高三总复习——原子结构与元素周期表、元素周期律
＜
＞
元素的第一电离能周期性递变规律：
同周期从左到右，第一电离能有逐 的趋势；
渐
同主族从上到下，第一电离能逐 渐 。
课堂练习
⒊将下列元素按第一电离能由大到小的 顺序排列： ①K Na Li ②B C Be N ③He Ne Ar ④Na Al S P
问题探究四
根据第一电离能的定义， 你能说出什么是第二电离能、 第三电离能......吗？
【变式训练1】
(1) 1s22s22p63s2是 族元素，位于周期表 中第 周期 族，属于 区元素； (2) [Kr]4d105s25p2是 族元素，位于周期 表中第 周期 族，属于 区元素； (3) [Ar]3d104sl是 族元素，位于周期表中 第 周期 族，属于 区元素。
1.元素的分区和族 1) s 区：ns1~2，最后的电子填在 上，包括 族元素, 属于活泼金属，为碱金属和碱土金属； 2) p区：ns2np1~6，最后的电子填在 上，包括 族元素，为非金属和少数金属； 3) d区：（n-1）d1~8ns2，最后的电子填在 上， 包括 族元素，为过渡金属； 4) ds区：（n-1）d10ns1~2，(n-1)d全充满，包括 族元素， 过渡金属(d和ds区金属合起 来称为过渡金属)； 5) f区：（n-2）f1~14（n-1）d0~2ns2，包括有 元 素，称为内过渡元素或内过渡系。
2.（1）试确定32号元素在周期表中的位置。
（2）判断处于第三周期，ⅣA族元素的价电子 层结构、原子序数。
3. 某元素原子的电子排布式为 [Ar]3d104s24p1，根据 原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系， 完成下列各题：
(1)该元素处于元素周期表的第
周期的元素种数是 的非金属元素种数是 (3)试推测该元素处于周期表的 ； (2)该元素处于元素周期表的第 ；
周期，该
族，该族 区，该区
包括元素族的种类是
。
4.已知某原子的电子排布式是
1s22s22p63s23p63d104s24p1
(1) 该元素的原子序数是多少？
(2) 该元素属第几周期？ 第几族？是主族 元素还是过渡元素？ (3) 写出该原子的价电子排布图。
原子结构与元素周期律
1、核外电子排布的周期性
• 下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排 列的是（ ） A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBr C．HF、HCl、H2S、SiH4 D．NH3、PH3、H2S、HCl （2013高考.山东卷）下列排序正确的是【 A．酸性：H2CO3＜C6H5OH＜CH3COOH B．碱性：Ba(OH)2＜Ca(OH)2＜KOH C．熔点：MgBr2＜SiCl4＜BN D．沸点：PH3＜NH3＜H2O 】
练习
同一周期的X、Y、Z三元素，已知最高价氧化物对应水化
物的化学式是：H3XO4、H2YO4、HZO4，则： （2）气态氢化物的化学式分别为________________,
（1）X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_____________。
它们稳定性强弱为_____________________________。
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
ⅠA ⅡA
ns1 2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB VIII ⅠB ⅡB 2 1 ns np ns 2
(n-1)d1 (n-1)d2 ns2 (n-1)d3 ns2 (n-1)d5 ns1 (n-1)d ns 5 2 (n-1)d ns (n-1)d6 ns2 (n-1)d7 ns2 (n-1)d8ns2 ns2
Y元素最高正价与负价的绝对值之差 是4；Y元素与M元素形成离子化合物， 并在水中电离出电子层结构相同的离 子，该化合物是（ ） A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S
A.swf
思考与讨论:
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金 属性是否也呈现周期性的变化？ 如何比较元素的金属性及非金属性？
元素 元素，
最大的是
元素。
2、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na K N PF源自NeClS问题探究三
阅读课本P20-21交流与讨论
I1与洪特规则的关系
仔细观察图2—13中第3周期各元素的第一电离能 变化趋势，发现 I1(Mg) I1(Al)、I1(P) I1(S)，这是为什么？
基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道 上形成 全空、 、 结构时， 半满、 和 全满 原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。 如第一电离能：O N，Be B
ns np2 ns2np3 2np4 ns 10 2 (n-1)d ns ns2np5 10 1
ns2np6
元素周期表的分区简图
ⅠA Ⅱ A
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
1 2 3 4
5 6
7
S 区
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
d区 f区
ds 区
p区
镧系 锕系
活动2：阅读教材P14科学探究 2，思考： 1.划分区的依据是什么？
气态电中性基态原子失去一个电子转化 为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第 一电离能(用I1表示)，从一价气态基态正离 子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫 做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得 到I3、I4、I5…… 同一种元素的逐级电离能的大小关系
I1<I2<I3<I4<I5……
• 这是因为随着电子的逐个失去，阳离 子所带的正电荷数越来越大，再要失 去一个电子需克服的电性引力也越来 越大，消耗的能量也越来越多。
2、原子半径大小的周期性
原子半径大小比较规律：
（不考虑稀有气体）
(1) 电子层数相同的原子，随核电荷数递增，原子半径减小。
例如：rNa >rMg>rAl (2) 最外层电子数相同的原子，随电子层数增加半径增大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs (3) 阳离子半径小于相应原子半径， 阴离子半径大于相应原子半径。
元素第一电离能的周期性变化
一、元素第一电离能
气态 原子失去一个电子形成＋1气态 阳 离子所需的 最低 能量叫做元素的第一电 I1 .单位是 KJ/mol . 离能。符号为
概念应用
1、已知M(g)－e－→M+(g)时所需的最低能量 为738KJ。则M元素的I1=
2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。 则Na（g）－e－→Na＋（g）时 所需的最小能量为
规律：
元素周期律的应用
金属性与非金属性
金属性越强——金属越活泼
1. 与水反应置出氢气的越容易； 2. 与酸反应置换出氢气的越容易易； 3. 活泼金属把较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来； 4. 元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性越强
非金属性越强——非金属单质越活泼
1. 与氢气化合的越容易 2. 气态氢化物的越稳定
ns np2 ns2np3 2np4 ns 10 2 (n-1)d ns ns2np5 10 1
ns2np6
根据电子层结构判断元素在周期表中位置
①周期数=最大能层数 （钯除外，因为46Pd [Kr]4d10,最大能层数是4， 但是在第五周期） ②族序数：外围电子（价电子）总数决定 主族元素：主族序数=最外层电子数=价电子数 副族元素： （n-1）d+ns的电子总数=纵行数 族序数=价电子总数个位数 第Ⅷ族：价电子总数为8~10 如：29Cu 3d104s1 10+1=11尾数是1所以，是IB。
问题探究一
元素第一电离能大小与原子失电 子能力有何关系？
第一电离能越小，原子越 电子； 失去
第一电离能越大，原子越
失去电子。
问题探究二
元素的第一电离能有什么变化规律呢？
渐
同周期从左到右，第一电离能有逐 的趋势；
同主族从上到下，第一电离能逐 渐 。
规律与总结
总体上：金属元素的第一电离能都 ， 非金属元素和稀有气体元素的第一电离能 都 。 在同一周期中第一电离能最小的是 最大的是 元素。 周期表中第一电离能最小的是
元素化合价与最外层电子排布的关系
３．常见元素化合价的一般规律
主族元素最外层电子称为价电子。
①1～20号元素中，除了O、F外， 元素的最高正价=最外层电子数； 最高正价+ 最低负价的绝对值 = 8 ②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显 正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属 元素；
③F无正价，O无最高正价 。
原子结构与元素周期表
原子的电子排布与族的划分
各族价电子排布式
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
ⅠA ⅡA
ns1 2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB VIII ⅠB ⅡB 2 1 ns np ns 2
(n-1)d1 (n-1)d2 ns2 (n-1)d3 ns2 (n-1)d5 ns1 (n-1)d ns 5 2 (n-1)d ns (n-1)d6 ns2 (n-1)d7 ns2 (n-1)d8ns2 ns2
小→大
电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
金属性增、非金属性减
主要化合价
最高价氧化物对应的 水化物酸碱性 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性
最高正价+1→+7 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 形成：难→易 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 形成：易→难 稳定性：强→弱
2.s区、d区、ds区、p区分别有几个纵列？ 3. s区、p区、d区、 ds区各包含哪些族的元素？ 外围电子排布的特点？主要包含金属还是非金 属元素？
归纳总结：各区元素特点
族序数 价电子排布 ns1、ns2 元素分类
高中化学高考总复习 第七讲 元素周期律
第七讲 元素周期律
课标导引
知知识识整整合合
答案 D 解析 A项,aX2+和bY-的核外电子层结构相同,即两种的核外电子数相 同,则原子序数为a=b+3,A不正确;B项,不能依据氢化物的水溶液的 酸性强弱来判断元素非金属性的强弱,B不正确;C项,锗与硅都位于 金属与非金属的交界处,锗与硅都能作半导体材料,C不正确;D项,元 素S和Se分别位于第ⅥA族的第三、四周期,S的非金属性比Se的强, 则氢化物稳定性:H2S>H2Se,D正确。故选D。
-25-
-10-
第七讲 元素周期律
课标导引
知知识识整整合合
典例3不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据的是
()
A.氧化性:Cl2>S
B.单质沸点:S>Cl2
C.氢化物稳定性:HCl>H2S D.酸性:HClO4>H2SO4
答案 B 解析 根据非金属单质的氧化性、氢化物的稳定性、最高价氧化物 对应水化物的酸性强弱都可以判断元素非金属性的强弱,而沸点等 物理性质不能作为判断元素非金属性强弱的依据。故选B。
-18-
第七讲 元素周期律
课标导引
知知识识整整合合
典例6 (2019年浙江1月学考)四种短周期元素X、Y、Z和M在周期表中的 位置如图所示。下列说法正确的是( ) A.原子半径(r):r(X)>r(Z) B.元素的非金属性:Y>M C.Y元素的最高化合价为+7价 D.Z的最高价氧化物的水化物为强酸
A.常温时,X单质能与水发生剧烈反应 B.Y与Q可形成YQ4分子 C.Y、Z、Q最高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱 D.第四周期且与Q同主族元素的单质在常温常压下呈固态
高三 化学第一讲 原子结构、元素周期律
专题复习（一）原子结构班级姓名各位同学：这份学案是我们的二轮复习，请同学们认真学习。
认真填写学案然后核对答案（答案就在旁边），本讲的例题4、5、6、9在微视频中有详解，也请在全部做完再观看。
课后作业完成后请上传至智学网。
直击考点——知识梳理一、原子结构1、下列在探索原子结构的过程中形成的主要观点有道尔顿的原子论、汤姆逊提出的原子结构的模型；卢瑟福提出的原子结构的模型。
（答案：葡萄干面包、行星）2．原子是由原子核和核外电子构成的，其中原子核是由质子和中子构成的。
元素的种类由决定，原子的种类由决定，元素化学性质主要由决定。
答案及解析：元素的定义：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子。
因此元素的种类取决于质子数。
例如1H、2H、3H都是氢元素，但是不同的同位素原子，因此原子的种类取决于质子数和中子数。
元素的化学性质主要由原子的最外层电子数和电子层数决定。
3、微粒之间的关系：①质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数②质量数=质子数+中子数Ts）例题1：117号新元素Ts的中子数为176，则Ts的化学符号为（答案：293117二、同位素——概念辨析：同位素：质子数相同、中子数不同的不同原子互为同位素。
注意同位素一定是原子，不能是分子。
由于同位素的质子数相同使其核外电子排布相同，则同位素之间化学性质相同。
但同位素的中子数不同使其原子质量不同，因此同位素之间物理性质不同。
另外，同位素在自然界的丰度恒定不变同素异形体：同种元素构成的不同单质。
因此同素异形体一定是单质。
同分异构体：分子式相同，结构不同的化合物之间，例如正戊烷、异戊烷、新戊烷。
同系物：结构相似、分子组成上相差一个或若干个-CH2-的化合物，例如甲醇、乙醇。
同系物具有相同的通式，例如单炔烃的通式为C n H2n-2。
例题2、据报道，科学家已成功合成了少量N4，N4与N2互为，相同质量的N4和N2所含原子个数比为。
例题3、下列互为同位素的是（）A.H2和D2B.H2O和D2OC.金刚石和石墨D.2He和3He例题4、H2O、D2O、T2O三者之间_（“是”或“不是”）同位素。
《原子结构与元素周期律》知识总结
电第一章 原子结构与元素周期律第一节原子结构有关原子结构的知识是自然科学的重要基础知识之一。
原子是构成物质的一种基本微粒，物质的组成、性质和变化都与原子结构密切相关。
1、原子核核素§1原子的组成及微粒间的关系构成原子或离子微粒间的数量关系： 1质子数Z ＋中子数N ＝质量数A ＝原子的近似相对原子质量质量关系2原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数3阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数 4阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数 元素、核素、同位素)(X A Z 原子原质子：相对原子质量为1，1个质子带1中子：相对质量为1，不带电核处电子：质量忽略不计，1个电子例如：氢元素有、、三种不同的核素，它们之间互称同位素。
放射性同位素的应用：1、作为放射源和同位素示踪。
2、用H11H1１于疾病诊断和治疗。
§2核外电子排布：如：53号元素碘的电子排布为，2-8-18-18-7元素的化学性质与原子最外层电子排布的关系：如：钠原子最外层只有1个电子，容易失去这个电子而达到稳定结构，因此钠元素在化合物中通常显1价；氯原子最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构，因此氯元素在化合物中可显-1价。
第2节元素周期律和元素周期表 §1元素周期律外层电子数从1~8）。
（2）原子半径呈周期性变化（由大~小，稀有气体除外）。
（3）元素的主要化合价呈周期性变化（正化价从1~7，负化合价从-4~-1）。
元素周期律的实质元素原子的核外电子排布呈周期性变化§2元素周期表排列原则（1）按原子序数递增的顺序从左到右排列 （2）将电子层数相同的元素排成一个横行（1横称为1个周期） （3）把最外层电子数相同的无素（个别除外）排成一个纵列（1个纵列称为1个族）元素周期表元素周期律 原子半径比较方法：（1）电子层数越多，半径越大；电子层数越少，半径越小（即周期越大，半径越大）（2）当电子层结构同时，核电荷数多的半径小，核电荷数少的半径大，如：F －＞Na ＋＞Ｍg 2（3）对于同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
2024版新教材高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表知识小
第2课时元素周期表知识点1 元素周期表1．元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习和研究化学科学的重要工具。
2．元素周期表方格中的信息：通过元素周期表可了解元素的信息。
例如：3．元素周期表的编排原则：(1)横行：________相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(2)纵列：最外层电子数相同的元素，按________递增的顺序自上而下排列。
4．元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有________个横行，即有________个周期。
①短周期：第1、2、3周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________。
②长周期：第4、5、6、7周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________、__________。
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18类别主族副族Ⅷ族副族主族0族名称ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族②副族，共7个(只由长周期元素组成，族序数后标B)。
③第Ⅷ族，包括________、________、________三个纵行。
④0族，最外层电子数是8(He是2)。
(3)过渡元素元素周期表中从第3到12列共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为________元素，统称为过渡元素。
5．元素周期表结构巧记口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：“一八依次现”指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；“一零再一遍”指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA、0族。
知识点2 原子结构与元素在周期表中的位置关系1．元素周期表中的部分重要元素：族元素性质存在ⅡA族元素(碱土金属元素) ____、____、____、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)①物理共性：单质都呈____色，具有良好的____②化学共性：单质呈强还原性，R—2e－→____在自然界中都以____存在VA族____、____、____、锑(Sb)、铋(Bi)等________为非金属元素，________为金属元素在自然界中以化合态或游离态存在副族和Ⅷ族(过渡元素) 第________列全部为金属元素，具有良好的____性2.焰色试验：(1)定义：某些________________在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的反应，如钠：黄色，钾：________色。
专题5 元素周期律(高三总复习)
专题5 物质结构元素周期律第一节元素周期表一．元素周期表的结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：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【练习】1．主族元素的次外层电子数（除氢）A．一定是8个B．一定是2个C．一定是18个D．是2个、8个或18个2．若某ⅡB族元素原子序数为x，那么原子序数为x+1的元素位于A．ⅢB族B．ⅢA族C．ⅠB族D．ⅠA族3．已知A元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B元素原子的次外层电子数是最外层电子数的2倍，则A、B元素A．一定是第二周期元素B．一定是同一主族元素C．可能是二、三周期元素D．可以相互化合形成化合物二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1．原子结构相似性：最外层电子数相同，都为_______个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多2．碱金属化学性质的相似性：点燃4Li + O2 Li2O点燃2Na + O2 Na2O22 Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑2K + 2H2O ＝2KOH + H2↑2R + 2 H2O ＝2 ROH + H2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有_______个电子，因此，它们的化学性质相似。
3．碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐_____，原子失去电子的能力______，即金属性逐渐______。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
结论：1）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2）金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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(对于原子来说)二、元素周期表1.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．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
高中化学：物质结构 元素周期律知识点
高中化学：物质结构元素周期律知识点一. 原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数2. 质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量3. 原子构成4. 表示方法二. 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系1. 区别2. 联系【名师点睛】(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
三. “10电子”、“18电子”的微粒小结1. “10电子”微粒2. “18电子”微粒四. 元素周期表的结构1. 周期2. 族3. 过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒元素周期表中主、副族的分界线：(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
五. 元素周期表的应用1. 元素周期表在元素推断中的应用(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；等式二：主族序数＝最外层电子数；等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2) 利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
(3) 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断具有相同电子层结构的离子，如a X(n＋1)＋、b Y n＋、c Z(n＋1)－、d M n－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。
(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
①若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
高考总复习考试元素周期表和元素周期律
高考总复习 元素周期表与元素周期律【考纲要求】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表的结构（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 族和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。
【考点梳理】要点一、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为原子序数。
原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则（1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行；（2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。
3．元素周期表的结构（“七横十八纵”）表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。
4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数（2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。
2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。
注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行 0族（1个）：表中最右边 族元素周期表4．1—18号元素的有关知识5．金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。
如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。
高中化学 第1章 原子结构与元素周期律 第2节 元素周期律和元素周期表
促敦市安顿阳光实验学校第1课时元素周期律1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。
2.了解元素性质与原子结构的关系。
3．掌握微粒半径大小比较的规律。
1．原子序数(1)概念：元素在元素周期表中的序号。
(2)与其他量的关系原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。
2．1～18号元素性质变化的规律性(1)最外层电子的排布规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳结构时的最外层电子数1～2 1 1―→2 23～10 2 1―→8811～18 3 1―→88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周期性变化(2)原子半径的变化规律原子序数原子半径的变化3～90.134 nm―→0.071 nm大―→小(填“大”或“小”，下同)11～17 0.154 nm―→0.099 nm大―→小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化(3)化合价的变化规律原子序数化合价的变化(常见)1～2 ＋1(H)―→0(He)3～10最高正价：＋1―→＋5(O、F无最高正价)最低负价：－4―→－1Ne：011～18最高正价：＋1―→＋7最低负价：－4―→－1Ar：0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化3.元素周期律(1)概念：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。
(2)实质：元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化。
1．判断正误(1)元素原子半径最小的是氢。
( )(2)氧、氟两元素的最高正化合价分别为＋6、＋7。
( )(3)原子半径：r(C)＜r(N)＜r(O)。
( )(4)离子半径：r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)。
( )(5)电子层越多，半径越大。
( )答案：(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×2．元素X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述一正确的是( )A．X、Y、Z原子的核内质子数依次增大B．X、Y、Z的最高正化合价依次升高C．X、Y、Z原子的原子半径依次增大D．X、Y、Z单质的金属活动性依次增强解析：选A。
高考化学复习元素周期表和元素周期律
元素周期表和元素周期律元素周期律：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：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周期性变化。
注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无正价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。
（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。
元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；c.金属单质间的置换反应例：比较1：①镁与2mL1mol/L 盐酸反应②铝与2mL1mol/L 盐酸反应32222l 6l 2l l 3g 2HCl MgCl H A HC A C H ↑↑＋＝＋反应比较容易M ＋＝＋反应更加容易所以金属性：l Mg A ＞ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】2222222()22()Na H O NaOH H Mg H O Mg OH H ++↑++↑冷＝碱性：2aOH Mg(OH)N ＞金属性：Na Mg Al ＞＞②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。
元素非金属性强弱判断的实验依据：a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应非金属性：l r F C ＞＞B ＞I对于同一周期非金属元素：如2i l S P S C 、、、等非金属单质与2H 反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：432i l S H PH H S HC ＜＜＜上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：2334244i l H S O H PO H SO HC O ＜＜＜非金属性：i l S P S C ＜＜＜ 结论： a g l i l N M A S P S C金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)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的周期性变化的必然结果。