各有24种过渡元素,相差25。

2.掌握元素推断中常用的两条规律 (1)最外层电子规律(2)“阴上阳下”规律电子层结构相同的离子,若电性相同,则位于同周期,若电性不同,则阳离子位于阴离子的下一周期———“阴上阳下”规律.如 O 2-、F - 、Na + 、Mg 2+、Al 3+电子层结构相同,则 Na 、Mg 、Al 位于 O 、F 的下一周期.3.“等电子”微粒推断方法 ①“10电子”微粒①“18电子”微粒还有CH 3-CH 3、H 2N -NH 2、HO -OH 、F -F 、F -CH 3、CH 3-OH……4.牢记单质或化合物具有“特性”的元素 H 「单质密度最小、原子半径最小」Li 「①单质密度最小的金属元素;①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」C 「①形成化合物种类最多的元素;①对应的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素;①某种氧化物可产生“温室效应”的元素①形成化合物种类最多」N 「①空气中含量最多的元素;①气态氢化物的水溶液呈碱性的元素;①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素;①常见氢化物可作制冷剂;①某一氢化物可作气态燃料 O 「①地壳中含量最多的元素;①简单氢化物在通常情况下呈液态的元素;①某一单质可杀菌、消毒、漂白①简单气态氢化物的沸点最高」F 「①最活泼的非金属元素;①无正化合价的元素;①无含氧酸的非金属元素;①无氧酸可腐蚀玻璃的元素;①气态氢化物最稳定的元素;①阴离子的还原性最弱的元素;①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」Na「①焰色反应呈黄色的元素;①短周期中金属性最强的元素;①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素;①两种常见氧化物的水化物均呈碱性的短周期元素;①短周期中原子半径最大的元素」Al「①地壳中含量最多的金属元素;①最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素;①氧化物可作耐火材料;①氧化物是刚玉、宝石主要成分的元素」Si「①单质为常见的半导体材料;①最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水①无机非金属材料主角」P「①组成骨骼和牙齿的必要元素;①某一单质和其氢化物都能自燃」S「①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素;①元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素」Cl「单质是黄绿色气体、氧化物用做饮用水的消毒」K「焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素」Ge「单质为常见的半导体材料」Br「常温下单质呈液态的非金属元素」Cs「①最活泼的金属元素;①最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素;①阳离子的氧化性最弱的元素」5.牢记“原子结构特点凸显”的元素(短周期元素)(1)原子核内无中子的原子:氢(H)。

高三化学教案:元素周期律与元素周期表

高三化学教案:元素周期律与元素周期表

高三化学教案:元素周期律与元素周期表鉴于大家对十分关注,小编在此为大家搜集整理了此文高三化学教案:元素周期律与元素周期表,供大家参考! 本文题目:高三化学教案:元素周期律与元素周期表元素周期律与元素周期表一.理解元素周期律及其实质。

1.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.元素原子核外电子排布的周期性变化(原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化)决定了元素性质的周期性变化(原子半径由大到小、最高正价由+1递增到+7、非金属元素最低负价由-4到-1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强)。

二.掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。

1.元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。

元素的金属性越强,其单质与水或酸反应置换出氢越容易,最高价氢氧化物的碱性越强;金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来(K、Ca、Na、Ba等除外)。

2.元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。

元素的非金属性越强,其单质与氢气化合越容易,形成的气态氢化物越稳定,最高价氧化物对应的水化物酸性越强;非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来(F2除外)三.熟悉元素周期表的结构,熟记主族元素的名称及符号。

1.记住7个横行,即7个周期(三短、三长、一不完全)。

2.记住18个纵行,包括7个主族(ⅠA~ⅦA)、7个副族(ⅠB~ⅦB)、1个第Ⅷ族(第8、9、10纵行)和1个0族(即稀有气体元素)。

3.记住金属与非金属元素的分界线(氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间)。

4.能推断主族元素所在位置(周期、族)和原子序数、核外电子排布。

四.能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。

1.原子序数=原子核内质子数;周期数=原子核外电子层数;主族数=原子最外层电子数=价电子数=元素最高正价数=8-最低负价。

2.同周期主族元素从左到右,原子半径递减,金属性递减、非金属性递增;同主族元素从上到下,原子半径递增,金属性递增、非金属性递减;位于金属与非金属元素分界线附近的元素,既表现某些金属的性质,又表现某些非金属的性质。

高中化学教案:认识元素周期表

高中化学教案:认识元素周期表

高中化学教案:认识元素周期表认识元素周期表随着人类科技的不断进步和科学技术的不断发展,元素周期表成为了化学中不可或缺的一部分。

作为化学元素的历史与现状的总和,周期表既是化学科学的经典之作,也是化学知识的重中之重。

在高中化学教学中,学生了解和掌握元素周期表的各种特性和规律,是学习化学知识的重要一环。

元素周期表是由所有元素按照其原子核构成和化学性质排成的表格。

它按照递增的原子序数排列,具有相似性质的元素排列在一列上,形成周期性的规律。

周期表的最末尾是稀有气体,而每行至少有两种金属和一种非金属或金属与半金属相互交替。

学生需要了解周期表中元素的基本信息,如元素名称、元素符号、原子序数和相对原子质量等。

这些信息对于理解化学周期性规律和化学反应的过程很重要。

学生需要掌握元素周期表中元素的分组和分类规则。

在周期表中,元素依照电子层排布、元素电子结构和元素化学特性的相似性被分为同一族(8个主族、两个副族和一个杂家族)和同一周期(1至7周期)中。

同一族中的元素具有相似的化学性质,相邻两族中元素的化学性质存在很大的不同。

其中,8个主族元素包括水素(H)、铷(Rb)、钠(Na)、锂(Li)、钾(K)、鈹(Cs)、鈉(Fr)和氢(He)。

它们具有相似的电子结构和化学性质,例如,水素和氧气的结合可形成水,铷、钠则具有很强的化学反应性。

此外,元素周期表中的副族元素和杂族元素具有不同的特点和化学性质。

副族元素包括锌(Zn)、铍(Be)等,它们具有较弱的化学活性和相对较小的离化能。

而杂族元素则是位于周期表中心的三十种有特殊性质的元素。

此外,学生还需要了解元素周期表中化学性质的周期规律以及元素中几种坐标的含义和使用。

化学周期性规律主要表现为每个周期性质的变化,很多性质随着原子序数的增加而呈周期变化,例如原子半径和电负性。

具体,原子半径在同一周期内,原子序数增加而下降;而在同一族中,原子半径增加而下降。

电负性是一种化学性质,它表明一个原子吸引电子的能力。

完整版)元素周期律教案(详细)

完整版)元素周期律教案(详细)

完整版)元素周期律教案(详细)们来看看原子半径的周期性变化。

原子半径随着原子序数的增加而减小,但在同一周期内,随着电子层数的增加,原子半径也会增加。

这是因为电子层数增加,电子云的大小也会增加,从而使原子半径增加。

讲述]接下来我们来看看元素的化合价的周期性变化。

在同一周期内,元素的化合价随着原子序数的增加而增加,而在同一族内,元素的化合价相同。

这是因为在同一周期内,原子核外电子数不变,但电子云的大小会随着电子层数的增加而增加,从而使元素的化合价增加。

讲述]最后我们来看看元素的金属性和非金属性的周期性变化。

在元素周期表中,从左到右金属性逐渐减弱,从右到左非金属性逐渐减弱。

这是因为金属性元素的原子结构中,原子核外电子数少,容易失去电子成为阳离子;而非金属性元素的原子结构中,原子核外电子数多,容易吸收电子成为阴离子。

六、教学反思通过本节课的教学,学生们对元素周期律有了更深刻的理解。

启发式教学和引导讨论式的教学方法,激发了学生们的研究兴趣和自主思考能力。

在教学过程中,应注意引导学生进行观察比较和归纳总结,帮助学生理解元素周期律的实质,提高学生的空间想象能力和类比推理能力。

和探究,了解了元素周期律的基本规律。

在这个环节中,我们将进一步分析周期表中性质的规律。

首先,我们可以看到元素周期表中,同一周期的元素具有相似的化学性质,而不同周期的元素则有着明显的差异。

这是因为同一周期的元素拥有相同的电子层数,而不同周期的元素则拥有不同的电子层数。

其次,我们可以发现,元素周期表中,元素的化合价也呈现周期性变化。

具体来说,同一周期的元素化合价相同,而不同周期的元素则化合价不同。

另外,元素周期表中,金属性和非金属性的变化也呈现周期性。

同一周期元素的金属性和非金属性都随着原子序数的递增而呈周期性变化。

最后,我们需要注意的是,元素周期表中,元素的原子半径也具有周期性变化。

同一周期元素的原子半径随着原子序数的递增而逐渐减小,而不同周期的元素则原子半径不同。

元素周期律与元素周期表(高三化学二轮专题复习)

元素周期律与元素周期表(高三化学二轮专题复习)

元素周期律与元素周期表1.某化合物(结构如图所示)是一种家用杀虫剂。

X 、Y 、Z 、W 、R 为原子序数逐渐增大的短周期元素,Z 与R 不在同一周期。

下列叙述正确的是A .Z 、W 的氢化物均很稳定B .阴离子的还原性:R>XC .W 、R 两种元素均可形成能使品红溶液褪色的化合物,且褪色原理相同D .元素Y 与元素R 均能形成三种以上的含氧酸盐2.X 、Y 、Z 、V 、W 五种短周期元素,原子序数依次增大,其中Z 的原子半径最大,Z 的单质在W 的单质中燃烧产生黄色火焰,生成ZW 型化合物;五种元素可以组成一种有机盐(如图所示)。

下列说法正确的是A .Y 与W 形成的分子空间结构为三角锥B .V 单质微溶于Y 与V 组成的二元化合物C .原子半径的大小关系为:Z>V>WD .热稳定性:X 与V 组成的二元化合物>X 与W 组成的二元化合物3.根据下表中有关短周期元素性质的数据,下列说法正确的是 ① ① ① ① ① ① ① ① 原子半径(1010m -) 0.74 1.601.52 1.10 0.99 1.86 0.75 0.82 主要化合价 最高价 — +2+1 +5 +7 +1 +5 +3 最低价 2- — — 3- 1- — 3-— A .①的简单氢化物沸点大于①的简单氢化物B .①号元素简单离子半径大于①号元素简单离子半径C .①号元素最高价氧化物对应水化物的酸性最强D .①和①号元素形成的类似金刚石结构的化合物中两种原子杂化类型不同4.如图是元素周期表的一部分,X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素,若Z 原子序数是Y 的两倍,则下列说法正确的是A .X 元素的简单氢化物分子内可以形成氢键B .Y 元素与X 、Z 、W 元素均可形成两种以上的化合物,且都能溶于水C .最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>WD .阴离子半径由大到小的顺序为:Z>W>X>Y5.R、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号元素。

2018年周期律

2018年周期律

元素周期表和元素周期律班级:姓名:学习时间:【课前自主复习与思考】1.阅读并思考《创新设计》相关内容。

2.元素周期表的结构及应用,同主族、同周期元素性质的变化规律。

3.元素金属性与非金属性强弱的方法。

【结合自主复习内容思考如下问题】1.下列说法正确的是()A.ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强B.ⅥA族元素的氢化物中,稳定性最好的其沸点也最高C.同周期非金属元素的氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强D.第3周期元素的离子半径从左到右逐渐减小2.X、Y是元素周期表中ⅦA的两种元素,下列叙述中能说明X元素的非金属性比Y元素的强的是()A.X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B.X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C.X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D.Y单质能将X从NaX的溶液中置换出来【考纲点拨】1.了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

2.认识元素周期律的本质。

掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质的递变规律。

3.了解元素(主族和零族)原子结构、在周期表中的位置、性质及它们之间的关系。

【自主研究例题】1.(2010浙江卷.8)有X、Y、Z、W、M五种短周期元素,其中X、Y、Z、W同周期,Z、M同主族;X+与M2-具有相同的电子层结构;离子半径:Z2->W-;Y的单质晶体熔点高、硬度大,是一种重要的半导体材料。

下列说法中,正确的是A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物B.由于W、Z、M元素的氢气化物相对分子质量依次减小,所以其沸点依次降低C.元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂教师点评:本题为元素周期律与周期表知识题。

首先,运用周期表工具,结合周期规律,考虑位、构、性关系推断X、Y、Z、W、M分别是什么元素。

在此基础上应用知识解决题给选项的问题。

本题分析的要点或关键词是:短周期元素、同周期、同主族、相同的电子层结构、离子半径大小、单质晶体熔点硬度、半导体材料等。

高三化学元素周期律与元素周期表

高三化学元素周期律与元素周期表

1、元素周期表的结构
短周期:3个(第1、2、3周期)
周期
7个
长周期:4个(第4、5、6、周期,
周期表 (七个横行) 其中第7周期为不完全周期)
主族7个:ⅠA-ⅦA

16个 (共18个纵行)
副族7个:IB-ⅦB 第Ⅷ族1个(3个纵行) 零族(1个)稀有气体元素
A. 原子序数=核电核数=质子数=核外电子数 B. 周期序数=原子核外电子层数 C. 主族序数=原子的最外层电子数=元素最高价数
⑤ (d)
元素性质的递变规律
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

半径由大变小
1半
2径
3
由 小
4
变 大
5
6
7
非金属性逐渐增强


B




Al Si



Ge As
逐 渐
增 强
Sb Te
增 强
金属性逐渐增强
Po At
再见
网上订花 买花 订花 网上订花 买花 订花
A、非金属性强弱为:X>Y>Z
B、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、Z
C、原子半径大小是:X<Y<Z
D、对应阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱
3.指出原子序数为5、17、20、35的元素的 位置在哪里?(用周期和族表示)
4.下列各组原子序数表示的两种元素,能形 成AB2型离子化合物的是( A )
7、 X、Y、Z为短周期三种元素,已知
X和Y同周期,Y和Z同主族,又知三种元 素原子最外层电子数总和为14,而质子数 总和为28,则三种元素为(D) (A)N、P、O (B)N、C、Si (C)B、Mg、Al (D)C、N、P

化学元素周期表教案(15篇)

化学元素周期表教案(15篇)

化学元素周期表教案(15篇)元素周期律的教学设计1一。

教材分析1.教学内容本节内容选自全日制高级中学化学课本必修第一册第五章(物质结构元素周期律)第二节。

主要内容包括:原子序数和周期性的概念;元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。

并认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果,从而理解元素周期律的实质。

2教材的地位和作用本节内容属基础理论知识范畴,不仅是本书的重点,也是整个中学化学的重点。

在教材安排上,它起到了承上启下的作用。

它不仅对学过的碱金属‘卤素等主族元素作了规律性的总结,也为即将学习的元素周期表和氧族元素等律后元素的学习奠定了理论知识基础。

通过本节内容的学习,同学们才真正打开了运用基础理论知识系统性的学习元素及其性质的科学大门。

3教材目标(一)知识目标:(1).使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化;(2).认识元素性质的周期性变化,是元素原子核外电子排布周期性变化的结果,从而理解元素周期律的实质。

(3).了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标:热爱、理解对规律探讨的科学家(二)能力目标:进行科学研究方法的教育观点教育:量变引起质变。

通过元素周期律的推出及运用,初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力;在学习中提高自学能力和阅读能力(三)德育目标:结合元素周期律的学习,使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。

从周期律的导出,培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。

4教学的重点与难点重点:核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化;元素周期律的实质难点:金属性、非金属性的周期性变化二。

教学方法:1方法:诱思探究法──通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。

高考化学二轮复习第一篇专题12考向2元素周期表元素周期律课件

高考化学二轮复习第一篇专题12考向2元素周期表元素周期律课件

(3)已知XH3易与R2+形成配离子,但XM3不易与R2+形成配离子,其原因是 _________________________________________________________________。
【解析】X、Y、M、Z、R是原子序数依次增大的前四周期元素,XY2是红棕色气 体,X与氢元素可形成XH3,则X为N元素、Y为O元素;M是周期表中电负性最大的 元素,则M为F元素;Z基态原子的M层是K层电子数的3倍,则原子M层电子数为
2 构型为平面三角形;
(3)①H2Se和H2S均为分子晶体,由于分子晶体相对分子质量H2Se>H2S,故分子间 作用力H2Se>H2S,因此沸点H2Se>H2S; ②由于原子半径O<S,故共价键O-H键的键长小于S-H键,键能O-H>S-H,因此H2O 的稳定性高于H2S,则分解温度高于H2S。
答案:(1)
250
①H2Se沸点高于H2S的原因为_________________________________________。 ②H2O的分解温度高于H2S的原因为____________________________________。
【解析】(1)由于Zn的价层电子排布式为3d104s2,可见与Zn同一副族且在Zn下一
答案:(1)1s22s22p63s1或[Ne]3s1 Cl (2)O Mn (3)同周期元素随核电荷数依次增大,原子半径逐渐变小,故结合一个电子释放 出的能量依次增大 N的2p轨道为半充满状态,具有额外稳定性,故不易结合一 个电子
预测演练·提升解题力
1.X、Y、M、Z、R为前四周期元素,且原子序数依次增大。XY2是红棕色气体;X与 氢元素可形成XH3;M是周期表中电负性最大的元素;Z基态原子的M层是K层电子数 的3倍;R2+的3d轨道中有9个电子。请回答下列问题:
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元素周期表
1.掌握元素周期表的结构。

2.掌握周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系
3.了解周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律
一、元素周期表的结构
长式元素周期表在编排时将排在一行,将排在一列;元素周期表共个周期,分为个短周期,个长周期,第七周期未排满,称为不完全周期;元素周期表共纵行,分为个族,其中主族、副族各个,另有和。

元素周期表中元素的“外围电子排布”又称,按其差异可将周期表分为、、、、五个区,、区的元素统称为过渡元素。

思考:1。

一、二、三、四周期各包含几种元素?
2.一、二、三、四周期上下相邻的元素核电荷数之差可能是多少?找出其中的规律。

二、元素周期表与原子结构的关系
主族元素的周期序数= ;主族序数= = ;
│主族元素的负化合价│=8-主族序数
三、元素周期表的应用
1.推测某些元素的性质:常见的题型是给出一种不常见的主族元素或尚未发现的主族元素,要我们根据该元素所在族的熟悉元素的性质,根据相似性与递变规律,加以推测。

2.判断单核微粒的半径大小:
思考:单核微粒的半径大小取决于两个因素:①越多,微粒的半径越大(主要)②相同时,越大,微粒的半径越小。

3.判断生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性、还原能力;判断非单质的氧化性强弱及单质间的置换;判断金属与水或酸反应的剧烈程度;判断金属单质的还原性强弱及单质间的置换;判断金属阳离子的氧化能力;判断高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱;判断电极反应。

A.原子的最外层电子数都是8个电子
B.其原子与同周期IA、IIB族阳离子具有相同的核外电子排布
C.化学性质非常不活泼
D.原子半径比同周期VIIA族元素原子的大
解析:稀有气体是零族元素,解题时首先归纳它们的结构及其有关性质的特点。

它们原子的特征是最外层电子都达到稳定结构(除He外最外层2个电子外,其余都是8个电子的稳定结构),故A错误。

其其原子与下一周期IA、IIB族阳离子具有相同的核外电子排布,故B 错误。

由于最外层电子达到稳定结构,因此化学性质非常不活泼,C正确。

它们的原子半径比同周期VIIA族元素原子的大,在D正确。

答案:AB
【例2】已知短周期元素的离子a A2+, b B+, c C3-, d D-都具有相同的电子层结构,下列叙述正确的是
A.原子半径A>B>D>C
B.原子序数d>c>b>a
C.离子半径C>D>B>A
D.单质的还原性A>B>D>C
解析:短周期元素原子形成的离子都具有稀有气体原子的结构,其中阳离子与上一周期稀有气体原子的结构相同,阴离子与同一周期稀有气体原子的结构相同,再根据离子所带电荷数,可确定原子序数为a > b >d>c,B项错误;根据原子半径的递变规律知它们的原子半径为B > A > C > D,A项错误;电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加而减小,C 正确;A、B是金属,A排在B的后面,B的还原性强,D错误。

答案:C
【例3】已知铍(Be)的原子序数为4。

下列对铍及其化合物的叙述中正确的是A.铍的原子半径大于硼的原子半径
B.氯化铍分子中铍的最外层电子数是8
C.氢氧化铍碱性比氢氧化钙的弱
D.单质铍跟冷水反应产生氢气
解析:铍和硼在同一周期,铍排在硼前面,半径大,A正确;氯化铍分子中铍的最外层电子数应为2,B错;铍和钙在同一族,铍在上面,金属性弱,对应氢氢化物碱性弱,C正确;铍和镁在同一族,铍在上面,金属性弱,与冷水更难反应。

解答:A C
【例4】A、B、C三种元素具有相同的电子层数,它们相同物质的量的原子获得相同物质的量的电子时释放出的能量是A>C>B,则它们的原子序数大小顺序是
A.B>C>A B.B>A>C
C.A>B>C D.A>C>B
解析:某元素的原子非金属性越强,越易得到电子,得到电子后释放的能量也多,由题中所给信息知,A、B、C是同周期元素,且非金属性A>C>B,
答案 D
【例5】A、B、C是周期表中相邻的三种元素,其中A、B同周期,B、C同主族,此三种元素原子最外层电子数之和为17,质子数之和为31,则A、B、C分别为、、。

解析:A、B、C在周期表中的位置可能有以下4种排列方式:
C C A B B A
A B B A C C
① ② ③ ④
质子数之和为31,由4种排列方式可知,A、B、C只能分布在2、3周期,B、C原子序数之差为8,设B质子数为x讨论即可。

答案:N O S
元素周期律
1.原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素金属性和非金属性的周期性变化
2.电离能、电负性及其周期性变化
3.元素周期律在周期表中的具体体现
元素周期律
元素的性质随着的递增而呈周期性变化,这一规律叫做元素律,元素性质的周期性变化的本质原因是。

二、元素性质周期性变化的具体表现:随着核电荷数的递增,每隔一定数目的元素
①原子半径由大到小;
②主要化合价:正价由+1→+7,负价由-4→-1;
③元素性质:同一周期由前往后金属性,非金属性,同一主族,由上往下金属性,非金属性;
④电离能:态电性基态原子失去个电子,转化为气态基态正离子所需要的叫做第一电离能。

第一电离能越大,金属活动性越。

同一元素的第二电离能第一电离能;同一主族,由上往下第一电离能,同一周期由前往后电离有的趋势,但二、三周期中、、和四种元素的原子第一电离能大于相邻的前后元素的原子,这是因为
⑤电负性:电负性用来描述,电负性的大小也可作为的尺度,在元素周期表中,电负性最大的是,金属的电负性一般 1.8;同一周期由前往后电负性,同一主族,由上往下电负性。

【例1】x 、y为两种元素的原子,x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构,由此可知
A. x的原子半径大于y的原子半径。

B. x的电负性大于y的电负性。

C. x 的氧化性大于y的氧化性。

D. x的第一电离能大于y 的第一电离能。

解析:x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构,则y原子比x原子多一个电子层,y原子半径大,A项错误;x是非金属,y是金属,非金属的电负性大于金属,B项正确;y单质无氧化性,C错误;x是非金属,y是金属,非金属的第一电离能大于金属,D错误。

答案:B。

【例2】1、某元素的电离能(电子伏特)如下:
此元素位于元素周期表的族数是
A. IA
B. ⅡA
C. ⅢA D、ⅣA E、ⅥA F、ⅤA G、ⅦA
解析:由I5→I6电离能发生突跃,可知该元素的原子外层有5个电子。

答案:E。

【例3】应用元素周期律的有关知识,可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。

下列预测中不正确的是
①Be的氧化物的水化物可能具有两性,②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用均产生氢气,
③At单质为有色固体,AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸,④Li在氧气中剧烈燃烧,产物
是Li2O2,其溶液是一种强碱,⑤SrSO4是难溶于水的白色固体,⑥H2Se是无色,有毒,比H2S稳定的气体
A.①②③④B.②④⑥C.①③⑤D.②④⑤
解析:由对角线规律可知Be的化合物性质与Al的化合物性质相似,①对;Tl与Al同一族,金属性比铝强很多,能与盐酸产生氢气,但不能和NaOH溶液作用,②错;卤化银颜色由上往下加深,溶解度减小,③对;Li在氧气中燃烧,产物是Li2O,④错;筛选可知答案:C
【例4】气态中性基态原子的原子核外电子排布发生如下变化,吸收能量最多的是
A. 1s22s22p63s23p2→1s22s22p63s23p1
B. 1s22s22p63s23p3→1s22s22p63s23p2
C. 1s22s22p63s23p4→1s22s22p63s23p3
D. 1s22s22p63s23p64s24p2→1s22s22p63s23p64s24p1
解析:题中A、B、C、D依次为Si、P、S、Ge;Si和Ge同一族,Si在Ge上方,第一电离能大;Si、P、S为同一周期相邻元素,P的3p轨道半充满,电子能量较低,第一电离能大。

答案:B
【例5】12.下列是几种原子的基态电子排布,电负性最大的原子是
A.1s22s22p4
B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2
D.1s22s22p63s23p64s2
解析:题中A、B、C、D依次为O、P、Si、Ga;O的非金属性最强,电负性最大
答案:A
【例6】根据下列五种元素的电离能数据(单位:kJ/mol),回答下面各题。

1.在周期表中,最可能处于同一族的是
A Q和R
B S和T
C T和U
D R和T
E R和U
2.下列元素中,化学性质和物理性质最像Q元素的是
A 硼(1s22s22p1)
B 铍(1s22s2)
C 锂(1s22s1)
D 氢(1s1)
E 氦(1s2)
解析:R、U的最外层电子数均为1,R和U最可能处于同一族;Q第一电离能很大,可能为0族元素
答案:E E。

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