高三化学二轮复习教案及解析：元素周期律 元素周期表
【专题三】元素周期律 元素周期表【考点突破】 考点1 原子结构1.原子组成(X AZ )⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧-质序数决定元素的化学性决定主族最外层电子数决定周期序数电子层数个带负电荷核外电子数决定元素的同位素个中子元素的种类决定核电荷数个质子带正电荷原子核::)(:)(;:)()(Z Z A Z 2.等量关系(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。
(3)阳离子所带电荷数=阳离子核内质子数-阳离子核外电子数。
(4)阴离子所带电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。
方法点击 原子结构是高考的热点之一，解决此类问题关键在于抛开题目所给新信息的干扰，弄清(X AZ )的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系，只有这样才能顺利解答问题，在解题时一定要看清题干要求。
规律与特例：规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在学习中还要掌握元素原子结构的特征规律。
核电荷数为1—18的元素的原子结构是大纲和高考重点要求与考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
1.规律：(1)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C ；3倍的是O ；4倍的是Ne ；1/2倍的是Li 、Si 。
(3)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
(4)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He 、C 、S ；3倍的是O 。
2.特性：核电荷数为1—18的元素的特征性质：(1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H 。
(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C 。
(3)原子半径最大的是K ，最小的是H 。
(4)单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F 。
方法点击 区分以上概念，首先需要明确各概念所使用的范畴，如同位素是指原子，同素异形体是指单质，同分异构体、同系物一般适用于有机物，然后抓住概念的实质进行区分，否则容易混淆。
考点3 元素周期律、元素周期表 1.元素周期表⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧稀有气体元素零族仅由长周期元素构成个副族共同构成由短周期和长周期元素个主族十六个族十八个纵行种元素最多容纳周期第不完全周期种元素周期第种元素周期第种元素周期第长周期种元素周期第种元素周期第种元素周期第短周期七个周期七个横行元素周期表:)—(:7)—(:7)()32(7:)32(6),18(5),18(4:)8(3),8(2),2(1:)(VIIB IB VIIA IA 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变化，这个规律叫做元素周期律。
这里所讲的元素性质是指元素的原子半径、元素的化合价、元素的化学性质，即元素的金属性和非金属性。
如表：内容同周期元素(从左到右)同主族元素(从上到下)原子结构核电荷数 递增 增大 电子层数 相同 增多 最外层电子数 增多相同 原子半径 逐渐减小(1e -—8 e -) 逐渐增大元素性质主要化合价最高正价由+1→+7 最低负价由-4→-1最高正价、最低负价相同 最高正价=族序数 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱酸性增强 碱性增强酸性减弱非金属的气态氢化物 稳定性 增强 减弱形成难易 难易易难单质的氧化性或还原性还原性减弱氧化性增强还原性增强氧化性减弱 元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱方法点击 1.注意：(1)F 没有正价；O 除氟化物外，一般不显正价；金属元素一般无负价。
主族元素最高正价=最外层电子数=族序数；主族元素最低负价=最外层电子数-8=族序数-8。
(2)非金属性的正价有多种，一般是由共用电子对的偏移形成的。
简单的阴离子的价态均是最低负价，如S 2-、Cl -、P 3-等。
所以我们在用化合价判断元素在周期表中位置时，一定要分清是否为最高正价和最低负价，如某主族元素R 的化合物为Na 2R 、RO 2，则R 在元素周期表中的位置为_________。
此题就不能用RO 2中R 的+4价来确定R 在元素周期表中的位置，因为不能确定RO 2中R 的+4价是最高正价。
2.规律：(1)“阴上阳下”规律具有相同电子层结构的离子，阴离子元素在阳离子元素的上一个周期。
如：“X m+”“Y n-”的电子层结构相同，则X 元素在Y 元素的下一个周期，故原子序数X>Y 。
(2)“序差”规律同一周期ⅡA与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。
相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。
若A、B是同族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，若A在B的上一周期。
当：A、B在与ⅠA或ⅡA族时，y=x+mA、B在与ⅢA—0族时，y=x+n3.由原子序数确定元素位置例如：84号元素、88号元素在周期表中的位置首先确定零族元素的原子序数，方法：每一周期所容纳的元素种类为2、8、8、18、18、32、32，计算出与84比较接近的零族元素的原子序数，第6周期零族元素是86号元素，然后84与86比较得出结论，84号元素是第6周期ⅡA族；同理88号元素是第7周期ⅥA族。
考点4 元素的“位─构─性”之间的关系(如下图所示)方法点击本考点是无机化学的核心知识，因此是高考中每年必考的重点知识。
在复习中一定要抓住元素的“位─构─性”之间的关系,掌握一点来推测另两点。
例：A、B、C、D是四种短周期元素，已知A、C同主族，B、D同周期，A的气态氢化物比C的气态氢化物稳定，B的阳离子比D的阳离子氧化性强，若B的阳离子比C的阴离子少一个电子层，下列比较中不正确的是( )A. 原子序数：A>B>C>DB. 原子半径：D>B>C>AC. 单质熔点：B>D，C>AD. 最高价氧化物对应水化物的酸碱性：A>C，D>B首先由题意确定A、B、C、D在元素周期表中的位置：如图，根据元素周期律及元素周期表就可以推出正确选项为A。
考点5 电子数相同的粒子1.核外电子总数为2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。
2.核外电子总数为10的粒子①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。
NH、H3O+。
②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、+4NH。
③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、-23.核外电子总数为18的粒子①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等。
②阳离子：K +、Ca 2+。
③阴离子：S 2-、HS -、Cl -、-22O 。
4.核外电子总数及质子数均相等的粒子： ①Na +、+4NH 、H 3O +。
②F -、OH -、-2NH 。
③HS -、Cl -。
④N 2、CO 、C 2H 2。
⑤C 6H 6、B 3N 3H 3。
方法点击 在学习电子数相同的粒子时，一定要利用元素周期表这一化学工具。
如：10电子粒子在元素周期表中以10电子的Ne 原子向后推有：Na +、Mg 2+、Al 3+；向前推有N 3-、O 2-、F -、OH -、-2NH 、+4NH 、H 3O +、CH 4、NH 3、H 2O 、HF 。
18电子的应以Ar 向前后扩散，但不要忘记(9+9=18)如：F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、CH 3F 、N 2H 4等。
形成一定的思维定式可以提高做题的速度,但有时要打破自己的这种思维定式。
例如：(2005全国高考理综Ⅰ) 甲、乙、丙、丁为前三周期元素形成的粒子，它们的电子总数相等。
已知甲、乙、丙为双原子分子或负二价双原子阴离子，丁为原子。
(1)丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，反应的化学方程式是__________________。
(2)乙在高温时是一种还原剂，请用化学方程式表示它在工业上的一种重要用途：__________________。
(3)在一定条件下，甲与O 2反应的化学方程式是____________________________________。
(4)丁的元素符号是_________，它的原子结构示意图为_________。
(5)丁的氧化物的晶体结构与_________的晶体结构相似。
我们看到此题中有等电子的粒子就想到10电子体、18电子体，但按10电子体、18电子体推不出正确结论，所以我们要打破这种思维定式，重新找突破口：丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，经排查知中学化学中常见的这种反应是：电石与水反应生成可燃性气体C 2H 2，这样此题就迎刃而解。
丙为-22C 有14个电子，甲、乙、丁也含14个电子，依题意得：甲为N 2、乙为CO 、丁为SiO 2。
考点6 粒子半径大小比较1.一般电子层数越多，其半径越大〔极少数例外，如r(Li)<r(Al)〕。
此规律包含了如下两种情况：(1)同主族元素，由上而下，原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，如：r(K)＞r(Na)，r(K +)＞r(Na +)。
(2)原子半径比相应的阳离子半径大，如：r(K)＞r(K +)，r(Mg)＞r(Mg 2+)。
2.若电子层数相同，核电荷数越多，其半径越小。
(1)同周期主族元素自左至右原子半径逐渐减小(0族例外)，如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)。
(2)电子层数相同的离子，核电荷数越大，半径越小，如：r(O 2-)＞r(F -)＞r(Na +)＞r(Mg 2+)。
3.若电子层数、核电荷数均相同，最外层电子数越多，半径越大。
(1)同一元素的原子和阴离子，原子半径比阴离子半径小，如：r(F)＜r(F -)。
(2)同一元素价态不同的阳离子，核外电子数越多，半径越大，如r(Fe 2+)＞r(Fe 3+)。
方法点击 粒子半径大小比较归纳为“同层比核，同核比层”。
“同层比核”如：Na +与F -，Cl 与S ，Cl -与S 2-；电子层数相同，核电核数越大，核对电子的引力越大，半径越小；同理，“同核比层”，例：Na 与Na +、Cl 与Cl -的核电荷数相同，核外电子数越大，原子(或离子)半径越大。
在解答这类问题时，我们可以借助元素周期表进行解答。
如：(经典回放)X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有相同的核外电子结构，下列叙述正确的是( ) A.原子序数X＜Y B.原子半径X＜YC.离子半径X＞YD.原子最外层电子数X<Y解析：由题意可知X、Y在周期表中的位置如图所示，所以原子序数X＞Y；原子半径X＞Y；离子半径X ＜Y(同层比核)。
元素周期律教案(详细)
元素周期律教案(详细)一、教学目标1. 让学生了解元素周期律的基本概念，理解元素周期律的排列规律。
2. 使学生掌握元素周期表的结构，能运用元素周期律分析和解释一些化学现象。
3. 培养学生的观察能力、思维能力和实践能力，提高学生的科学素养。
二、教学内容1. 元素周期律的概念：元素周期律是指元素原子半径、化合价、原子序数等性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化规律。
2. 元素周期表的结构：元素周期表是按照元素原子序数从小到大排列的，分为七个周期，十六个族。
3. 元素周期律的排列规律：a. 周期性变化：同一周期内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；b. 族的变化：同一族内，随着原子序数的增加，元素原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、教学重点与难点1. 教学重点：元素周期律的概念、元素周期表的结构、元素周期律的排列规律。
2. 教学难点：元素周期律的排列规律的理解和应用。
四、教学方法1. 采用问题驱动法，引导学生发现元素周期律的规律。
2. 利用图表、动画等多媒体教学手段，帮助学生形象地理解元素周期律。
3. 组织学生进行小组讨论，培养学生的合作能力。
五、教学步骤1. 引入新课：通过展示一些化学现象，引导学生思考元素之间是否存在某种规律。
2. 讲解元素周期律的概念：介绍元素周期律的定义和发现过程。
3. 讲解元素周期表的结构：介绍周期表的七个周期和十六个族。
4. 引导学生发现元素周期律的规律：通过观察周期表，引导学生发现原子半径、化合价等性质的周期性变化。
5. 讲解元素周期律的排列规律：详细讲解同一周期和同一族内元素性质的变化规律。
6. 练习与应用：给出一些实例，让学生运用元素周期律进行分析解释。
六、教学拓展1. 介绍元素周期律的应用领域：如化学反应原理、材料科学、生物化学等。
2. 讲解一些重要的元素周期律规律：如金属性与非金属性的分界线、过渡元素的特点等。
新高考二轮复习专题五物质结构元素周期律学案
专题五物质结构元素周期律明·课程标准MINGKECHENGBIAOZHUN对应学生用书学案P471．能画出1～20号元素的原子结构示意图，能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
2．能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
3．能判断简单离子化合物和共价化合物中的化学键类型，能基于化学键解释某些化学反应的热效应。
品·高考真题PINGAOKAOZHENTI对应学生用书学案P47真题细研1．(2022·全国甲卷)Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。
Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。
下列说法正确的是(D)A．非金属性：X>QB．单质的熔点：X>YC．简单氢化物的沸点：Z>QD．最高价含氧酸的酸性：Z>Y【解析】Q、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与X、Y、Z不在同一周期，Y原子最外层电子数为Q原子内层电子数的2倍，则Q应为第二周期元素，X、Y、Z位于第三周期，Y的最外层电子数为4，则Y为Si元素，X、Y相邻，且X的原子序数小于Y，则X为Al元素，Q、X、Y、Z的最外层电子数之和为19，则Q、Z的最外层电子数之和为19－3－4＝12，主族元素的最外层电子数最多为7，若Q的最外层电子数为7，为F元素，Z的最外层电子数为5，为P元素，若Q的最外层电子数为6，为O元素，则Z 的最外层电子数为6，为S元素，若Q的最外层电子数为5，为N元素，Z的最外层电子数为7，为Cl元素；综上所述，Q为N或O或F，X为Al，Y为Si，Z为Cl或S或P，据此分析解题。
X为Al，Q为N或O或F，同一周期从左往右元素非金属性依次增强，同一主族从上往下依次减弱，故非金属性：Q>X，A错误；由分析可知，X为Al属于金属晶体，Y为Si属于原子晶体或共价晶体，故单质熔点Si>Al，即Y>X，B错误；含有氢键的物质沸点升高，由分析可知Q为N或O或F，其简单氢化物为H2O或NH3或HF，Z为Cl或S 或P，其简单氢化物为HCl或H2S或PH3，由于前者物质中存在分子间氢键，而后者物质中不存在，故沸点Q>Z，C错误；元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，P、S、Cl的非金属性均强于Si，因此最高价含氧酸酸性：Z>Y，D正确。
2023年高考化学二轮复习教案(全国通用)专题05 物质结构 元素周期律含解析
专题05 物质结构元素周期律考点热度★★★★★【化学素养要求】【考纲导向】1．了解元素、核素和同位素的含义。
2．依据原子构成了解原子序数、核电核数、质子数、核外电子数的彼此关系和质子数、中子数、质量数之间的相互关系。
3．了解原子核外电子排布。
4．了解元素周期表的结构。
5．通过同周期、同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系，理解元素周期律的实质。
6．通过金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变规律，理解位、构、性三者之间的关系。
7．通过离子键、共价键的形成过程认识化学键。
【命题分析】对原子结构、化学键的考查主要集中在各微粒数量间的关系，微粒的结构示意图、电子式的表示方法及化学键、化合物类型的判断等方面上，试题难度不大，一般属于了解层次。
元素周期表和元素周期律这一部分内容主要以元素周期表为工具考查“位、构、性”三者的关系，该部分内容既能对原子结构、元素周期表和元素周期律进行单独考查，同时也能将元素及其化合物联系起来进行综合考查，试题的综合度较高，命题的空间大。
题型以选择题为主，难度适中。
该部分内容是过去命题的热点，未来将是一个必考点。
题型依然会以选择题为主，难度变化不大。
核心考点一微粒结构与化学键1．抓住描述对象判断“四同”(1)同位素——原子，如11H、21H、31H。
(2)同素异形体——单质，如O2、O3。
(3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。
(4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。
2．原子结构中易混淆的4个问题(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。
(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。
(3)同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。
(4)同一元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。
3．理清化学键与物质类别的关系(1)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。
2019-2020年高考化学二轮复习 元素周期律 元素周期表专题辅导教案
2019-2020年高考化学二轮复习 元素周期律 元素周期表专题辅导教案【考点突破】考点1 原子结构1.原子组成()⎪⎪⎪⎩⎪⎪⎪⎨⎧⎪⎩⎪⎨⎧⎩⎨⎧-质序数决定元素的化学性决定主族最外层电子数决定周期序数电子层数个带负电荷核外电子数决定元素的同位素个中子元素的种类决定核电荷数个质子带正电荷原子核::)(:)(;:)()(Z Z A Z 2.等量关系(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。
(3)阳离子所带电荷数=阳离子核内质子数-阳离子核外电子数。
(4)阴离子所带电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。
方法点击 原子结构是高考的热点之一，解决此类问题关键在于抛开题目所给新信息的干扰，弄清()的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系，只有这样才能顺利解答问题，在解题时一定要看清题干要求。
规律与特例：规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在学习中还要掌握元素原子结构的特征规律。
核电荷数为1—18的元素的原子结构是大纲和高考重点要求与考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
1.规律：(1)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C ；3倍的是O ；4倍的是Ne ；1/2倍的是Li 、Si 。
(3)电子层数跟最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
(4)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He 、C 、S ；3倍的是O 。
2.特性：核电荷数为1—18的元素的特征性质：(1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H 。
(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C 。
(3)原子半径最大的是K ，最小的是H 。
(4)单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F 。
2023届高中化学人教版二轮专题复习第4讲-元素性质与元素周期律(表)(学案)
第4讲元素性质与元素周期律（表）学案一、知识重构1．元素周期律（表）推断必备知识熟记元素周期表的结构及核素的表示形式：①若为①A、①A族元素，差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
①若为①A族至①A族元素，差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。
第2、3周期没有过渡元素，相差1第4、5周期各有10种过渡元素，相差11第6、7周期各有24种过渡元素，相差25。
2．掌握元素推断中常用的两条规律 (1)最外层电子规律(2)“阴上阳下”规律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．如 O 2－、F － 、Na + 、Mg 2+、Al 3+电子层结构相同，则 Na 、Mg 、Al 位于 O 、F 的下一周期．3．“等电子”微粒推断方法 ①“10电子”微粒①“18电子”微粒还有CH 3－CH 3、H 2N －NH 2、HO －OH 、F －F 、F －CH 3、CH 3－OH……4．牢记单质或化合物具有“特性”的元素 H 「单质密度最小、原子半径最小」Li 「①单质密度最小的金属元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」C 「①形成化合物种类最多的元素；①对应的某种单质是自然界中硬度最大的物质的元素；①某种氧化物可产生“温室效应”的元素①形成化合物种类最多」N 「①空气中含量最多的元素；①气态氢化物的水溶液呈碱性的元素；①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素；①常见氢化物可作制冷剂；①某一氢化物可作气态燃料 O 「①地壳中含量最多的元素；①简单氢化物在通常情况下呈液态的元素；①某一单质可杀菌、消毒、漂白①简单气态氢化物的沸点最高」F 「①最活泼的非金属元素；①无正化合价的元素；①无含氧酸的非金属元素；①无氧酸可腐蚀玻璃的元素；①气态氢化物最稳定的元素；①阴离子的还原性最弱的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素」Na「①焰色反应呈黄色的元素；①短周期中金属性最强的元素；①元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期金属元素；①两种常见氧化物的水化物均呈碱性的短周期元素；①短周期中原子半径最大的元素」Al「①地壳中含量最多的金属元素；①最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素；①氧化物可作耐火材料；①氧化物是刚玉、宝石主要成分的元素」Si「①单质为常见的半导体材料；①最高价非金属氧化物对应的水化物难溶于水①无机非金属材料主角」P「①组成骨骼和牙齿的必要元素；①某一单质和其氢化物都能自燃」S「①元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素；①元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素」Cl「单质是黄绿色气体、氧化物用做饮用水的消毒」K「焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素」Ge「单质为常见的半导体材料」Br「常温下单质呈液态的非金属元素」Cs「①最活泼的金属元素；①最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素；①阳离子的氧化性最弱的元素」5．牢记“原子结构特点凸显”的元素(短周期元素)(1)原子核内无中子的原子：氢(H)。
高三第二轮专题复习元素周期律元素周期表
（2）化合物WY和WX2的化学式分别是
和
。
（3）Y和Z形成的两种常见化合物的分子式是 和 。
（4）写出X 和Z形成的一种气态化合物跟WZ反应的化学方
程 式：
。
教材分析
1、高考中的地位和作用 元素周期律和元素周期表是中学
化学教材中重要的基础理论之一。元 素周期律是我们复习元素及其化合物 性质的“纲”，元素周期表是元素周 期律的具体体现，也是我们学习化学 的重要工具。对元素周期律、元素周 期表内容的考核是近年来高考的热点。
形成组成为WY的化合物；
②Y和Z属于同族元素，它能形成两种常见化合物；
③X和Z属于物同一质周结期元构素和，它元们素能形周成期两种律气是态化中合学物；
④W和化X能学形教成组材成中为W重X2要的化的合基物；础理论之一。 ⑤请X回和答它Y：不是在同研一究周期元，素它们及能其形成化组合成为物X性Y2的质化的合物。 （1）W重元要素是依据，是；Z高元考素是每年必考。内容。
核外电子总数为10个电子的微粒：
分子
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
重点
阳离子
Na+、Mg2+、Al3+、NH4＋、H3O+
掌握
阴离子
N3－、O2－、F－、OH－、NH2—
核外电子总数为18个电子的微粒：
分子 阳离子
Ar、HCl 、 H2S、 PH3 、SiH4 、 F2、 H2O2、 C2H6 、N2H4 K+、Ca2+ 、
熟练掌握1—18号元素原子的结构特征 是快速判断元素的前提和基础
2、根据常见元素或原子的特性
（20号以内的元素）
①具有两性的元素是 Al ②与水反应最剧烈的金属是 K、非金属是 F ③单质硬度最大、熔沸点最高、形成化合物种类最多且其气态氢化物
高中化学元素周期表教案
高中化学元素周期表教案一、教学目标1. 让学生掌握元素周期表的基本结构，包括周期、族等。
2. 使学生了解元素周期表的排列规律，能运用周期律分析元素性质的递变规律。
3. 培养学生运用元素周期表解决实际问题的能力，提高学生的化学素养。
二、教学内容1. 元素周期表的基本结构2. 元素周期表的排列规律3. 周期律与元素性质的递变规律4. 元素周期表在化学中的应用三、教学重点与难点1. 重点：元素周期表的基本结构、排列规律及应用。
2. 难点：周期律的理解与运用。
四、教学方法1. 采用多媒体教学，展示元素周期表的图片、动画等，增强学生的直观感受。
2. 利用实例分析，让学生通过实际问题理解元素周期表的应用。
3. 开展小组讨论，培养学生合作学习的能力。
4. 进行课堂练习，巩固所学知识。
五、教学过程1. 导入：通过展示元素周期表的图片，引导学生关注元素周期表，激发学习兴趣。
2. 讲解元素周期表的基本结构，包括周期、族等，让学生了解元素周期表的组成。
3. 讲解元素周期表的排列规律，如原子序数递增、电子层数变化等，使学生掌握周期表的排列特点。
4. 讲解周期律，引导学生理解周期律的意义，并能运用周期律分析元素性质的递变规律。
5. 实例分析：利用具体元素及其化合物，展示元素周期表在化学中的应用，提高学生的实践能力。
6. 小组讨论：让学生围绕元素周期表的应用展开讨论，培养学生的合作学习能力。
7. 课堂练习：布置有关元素周期表的练习题，巩固所学知识。
8. 总结：对本节课内容进行总结，强调元素周期表的重要性，激发学生继续学习的动力。
9. 作业布置：布置相关课后作业，巩固所学知识。
六、教学拓展1. 介绍元素周期表的起源和发展历程，使学生了解元素周期表的历史背景。
2. 讲解元素周期表中的特殊现象，如对角线规则、镧系和锕系等，增强学生对周期表的理解。
七、实践活动1. 让学生自制一张元素周期表，培养学生的动手能力。
2. 组织学生进行化学实验，利用元素周期表选择合适的试剂和反应条件，提高学生的实验技能。
高中化学_元素周期表教学设计学情分析教材分析课后反思
教学设计第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、教学目标:1、知识目标：认识元素周期表的结构；掌握周期、族的概念；2、能力目标：学会推算元素在周期表中的位置。
3、情感目标：学会合作学习二、教学目标:1、知识目标：认识元素周期表的结构；掌握周期、族的概念；通过对比学习碱金属元素和卤素元素性质与结构的关系；知道元素金属性和非金属性强弱的判断依据。
2、能力目标：学会推算元素在周期表中的位置。
会从理论上推测同主族元素性质的递变规律；使学生能够会运用化学实验来证明其推测的正确性。
3、情感目标：学会合作学习三、教学重难点元素周期表的结构；推算元素在周期表中的位置。
推测同主族元素性质的递变规律。
运用化学实验来证明其推测的正确性，进而知道碱金属和卤素元素强弱的判断依据四、教学方法讨论、讲解、练习相结合五、教学过程〔提问〕1、原子序数与元素原子结构有什么样的关系？2、周期表中前18号元素有哪些？3、表格是按什么原则编排的？注：编排三原则(1)按原子序数递增顺序从左到右排列。
(2)将电子层数相同的元素排列成一个横行。
(3)把最外电子层的电子数相同的元素按电子层数递增顺序由上而下排列成纵行。
教师：这节课我们就来学习元素周期表的结构。
大家看本节的目标、重点、难点。
检查学生预习情况并让学生吧预习过程中的疑惑说出来。
（三）合作探究、精讲点拨探究点一：元素周期表的结构如何？每个横行、纵行分别是指什么？1、画出硫元素的原子结构示意图，理解原子序数与原子结构的关系；2、元素周期表有多少个横行？多少个纵行？3、周期序数与什么有关？4、在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？5、第Ⅷ族有几个纵行？6、主族序数与什么有关？教师：学生回答后教师总结，周期表中有18个纵行16个族元素，周期表的中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。
因为这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。
高中化学元素周期表教案
高中化学元素周期表教案一、教学目标1. 让学生掌握元素周期表的基本结构，包括周期、族等概念。
2. 使学生了解元素周期表的排列规律，能够运用周期律分析元素性质的变化。
3. 培养学生运用元素周期表进行物质的预测和分析能力。
二、教学内容1. 元素周期表的基本结构a. 周期：元素周期表的水平排列称为周期。
b. 族：元素周期表的垂直排列称为族。
2. 元素周期表的排列规律a. 周期律：同一周期内，原子序数越大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
b. 族序律：同一族内，原子序数越大，元素的非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
3. 元素周期表的应用a. 预测元素性质：根据元素在周期表中的位置，预测其可能的化学性质。
b. 分析物质组成：根据元素在周期表中的相对位置，分析物质的组成。
三、教学重点与难点1. 重点：元素周期表的基本结构、排列规律及应用。
2. 难点：元素周期表的排列规律及应用。
四、教学方法1. 采用多媒体课件辅助教学，直观展示元素周期表的结构和特点。
2. 实例分析，引导学生运用周期律分析元素性质的变化。
3. 小组讨论，培养学生合作学习的能力。
4. 练习题巩固所学知识。
五、教学过程1. 引入：介绍元素周期表的发现和发展历程，激发学生兴趣。
2. 讲解元素周期表的基本结构，如周期、族等概念。
3. 讲解元素周期表的排列规律，如周期律和族序律。
4. 实例分析，运用周期律分析元素性质的变化。
5. 练习：发放练习题，让学生运用元素周期表分析题目中的物质组成和性质。
6. 总结：对本节课的内容进行总结，强调重点和难点。
7. 作业布置：布置相关作业，巩固所学知识。
8. 课后反思：根据学生的反馈，调整教学方法，提高教学效果。
六、教学评价1. 采用课堂问答、练习题和小组讨论等方式，评估学生对元素周期表基本结构、排列规律的理解程度。
2. 通过课后作业和期中期末考试，检验学生运用元素周期表进行分析问题的能力。
3. 关注学生在学习过程中的参与度和合作意识，鼓励学生主动探索、积极思考。
元素周期表 元素周期律 复习 教案
物质结构元素周期律》复习课教案一．三维教学目标1．知识与技能（1）理解元素周期律的实质，并能熟练应用；（2）进一步了解元素周期表的结构；（3）掌握原子结构与元素性质的递变关系。
2．过程与方法（1）能够设计出适当的图表来表示1-18号元素的周期性变化规律；（2）能够总结元素周期表的编排原则并画出元素周期表的基本框架；（3）能初步具有总结元素递变规律的能力，能把位、构、性初步联系起来并熟练运用。
3．情感、态度与价（1）体会对比、归纳、总结等科学方法在探究学习中的应用；（2）认识到合作、交流在科学探究学习中的重要作用；（3）能从元素周期表的设计与探究过程中体验到科学探究需要坚持不懈的努力二．教学重点1.元素周期律的实质2.原子结构与元素性质的递变规律三．教学难点位、构、性三者之间的规律及其应用．教学方法回答法、归纳整理、讲练结合五．教学用具多媒体电量关系原子A Z X阳离子A Z X n+六．教学过程 【考点梳理】含考点：1、原子序数2、核素、同位素3、核外电子排布规律的初步认识「质子「原子核峠L 中子决定元素种类决定核素种类1、几个重要关系式质量关系相对原子质量=质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 核外电子数=核电荷数二核内质子数二原子序数核外电子数=质子数-所带的电荷数（=Zn ）核外电子数=质子数+所带的电荷数（=Z+n ） 2、核素：具有一定数目逅子和一定数目住子的原子。
同位素：同一兀素的不同核素互称为同位素。
※说明：（1）符号A ZX 的意义：表示元素符号为X ，质量数为A ，核电荷数（质子数）为Z 的一个原子．（2）只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．（3）由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数． （4）同位素的特性：物理性质不同（质量数不同），化学性质相同；． （5）氢元素的三种同位素：氕、氘、氚（6）重要同位素的用途：氘、氚为制造氢弹的材料；14C 多用于考古中测定文物年代；※注意：“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl -的核电荷数为17，电荷数为1•［例题］（2011）2•硒（Se ）是人体必需的微量元素，8034Se 的中子数为A ．34B ．46C ．80D ．114原子核外电子核外电子排布与变化决定元素的性质（2008）4．下列各组物质中，互称为同位素的是A•12C和14CB•氧气和臭氧C•甲烷和乙烷D.正丁烷和异丁烷3、核外电子排布规律（1）核外电子总是尽先排布在_能量最低的电子层里，能量越_低，离核越近。