高考化学第一轮复习教案元素周期律
2020年高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表
2020年高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表【考纲要求】1.明白得元素周期律含义，把握元素性质随着原子序数的递增出现周期性变化的本质缘故和由此引起的结果。
2.明白得元素周期表是元素周期律的具体表达形式，把握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.把握前四周期和所有主族元素〝位、构、性〞关系的相互推导。
笔记与反思教与学方案【自学反馈】一、概念辨析1.元素周期律：(1)概念：。
(2)表现形式：①原子最外层电子排布：；②原子半径：；③元素的化合价：；④：；⑤：；⑥：；…………其中是引起元素性质发生周期性变化的本质缘故，而其它性质的周期性变化是周期性变化的必定结果。
2.元素周期表：〔1〕概念：。
〔2〕编排规律：行：、共有行；列：、共有列。
〔3〕结构：周期：；短周期：、包括、分不含种元素；长周期：、包括、分不含种元素；不完全周期：。
族：；主族：、包括列、用代表主族。
副族：、包括列、用代表副族。
零族：、第Ⅷ族：。
过渡元素：。
元素所显最高正价与族序数的关系。
二、元素在周期表中的〝位、构、性〞关系：1．同周期元素从左到右：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……2.同主族元素从上到下：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……3.左上右下对角线元素的性质，催化剂通常在元素及其化合物中查找，半导体材料通常在元素中查找，研制新农药通常在元素的化合物中进行研究。
1．位、构、性三者关系结构决定位置，结构决定性质，位置表达性质。
2．几个量的关系周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数∣最高正价∣+∣负价∣=83．周期表中部分规律总结〔1〕最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族〔He〕元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素〔He例外〕。
高考化学一轮复习教案：元素周期律和元素周期表 doc
第七讲元素周期律元素周期表【考纲要求】1.理解元素周期律含义，掌握元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的本质原因和由此引起的结果。
2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式，掌握元素周期表的编排规律和具体结构。
3.掌握前四周期和所有主族元素“位、构、性”关系的相互推导。
笔记与反思教与学方案【自学反馈】一、概念辨析1.元素周期律：(1)概念：。
(2)表现形式：①原子最外层电子排布：；②原子半径：；③元素的化合价：；④：；⑤：；⑥：；…………其中是引起元素性质发生周期性变化的本质原因，而其它性质的周期性变化是周期性变化的必然结果。
2.元素周期表：（1）概念：。
（2）编排规律：行：、共有行；列：、共有列。
（3）结构：周期：；短周期：、包括、分别含种元素；长周期：、包括、分别含种元素；不完全周期：。
族：；主族：、包括列、用代表主族。
副族：、包括列、用代表副族。
零族：、第Ⅷ族：。
过渡元素：。
元素所显最高正价与族序数的关系。
二、元素在周期表中的“位、构、性”关系：1．同周期元素从左到右：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……2.同主族元素从上到下：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。
具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强；……3.左上右下对角线元素的性质，催化剂通常在元素及其化合物中寻找，半导体材料通常在元素中寻找，研制新农药通常在元素的化合物中进行研究。
1．位、构、性三者关系结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数∣最高正价∣+∣负价∣=83．周期表中部分规律总结（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素（He例外）。
2022届新高考化学一轮复习元素周期表元素周期律学案
元素周期表元素周期律一、元素周期表1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)周期：按原子序数递增顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。
(2)族：把不同横行中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。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)。
短周期长周期序号 1 2 3 4 5 6 7元素种28818183232数0族元素21018365486118(2)族(18个纵行，16个族)。
【微点拨】1.在周期表中，同一列元素的原子最外层电子数不一定相等，如0族氦原子最外层2个电子，其余最外层8个电子；2．在短周期中，第ⅡA族和第ⅢA族不相邻。
二、元素周期律1．定义元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2．实质元素原子核外电子排布的周期性变化。
3．同主族元素性质的递变规律(1)对于元素Li、Na、K。
①原子半径由小到大的顺序为Li<Na<K；②金属性由强到弱的顺序为K>Na>Li；③单质与水反应的剧烈程度由强到弱的顺序为K>Na>Li；④最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为KOH>NaOH>LiOH。
(2)对于元素Cl、Br、I。
①原子半径由小到大的顺序为Cl<Br<I；②非金属性由强到弱的顺序为Cl>Br>I；③单质与氢气化合由易到难的顺序为Cl2>Br2>I2；④其氢化物的稳定性由弱至强的顺序为HI<HBr<HCl；⑤最高价氧化物对应水化物的酸性由弱至强的顺序为HIO4<HBrO4<HClO4。
4．同周期元素性质的递变规律现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。
(1)五种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>S>Cl。
元素周期律(教学设计)2017届高三化学一轮复习
第五章 物质结构 元素周期律〖课 题〗第二课时 元素周期律〖复习目标〗（1）掌握元素周期律含义及实质。
（2）掌握金属性与非金属性强弱的比较。
（3）掌握元素周期律的应用。
〖教学重点〗元素周期律的含义及实质、金属性与非金属性强弱的比较〖教学难点〗元素周期律的的应用〖教学过程〗【知识精讲】1、元素周期律（1）概念元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。
（2）元素周期表中主族元素性质的递变规律①原子半径⎩⎪⎨⎪⎧同周期主族元素自左而右：原子半径逐渐 减小同主族元素自上而下：原子半径逐渐增大②主要化合价：同周期自左而右⎩⎪⎨⎪⎧最高正价：＋1―→＋7最高正价＝主族序数（O 、F 除外）负价－4―→－1非金属最低负价＝－（8－族序数）③元素的金属性⎩⎪⎨⎪⎧同周期自左而右逐渐减弱同主族自上而下逐渐增强 ④元素的非金属性⎩⎪⎨⎪⎧同周期自左而右逐渐增强同主族自上而下逐渐减弱（3）实质元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。
（4）具体表现形式2、判断元素金属性和非金属性强弱的依据3、元素周期律的应用（1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素（2）预测元素的性质(由递变规律推测)①比较不同周期、不同主族元素的性质如金属性Mg ＞Al ，Ca ＞Mg ，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不溶于水等。
（3）启发人们在一定区域内寻找新物质①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si 、Ge 、Ga 等。
②农药中常用元素在右上方，如：F 、Cl 、S 、P 、As 等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe 、Ni 、Rh 、Pt 、Pd 等。
2024届高考一轮复习化学教案(通用版)：元素“位—构—性”推断技巧及元素周期律应用中的关键点
微专题·大素养○12元素“位—构—性”推断技巧及元素周期律应用中的关键点1.元素推断类题目的基本特点2．推断题要点总结(1)结构与位置互推是解题的核心①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。
②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b．各周期元素种类；c．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d．同主族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①元素的金属性、非金属性；②气态氢化物的稳定性；③最高价氧化物对应水化物的酸碱性；④金属与水或酸反应置换H2的难易程度。
(3)结构和性质互推是解题的要素①电子层数和最外层电子数决定元素的金属性和非金属性；②同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似；③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点；④判断元素金属性和非金属性的强弱。
3．推断题的考查方向考向一以物质结构为载体的推断常考短周期元素形成的共价键特征注：X表示对应表格中的元素一般情况下，氢原子通过形成一个单键达到2e－稳定状态，其他原子也可通过形成共价键达到8e－稳定状态，但硼原子既可形成6e－结构，如硼酸、等，也可形成8e－稳定结构，如硼氢化钠等。
P、S可以形成10e－、12e－结构，如PCl5、SF6等。
考向三元素周期律应用中的关键点(1)熔、沸点：一般情况下，最简单氢化物的相对分子质量越大，熔沸点越高，但由于NH3、H2O、HF分子间存在氢键，所以它们的熔沸点是同主族元素中最高的。
(2)热稳定性①－1价H具有强还原性，故离子型氢化物均为强还原剂，遇水可以发生归中反应生成氢气，同时放出热量，都是遇湿易燃的危险化学品。
②共价型最简单氢化物的热稳定性越强，还原性越弱，对应元素的非金属性越强。
2022高考化学一轮复习知识点深度剖析教案-元素周期律
2022高考化学一轮复习知识点深度剖析教案－元素周期律考纲解读一、原子核外电子的排布：1.核外电子排布规律：（1）每个电子层最多容纳的电子数为2n2个。
（2）最外层不超过8个（若最外层为K层则不超过个）；次外层不超过18个（若次外层为L层则不超过个）；倒数第三层不超过32个。
（3）能量最低原理：即核外电子总是尽先排在、然后才依次排在、而原子失去电子时总是先失去。
2.核外电子排布的应用：（1）依照最外层电子数判定元素的性质：①最外层电子数＜4的元素，比较容易_____，在发生化学反应时往往显_____价，一样为_____。
②原子最外层电子数＞4的元素，比较容易_______，在发生化学反应时往往显____价，一样为_____。
③最外层电子数为8电子（或者K层为最外层时2电子）的元素，一样为_____，其一样情形下不与其它物质发生反应，化学性质_____。
（2）依照最外层电子数判定元素的化合价：①原子的最外层电子数等于_______。
②若原子的最外层电子数为奇数，则元素的化合价通常为一系列连续的____，例如：氯元素有+1、+3、+5、+7等多种奇数化合价。
③若原子的最外层电子数为偶数，则元素的化合价通常为一系列连续的_____，例如：硫元素通常有-2、+4和+6等多种偶数化合价。
3.把握电子层结构相同的微粒（1—20号元素）：4.熟记常用的特点电子微粒：原子序数为1～18的元素中具有专门性的核外电子排布的原子如下：(1)最外层有1个电子的元素：_______;(2)最外层有2个电子的元素：_________;(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：______;(4)最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素依次为：_________;(5)电子层数与最外层电子数相等的元素：________;(6)电子总数为最外层电子数2倍的元素：_____;(7)次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：______;(8)内层电子数是最外层电子数2倍的元素：________。
2024届高考一轮复习化学教案(鲁科版)第5章物质结构与性质元素周期律第26讲原子结构核外电子排布规
第26讲原子结构核外电子排布规律[复习目标] 1.掌握原子结构中微粒数目的关系。
2.了解原子核外电子的运动状态、能级分布和排布原理。
3.能正确书写1～36号元素原子核外电子排布式、价电子排布式和轨道表示式。
考点一原子结构、核素、同位素1．原子结构(1)构成微粒及作用(2)微粒间的数量关系①阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数。
②阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数。
(3)微粒符号周围数字代表的信息2．元素、核素、同位素(1)元素、核素、同位素的概念及相互关系(2)同位素的特征①同一元素的各种核素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。
②同一元素的各种稳定核素在自然界中所占的原子百分数(丰度)不变。
(3)氢元素的三种核素1H：名称为氕，不含中子；12H：用字母D表示，名称为氘或重氢；13H：用字母T表示，名称为氚或超重氢。
1(4)几种重要核素的用途核素235 92U14 6C21H31H18 8O用途核燃料用于考古断代制氢弹示踪原子1．一种元素可以有多种核素，也可能只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子() 2．所有原子核内一定都有中子()3．质量数就是元素的相对原子质量()4．质子数相同的微粒一定属于同一种元素()5．核外电子数相同的微粒，其质子数一定相同()6．核聚变如21H＋31H―→42He＋10n，因为有新微粒生成，所以该变化是化学变化()7．氢的三种核素形成的单质有6种，它们物理性质有所不同，但化学性质几乎完全相同( ) 答案 1.√ 2.× 3.× 4.× 5.× 6.× 7．√一、微粒中“粒子数”的确定1．月球上的每百吨32He 聚变所释放出的能量相当于目前人类一年消耗的能量，地球上氦元素主要以42He 的形式存在。
已知一个 12C 原子的质量为a g ，一个32He 原子的质量为b g ，N A 为阿伏加德罗常数。
高三鲁科版化学一轮复习教案 元素周期律和元素周期表
第２讲元素周期律和元素周期表[考纲要求] 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的递变规律。
考点一元素周期表１．世界上第一张元素周期表是在１869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
２．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
３．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。
４．元素周期表的结构５．元素周期表中的特殊位置（１）分区１分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线（氢元素除外）。
２各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
３分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
（２）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。
（３）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。
（４）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。
（５）超铀元素：在锕系元素中9２号元素铀（U）以后的各种元素。
6．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，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋１0，六周期元素原子序数差＝族序数差＋２４；３四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为１１，六周期为２５。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
高考化学第一轮复习教案元素周期律
基础知识归纳
一、元素性质呈周期性变化
随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
[核外电子层数相同的原子，
随原子序数的递增、原子半径递减〔稀有气体突增〕]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[要紧化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
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，那个规律叫做元素周期律。
讲明：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必定结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。
O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
例题以下各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：
A、Na、 Mg、 Al
B、Cl、 S、 P
C、Be、N、 F
D、Cl、 Br、 I
解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，因此A错误那么B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，因此D正确。
答案：B、D。
二、几种量的关系
(1)最外层电子数=最高正化合价
(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8
例2、元素R的最高价含氧酸的化学式为H n RO2n－2，那么在气态氢化物中R元素的化合价为多少？
解析：由H n RO 2n －2知R 的最高价为+(3n －4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n －4)]=－12+3n 。
三、两性氧化物和两性氢氧化物
(1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。
例：A1203 A1203+6HCl=2AlCl 3+3H 20 A1203+2NaOH=2NaAl02+H 20
(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
例：Al(OH)3， 2Al(OH)3+3H 2S04=Al 2(S04)3+6H 20 A1(OH)3+NaOH ＝NaAl02+2H 20 四、重点、难点突破 2.微粒半径大小比较中的规律 (1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外)
如：Na>Mg>Al>Si ；Na +>Mg 2+>Al 3+。
(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大
如：Li<Na<K ，O<S<Se ，Li<Na +<K +，F -<C1-<Br -。
(3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。
如Na +、Mg 2+、Al 3+、F -、02-的离子半径大小排列为02->F ->Na +>Mg 2+>Al 3+
，(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的阳离子有此规律)。
可归纳为：电子层排布相同的离子，〔表中位置〕阴离子在阳离子前一周期，〔大小〕序数大的半径小。
(4)核电荷数相同(即同种元素)形成的微粒半径大小为
阳离子<中性原子<阴离子，价态越高的微粒半径越小，如Fe 3+<Fe 2+，H +<H<H -，C1<C1-
(5)电子数和核电荷数都不同的，一样可通过一种参照物进行比较。
如：比较Al 3+与S 2-的半径大小，可找出与Al 3+电子数相同，与S 2-同一族元素的O 2-比较，Al 3+<02-，且
O 2-<S 2-，故A13+<S 2-。
a.与水(或酸)反应的难易
b.金属与盐溶液置换反应
c.金属阳离子的氧化性强弱
d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳固性 非金属的置换反应
非金属阴离子还原性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除F 外)
金属性
1．元素的金属性和非金属性判定依据。