元素周期律
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现历程化学元素周期律的发现，是化学发展史上的一个重要里程碑。
在这一规律被揭示之前，化学家们对于各种元素的性质和相互关系的认识是零散和无序的。
早在 18 世纪，拉瓦锡就已经初步对化学元素进行了分类。
然而，真正为元素周期律的建立奠定基础的，是 19 世纪初期的几位科学家。
1829 年，德国化学家德贝莱纳提出了“三元素组”的概念。
他发现某些元素在性质上存在着相似性，可以按照特定的规律分成组。
到了 1864 年，英国化学家纽兰兹提出了“八音律”。
他将元素按照原子量递增的顺序排列，发现每第八个元素在性质上与第一个元素相似。
但这些早期的尝试都存在着一定的局限性。
直到 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人的工作基础上，经过长期的努力和深入的思考，终于发表了第一张元素周期表。
门捷列夫的元素周期表并非一蹴而就，他在研究过程中克服了重重困难。
他不仅依据元素的原子量排列元素，还大胆地根据元素的性质对一些元素的位置进行了调整。
他坚信元素的性质是其原子量的周期性函数，这种前瞻性的思维和坚定的信念使得他能够成功地构建出元素周期表的雏形。
元素周期律的发现并非是终点，而是开启了化学研究的新征程。
随着科学技术的不断进步，人们对于元素周期律的认识也在不断深化和完善。
二、元素周期律的基本内容元素周期律指的是元素的性质随着原子序数（即原子核中的质子数）的递增而呈现周期性变化的规律。
原子序数是决定元素在周期表中位置的关键因素。
在同一周期中，从左到右，元素的原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；化合价从＋1 价逐渐升高到＋7 价（除了 O 和 F 元素），负化合价从－4 价逐渐升高到－1 价。
同一主族中，从上到下，元素的原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，在第三周期中，钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
钠是非常活泼的金属，能与水剧烈反应；而铝具有一定的两性，既能与酸反应，又能与碱反应。
《元素周期律和元素周期表》 知识清单
《元素周期律和元素周期表》知识清单一、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
1、原子结构的周期性变化（1）核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性的变化。
最外层电子数从 1 递增至 8（第一周期为 1 至 2），然后重复这一规律。
（2）原子半径的周期性同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素性质的周期性变化（1）化合价的周期性元素的化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于其族序数减 8。
（2）金属性和非金属性的周期性同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性的判断依据：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
非金属性的判断依据：①单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
3、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1、元素周期表的结构（1）周期①周期的含义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
②周期的分类：短周期：包括第一、二、三周期，分别含有 2、8、8 种元素。
长周期：包括第四、五、六、七周期，分别含有 18、18、32、32种元素（第七周期尚未排满）。
（2）族①族的含义：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而下排成纵行，称为族。
②族的分类：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA 表示。
元素周期律教案(详细)
元素周期律教案(详细)第一章：元素周期律的发现与发展1.1 元素周期律的发现介绍道尔顿、汤姆逊、卢瑟福等科学家对元素周期律的探索过程讲解原子结构与元素性质之间的关系1.2 元素周期律的发展介绍门捷列夫、莫塞莱等科学家对元素周期律的完善讲解元素周期表的构成与特点第二章：元素周期律的基本原理2.1 元素周期律的周期性讲解元素周期律的周期性及其表现形式分析元素周期表中元素的位置与性质之间的关系2.2 元素周期律的递变性讲解元素周期律的递变性及其规律分析元素周期表中元素性质的递变规律第三章：元素周期律的应用3.1 预测元素性质讲解利用元素周期律预测元素性质的方法分析周期表中同一族、同一周期的元素性质规律3.2 寻找新元素讲解利用元素周期律寻找新元素的方法介绍超重元素与合成元素的研究进展第四章：元素周期律在化学反应中的应用4.1 反应活性与元素周期律讲解元素周期律在反应活性预测中的应用分析周期表中金属、非金属元素在化学反应中的活性规律4.2 氧化还原性与元素周期律讲解元素周期律在氧化还原性预测中的应用分析周期表中元素氧化还原性的规律第五章：元素周期律在材料科学中的应用5.1 金属材料与元素周期律讲解元素周期律在金属材料设计中的应用分析周期表中金属元素的性质与用途之间的关系5.2 半导体材料与元素周期律讲解元素周期律在半导体材料选择中的应用分析周期表中半导体元素的性质与用途之间的关系第六章：元素周期律在药物化学中的应用6.1 药物化学与元素周期律讲解元素周期律在药物化学中的重要性分析周期表中元素在药物设计中的应用6.2 药物分子设计与元素周期律讲解利用元素周期律进行药物分子设计的方法分析周期表中元素性质对药物活性的影响第七章：元素周期律在环境科学中的应用7.1 环境污染与元素周期律讲解元素周期律在环境污染研究中的应用分析周期表中重金属元素与环境污染之间的关系7.2 环境保护与元素周期律讲解利用元素周期律进行环境保护的方法分析周期表中元素性质在环境保护中的作用第八章：元素周期律在生物化学中的应用8.1 生物体中的元素与元素周期律讲解生物体中元素的存在形式与元素周期律的关系分析周期表中生物必需元素的特点与应用8.2 元素周期律在生物活性研究中的应用讲解利用元素周期律研究生物活性的方法分析周期表中元素性质对生物活性的影响第九章：元素周期律在宇宙化学中的应用9.1 宇宙中的元素与元素周期律讲解宇宙中元素的分布与元素周期律的关系分析周期表中宇宙中常见元素的特点与应用9.2 元素周期律在恒星演化中的应用讲解利用元素周期律研究恒星演化的方法分析周期表中元素在恒星演化中的作用第十章：元素周期律在现代科技中的应用10.1 核能源与元素周期律讲解元素周期律在核能源开发中的应用分析周期表中放射性元素在核能源中的作用10.2 纳米技术与元素周期律讲解元素周期律在纳米技术中的应用分析周期表中元素性质在纳米材料制备中的影响第十一章：元素周期律在化学反应机理研究中的应用11.1 化学反应机理与元素周期律讲解元素周期律在化学反应机理研究中的作用分析周期表中元素在化学反应中的行为规律11.2 元素周期律在反应路径预测中的应用讲解利用元素周期律预测化学反应路径的方法分析周期表中元素性质对反应路径的影响第十二章：元素周期律在材料科学中的应用（续）12.1 复合材料与元素周期律讲解元素周期律在复合材料设计中的应用分析周期表中元素性质在复合材料制备中的作用12.2 功能材料与元素周期律讲解元素周期律在功能材料选择中的应用分析周期表中元素性质对功能材料性能的影响第十三章：元素周期律在生物医学研究中的应用13.1 生物分子与元素周期律讲解生物分子中元素周期律的应用分析周期表中元素在生物分子结构与功能中的作用13.2 元素周期律在药物设计中的应用（续）讲解利用元素周期律进行药物设计的案例分析周期表中元素性质对药物设计的影响第十四章：元素周期律在可持续发展中的应用14.1 绿色化学与元素周期律讲解元素周期律在绿色化学中的应用分析周期表中元素性质在环保型化学反应中的作用14.2 元素周期律在资源高效利用中的应用讲解利用元素周期律提高资源利用效率的方法分析周期表中元素性质在资源开发与保护中的影响第十五章：元素周期律在现代科技发展中的应用15.1 信息技术与元素周期律讲解元素周期律在信息技术材料研发中的应用分析周期表中元素性质在半导体材料制备中的作用15.2 元素周期律在未来科技展望中的应用讲解元素周期律在新型能源、航天等领域的应用前景分析周期表中元素在科技创新中的潜力与挑战重点和难点解析重点：元素周期律的发现与发展历程，元素周期律的基本原理，元素周期律在各个领域的应用，以及元素周期律在现代科技发展中的应用。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
元素周期律沸点规律
元素周期律沸点规律元素周期表是一个用来分类和展示化学元素的工具，在这个表中，元素按照原子序数的顺序排列，并且根据其化学性质进行分类。
而元素的沸点是指在标准大气压下，其中一物质从液态转变为气态所需要的温度。
元素的沸点与其分子结构、分子间相互作用力和分子量等因素有关。
可以通过对元素沸点规律的研究，了解元素的热稳定性、热导率以及其他一些与沸点相关的性质。
首先，元素的沸点与其原子大小有关。
原子越大，能级越分散，原子的电子云越容易受到外部影响，因此原子间相互作用力较弱，沸点较低。
例如，第一周期的氢气(H2)和氦气(He)的分子都较小，因此其沸点较低。
其次，元素的沸点与其分子间相互作用力有关。
分子间的相互作用力包括范德华力、氢键、离子键等。
一般来说，分子间相互作用力越强，沸点越高。
范德华力是一种分子间的弱相互作用力，它是由于分子之间的电荷分布不均匀引起的。
由于范德华力的存在，分子会相互吸引，这导致了分子间较强的相互作用力，进而使沸点升高。
同一元素的不同同素异形体，沸点往往有所不同。
比如氯气(Cl2)和溴气(Br2)，溴气分子量较大，分子间的范德华力较强，因此其沸点比氯气高。
此外，元素的沸点还与其分子量相关。
一般来说，分子量较大的元素的沸点较高。
这是因为分子量较大的元素通常具有更多的原子或组分，所以其分子间的相互作用力更强，使得沸点增加。
例如，氧气(O2)和硫酸二氢钠(NaHSO4)的分子量差异很大，氧气的分子量较小，沸点较低；而硫酸二氢钠的分子量较大，沸点较高。
还有一些其他的因素也会影响元素的沸点，比如杂质的存在、电荷的分布等。
杂质的存在可能会破坏元素间的相互作用力，从而影响沸点的大小。
电荷的分布也会影响分子间的吸引力和排斥力，从而改变沸点值。
总结起来，元素的沸点规律可以归纳为以下几点：原子大小越大，沸点越高；分子间相互作用力越强，沸点越高；分子量越大，沸点越高。
虽然这些规律可以用于大多数元素，但也有一些特例情况，需要对元素的具体情况进行分析和研究。
《元素周期律》优秀教案
《元素周期律》优秀教案我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢?它反应发元素之间的什么样的内在联系？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？一、原子核外电子的排布1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动2.电子按能量高低在核外分层排布。
能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？下面请大家分析课本13页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。
3.核外电子排布的一般规律1）核外电子总是尽先排布在的电子层里，然后由里向外从能量的电子层逐步向能量的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M 层)。
2）每层电子不能超过个；3）最外层电子不能超过个(K层是最外层时不超过个)，次外层电子不能超过个，倒数第三层电子不能超过个。
以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。
[练习]1、判断下列示意图是否正确？为什么？2：某元素有3个电子层，最外层电子数是电子总数的1/6，该元素的元素符号是：______。
3.A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数也等于电子层数，A 是。
4.B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是。
5.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。
则C是。
6.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。
则D是。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。
从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。
元素周期律沸点规律
元素周期律沸点规律元素周期律中的沸点规律是指元素的沸点随着原子序数的增加而变化的规律。
沸点是指物质从液态转变为气态的温度，它受到多种因素的影响，如分子间的相互作用力、分子量、电子构型等。
下面将介绍元素周期律中沸点规律的几个主要特点。
1.随着原子序数的增加，沸点趋势递增：在元素周期表中，自左至右从上到下，原子序数依次增加。
一般来说，原子序数较小的元素沸点较低，而原子序数较大的元素沸点较高，呈现出递增的趋势。
这是因为随着原子序数的增加，原子核电荷数增加，原子半径变小，核吸引电子的能力增强，分子间的相互作用力也随之增强，导致沸点升高。
2.沸点变化的周期性：元素周期表中的元素沿着周期表的周期性重复出现，这种周期性的特点也出现在沸点的变化上。
具体来说，同一周期中，随着原子序数的增加，沸点逐渐升高；而同一族中，沸点随着原子序数的增加而变化不大。
这是因为周期表中同一周期的元素具有相同的外层电子层数，它们的电子结构相似，导致原子半径和核电荷数的变化对沸点的影响相对较小。
而同一族的元素具有相似的电子配置和化学性质，因此它们之间的分子间相互作用力也类似，沸点的变化较小。
3.例外现象的存在：尽管元素周期律中存在着明显的沸点规律，但也有一些例外现象。
其中最著名的例外是氧、硫、硒和碲等元素，它们都位于周期表的16族。
这些元素的沸点随原子序数递增而递减，与周期律的规律相反。
这是因为这些元素具有相似的电子配置，形成的分子间相互作用力较弱，导致沸点较低。
4.过渡金属的沸点变化较大：过渡金属位于周期表的d区，它们的沸点变化相对较大。
这是因为过渡金属具有较复杂的电子结构，其电子排布涉及d轨道，d电子的变化对于化学性质和原子半径的变化起到重要作用。
因此，过渡金属的沸点变化较为复杂，无明显的规律可寻。
但在同一族内，随着原子序数的增加，沸点一般呈现逐渐增加的趋势。
总之，元素周期律中存在着沸点规律，沸点随着原子序数的增加而逐渐升高。
然而，由于分子间相互作用力的复杂性以及其它因素的影响，沸点变化并不是绝对有规律可循的，周期表中也存在一些例外现象。
元素周期律 PPT课件
【任务五】电离能的应用 1.判断同族元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强； 反之越弱。【注意】同周期元素电离能递变会出现反常，
利用电离能判断金属性强弱有局限性。
思考与讨论3： (2)下表是钠、镁、铝的逐级电离能，为什么原子的逐级
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
元素周期律 第2课时 原子半径 电离能
【旧知回顾 】元素周期律 1.含义： 元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变， 这一规律叫做元素周期律。 2.实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的结果。 3.内涵：
原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、 电离能、电负性的周期性变化。
【评价任务】课本P28，T6 6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
元素 R
电离能/(kJ·mol—1)
I1
I2
I3
I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( A )
A. R元素基态原子的电子排布式为 B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C. R元素的最高正化合价是＋2价 D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
【问题】电负性的递变规律与元素金属性、非金属性 的递变规律有何联系？
电
金 属
负性
性逐
减 小
渐 增 强
电负性增大 非金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，
元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 ②电负性 ＜ 1.8 ③电负性 ≈ 1.8
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元素周期律
元素周期表，也称元素周期律，是一种按照元素的原子序数和化学性
质排列的表格。
它是化学中最重要的工具之一，可以帮助我们研究元素的
性质和化学反应。
元素周期律的发现和发展过程是在许多科学家的努力下
完成的。
元素周期律的起源可以追溯到19世纪初。
当时，科学家们已经发现
了一些元素，并开始尝试将它们分类和组织起来。
最早的尝试是由德国化
学家贝克勒列特提出的三重周期表，他将元素按照原子量的升序排列，并
将相似性质的元素放在一起。
这个表格虽然对于早期的化学研究有一定的
帮助，但仍然存在一些问题。
1869年，俄国化学家门捷列夫提出了现代意义上的周期表。
他的周
期表是按照元素的原子序数排列的，并将元素分为了几个周期和若干个族。
门捷列夫的周期表不仅包含了当时已知的元素，还预测了一些尚未发现的
元素的存在。
这个周期表被广泛接受，并成为现代元素周期表的基础。
门捷列夫的周期表只有63个元素，不完整且不规则。
随着科学技术
的发展，越来越多的元素被发现，科学家们也对元素的性质和周期表的结
构有了更深入的了解。
在20世纪初，英国化学家门德里夫提出了一种新
的周期表，他将元素按照原子序数和电子结构的规律排列，并将它们分为
了若干个周期和族。
这个周期表被称为现代元素周期表，至今仍然在使用。
现代元素周期表是一个非常有序和规则的表格。
它由7个周期和18
个族组成，周期表示了元素的外层电子壳的数量，族表示了元素的性质和
化学反应类型。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过
渡金属元素。
周期表还可以根据元素的性质划分为主族元素和副族元素。
元素周期表的发现和发展对于化学的发展和研究起到了巨大的推动作用。
它不仅帮助我们理解元素的性质和反应，还为元素的发现和合成提供了重要指导。
通过对周期表的研究，科学家们发现了很多新的元素，并深入探索了元素的物理和化学性质。
总而言之，元素周期表是化学研究中不可或缺的工具之一、它的发现和发展经历了长期的努力和改进，是多位科学家智慧的结晶。
元素周期律的应用广泛，不仅在化学领域有重要意义，还在其他领域如材料科学、生物学等有着重要应用。
相信随着科学技术的进步，元素周期表还会继续发展和完善，为人类的科学研究和技术发展做出更大的贡献。