化学一轮精品复习学案：5.2 元素周期表 元素周期律(必修2)
第二节元素周期表元素周期律【高考新动向】【考纲全景透析】一、元素周期表1.原子序数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2．编排原则(1)按原子序数递增的顺序从左到右排列；(2)将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行(周期序数＝原子的电子层数)；共有7个横行(3)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一纵行(主族序数＝原子最外层电子数)，共有18列3．结构特点(2)周期（7个横行，7个周期）(3)族18二、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律2.本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
3.主族元素的周期性变化规律三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素分区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：分界线左下方金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
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．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索。
(2)寻找新材料①半导体材料：在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素中寻找；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
【热点难点全析】〖考点一〗元素的金属性或非金属性强弱的判断1．根据在周期表中的位置(1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；(2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。
2．根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验(1)元素金属性强弱的比较①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强(Fe对应的是Fe2＋，而不是Fe3＋)。
④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。
⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素较不活泼。
(2)元素非金属性强弱的比较①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。
②根据形成的氢化物的稳定性(或还原性)：越稳定(或还原性越弱)，则其对应元素的非金属性越强。
③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A的非金属性强于B的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。
(3)判断非金属性强弱时可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，不是氧化物对应的水化物或无氧酸，不能作为判断依据。
【提醒】 (1)元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。
如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性Na>Al。
(2)对于Mg、Al、NaOH溶液形成的原电池中，虽然Al作负极，但不能说明Al的金属性比Mg强。
因为金属性强弱的判断是根据金属与酸反应放出H2的难易，此处的电解质溶液为NaOH溶液。
(3)判断非金属性强弱时可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，不是氧化物对应的水化物或无氧酸，不能作为判断依据。
【典例1】X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y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的单质能将X从NaX的溶液中置换出来【解析】同主族元素从上到下，电子层数增多，非金属性减弱，A错误。
因HF分子间存在氢键，在同族元素的氢化物中沸点最高，所以根据氢化物的沸点不能比较元素的非金属性强弱，B错误。
非金属性越强，其气态氢化物越稳定，C正确。
D项说明Y比X的非金属性强，D错误。
【答案】C〖考点二〗微粒半径大小比较规律1.原子半径的比较(1)同一周期元素原子，原子序数越大，原子半径越小。
例如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)(2)同一主族元素原子，电子层数越多，原子半径越大。
例如：r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F)(3)不同周期，不同主族元素的原子原子半径可根据同主族与同周期原子半径的比较规律解决。
如比较r(K)与r(Mg)原子半径，可利用同主族r(K)>r(Na)，然后利用同周期r(Na)>r(Mg)可得出r(K)>r(Mg)。
2.离子半径的比较(1)同种元素的粒子，电子数越多，半径越大。
例如：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。
例如：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)(3)同主族元素的离子，电子层数越多，半径越大。
例如：r(K+)>r(Na+)>r(Li+);r(S2-)>r(O2-)(4)所带电荷、电子层数都不相同的离子，可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K+)与r(Mg2+)的大小，可选r(Na+)作参照：r(K+)>r(Na+)，r(Na+)>r(Mg2+)，故r(K+)>r(Mg2+)。
【提醒】(1)该部分考试中容易出错的地方是电子层结构相同的微粒半径的比较。
电子层结构相同的微粒半径看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；不是核电荷数越大，半径越大。
(2)第三周期从左到右，原子半径依次减小，而离子半径大小顺序为：r(P3-)>r(S2-)>r(Cl-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+),故第三周期中离子半径最小的离子为Al3＋。
(3)不是同周期或同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。
【典例3】下列各组微粒中微粒半径由大到小的是()A．O、Cl、S、PB．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．H＋、Al3＋、Mg2＋、K＋D．Cs、K、Na、Li【解析】比较微粒半径有以下原则：①同周期从左到右逐渐减小，所以A应为P>S>Cl>O，②同主族从上到下逐渐增大，所以D对，③核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋>Al3＋，所以B错，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大，所以C不对。
【答案】D〖考点三〗元素“位、构、性“的关系1.掌握四个关系式：①电子层数＝周期数②质子数＝原子序数③最外层电子数＝主族序数④主族元素的最高正价＝族序数，负价＝主族序数－82、元素周期表的结构与原子序数的关系（1）同主族、邻周期元素的原子序数差①位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数；②位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族，同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。
例如，氯和溴的原子序数之差为：35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。
（2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差第二、三周期元素，原子序数差为1；第四、五周期元素，原子序数差为11；第六周期元素，原子序数差为25。
3.主族元素在周期表中位置的推断方法（1）根据核外电子排布规律①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。
②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族或0族元素氦。
③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。
④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。
若为阳离子，则位于第四周期。
⑤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。
（2）根据周期表结构与原子电子层结构的关系核外电子层数＝周期数(对于大部分元素来说)； 主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。
①族序数等于周期数的元素是H 、Be 、Al 等。
②短周期中最高正价与最低负价代数和为零的是H(NaH 中氢原子显－1价)、C 、Si 。
③最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是S 。
④除H 外，原子半径最小的元素是F 。
⑤最高正价不等于族序数的元素是O 、F 等。
⑥不易表现出正价的元素有O 、F 。
【提醒】 (1)元素“位—构—性”的相互推断类型题目所给的信息较多，在审题过程中一定要注意找全信息和信息之间的联系。
(2)在题目的已知信息中可能有的元素没有已知信息，难以确定其名称和结构，这样的题目要通读全题，在题目的所求填空的信息中找出对该元素有用的信息。
【典例3】现有A 、B 、C 、D 、E 、F 六种短周期元素，它们的原子序数依次增大，A 、D 同主族，C 与E 同主族，D 、E 、F 同周期，A 、B 的最外层电子数之和与C 的最外层电子数相等，A 能分别与B 、C 形成电子总数相等的分子，且A 与C 形成的化合物常温下为液态，A 能分别与E 、F 形成电子总数相等的气体分子。
试回答下列问题：(1)E 、F 的气态氢化物的稳定性为________＞________(用化学式回答)。
(2)E 与F 可形成E 2F 2的化合物，其化学式为__________。
(3)C 、D 形成的一种化合物能与D 、E 形成的化合物在溶液中发生氧化还原反应，其离子方程式为______________。
(4)A 、C 、E 三种元素形成的一种常见化合物H ，其浓溶液在加热条件下可与a g 铜反应，则被还原的H 的物质的量为________。
【解析】本题中A 与C 形成的化合物常温下为液态，且A 的原子序数在六者中最小，可猜想A 为H ，C 为O ，据此再结合题中其他条件可推出B 为N 、D 为Na 、E 为S 、F 为Cl 。
(1)S 、Cl 在同一周期，根据元素周期律，元素非金属性越强，其氢化物也越稳定，故HCl 的稳定性大于H 2S 的。
(2)S 原子最外层有6个电子，Cl 原子最外层有7个电子，两个S 原子和两个Cl 原子形成S 2Cl 2. (3)Na 2O 2具有强氧化性，Na 2S 具有还原性，二者在溶液中发生氧化还原反应，生成S 、 NaOH ，反应的离子方程式为2222224Na O S H O S Na OH -+-++===↓++((4)根据反应:Cu + 2H 2SO 4(浓)CuSO 4 + SO 2 + 2H 20，可知1 mol Cu 参加反应时有1 mol H 2SO 4被还原，故被还掉的H2S04的物质的量为a/64mol.【答案】(1)HCl H 2S (2)S 2Cl 2 (3)Na 2O 2＋S 2－＋2H 2O===S ↓＋2Na ＋＋4OH － (4)a /64 mol【高考零距离】【2012高考】1、（2012·北京高考·9）已知33As 、35Br 位于同一周期，下列关系正确的是 A ．原子半径：As ＞C1＞P B.热稳定性：HC1＞AsH 3＞HBr C ．还原性：As 3-＞S 2-＞C1- D.酸性：H 3AsO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4 【解题指南】解答本题时应注意以下三个方面： （1） 明确同一周期、同一主族元素性质的递变性及。
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。
高中化学必修2 第二节 元素周期律(第2课时) 学案
D.从硅到氯负价从-4-1
2.已知 X、Y、Z 为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
弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是 A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 B.非金属活泼性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z 1
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y= (X+Z) 2
4.难点：探究能力的培养
二、学习过程
（一）Na 、Mg、Al 和水的反应
Mg
Al
与冷 H2O 反应 与沸 H2O 反应
结论
Na 现象
化学方程 式
Na 与冷水剧烈反应，Mg 只能与沸水反应，Al 与水不反应。
（二）Mg、Al 和盐酸的反应
Mg
Al
现象
反应方程式
结论
Mg、Al 都很容易与稀盐酸反应，放出 H2，但 Mg 比 Al 更剧 烈
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是
。
(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是
。
(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是
。
(5)能形成气态氢化物且最稳定的是
。
8.用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。
答：
9．X、Y、Z 三种元素的原子具有相同的电子层数，而 Y 的核电荷数比 X 大 2，Z 的
D．X2Y
5．A、B 均为原子序数 1～20 的元素，已知 A 的原子序数为 n， A2 离子比 B2 离子少
8 个电子，则 B 的原子序数为
A．n＋4
B． n＋6
C．n＋8
D．n＋10
6．X、Y、Z 是 3 种短周期元素，其中 X、Y 位于同一族，Y、Z 处于同一周期。X 原子
(完整word版)2015高考化学大一轮复习讲义(研考点-析考题)元素周期表和元素周期律
元素周期表和元素周期律（两课时）考点一 元素周期表教学目标: 知识与技能:（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及其与原子结构的关系。
（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 过程与方法回顾基本概念, 注意细节, 认真审题, 再解决题目, 重视解题后的总结与归纳。
情感态度与价值观认识高考题中的常考题类型, 明白持一个正确态度去处理每道题的重要性。
教学重难点重点: 解题技巧 难点: 技巧的总结教学方法：回顾基本概念, 注意细节, 认真审题, 再解决题目, 重视解题后的总结与归纳。
训练学生的解题技能, 让学生练习相关离子反应方程式。
学习方法: 回顾基本概念, 逐字分析题目, 书写每个方程式, 重视总结归纳。
教学工具：习题集, 教材教学过程: 考点一 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＝核电荷数＝核外电子数。
2. 编排原则⎩⎪⎨⎪⎧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⎩⎪⎨⎪⎧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(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 元素种数 2 8 8 18 18 32 32(排满时) 0族元素 原子序数 21018365486118(未发现)(2)族(18个纵行, 16个族):主族列序 1 2 13 14 15 16 17族序ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA副族列序 3 4 5 6 7 11 12族序ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡBⅧ族第8、9、10共3个纵行0族第18纵行4.元素周期表中元素的分区(1)分界线: 如上图所示, 沿着元素周期表中B.Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po的交界处画一条斜线, 即为金属元素和非金属元素的分界线(氢元素除外)。
【高中化学】一轮复习学案：5.2 元素周期表 元素周期律(必修2)
第二节元素周期表元素周期律【高考新动向】【考纲全景透析】一、元素周期表1.原子序数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2．编排原则(1)按原子序数递增的顺序从左到右排列；(2)将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行(周期序数＝原子的电子层数)；共有7个横行(3)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一纵行(主族序数＝原子最外层电子数)，共有18列3．结构特点(2)周期（7个横行，7个周期）(3)族18二、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律2.本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
3.主族元素的周期性变化规律三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素分区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：分界线左下方金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
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．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索。
(2)寻找新材料①半导体材料：在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素中寻找；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
【热点难点全析】〖考点一〗元素的金属性或非金属性强弱的判断1．根据在周期表中的位置(1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；(2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。
2．根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。
3．根据实验(1)元素金属性强弱的比较①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。
②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。
2014高考化学一轮复习课件5-2元素周期表和元素周期律
基 础 知 识 梳 理
感 悟 考 点 透 析
实 验 典 例 探 究 高 考 真 题 重 组 课 时 规 范 训 练
A．X、Y、Z、W 的原子半径依次增大 B．W 与 Z 一定具有相同的最高正化合价 C．W 的最高价氧化物的水化物一定是强酸 D．以 X、Y、硫酸铜溶液组成的原电池中，Y 作正极
【解析】
＋ ＋
基 础 知 识 梳 理
感 悟 考 点 透 析
实 验 典 例 探 究 高 考 真 题 重 组 课 时 规 范 训 练
考点二
微粒半径大小的比较
基 础 知 识 梳 理
1．同周期元素的微粒 同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电 荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)，如 Na＞Mg＞Al＞Si，Na
(2)同主族 (从上到下)
原子半径逐渐增大 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
基 础 知 识 梳 理
感 悟 考 点 透 析
实 验 典 例 探 究 高 考 真 题 重 组 课 时 规 范 训 练
考点一
元素金属性和非金属性强弱的判断
基 础 知 识 梳 理
1．根据元素在周期表中的位置 族 周期 1 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
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．主族元素的周期性变化规律 内容 同周期(从左 到右) 同主族(从上 到下)
基 础 知 识 梳 理
感 悟 考 点 透 析
实 验 典 例 探 究 高 考 真 题 重 组 课 时 规 范 训 练
感 悟 考 点 透 析
实 验 典 例 探 究 高 考 真 题 重 组 课 时 规 范 训 练
2013步步高化学大一轮复习讲义第五章第2讲元素周期律和元素周期表
本 课 栏 目 开 关
基础再现·深度思考
第2讲
考点二 1．定义
元素周期律
本 课 栏 目 开 关
元素的性质随 原子序数 的递增而呈 周期性 变化的 规律。 2．实质 元素原子
核外电子排布周期性变化 的结果。
基础再现·深度思考
第2讲
3.具体表现形式 项目 核电荷数 电子层数 原 子 结 构 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 原子半径 同周期(左→右) 逐渐 增大 同主族(上→下) 逐渐 增大 逐渐 增多 逐渐 增大
本 课 栏 目 开 关
族序号 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 第Ⅷ族 第 8、9、10 共 3 列 0族 第 18 列
基础再现·深度思考
(4)分区
第2讲
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：分界线左下方为 金属元素 区，分界线右上方 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。
基础再现·深度思考
第2讲
解析 第三周期第ⅣA族元素的原子有3个电子层，最外层电 子数为4，其核外电子排布为2、8、4，即14号元素Si；在短周 期元素中，同主族相邻周期原子序数相差8，与Na(原子序数 为11)元素相邻的同族元素的原子序数是11－8＝3或11＋8＝ 19；在短周期元素中，族序数等于周期序数的元素有第一周 期第ⅠA族的H元素，第二周期第ⅡA族的Be元素，第三周期 第ⅢA族的Al元素；族序数等于周期序数2倍的元素有第一周 期第ⅡA族元素(不存在此元素)，第二周期第ⅣA族的C元素， 第三周期第ⅥA族的S元素；周期序数等于族序数2倍的有第二 周期第ⅠA族的Li元素。
高中化学必修二《元素周期律》复习学案
新人教版高中化学必修二《元素周期律》复习学案【学习目标】知识与技能：1．掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
2．通过实验操作，培养学生的实验技能。
过程与方法：1．自主学习，归纳比较元素周期律。
2．自主探究，通过实验培养学生的探究能力。
情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点：由量变到质变的规律。
教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
教学难点：元素周期律及其实质，学生探究能力的培养。
【温故知新】1．同主族元素从上到下，随着原子序数的递增,元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
2．随着原子序数的递增，元素原子的和都呈周期性的变化。
【自主课堂】３．元素化合价的周期性变化阅读教材14表及下表，讨论并分析元素化合价变化的规律。
【思考与讨论】（1）同周期元素，随着原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？（2）元素的最高正价、最低负价与原子最外层电子有何关系？（3）元素的最高正价与最低负价绝对值之和有何关系？【练习】某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为（）A. 4B. 5C. 6D. 7结论３：同一周期元素，随着原子序数的递增，元素的也呈现周期性变化。
【归纳小结】随着原子序数的递增，元素原子的、、元素的都呈周期性的变化。
４．元素的金属性与非金属性周期性变化元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？【温故知新】1．元素金属性强弱的判断依据：（元素的金属性-----指元素的原子失去电子的能力。
）⑴⑵2．元素非金属性强弱的判断依据：（元素的非金属性------指元素的原子得到电子的能力。
）⑴⑵【探究实验一】取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放入试管中。
向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。
过一会儿加热试管至水沸腾，观察现象。
实验一结论：；【探究实验二】取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜,分别放入两试管，再各加入2mL 1mol/L盐酸，观察现象。
高一化学教案512元素周期律和元素周期表(第2课时元素周期表)
5.1.2元素周期律和元素周期表（第2课时）一、核心素养发展目标1.能从原子结构的角度理解元素周期表的编排原则，能进行元素在周期表中的位置与原子结构之间的相互推导，提升微观探析能力。
2.了解元素周期表的发展历程及现行元素周期表的结构。
二、教学重难点重点：1.元素周期表的结构；2.碱金属元素与卤族元素的性质及递变性。
难点：碱金属元素与卤族元素的性质及递变性。
三、教学方法实验探究法、总结归纳法、分组讨论法等四、教学过程【导入】展示视频：元素周期表是如何被填满的。
【展示】分别展示不同的元素周期表百变星君——元素周期表祖师级元素周期表NIST（美国国家标准与技术研究院）标准版元素周期表IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）版元素周期表立体版元素周期表图标版元素周期表原子轨道版元素周期表建筑式元素周期表沈阳街头的元素周期表默写版元素周期表【讲解】1．周期(1)特点：每一周期中元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。
(2)分类：短周期和长周期。
(3)2.族(1)主族：共7个，用A表示。
①主族的特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。
(2)副族：完全由长周期元素构成，共7个。
(3)8、9、10共(4)0族：在元素周期表的第18列。
【问】为什么我们将稀有气体元素称为0族元素？【生】稀有气体很稳定，它们的化合价通常情况下为0。
【讲解】元素周期表结构口诀：七主、七副、零八族【展示】碱金属元素位置Li NaK RbCs最外层均有1个电子2.碱金属元素物理性质的相似性和递变性3．碱金属元素化学性质的相似性和递变性(1)相似性：都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价。
②碱金属的最高价氧化物(R 2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。
【展示】水与碱金属反应的实验视频(3)结论：【展示】氟氯溴碘单质F ClBr I最外层均有7个电子2.卤族元素单质物理性质的相似性和递变性颜色：――――――――――――――――――――――――――→F 2：浅黄绿色 Cl 2：黄绿色 Br 2：深红棕色 I 2：紫黑色均有颜色颜色加深 熔、沸点：―――――――――――――――――――――→F 2：气体 Cl 2：气体 Br 2：液体 I 2：固体均较低逐渐升高 水溶性：―――――――――――――――――――――――――――→F 2：反应 Cl 2：溶解 Br 2：溶解 I 2：微溶除F 2外，都不易溶于水，但都易溶于有机溶剂，如CCl 4、酒精等逐渐减小 3．卤素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性卤族元素的原子最外层均有7个电子，得电子的能力强，容易得1个电子，其单质都具有较强的氧化性。
人教版高中化学必修二学案：第一章第二节 元素周期律 (第二课时)
第二节元素周期律（第二课时）教学目标：1．了解元素金属性非金属性周期性变化规律。
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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
3．通过本课时学习，对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习。
4．通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。
教学重点、难点：同一周期元素金属性、非金属性变化的规律；元素周期律的涵义和实质。
教学方法:归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等教学过程：复习：填写下列1～18号元素的元素符号及原子结构示意图最高正化合价和最低负化和价+1 +2 +3+4-4+5-3+6-2+7-1二、元素周期律元素的金属性和非金属性强弱的判断方法：元素金属性强弱的判断：①单质与水反应置换出氢越容易，元素金属性越强。
②单质与酸反应置换出氢越容易，元素金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，元素金属性越强。
元素非金属性强弱的判断：①与氢气反应生成氢化物越容易，元素非金属性越强。
②生成的氢化物越稳定，元素非金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，元素非金属性越强。
填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：原子序数11 12 13 14 15 16 17元素符号Na Mg Al Si P S Cl气态氢化物———最高价氧化物最高价氧化物的水化物注：“—”不填。
1、钠镁铝金属性的递变规律实验1：Mg、Al与水的反应：现象：Mg与冷水无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。
Al在常温或加热下，遇水均无明显现象。
方程式：2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑Mg+2H2O △Mg(OH)2+H2↑结论：金属性由强到弱顺序：Na＞Mg＞Al实验2：Mg、Al与盐酸的反应：现象：两者均有无色气体生成，放出大量的热，但Mg与稀HCl的反应比Al剧烈得多。
2015届高考化学新一轮复习课时作业5-2元素周期律和元素周期表
1. (2014·广东珠海综测)X、Y、Z、 W是分别位于第2、3周期的元素，原子序数依次递增。
X与Z位于同一主族，Y元素的单质既能与盐酸反应也能与NaOH溶液反应，Z原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y、Z、W原子的最外层电子数之和为14。
下列说法中正确的是( )A．原子半径由小到大的顺序：X＜Y＜Z＜WB．Z的最高价氧化物能与水反应生成相应的酸C．Y单质在一定条件下可以与氧化铁发生置换反应D．室温下，0.1 mol·L－1W的气态氢化物的水溶液的pH＞1解析：选C。
Y为Al、Z为Si、X为C，W原子的最外层电子数为14－7＝7，为Cl；Al的原子半径大于硅的，A选项错误；B选项，SiO2不与水反应，错误；C选项，Al与Fe2O3可发生铝热反应，正确；D选项，常温下，0.1 m ol·L－1HCl溶液的pH＝1，错误。
2. (2014·广东惠州调研)下列有关原子结构和元素周期律的表述不正确的是( )A．原子序数为15的元素的最高化合价为＋5B．第三周期第ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素C．自然界中所有碳原子的中子数一定都为6D．原子序数为12的元素位于周期表的第三周期第ⅡA族解析：选C。
由14C可知C选项错误。
3. (2014·山东潍坊模拟)下列根据元素周期表和元素周期律得出的推断中正确的是( )A．金属元素原子最外层电子数越少，该金属失电子能力越强B．若存在简单阴离子R2－，则R一定位于ⅥA族C．a A2＋、b B＋、c C3－三种离子具有相同的电子层结构，则原子序数c＞a＞bD．铅位于周期表中金属和非金属的交界处，可作半导体材料解析：选B。
A选项由Na与Ca可知错误；C选项原子序数a＞b＞c，错误；D选项，铅属于金属，错误。
4. (2014·陕西五校二模)X、Y、Z、W、M均为短周期元素，X、Y同主族，X的氢化物和最高价氧化物的水化物能反应生成一种离子化合物，其水溶液显酸性；Z、W、M 是第3周期连续的三种元素，其中只有一种是非金属，且原子半径Z＞W＞M。