物质结构元素周期律知识框架
化学：物质结构 元素周期律单元知识总结
物质结构元素周期律单元知识总结(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中：原子序数＝核电荷数＝＝阳离子中：质子数＝核外电子数+阴离子中：质子数＝核外电子数一原子、离子中：质量数(A)＝ (Z)+ (N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由决定。
原子种类由和决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由和决定。
元素中是否有同位素由决定。
与决定是原子还是离子。
原子半径由、和决定。
元素的性质主要由和决定。
(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素：。
最外层电子数等于次外层电子数的元素：。
最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是。
电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数3倍的元素：。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
电子层数与最外层电子数相等的元素：。
2．原子、离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。
(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。
(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
3．核素、同位素(1)核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。
(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。
(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
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。
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子:核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子:核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2）“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．[质量数］用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明（1）质量数（A）、质子数（Z)、中子数(N）的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X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．例如，23Na中,Na11原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．[原子核外电子运动的特征］（1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道,不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云．电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．（3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称.在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．［原子核外电子的排布规律](2）能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后,才依次进入能量较高的电子层中．因此,电子在排布时的次序为:K→L→M……（3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子（n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等,均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数］按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数［元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律］对于电子层数相同(同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．（2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同,而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水（或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸）反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物-—氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强,对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子,对应的金属元素的金属性越强,反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易（或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物（即最高价含氧酸）的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强,反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质,对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al（OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1（OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]［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．3．元素周期表［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再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由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1）元素周期表中共有7个周期,其分类如下：短周期(3个）：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期（3个）：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期,共26种元素（1999年又发现了114、116、118号三种元素）（2）某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3）第六周期中的57号元素镧（La)到71号元素镥（Lu）共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4）第七周期中的89号元素锕(Ac）到103号元素铹（Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素．在锕系元素中,92号元素铀（U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．［族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下:①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族,叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B"表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行）．③在周期表中,第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定,在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）．(2）在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素,统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3）某主族元素所在的族序数:该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17,而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数,原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．［元素性质与元素在周期表中位置的关系](1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱,得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大,失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱;b．金属单质与酸（或水)反应置换氢由难到易。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核得构成原子 A Z X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得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。
XA Z ——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)阳离子 a W m+ :核电荷数＝质子数>核外电子数,核外电子数＝a －m阴离子 b Y n -:核电荷数＝质子数<核外电子数,核外电子数＝b ＋n补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子得一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素得特点 ①化学性质几乎完全相同原子核核外电子 Z 个中子 (A -Z)个质子 Z 个②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般就是不变得。
练习:1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是( )A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4C.与氢元素得质子数相同D.该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得顺序就是___________ 。
3、现有b X n－与aY m＋两种离子,它们得电子数相同,则 a 与下列式子有相等关系得就是( )(A)b－m－n (B) b＋m＋n(C)b－m＋n (D) b＋m－n4、某元素得阳离子R n＋,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为( )(A)A－x－n (B)A－x＋n (C)A＋x－n (D)A＋x＋n三、元素周期表得结构．．．．．．．．1、编排原则:①按原子序数递增得顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．得各元素从左到右排成一横行．．。
《物质结构_元素周期律》知识点总结
《物质结构_元素周期律》知识点总结元素周期律是化学的基础理论之一，用于描述元素的组成和性质。
接下来，我将对《物质结构_元素周期律》的知识点进行总结。
1.元素周期律的历史元素周期律最早由俄国化学家孟德莱耶夫于19世纪提出，他将已知元素按照原子质量的增加顺序进行排列，发现元素的性质会随着原子质量的增加而周期性变化。
2.元素周期表的构成元素周期表是以元素的原子序数（也称为核电荷数）为基础的表格。
它将元素按照原子序数逐个排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
元素周期表的主要组成部分有：元素符号、原子序数、元素名称、相对原子质量等。
3.元素周期表中的周期性规律元素周期表中的周期性规律主要包括原子半径、电离能、电负性、金属性等方面的变化。
其中，原子半径随着周期的增加而减小，电离能和电负性则随周期的增加而增大，金属性则随周期的增加而减弱。
4.元素分类元素根据电子结构和化学性质可分为金属、非金属和半金属。
金属具有良好的导电性、热导性和延展性，非金属则相对较差，而半金属则介于两者之间。
5.钡行和铂系元素除了8个主族之外，元素周期表中还有两个特殊的族：钡行和铂系元素。
钡行元素是位于周期表倒数第二行的元素，它们的电子结构较稳定，常见化合价为+2、铂系元素是位于周期表第八族的元素，它们具有良好的催化性能，通常用作催化剂。
6.化学键的特性化学键是原子间的相互作用力，主要有离子键、共价键和金属键等。
离子键是由电子的转移产生的，共价键是由电子的共享产生的，金属键是由金属中的自由电子产生的。
不同类型的化学键具有不同的特性和强度。
7.元素的周期律规律和化学反应元素周期律的规律对于解释和预测化学反应也具有重要意义。
例如，元素周期表中元素的位置可以预测元素的化学性质和反应活性，为元素间的化学反应提供了依据。
8.伦纳德琼斯体系伦纳德琼斯体系是根据元素的电子结构和化学性质将元素划分为s、p、d、f四个区域的分类法。
根据该分类法，元素的化学性质和反应方式有明显的规律性。
物质结构 元素周期律
第一章 物质结构、元素周期律 知识梳理一、原子结构原子 AZ X 中，Z 为 ，A 为 ，中子数为 ，核外电子数为 。
例：3717Cl -中的质子数是 ，质量数是 ，中子数是 ，核外电子数是 。
同位素 相同而 不同的同一元素的不同原子之间的互称。
例：氕（11H ）、氘（2 1D ）、氚（3 1T ）互为 （2012统测） C 126 C 136 C 146 互为二、元素周期表周期序数= ，主族序数=主族元素的最高正化合价= = ，主族元素的最低负化合价= 8- 。
碱金属元素：最外层电子都是 ，这些元素的化合价都是 价，从锂到铯（从上到下）：原子半径 Li Na K Rb Cs ； 金属性（或单质还原性）Li Na K Rb Cs ；与水反应的剧烈程度 Li Na K Rb Cs ；最高价氧化物对应水化物碱性 LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 钠与水：2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑，钾与水：2K+2H 2O==2KOH+H 2↑，可写出离子方程式： 卤族元素卤族元素最外层电子数都是 ，这些元素的最低化合价均为 价，从F 到I ，核电荷依次增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。
从F 到I ，原子半径：F Cl Br I ； 非金属性（或单质氧化性）：F Cl Br I ；与氢气反应的容易程度：F 2 Cl 2 Br 2 I 2；稳定性：HF HCl HBr HI ；还原性： F - Cl - Br - I -；无氧酸的酸性：HF<HCl<HBr<HI ；含氧酸酸性：HClO 4>HBrO 4>HIO 4粒子半径大小的比较（1）同周期元素的原子半径随着核电荷数的增大而逐渐 （稀有气体除外）。
例：Na Mg Al Si ， Na + Mg 2+ Al 3+（2）同主族元素的原子半径随核电荷数增大而逐渐 。
例：Li Na K ， Li + Na + K +（3）核外电子排布相同的离子半径随核电荷数的增加而 。
第四章 物质结构 元素周期律 知识点总结
电子层: 一(能量最低) 二Fra bibliotek三 四 五 六 七
对应表示符号:
K
LMNOPQ
3.元素、核素、同位素
元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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
编排原则:
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
－4 －3 －2 －1
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置 冷水 热水与 与酸反
——
—
换难易
剧烈 酸快 应慢
(6)氢化物的化学式 (7)与 H2 化合的难易 (8)氢化物的稳定性
—— —— ——
SiH4 PH3 H2S HCl —
由难到易
—
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O —
CsOH
(Ⅲ)
金属性:Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
非金属性:F＞Cl＞Br＞I
还原性(失电子能力):Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力):Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs
氧化性:F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性:F－＜Cl－＜Br－＜I－
＋
酸性(无氧酸):HF＜HCl＜HBr＜HI
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法:
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
第三周期元素
11Na 12Mg
13Al
14Si
15P
16S 17Cl 18Ar
新教材人教版高中化学必修第一册第四章物质结构元素周期律 知识点考点及解题方法规律汇总
第四章 物质结构元素周期律第一节 原子结构与元素周期表 .................................................................................. - 1 -第1课时 原子结构 .............................................................................................. - 1 - 第2课时 元素周期表 .......................................................................................... - 5 - 第3课时 核素 ...................................................................................................... - 8 - 第4课时 原子结构与元素的性质 .................................................................... - 10 - 第二节 元素周期律 .................................................................................................... - 16 -第1课时 元素性质的周期性变化规律 ............................................................ - 16 - 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 .................................................... - 19 - 第三节 化学键............................................................................................................ - 22 -第一节 原子结构与元素周期表第1课时 原子结构1.基础知识一、原子的构成 1．原子的构成原子⎩⎨⎧原子核⎩⎪⎨⎪⎧质子：带1个单位正电荷中子：不带电电子：带1个单位负电荷如碳原子的原子结构模型2．质量数(1)质量数：原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值后相加所得的数值。
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第15讲 │要点探究
③单质在常温下呈液态的非金属元素是Br。 ④短周期中最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与 强碱反应的元素是Be、Al。 ⑤元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合 反应的元素是N。 ⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是Li、 Na、F。 ⑦常见的能形成同素异形体的元素有C、P、O、S等。 4．根据稀有气体的原子序数 第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、 54、86、118，可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原 子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，可遵循“比大小， 定周期；比差值，定族数”的原则。
周期表 1 2 2×1 2 8 2×22 3 8 2×22 4 18 2×32 5 18 2×32 6 32 2×42 7 32 2×42
元素种 数 (最多)
第15讲 │要点探究
可见规律是2n2(n＝1,2,3，……)，由此预测第八周期元素种数应 为2×52，故答案为50。 (4)在周期表中同族元素，从上到下其金属性依次增强，因此， 可以确定其单质使水分解放出氢气；其氢氧化物呈现出比氢氧 化钙更强的碱性，而不能呈两性；碳酸盐难溶于水。
3.了解元素周期表(长式)的结构(周 期、族)及应用。 4.以第ⅠA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。
命题预测
1.核素及原子结构中“量”的关系。 一般通过元素合成等新信息，考查质 子数、中子数、质量数之间的换算关 系，难度较小。 2.周期表的结构及应用。本考点一般 不独立出题，通常作为元素推断的依 据，进行综合考查，难度较大。 3.同主族元素的性质规律判断。通常 是作为元素的质推断，或选择题中 的正误判断，难度较大。
第15讲 │ 要点探究
短 2 长 18 不完全 26 短周期元素与长周期元素 18 32 8
8
7 7
8、9、10
18
第15讲 │要点探究
【要点深化】 一、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；
第五单元
物质结构
元素周期律
第五单元 │ 知识框架
知识框架
第五单元 │ 使用建议 使用建议
► 内容特点 1．元素周期表是化学学习的一种重要工具，掌握元素性质 与原子结构的关系，对元素化合物的学习具有重要的指导作用。 2．元素周期律是无机化学基础理论，对元素及其化合物 的研究有重要的指导意义，内容丰富，规律性强，通过数据或 实验验证而形成规律。通过元素周期律去把握元素周期表，再 通过元素周期表去理解元素周期律，利用元素周期律结合元素 在周期表中的位置去预测、理解具体元素及其化合物的性质等， 体现了“位置—结构—性质”三者的关系。
第五单元 │ 使用建议
进行了讲解；探究点二采取列表方式对主族金属元素、非金属元 素结构与性质进行了对比，然后从结构的相似性和差异性分析了 性质的相似性和递变性；探究点三则是重点对相似概念的辨析。 3．第16讲的核心是元素周期律。探究点一重点讲解了核外 电子排布规律；探究点二在梳理元素周期律的基础上，重点讲解 了比较元素的金属性和非金属性强弱的方法、微粒半径大小的比 较；探究点三重点讲解了元素的“位、构、性”关系的应用，要 点深化部分则是对元素的推断等做了重点讲解。 4．化学键是研究微粒间相互作用的基础理论，贯穿于整个中 学化学的始终。其中探究点一重点讲解了离子键、共价键的概念， 以及它们的存在；探究点二重点是对化学键与化学反应的关系进 行阐释。
第15讲 │要点探究
A 碳该合成过程中发生了原子核的变化，而化学反应只是涉 及原子核外电子的变化，A项不正确；根据稀有气体的原子序 数规律或元素周期表的编排原则可知，铌是第七周期第ⅡB族， 是过渡元素，为金属元素，B、C、D正确。
第15讲 │要点探究
► 探究点二 元素性质与原子结构
【知识梳理】 1．元素性质与原子结构的关系 最外层电子数 原子核外电子排布，特别是__________________决定着元素的化 原子核外电子排布 学性质。__________________的相似性和递变性导致元素性质的 相似性和递变性。 2．同主族元素结构与性质的相似性和递变性
第五单元 │ 使用建议
(2)要善于理解和区分在特定场合给出的问题，弄清楚 各粒子的组成与性质的关系及原子或简单离子的核外电子排 布规律。 (3)要把握好元素周期律的实质，掌握元素周期律体现在 哪几点上。掌握元素的主要化合价，原子半径，元素的金属 性、非金属性的周期性变化。 3．化学键的复习，应从以下几个方面入手： (1)辨析好基本概念，了解概念的内涵和外延。 (2)要注意引导学生多总结，记住一些特例，如Na2O2和 NH4Cl中既有离子键又有共价键，He等稀有气体中无化学键 等，以便于用特例法解题。
第五单元 │ 使用建议
3．化学键是研究微粒间相互作用的基础理论，是在离子 化合物和共价化合物以及原子结构和元素周期律等知识的基础上， 介绍了离子键、共价键的知识，内容抽象，理论性强，概念多， 常与原子结构等内容综合考查。 ► 编写思路 1．本单元内容丰富，理论性强，在高考中的地位极其重 要，故在编写中分为3讲。元素周期律是本单元的重中之重，编 写时除对这部分写的详实外，还设置了A、B两个课时作业增加 训练力度。 2．第15讲分为3个探究点。探究点一主要对元素周期表的 结构进行简单介绍，然后重点对确定元素在周期表中的位置的方 法
第15讲 │要点探究
ⅣA ⅢB (2)周期表中________族所含元素最多，__________族元素 形成化合物最多。 (3)请分析周期数与元素种数的关系，然后预测第八周期最 50 多可能含有的元素种数为________。 (4)居里夫人发现的镭是元素周期表中第七周期的ⅡA族元 B 素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是________。 A．在化合物中呈＋2价 B．氢氧化物呈两性 C．单质使水分解，放出氢气 D．碳酸盐难溶于水
第15讲 │要点探究
例如53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第五 周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格， 即第ⅦA族，所以53号元素位于第五周期第ⅦA族。 再如88号元素，由于86＜88＜118，则88号元素位于第七 周期，88－86＝2，所以88号元素位于86号元素右侧第二格， 即下周期的第ⅡA族，所以88号元素位于第七周期第ⅡA族。
第15讲 │要点探究
[点评]现行元素周期表是以原子序数为基本排列原则， 在此基础上又根据电子层数、最外层电子数进行“归类”排 列的，据此可以对元素周期表各周期所含元素种类数进行推 导。变式题则是考查根据原子序数确定其在周期表中的位置。
第15讲 │要点探究
2010年2月19日，为纪念哥白尼，第112号化学元素 被命名为“Copernicium”，相应的元素符号为“Cn”，名称 为铌。科学家们在制造这个第112号新元素时确实也用了其 他元素，他们尝试过用U(质子数92)和Ca(质子数20)、Pu(质 子数94)和Ar(质子数18)、Th(质子数90)和Ti(质子数22)、 Cm(质子数96)和S(质子数16)，但是这里面成功的只有U(质 子数92)和Ca(质子数20)，产生的是Cn的同位素。关于112号 元素的说法不正确的是( ) A．生成铌的过程为化学变化 B．该元素是金属元素 C．该元素在周期表中的第七周期第ⅡB族 D．铌的主要化合价是＋2价
第五单元 │ 使用建议
5．本单元除设置了单元卷外，还设置了一套滚动卷， 滚动范围是一、二、三、四、五单元的综合。 ► 教学建议 1．元素周期表的复习，应从以下几个方面入手： (1)明确元素周期表的编排原则，熟悉元素周期表的结构。 (2)掌握“位—构—性”三者之间的关系，能够根据原子 序数推断元素在周期表中的位置，并能根据元素在周期表中的位 置确定元素的性质。 (3)把握元素周期表中元素性质的递变规律。 (4)以元素周期表为指导，复习碱金属和卤素。 2．元素周期律的复习，应从以下几个方面入手： (1)辨析好基本概念，了解概念的内涵和外延。
第15讲 │要点探究
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。 二、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。
第15讲 │ 要点探究 要点探究
► 探究点一 碳 硅
【知识梳理】 一、碳、硅比较 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。 周期表 2．原子序数：按照元素在________中的顺序给元素编号， 核电荷数 质子数 称之为原子序数，原子序数＝__________＝__________＝ 核外电子数 __________。 3．元素周期表的结构
第15讲 │要点探究
【典例精析】 例1 元素周期表中前7个周期完全排满时元素的种数 如下表所示：
周期数 1 2 3 4 5 6 7
元素种数(最多)
2
8
8
18