[精]高中化学第三册第九章初识元素周期律9.1元素周期律(1)
元素周期律知识点总结
1. 微粒间数目关系 最外层电子数决定元素的化学性质 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 ） 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：80;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 。 4 .电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。 ~20号元素组成的微粒的结构特点 （1）.常见的等电子体 原子结构 ： 元素周期律 决定原子种类 冲子N （不带电荷）, ----------------------------- f 原子核- > T 质量数（A=N+Z ） I 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ______________ 豪同位素 （核素） —巻近似相对原子质量 事元素 T 元素符号 「最外层电子数决定主族元素的... 电子数（Z 个）:丿 I 〔化学性质及最高正价和族序数 -■ 广体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道 决定原子呈电中性 核外电子/运动特征 排布规律 ，表示方法 、电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。 T 电子层数——■周期序数及原子半径 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 原子（A Z X ） * ________ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 广 原子核｝ W 中子（A-Z ）个 决定同位素种类 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 =核外电子数一所带电荷数 2.原子表达式及其含义 Xd± A 表示X 原子的质量数；Z 表示兀素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: 1 H 。 2 .最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。 3 .电子层数与最外层电子数相等: i H 、4Be 、 13AI 。 5 .次外层电子数为最外层电子数 2 倍：3Li 、 i4Si 6 .内层电子总数是最外层电子数 2 倍：3Li 、 15P 。 ①2个电子的微粒。分子: He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+ 。
化学元素周期表,元素周期律精读笔记!!
化学元素周期表,元素 周期律精读笔记!! https://www.360docs.net/doc/9e16940698.html,work Information Technology Company.2020YEAR
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^2 4.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层32 5.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：2,8,8,18,32,32
高中化学第三册第九章初识元素周期律9.2元素周期表第一课时元素周期表导学案沪科版
第一课时 元素周期表 【学习目标】 1、能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。 2、理解和掌握元素周期表中的周期、族的涵义。 3、元素的原子结构与其在元素周期表的位置的相互推断 4、通过分析原子序数，掌握元素间原子序数的关系 5、通过自主学习过程，培养自己阅读、总结问题、归纳问题的能力。 6、通过了解化学史，培养自己勇于创新的的品质 【重点】元素周期表的结构和元素在周期表中位置的表示方法 【难点】掌握元素间原子序数的关系。 1 熟记。2．完成教材助读设置的问题，依据发现的问题再研读教材或查阅资料，解决问题。将预习中不能解决的问题填在“我的疑惑”处。查阅元素周期表的发现历史。3．利用30分钟高效完成。 I 、知识准备 构成原子的微粒及其数量关系 1、原子的构成： 2、数量关系： 核电荷数= = 原子 II 、教材助读 一、第一张元素周期表及其编制 1869年，俄国化学家 将元素按照 由小到大依次排列，并将 的元素放在一个 ，制出了第一张元素周期表。 二、现行元素周期表的编排原则 （一）原子序数 1.定义：按照元素在周期表中的 给元素编号，得到原子序数。 2.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系： 原子序数＝ ＝ ＝ （二）现行元素周期表编排规则 将 相同．．的元素，按 的顺序从左到右排成横行．． ， 把 相同．．的元素，按 的顺序从上到下排成纵行．． ， 三、元素周期表的结构 元素周期表有 个横行，每一横行称为一个 ，故元素周期表共有 个周期。 周期表有 个纵行。除第 三个纵行叫做第 族外，其余每个纵行各为 一 。族的序号一般用罗马数字表示，主族元素的族序数后标 ；副族元素的族序
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结Last revision on 21 December 2020
中子N （核素） 原子核近似相对原子质量 质子Z → 元素符号 原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）： 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：1 1H 。 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 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。 ~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 ±b
第九章 元素周期律教学基本要求
第九章初识元素周期律一、教学内容及学习水平
二、配套作业 9.1元素周期律 一.选择 1.1元素性质呈周期性变化的根本原因是 A．元素原子核外电子排布呈周期性变化 B．元素非金属性、金属性呈周期性变化 C．元素原子半径呈周期性变化 D．元素化合价呈周期性变化 1.2某元素的原子最外层有两个电子，该元素为（） A．金属元素 B．ⅡA族元素 C．稀有气体 D．无法判断 1.3下列各组元素中，原子半径依次增大的是（） A． I、Br、Cl B． O、S、Na C．Al、Si、P D．C、N、B 1.4元素的化学性质主要决定于（） A．原子的半径 B．原子核外电子层结构 C．元素化合价 D．元素的相对原子质量 1.5 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。有关A、B元素有以下叙述，其中正确的是（）
A．原子半径AB C．原子序数A>B D．原子最外层电子数A元素周期律教学设计
元素周期律教学设计 《元素周期律》教学设计 无锡市荡口中学陆静娟 【教材分析】 1(《化学课程标准》的要求: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。 2(教材分析:本节课是江苏版化学必修2专题1第一单元《核外电子排布与周期律》的“元素周期律”的教学内容。专题1《微观结构与物质的多样性》着力引导学生从结构的角度去认识和把握物质的性质，进而逐步展现化学学科中“结构—性质—用途”的主线，是《化学1》相关内容的深化和拓展。本单元是在江苏版化学必修1专题1第三单元《人类对原子结构的认识》的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律。 【学情分析】 学生在初中的学习中已初步认识原子的构成、原子核外电子的排布规律，对元素周期表也有了最基本的认识，通过高中《化学1》的学习学生对原子的结构又有了进一步认识，所以学生已基本具备通过原子结构的知识分析归纳元素原子核外电子排布规律的能力，也完全可以通过阅读资料、动手实验等方法探究归纳元素性质周期性变化的一般规律。 【设计思路】 通过核电荷数1~18号元素原子结构示意图设置情景，让学生在比较这些元素原子结构异同的基础上，激发学生认识原子结构和元素性质的关系。通过实验探究的方法探讨元素性质随元素核电荷数递增的变化规律。 创设问题情境?分析处理素材?交流讨论?得出规律
【教学目标】 1(运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。 2(模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。 3(引导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。 【重点难点】 1 原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律 【课时安排】2课时 【教学方法】自学和讨论、实验探究、数据分析 【教学过程】 教师活动学生活动教学意图 [引入]门捷列夫制定元素周期表的依据讨论、交流创设情境，是什么,元素周期表中各元素之间有无引起学生规律可循呢,这节课我们就来学习元素学习的兴周期律。趣。 [板书]元素周期律 [引导和提问] 画核电荷数1~18号元复习旧知1(请同学们画出核电荷数1~18元素的素的原子结构示意图。识，引发新原子结构示意图。寻找规律。知识。 归纳、回答: 从学生熟 1~2号元素:电子层数悉的元素 相同，都是1，最外电入手，增强 子层上的电子数从1到学生对新2(试着寻找各元素原子核外电子排布的2。 知识的亲规律。 3~10号元素:电子层数切感，培养
最新元素周期律17个知识点归纳
必修2第二章第二节元素周期律17个知识点归纳 1、对原子的4点认识 （1）原子是构成物质的三种微粒（分子、原子、离子）之一。 （2）原子是化学变化中的最小微粒。 化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。 （3）原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。 原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。（4）原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。 离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。 2、前20号元素原子结构示意图的4种基本模型 用Z表示原子序数，将前20号元素的原子结构示意图归纳成四种基本模型如下： 3、同周期主族元素性质的递变规律6条 （1）核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多（除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个）。 （2）原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。 （3）最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1 → +7（氧、氟例外）。 （4）非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 → -1。（5）金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。
（6）元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。 4、元素周期律：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。 5、有关元素周期表的10点认识： （1）元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。 （2）周期是电子层数相同的元素集合，族是性质相似的元素集合。 （3）族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。 （4）族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA（NaH）。（5）元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期（依据现在的元素周期表）。 （6）元素种类最多的族是IIIB，其次是VIII族。 （7）如果原子序数为x的元素是IIA的元素，则原子序数为（x+1）的元素可能是IIIA元素或IIIB元素。 （8）元素周期表中每一种元素占据元素周期表的一个方格，而每一个方格内的元素有的不止一个（例如：镧系、锕系15种元素占一个方格）。 （9）IA元素的最外层电子数都是1，最层电子数是1的元素不一定在IA，可能在IB，例如：Cu、Ag、Au等。 （10）IIA元素的最外层电子数都是2，最层电子数是2的元素不一定在IIA，可能在0族，如：He；也可能在IIB，如：Zn、Cd、Hg。 6、主族金属元素的原子半径、金属性、元素最高价氧化物对应水化物的碱性递变规律示意图 族：IA IIA IIIA IVA VA VIA
2019-2020学年高中化学第三册第九章初识元素周期律9.1元素周期律教案1沪科版 .doc
2019-2020学年高中化学第三册第九章初识元素周期律9.1元素周期 律教案1沪科版 一、教学目标 1．知识与技能 （1）元素原子半径、主要化合价的变化规律（Ｂ）； （2）原子序数（Ｂ） 2．过程与方法 （1）通过对元素性质变化规律的初探，关注分析问题和发现问题的能力的培养；关注利用各种图表信息得出结论的能力的培养。 （2）通过元素性质变化规律的探析，关注形象思维和抽象思维能力的培养，以及对事物的真正理解。 3．情感态度与价值观 （1）通过对元素性质变化规律的初探，感悟自主发现规律的喜悦。 （2）通过对元素性质变化规律的初探，懂得世界是有规律的且规律可知的认识观念。 （3）通过对元素性质变化规律的初探，感悟真理的相对性。 二、教学重点和难点 1．教学重点 元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的变化规律。 2．教学难点 周期性概念的建立。 教学过程设计： [引入]目前人类已知的化学元素只有100多种，但由这些元素组成的物质却多达几千万甚至更多，这些物质所表现出来的物理、化学性质千差万别。可以想象对这些物质及其性质进行梳理是多么重要又是多么不容易。那么我们是否能总结出一种规律，让它帮助我们认识世界上的各种元素呢？ [板书] 第一节元素周期律 一、元素周期律 （一）元素性质的周期性变化 [板书]1.原子半径的周期性变化
总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。 2. 元素化合价的周期性变化
结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。 3.原子核外电子排布的周期性 结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
元素周期表与元素周期律的知识点整理归纳(精华版).doc
元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行，个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期，设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法
⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力Cl S 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力Fe Cu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性： 同主族元素的原子，最外层电子数，决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次，原子的电子层数依次，原了半径逐渐；原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性： 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数，但从左到右核电荷数依次，最外层电子数依次，原子半径逐渐，（稀有气体元素除外）。原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐。 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 1.位、构、性的关系
初识元素周期律笔记
元素周期律 1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最 外层电子数决定。 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的变化。 3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。 4.周期序数= 该周期元素原子的电子层数 主族的族序数= 该族元素原子的最外层电子数 5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒 数第三层的部分电子有关。 元素周期表 一、概念 1.元素周期表是元素周期律的表现形式。 2.编排原则： （1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。 （2）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纵行。 3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。 4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原 子获得电子能力的强弱。 二、元素性质递变的周期性 引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。 1.化合价 （1）主族元素的最高正价= 最外层电子数= 主族序数= 8 -︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价） 主族元素最低负价= 主族序数– 8（除第一周期外） ︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 （2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。 2.原子半径 （1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。 （2） 3.金属性和非金属性 （1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐 减弱。 （2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。 （3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致 例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：Na
9-元素周期表(第2课时)
第八章初识元素周期律 第二节元素周期表 （第二课时） 三、元素性质的递变规律 1、同周期、同主族元素性质的递变规律 ①指的是同周期的主族元素 ②氢元素：最高正价为+1价，最低负价为-1； 氧、氟元素无正价； 金属无负价； 稀有气体化合价为0。 2、元素金属性和非金属性强弱的判断方法 元素周期表还对金属元素和非金属元素进行了分区，如果沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左面是金属，右面是非金属。 位于虚线附近的元素，既表现金属元素的某些性质，又表现非金属元素的某些性质。 金属性最强的元素位于周期表的左下角，非金属性最强的元素位于周期表右上角。（1）元素金属性强弱的判断方法 本质：原子越易失电子，金属性越强【与得失电子的数目无关】 判断依据： ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强； ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强； ③单质还原性越强或离子氧化性越强，金属性越强； ④最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强； ⑤彼此间的置换反应； ⑥原电池中，做负极的金属，金属性越强。
（2）元素非金属性强弱的判断方法 本质：原子越易得电子，非金属性越强 判断方法： ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强； ②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性； ③最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；（对应的盐的酸碱性） ④彼此间的置换反应 【典型例题】 例1：几种短周期元素的原子半径及主要化合价如图所示： 根据表中数据，判断以下说法正确的是（） A、单质与稀硫酸反应的速率快慢：R > Y > X B、离子半径：T2- > X2+ C、元素最高价氧化物对应水化物的碱性：Y > R > X D、单质与氢气化合的难易程度：Z > T 例2：A、B、C为短周期元素，在周期表中所处位置如图所示，A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等 （1）写出A、B、C三种元素的名称______、_______、_______。 （2）B位于元素周期表第___周期，第___族。 （3）C的原子结构示意图为：________________________。 （4）比较B、C的原子半径：B_______C，写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式__________________________________________。 【课堂练习】 1、下列离子半径大小的比较正确的是（） A、Na+ < Mg2+ < Al3+ < O2- B、S2- < Cl- < Na+ < Al3+ C、Na < Mg < Al < S D、Cs < Rb < K < Na 2、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。X、Y、Z三种元素的原子序数的关系是（） A、X > Y > Z B、Y > X > Z C、Z > X > Y D、Z > Y > X
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^2 4.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层32 5.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：2,8,8,18,32,32 11.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,86 12.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,32 13.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,25 14.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
高中化学-《初识元素周期律》测试题(含答案)
高中化学-《初识元素周期律》测试题(含答案) 一、单选题 1．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期非金属主族元素,q、r、s、h是这些元素形成的物质,其中h是离子化合物,q是制太阳能电池的主要原料,s常温下呈气态且其水溶液显碱性,r为二元化合物,其浓溶液在空气中易形成白雾。下列说法正确的是（） A．Y与X属于同一主族,与Z属于同一周期 B．单质的沸点：X>Z C．常温常压下,W的氧化物为液态 D．X的氧化物均能用向上排空气法收集 2．81号元素所在周期和族是() A．第六周期ⅣA族B．第六周期ⅢB族C．第七周期0族D．第六周期ⅢA族 3．下列关于元素周期表的叙述中正确的是（） A．第IA族元素都是金属元素 B．第VIA族元素的单质在常温下均为气体 C．第二、三周期中的金属元素种类一样多 D．短周期包括第一、二、三周期 4．下列说法中正确的是( ) A．元素周期表中的主族都有非金属元素 B．元素周期表中的主族都有金属元素 C．元素周期表中的非金属元素都位于短周期 D．除稀有气体元素外,元素周期表中的非金属元素都属于主族元素 5．下图是第3周期11～17号元素某些性质变化趋势的柱形图。下列有关说法中正确的是() A．y轴表示的可能是电离能B．y轴表示的可能是电负性 C．y轴表示的可能是原子半径D．y轴表示的可能是形成基态离子转移的电子数 6．下列关于元素周期表说法正确的是
A．IA元素都是金属 B．元素周期表有18个列,有18个族 C．随着原子序数递增,同周期元素原子最外层电子数均是由1→8递变 D．同主族元素形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性随核电荷数的增加而减弱 7．下列有关元素性质的递变规律不正确的是（） A．Na、Mg、Al的金属性依次减弱B．H2S、H2O、HF的稳定性依次减弱 C．Cl－、Br－、I－还原性依次增强D．Na、K、Rb的原子半径依次增大 8．短周期元素X、Y、Z、R、M的原子序数依次增大,元素X的一种高硬度单质是宝石,Y的最外层电子数是内层电子数的3倍,Z2+的电子层结构与氖的相同,R的质子数为偶数,室温下M 的单质为淡黄色固体。下列说法正确的是 A．Z元素位于周期表中的第二周期ⅡA族 B．XY2的沸点比RY2的高 C．X、R、M的最高价氧化物对应水化物的酸性:M>X>R D．ZMY4中含有的化学键只有共价键 9．第五周期ⅡA族元素的原子序数为（） A．36B．37C．38D．39 10．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。已知Y元素原子的外围电子排布式为n-1n+1 ns np,则下列说法不正确的是（） A．Y元素原子的价电子排布式为24 4s4p B．Y元素在元素周期表的第三周期第ⅥA族 C．X元素所在周期中所含非金属元素最多 D．Z元素原子的核外电子排布式为226261023 1s2s2p3s3p3d4s4p 11．根据叙述判断,下列各元素一定属于主族元素的是（） A．元素能形成＋7价的含氧酸及其盐
元素周期律 知识点总结
元素周期表与周期律知识总结 知识结构图： 一·周期表结构 二·“位，构，性”的相互推导 元素周期律三·原子结构 四·碱金属 五·卤素 一.周期表结构 1.元素周期表 注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线 B元素周期表中几个量的关系： （1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 （2）周期序数=核外电子层数 （3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价） （4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8 C主族元素化合价 (1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 （3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=8 2. 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。 3推算元素的原子序数的简便方法 同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）
同一周期相邻两主族元素的原子序数差值 4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数 二.“位、构、性”的相互推导 失电子能力↓?金属性↑ 1.结构与性质 原子半径↑?F↓ 得电子能力↓?非金属性↓ （1）原子核对最外层电子的引力 核电核数↓ ?F↓ 半径↓ 半径↑ （主） 同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次） 2.位置与结构 （1） 周期数=电子数 主族序数= 3位置与性质 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 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
(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：1 1H 。 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 、14Si 6．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 ±b
元素周期律知识点总结知识讲解
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：1 1H 。 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 、14Si 6．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 ±b
元素周期律知识点总结及练习
N （核素） 原子核 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 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. 决定 编排依据 具体表现形式 X)(A Z 七 主七 副零 和八 三长三短一不全
元素周期律知识点总结(精华版)
湖南省长郡中学远程管理学校资料 §—9元素周期律＆元素周期表 （俄 门捷列夫） ★元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 ★元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。 一、 元素周期表的结构 第一周期 2 周期数=电子层数 短周期 第二周期 8 第三周期 8 周期 第四周期 18 长周期 第五周期 18 第六周期 32（镧系） 主族序数=最外层电子数 不完全周期 第七周期 （32）（锕系） 主族 （7个） ⅠA~ⅦA 主族元素中： 元素最高正化合价=族序数（除O 、F ） 族 副族 （7个） ⅠB~ⅦB 第Ⅷ族 （1个） 三个纵行 （最高价+最低价）绝对值=8 0族 （1个） 稀有气体元素 （从第四主族出现负价） 二、 元素性质的递变规律 非金属性最强 （ 小 大 F 非 最 原子半径变小 金 属 高 非金属性增强 （（ 大 价 元 非非 氧 最高价的氧化物的水化物的酸性增强 最 素 金金 化 高 气 原 （非金属元素气态氢化物的稳定性增强） 属属 物 金 价 态 子 元元 的 属 氧 氢 半 素素 水 性 化 化 径 气气 原非 化 增 物 物 变 态态 子金 物 强 的 的 大 氢氢 半属 的 水 稳 化化 径性 碱 化 定 物物 变增 性 原子半径变大 物 性 的的 小强 增 的 减 金属性增强 酸稳 强 酸 弱 大 性定 最高价的氧化物的水化物的碱性增强 性 ） 减性 （非金属元素气态氢化物的稳定性减弱） 弱增 增 Cs 强 ）强 大 小 ） 金属性最强 元素的最高价氧化物的水化物 主族 R 金属 R(OH)x 元素 R →R 2O x R 非金属 H 8-x RO 4 元素气态氢化物 H 6-x RO 3 非金属 R(RH ) X 元素 x 代表元素最低价的绝对值 R →H x