元素周期律王书成
高中化学解密05 物质结构元素周期律(讲义)-【高频考点解密】2021年高考化学二轮复习讲义+分层
解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】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3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族和ⅠA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。
5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。
阳离子：：核外电子数＝Z －n 。
元素周期表的应用第2课时王书成
第3节元素周期表的应用 第2课时 预测同主族元素的性质学习过程：当我们对元素周期表中一系列元素进行研究时，发现它们的性质有相似性，有递变性。
同周期元素的性质是以相似性为主或是递变性为主？ 。
同主族元素的性质又是以什么为主？ 。
二、预测同主族元素的性质元素位置、原子结构、元素性质三者之间密切相关，有些书上称为“位、构、性”的关系，根据它们的关系，只要知道一个方面，就有可能推测出其他两个方面。
[活动1]：VIIA 族元素又叫卤族元素，简称卤素，包括氟F 、氯Cl 、溴Br 、碘I 、砹At 。
（1）它们的原子结构有什么特点？ 原子的最外层都有 个电子 ，从上到下电子层数 ，除F 、Cl 外，次外层电子数为 。
(2)根据原子结构特点，从以下3个方面推测卤素可能具有哪些性质？ ①从上到下，原子半径 ，推测的依据是的次序：原子得电子能力 卤素单质的化学性质同族元素具有相似性，但也存在着递变性。
1. 都能与H 2化合：F 2＋H 2 （爆炸），Cl 2＋H 22HCl ，Br 2＋H 2 △ 2HBr(缓慢反应)，I 2＋H 2△2HI(产物分解)。
与H 2化合时越来越困难，气态氢化物HF 、HCl 、HBr 、HI 的热稳定性逐渐 ，还原性逐渐 ，说明F 、Cl 、Br 、I 的原子得电子能力 ，单质的氧化性逐渐减弱。
HF 酸是弱酸，HCl 、HBr 、HI 酸都是强酸。
思考：最高价氧化物对应的水化物HClO 4、HBrO 4(高溴酸)、HIO 4（高碘酸）的酸性强弱次序如何？ 2. 都能与水反应：氟与水反应较特殊。
2F 2＋2H 2O （还原剂）=4HF ＋O 2, Cl 2＋H 2O=HCl ＋HClO, Br 2＋H 2O=HBr ＋HBrO 3.都能与强碱溶液反应：氟较特殊。
2NaOH+2F 2=2NaF+H 2O+OF 2 Cl 2＋2NaOH=NaCl ＋NaClO ＋H 2O在水溶液中，卤素之间还能发生置换反应：Cl 2能置换出Br 2、I 2，Br 2能置换出I 2。
化学元素周期律
化学元素周期律化学元素周期律，又称为元素周期表，是化学的重要理论之一。
它是1869年由威尔士化学家古斯塔夫·霍普曼伯格提出的，是经过大量实验实践所总结出的一门关于化学元素性质的理论。
元素周期律认为，元素的原子的性质随着原子序数的增加而周期性变化。
这一理论表明，要想正确分析元素的性质，需要研究各元素在不同周期中的性质，以及它们之间的关系。
元素周期律把按照原子序数分类的化学元素排列在一个表中，称为周期律表。
元素周期表把所有元素按照相似性质划分为18条周期，从1到18，以及7组，从A到G。
根据周期表所示，元素性质从第一周期的氢(H)开始，一步步进入到第18周期的氩(Ar)，随着周期的变化而发生变化，周期变化的规律被称为元素周期律。
周期律表规定了元素连续变化的规律，即一个周期内，元素按照原子序数逐渐增加，原子质量也逐渐增加，元素的性质从左边轱辘式变化到右边，例如，从第一周期的H、Li、Na、K、Rb到第二周期的Ca、Sr、Ba等。
从而形成各种元素的性质发生周期性变化的规律。
元素周期律表明，元素的原子性质是“周期性”的，即元素的性质随着原子序数的增加而发生相似的变化。
举例来说，第一周期的H、Li、Na、K、Rb，都是无色易溶质液，第三周期的Al、Si、P、S、Cl，都是无色固体，可以把它们都一起分为一组。
每一组之间，虽然元素的性质有所不同，但整体上也可以看到周期性变化。
从元素周期律可以看出，元素的性质与原子序数之间存在着一定的联系，可以通过这种联系来分析物质的组成和性质，进而推测出一种物质的化学反应等。
元素周期律也是元素周期表的基础，它提供了一个全新的、系统的概念以及有助于我们了解物质的重要理论基础。
化学元素的周期性规律
化学元素的周期性规律元素是构成物质的基本单位，化学元素的成千上万种类型表现出了丰富多样的性质。
然而，在这种多样性背后，存在着一种重要的规律，即化学元素的周期性。
周期性规律是研究元素性质和行为的基础，本文将详细探讨化学元素的周期性规律。
一、周期表和元素周期律化学元素周期性规律的整理和归纳是通过周期表来完成的。
最早的周期表是由俄国化学家门捷列夫于1869年提出的。
而现代周期表则是由亨利·莫塞里和格伦·塔维洛德在20世纪初期发展起来的。
现代周期表将所有元素按照一定规则排列，使得具有相似性质的元素垂直排列在同一列（族）中。
二、主族元素的周期性规律主族元素是周期表中的第1A到8A族元素，也被称为可变价元素。
这些元素的外层电子层都是s或p轨道上的电子，因此它们的化学性质相似。
主族元素的周期性规律主要体现在电子构型和原子半径的变化上。
1. 电子构型的规律主族元素的电子构型规律可以通过它们所在的周期和族数来推断。
例如，第1周期的元素氢和第2周期的元素锂、铍、硼、碳、氮、氧和氟的电子构型分别为1s^1，2s^1，2s^2，2p^1，2p^2，2p^3和2p^4。
可以观察到，同一个周期内的元素电子层数逐渐增加，而同一族内的元素的电子层数保持相同。
2. 原子半径的规律主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐减小。
这是因为原子核的电荷数不断增加，吸引外层电子的能力增强，导致电子云收缩。
另一方面，同一族内的元素原子半径随着周期数的增加而增加。
这是因为原子核电荷数一致，但外层电子层数增多，相互排斥导致电子云膨胀。
三、过渡金属元素的周期性规律过渡金属元素位于周期表中的3B到12B族，也被称为变价元素。
它们的电子配置以d轨道的电子为特征，因此它们的周期性规律表现出了与主族元素不同的特点。
1. 电子构型的规律过渡金属元素的电子构型规律是基于其d电子的填充情况。
例如，第3周期的元素钛、钒、铬和锰的电子构型分别为[Ar]4s^23d^2，[Ar]4s^23d^3，[Ar]4s^23d^4和[Ar]4s^23d^5。
高中化学元素周期律
高中化学元素周期律元素周期律是有机化学和无机化学的基本概念，它是元素周期性变化的定律。
它的研究为科学家提供了深入了解元素的机理，并为今后更好地研究化学轨迹提供了重要的理论指导。
元素周期律是1869年6月25日，由俄国科学家列缪尔李奥夫霍夫曼发现的。
他发现，当按照原子量将元素排列时，某些性质相似的元素会按照一定的周期出现。
该定律表明，某些元素具有相似的性质，它们在元素周期表中排成一排，而其他元素则有不同的性质，它们也在元素周期表中排成一排。
这一定律的英文名称为“霍夫曼周期律”。
霍夫曼周期律的核心概念是“周期”，即按一定的律则，某些性质相似的元素按一定的律则出现在一定的周期内。
这些元素被统称为“元素族”。
它们在元素周期表中形成一条直线，呈现出相似的性质并形成“族”。
每个元素族有不同的特性，它们的特性由它们的原子量以及电子构型和配位数决定。
例如，钠、镁、铝和硅形成了由弱碱性元素组成的一组族，它们属于第一周期的第一族。
这四种元素的性质相似，其原子量分别为23、24、27、28，它们均具有一价，其配位数均为4个。
因此，这四种元素的性质相似，它们在元素周期性中排成一排。
另一个例子就是由硫、磷、氮和氧组成的二维族，它们属于第三周期的第五组。
这四种元素在元素周期性中也排成一排，它们的原子量分别是16、31、14、16。
而它们的性质则因它们的电子构型和配位数而异，它们分别具有二价、三价、四价和两价；其配位数也分别为4、3、2和2。
霍夫曼周期律的发现对化学学科的研究有着重要的意义，它提供了有关元素的深入认识，为今后的化学研究发展奠定了基础。
它不仅提供了一种简单的组织方式，而且还为学习和理解元素的性质和作用提供了重要的理论指导。
霍夫曼周期律对于高中化学教学也有着重要的意义，它不仅能让学生们直观地了解元素周期表，还能帮助学生更好地理解元素之间的联系，从而提高学生学习化学的能力和信心。
因此，高中化学教学中应该重视霍夫曼周期律的学习，为学生提供准确、深入的元素性质和作用的认知，以期更好地提高学生对化学的兴趣，培养学生深入思考、创新思维的能力。
高中化学第16讲 元素周期律和元素周期表(精讲)-2022年一轮复习讲练测(解析版)
第五章物质结构元素周期律第16讲元素周期律和元素周期表(精讲)【考情分析】本讲内容是本章的核心，在高考中占有很重要的地位。
从几种常见的短周期元素出发，考查元素及其化合物的性质、元素在周期表中的位置与性质的关系等知识。
常以选择题、推断题形式出现。
主要考查方式为以元素化合物知识为载体，结合物质的性质、性质的递变规律、定性推断、规律总结与运用等设置相关问题情境，通过图表、文字或相关数据分析等推断同主族、同周期元素性质的递变规律，或以陌生元素在元素周期表中的位置，推断其可能具有的性质等，对考生的化学素养、知识与能力水平进行考查，而联系元素周期律、元素周期表与元素化合物之间的桥梁就是“位—构—性”的三角关系。
【核心素养分析】1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
【网络构建】【知识梳理】智能点一元素周期表的结构1.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。
2.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。
3.元素周期表的结构(1)结构元素周期表⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧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(排满时)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个第Ⅷ族：第8、9、10共3个纵行0族：第18纵行【特别提醒】①碱金属元素位于ⅠA 族,氢元素不属于碱金属元素。
元素周期表规律总结高中
元素周期表规律总结高中1.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，就是元素周期律。
2.元素周期表中元素性质的递变规律（1）电子层数同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。
（2）最外层电子数同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。
（3）原子半径同周期元素，原子半径逐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径逐渐增大。
（4）金属性同周期元素金属性逐渐减弱；同主族元素金属性逐渐增强。
（5）非金属性同周期元素，非金属性逐渐增强；同主族元素非金属性逐渐减弱。
（6）单质的还原性同周期元素，单质的还原性逐渐减弱；同主族元素，单质的还原性逐渐增强。
（7）单质的氧化性同周期元素，单质的氧化性逐渐增强；同主族元素单质的氧化性逐渐减弱。
3.元素周期表中元素的相似规律（1）同主族元素，性质相似。
（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相似。
例如：Li 与Mg，Be与Al等。
4.碱金属元素第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。
它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。
碱金属元素，最外层都只有一个电子，容易失去，它们具有相似的化学性质。
但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。
从Li到Cs，单质的金属性逐渐增强，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越剧烈。
碱金属单质与氧气的反应：碱金属单质与水的反应：锂与水反应缓慢，钠与水反应迅速，钾与水反应比钠与水反应还要剧烈。
5.卤族元素第ⅦA族元素，被称为卤族元素。
它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。
卤族元素，最外层都有7个电子，容易得到一个电子，所以它们也表现出相似的化学性质。
但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的氢化物也越来越不稳定。
这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。
化学元素周期律
化学元素周期律化学元素周期律是描述化学元素周期性变化规律的一种表达方式。
该规律指出，当元素按照原子序数顺序排列时，它们的性质会呈现出周期性变化。
化学元素周期律是现代化学的重要基础，对于理解元素性质、预测元素性质以及设计和合成新材料都具有重要意义。
英国化学家门德里夫（Mendeleev）和德国化学家迈耶（Meyer）分别于19世纪70年代独立地提出化学元素周期律的概念。
门德里夫根据元素性质的周期性变化，编制了第一个完整的元素周期表，即现在所称的门德里夫周期表。
他将元素按照原子序数递增的顺序排列，同时根据元素的性质和属性将它们分为一系列列和行。
化学元素周期律常见的表现形式就是元素周期表。
元素周期表是一种图表，由一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。
元素周期表的水平行称为周期，共有7个周期；而称为族的垂直列共有18列，其中1A到8A列被称为主族元素，其余称为过渡元素。
周期和族的划分依据是元素的电子排布和化学性质。
元素周期表的布局设计使得具有相似性质的元素能够排列在相邻的位置，并按照一定的顺序依次排列。
例如，第一周期只有两个元素，氢（H）和氦（He），它们都只有一个电子层；第二周期有8个元素，包括锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）和氖（Ne），它们都具有两个电子层。
这样的周期性规律一直延续下去。
元素周期表的右上角是一组具有类似化学性质的元素，包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）等，它们被称为碱金属。
这些元素具有较低的电离能和较高的金属反应性。
而元素周期表的右下角则是一组具有类似化学性质的元素，包括氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）等，它们被称为卤素。
这些元素具有较高的电负性和较强的非金属反应性。
元素周期表还可以通过元素的原子半径、电负性、电离能等性质来进行进一步的分析。
例如，原子半径随着周期的增加而逐渐减小，这是由于在同一周期中，元素的电子层数也在逐渐增加，导致原子半径的减小。
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第2节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律
编写：王书成
教学目标：1.了解原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；认识元素周期律；
2. 通过对元素周期律的初探，学会利用图表（柱状图、折线图等）分析处理数据；
3.补充：理解元素周期律的实质
重点难点：元素性质的周期性变化规律（元素周期律）
学习过程：化学上经常使用一个重要表格：元素周期表。
该表能反映出元素间的内在联系
．．．．和元素性质变化
．．．．．．
的规律性
．．．．。
这些内在联系、规律性变化属于元素周期律。
一、元素周期律
元素周期表中U前面的数字92是U的原子序数。
同理，H前面的数字1是H的原子序数。
H元素的核电荷数为1，可见原子序数等于核电荷数。
什么是原子序数？原子序数是元素在元素周期表中的序号。
数值上等于原子核内的质子数或原子核外的电子数。
或者说：为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫原子序数。
原子序数与原子的核电荷数、质子数、核外电子数之间的关系为：原子序数＝____________＝________________＝________________。
1．探究：原子的最外层电子排布有什么规律？
根据教材P6的图1－1－8：要探究变化规律，可以采用不同的方法。
例如：
（1）直接观察法
第1行（叫第1周期）元素为H、He,原子序数依次为1、2，原子的最外层电子数依次为1、2.
第2行（叫第2周期）元素为Li、Be、B、C、N、O、F、Ne, 原子序数为3、4、5……9、10，原子的最外层电子数依次为1、2、……7、8.
第3行（叫第3周期）：？
行都会重复出现1→8.
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现____________变化。
（2）图表法
1234567
89原子序数（折线图）
最外层电子数
2.探究：元素的原子半径大小有什么变化规律？
根据教材P 11所给出的元素的原子半径探究。
说明：稀有气体的原子半径没有列出，原因是衡量稀有气体原子半径的标准和其它原子半径的标准不一样，不具有可比性。
（1
（2） 图表法
0.2
原子序数(柱状图）
原子半径
0.2
原子序数(折线图）
原子半径
（3）绘图法
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现____________变化。
3.探究：元素的主要化合价有什么变化规律？
根据教材P11所给出的元素的最高化合价和最低化合价进行探究。
探究之后能不能填写下列表格中元素的最高正价和最低负价？
折线图法探究化合价的变化规律。
-5
-4-3-2-1012
345678原子序数
化合价
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现____________变化。
【归纳总结】
1.通过上述探究，我们发现了哪些变化规律？
2.什么叫元素周期律？
元素的________随着元素________________________而呈____________的变化，这个规律叫做元素周期律。
说明：元素的性质主要包括原子半径、元素化合价等。
3.元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，即结构决定性质。
4．元素周期律的意义：(1)掌握了元素周期律，人们对元素以及物质的认识更为系统，从而开辟了认识物质世界的新视角。
(2)通过元素周期律可以预测未知元素及其化合物的性质。
(3)在科学探究和实际生产中，可以运用元素周期律和元素周期表作为指导，寻找合成具有特殊性能物质的元素。
根据下表，想一想元素的最高正价与原子的最外层电子数的关系是什么？
5.
①在1~20号元素中，元素的最高正价数等于原子的最外层电子数；除了O 、F 之外，同种元素
的|最高正价|+ |最低负价| = 8；
②金属元素无负价； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟无正价，氧无最高正价，在二氟化氧OF2中氧显+2价。
检测题
1.原子序数为11～17的元素，随着核电荷数的递增而逐渐变小的是
A.电子层数
B.最外层电子数
C.原子半径
D.元素的最高化合价
2．元素的以下性质或原子结构，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是
A．化合价B．原子半径 C．最外层电子数D．相对原子质量
3.在下列元素中，最高化合价数值最大的是
A. Na
B. Mg
C. Cl
D. S
4．下列关于元素周期律的叙述正确的是
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从－7到－1重复出现D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
5. 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的原因是
A.元素原子的电子层数呈周期性的变化
B.元素原子的核外电子排布呈周期性的变化
C.元素的化合价呈周期性的变化
D.元素的原子半径呈周期性的变化
6．下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
7、下列有关元素递变情况正确的是
A、Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次增多
B、N、O、F的最高正化合价依次升高
C、Al、Si、P的原子半径依次增大
D、B、C、N的最高正化合价依次升高
答案：1C 2D 3C 4B 5B 6D 7AD。