《元素周期律》
《元素周期律》优秀教案
《元素周期律》优秀教案教案名称：《元素周期律》理解与应用教学目标：1.理解元素周期律的基本概念和历史背景。
2.掌握元素周期律的排列规律和常见的元素周期表信息。
3.运用元素周期律解决元素相关问题。
教学重难点：1.元素周期律的排列规律。
2.掌握常见元素周期表中的信息。
3.运用元素周期律解决实际问题。
教学准备：1. PowerPoint课件。
2.元素周期表。
教学过程：一、导入（5分钟）1.引入元素周期律概念，与学生进行问答互动，了解学生对元素周期律的基本了解程度。
2.展示元素周期表，让学生观察表格的排列结构，引导学生思考元素周期律的排列规律。
二、知识讲解（30分钟）1.运用PPT讲授元素周期律的基本概念、历史发展及重要的科学家贡献。
2.详细介绍元素周期表的结构和排列规律，包括周期、族、主副族等概念解释。
3.根据PPT展示，讲解元素周期表中常见元素的性质和特点。
三、训练与实践（40分钟）1.给学生发放练习册，让学生根据元素周期表的排列规律填写空缺的元素符号和原子序数。
2.让学生完成一道应用题，通过运用元素周期律解决元素相关问题。
例：如何判断普通饮用水中有无氯元素？3.学生在小组间交流，共同解决练习和问题，教师进行指导和辅助。
四、总结与评价（10分钟）1.学生汇报答案，教师进行点评。
2.引导学生总结元素周期律的重要性和应用价值。
3.鼓励学生运用元素周期律解决更多实际问题，拓展思维。
五、学后作业（5分钟）1.布置课后作业：要求学生以元素周期律为基础，编写一个小故事，描述元素周期表中两个元素之间的相互作用。
2.布置元素周期表的背诵作业，要求学生熟练掌握元素符号、原子序数和基本性质。
教学延伸：1.可以邀请化学教师或专家进行相关讲座，深入了解元素周期律的前沿研究和应用。
2.可以引导学生进行多元素周期表的比较研究，了解不同种类元素周期表的特点和应用。
3.可以组织学生进行化学实验，实际体验元素周期律的应用和实验数据的分析。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、什么是元素周期律元素周期律，简单来说，就是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。
这可不是一句简单的话，它包含着丰富而深刻的化学内涵。
原子序数是什么呢？就是元素在元素周期表中的序号。
比如说氢是1 号元素，氦是2 号元素，以此类推。
那元素的性质又包括哪些呢？比如原子的半径、化合价、金属性和非金属性、电负性等等。
当我们按照原子序数从小到大的顺序排列元素时，就会发现这些性质不是杂乱无章的，而是有着明显的周期性变化。
二、元素周期表要理解元素周期律，就不得不提到元素周期表。
这张表就像是元素世界的地图，把各种元素按照一定的规律排列起来。
元素周期表有横行和纵列。
横行叫做周期，纵列叫做族。
周期反映了元素原子的电子层数。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右，原子序数递增，原子半径逐渐减小，化合价、金属性和非金属性等性质也呈现出规律性的变化。
族则反映了元素原子的最外层电子数和化学性质。
同一族的元素，最外层电子数相同，化学性质相似。
三、原子半径的周期性变化原子半径是描述原子大小的一个重要参数。
在同一周期中，从左到右，原子序数逐渐增大，原子核所带的正电荷也逐渐增多，对核外电子的吸引力增强，所以原子半径逐渐减小。
而在同一主族中，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
比如说，在第 1 主族中，锂的原子半径小于钠，钠又小于钾。
四、化合价的周期性变化化合价反映了元素原子在形成化合物时得失电子的能力。
在同一周期中，从左到右，最高正化合价逐渐升高（除了氧和氟），最低负化合价的绝对值逐渐减小。
在同一主族中，化合价通常具有相似性。
比如第 1 主族的元素，通常化合价为＋1 价。
五、金属性和非金属性的周期性变化金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性则是指元素原子得到电子的能力。
在同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
例如，第 3 周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
在同一主族中，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
《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的世界就像是一个神秘而又充满规律的宇宙，而元素周期律则是打开这个宇宙大门的关键钥匙。
早在古代，人们就已经开始对各种物质进行观察和分类，但真正对元素进行系统研究的，还是近代的科学家们。
19 世纪初，英国化学家道尔顿提出了原子学说，为人们认识元素奠定了基础。
然而，对于元素之间的内在联系，还需要更深入的探索。
到了 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人工作的基础上，通过对大量元素的性质和原子量进行研究和整理，终于发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
门捷列夫的伟大之处在于，他不仅按照原子量的大小对元素进行了排列，还大胆地预测了一些当时尚未发现的元素及其性质。
后来的科学发现逐一证实了他的预测，这也让元素周期律的科学性得到了广泛的认可。
二、元素周期律的基本内容元素周期律是指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。
首先，原子序数等于元素原子核中的质子数。
随着原子序数的增加，元素的性质会发生周期性的变化。
比如，元素的原子半径会呈现周期性的变化。
在同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；在同一主族中，从上到下原子半径逐渐增大。
元素的化合价也是具有周期性规律的。
主族元素的最高正化合价等于其族序数，而最低负化合价则等于族序数减去 8。
此外，元素的金属性和非金属性也呈现周期性的变化。
同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族中，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、元素周期表的结构元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
它是一个长方形的表格，横行为周期，纵列为族。
周期分为短周期和长周期。
短周期包括第一、二、三周期，长周期包括第四、五、六、七周期。
族分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。
主族用 A 表示，包括ⅠA 族、ⅡA 族、ⅢA 族、ⅣA 族、ⅤA 族、ⅥA 族、ⅦA 族；副族用 B 表示，包括ⅠB 族、ⅡB 族、ⅢB 族、ⅣB 族、ⅤB 族、ⅥB 族、ⅦB 族；第Ⅷ族包括三个纵行；0 族即稀有气体元素所在的族。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、什么是元素周期律在化学的世界里，元素周期律就像是一座指引我们探索物质奥秘的灯塔。
简单来说，元素周期律是指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。
这个规律可不是凭空出现的，而是经过众多科学家们长期的观察、实验和思考总结出来的。
从门捷列夫最初的尝试到现代科学的不断完善，元素周期律已经成为了化学学科中最基本、最重要的规律之一。
二、元素周期律的发展历程早在 19 世纪，科学家们就开始尝试对元素进行分类和整理。
在这个过程中，有不少人做出了贡献。
到了 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人的基础上，通过对大量元素性质的研究和分析，制作出了第一张元素周期表。
他不仅按照原子量的大小对元素进行了排列，还大胆地预测了一些当时尚未被发现的元素及其性质。
后来，随着科学技术的进步，人们发现按照原子序数排列元素更加合理，于是就有了我们现在所熟悉的元素周期表。
三、元素周期表的结构元素周期表看起来像是一个密密麻麻的表格，但其实它有着非常清晰的结构和规律。
首先，周期表有横行和纵列。
横行称为周期，目前一共有7 个周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
纵列称为族，分为主族、副族、Ⅷ族和 0 族。
主族元素的族序数等于最外层电子数，同一主族元素的化学性质相似。
元素周期表中还有一些特殊的区域，比如过渡元素区域，这里的元素具有独特的性质和用途。
四、元素性质的周期性变化1、原子半径原子半径是描述原子大小的一个重要参数。
随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化。
同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。
2、化合价化合价反映了元素在形成化合物时得失电子的能力。
主族元素的最高正化合价等于族序数，最低负化合价等于族序数减去 8。
3、金属性和非金属性金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性则是指元素原子得到电子的能力。
同一周期，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
《主题一第二节元素周期律》教学设计教学反思-2023-2024学年中职化学高教版农林牧渔类
《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的划分，能够应用周期律理解元素性质和原子结构的关系。
2. 过程与方法：通过观察实验现象，分析实验数据，归纳总结元素性质的变化规律。
3. 情感态度与价值观：培养科学探究精神，树立物质结构决定物质性质的观念，增强对化学学科的兴趣和热爱。
二、教学重难点1. 教学重点：引导学生观察实验现象，分析实验数据，归纳总结元素性质的变化规律。
2. 教学难点：帮助学生理解元素周期表的结构，掌握周期和族的划分。
三、教学准备1. 准备教学PPT和相关实验器材；2. 提前布置学生预习元素周期表和元素周期律的相关知识；3. 准备好实验室，确保实验安全可行。
四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学知识，通过提问的方式，让学生回忆初中化学中的一些基础知识，如：什么是元素？什么是原子？原子的构成等等。
通过这种方式，帮助学生复习和巩固之前学过的知识，并为接下来的学习做好准备。
2. 介绍元素周期表的结构和作用，通过讲解元素周期表中的规律和特点，让学生了解元素周期表在化学学科中的重要性和地位。
（二）新课教学1. 介绍氢元素和钠元素，通过实验的方式，让学生观察氢元素和钠元素的性质，如：颜色、状态、密度、熔点、沸点等等。
通过实验的方式，让学生更加直观地了解元素的性质，增强学生的感性认识。
2. 介绍元素周期律的概念和意义，通过讲解元素周期表中的规律和特点，让学生了解元素周期律在化学学科中的重要性和地位。
同时，通过讲解元素周期律的内容和意义，帮助学生更好地理解和掌握元素周期表的知识。
3. 引导学生自主学习，让学生通过阅读教材和参考书籍，了解其他元素的性质和特点。
通过这种方式，培养学生的自主学习能力和独立思考能力。
4. 组织学生讨论和交流，让学生分享自己的学习心得和体会，讨论在学习过程中遇到的问题和困难。
通过讨论和交流，增强学生的团队合作意识和沟通能力。
初中化学《元素周期律》优秀教案
初中化学《元素周期律》优秀教案第一章：元素周期律的发现1.1 科学家的探索-介绍道尔顿、门捷列夫等科学家对元素周期律的贡献1.2 元素周期律的定义-解释元素周期律的概念：元素周期律是元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律1.3 元素周期律的表述-介绍元素周期律的表述方式：周期表第二章：元素周期律的规律2.1 周期性变化-解释元素周期律的周期性变化：原子半径、化合价、金属性和非金属性等2.2 周期表的结构-介绍周期表的结构：周期、族、周期表的排列规律2.3 周期表的应用-讲解周期表在化学学习和实际应用中的重要性第三章：周期表中的主族元素3.1 碱金属族-介绍碱金属族的元素特点、性质及应用3.2 碱土金属族-介绍碱土金属族的元素特点、性质及应用3.3 卤族元素-介绍卤族元素的元素特点、性质及应用第四章：周期表中的过渡元素4.1 过渡元素的分类-讲解过渡元素的分类：d区和ds区4.2 过渡元素的性质-介绍过渡元素的性质：金属性、非金属性、氧化还原性等4.3 过渡元素的应用-讲解过渡元素在催化剂、合金等领域的应用第五章：周期表中的镧系和锕系元素5.1 镧系和锕系元素的发现-介绍镧系和锕系元素的发现背景及意义5.2 镧系和锕系元素的性质-介绍镧系和锕系元素的元素特点、性质及应用5.3 镧系和锕系元素的研究意义-讲解镧系和锕系元素在核反应、超导体等领域的研究价值第六章：原子结构和元素周期律6.1 原子核外电子的排布-解释原子核外电子的排布规律及其与元素周期律的关系6.2 元素周期律的量子化学解释-介绍量子化学对元素周期律的解释和意义6.3 原子半径的周期性变化-讲解原子半径的周期性变化及其在周期表中的应用第七章：元素周期律与化学反应7.1 元素化合价的周期性变化-解释化合价的周期性变化及其对化学反应的影响7.2 金属性和非金属性的周期性变化-介绍金属性和非金属性的周期性变化及其在化学反应中的应用7.3 元素周期律在化学反应预测中的应用-讲解如何利用元素周期律预测化学反应的可能性及产物第八章：元素周期律在材料科学中的应用8.1 金属材料的设计与制备-介绍如何利用元素周期律设计和制备金属材料8.2 半导体材料的应用-讲解半导体材料在电子、光电子领域的应用及其与元素周期律的关系8.3 超级合金及其他先进材料-介绍超级合金及其他先进材料的设计原理及其与元素周期律的关系第九章：元素周期律在环境化学中的应用9.1 环境污染与元素周期律-解释环境污染与元素周期律的关系及其在污染治理中的应用9.2 元素生物地球化学循环-介绍元素生物地球化学循环的规律及其与元素周期律的关系9.3 环境监测与元素周期律-讲解如何利用元素周期律进行环境监测和污染物分析第十章：元素周期律在药物化学中的应用10.1 药物设计与元素周期律-介绍药物设计与元素周期律的关系及其在药物研发中的应用10.2 药物分子结构的优化-解释如何利用元素周期律优化药物分子结构以提高药效10.3 元素周期律在药物筛选中的应用-讲解元素周期律在药物筛选和构效关系研究中的作用第十一章：元素周期律在材料科学中的应用（续）11.1 纳米材料与元素周期律-介绍纳米材料的设计与元素周期律的关系11.2 复合材料的应用-讲解复合材料在各个领域的应用及其与元素周期律的关系11.3 功能材料的研究与发展-介绍功能材料的研究与发展趋势及其与元素周期律的联系第十二章：元素周期律在生物化学中的应用12.1 生物体内元素的分布与周期律-解释生物体内元素分布与元素周期律的关系12.2 酶与元素周期律-介绍酶的活性中心元素与元素周期律的关系12.3 生物地球化学与元素周期律-讲解生物地球化学研究中元素周期律的应用第十三章：元素周期律在宇宙化学中的应用13.1 宇宙中的元素分布-介绍宇宙中元素分布的特点及其与元素周期律的关系13.2 恒星演化与元素周期律-解释恒星演化过程中元素周期律的应用13.3 行星地球化学与元素周期律-讲解行星地球化学研究中元素周期律的应用第十四章：元素周期律在现代化学分析中的应用14.1 原子吸收光谱分析-介绍原子吸收光谱分析原理及其与元素周期律的关系14.2 质谱分析与应用-讲解质谱分析原理及其在元素周期律研究中的应用14.3 X射线荧光光谱分析-介绍X射线荧光光谱分析原理及其与元素周期律的关系第十五章：元素周期律的综合应用与研究前景15.1 元素周期律在多领域中的应用-总结元素周期律在多个领域的应用及其重要性15.2 元素周期律的研究新进展-介绍元素周期律研究的新技术、新方法及发展趋势15.3 元素周期律的挑战与机遇-探讨元素周期律在现代科学中的挑战及未来发展的机遇重点和难点解析本文主要介绍了初中化学《元素周期律》的相关知识，包括元素周期律的发现、规律、应用以及其在不同领域的重要性。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现在化学发展的历史长河中，元素周期律的发现无疑是一座重要的里程碑。
19 世纪，俄国化学家门捷列夫经过不懈的努力和深入的研究，终于提出了元素周期律。
门捷列夫在研究当时已知的各种元素时，不仅仅关注元素的物理性质和化学性质，还试图寻找这些性质之间的内在联系。
他将各种元素按照相对原子质量从小到大的顺序排列，并发现了元素性质呈现周期性的变化规律。
这一发现并非偶然，而是建立在众多科学家的研究基础之上。
在门捷列夫之前，已经有许多化学家对元素进行了分类和研究，但都没有像他那样系统地揭示出元素之间的内在规律。
二、元素周期律的内容元素周期律指的是元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
这里的性质包括元素的原子半径、化合价、金属性和非金属性、单质的物理性质和化学性质等。
原子序数是指元素在元素周期表中的序号，数值上等于原子核内质子数。
随着原子序数的增加，元素的原子半径呈现周期性的变化。
同一周期从左到右，原子半径逐渐减小；同一主族从上到下，原子半径逐渐增大。
化合价也是元素的重要性质之一。
元素的化合价在同一周期中从左到右，最高正化合价逐渐升高（除了氧和氟），最低负化合价逐渐升高；同一主族中，化合价基本相同。
金属性和非金属性的变化也有规律可循。
同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
它是一张按照元素的原子序数从小到大排列的表格，将具有相似性质的元素归为同一族，横行称为周期。
元素周期表共有 7 个周期，18 个族。
其中，1、2、3 周期称为短周期，4、5、6、7 周期称为长周期。
18 个族又分为 7 个主族（ⅠA 族ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族ⅦB 族）、一个第Ⅷ族（包含三个纵行）和一个 0 族（稀有气体元素）。
元素周期表的结构具有很多特点。
例如，同一周期的元素电子层数相同，同一主族的元素最外层电子数相同。
《元素周期律(第一课时)》教案
《元素周期律（第一课时）》教案【学生活动10】对其他周期主族元素进行同样的研究，一般情况下也会得出同样的规律。
总结元素周期律的含义和本质。
【课堂小结】元素周期律的含义和本质。
课后篇素养形成合格考达标练1.已知铍(Be)的原子序数为4。
下列对铍及其化合物的叙述正确的是()A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.相同条件下,单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈C.氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强D.单质铍跟冷水反应产生氢气项,Be、B同周期,根据“序大径小”可知原子半径:Be>B;B项,金属性:Li>Be,故单质锂与酸反应比单质铍与酸反应剧烈;C项,金属性:Ca>Be,故碱性:Ca(OH)2>Be(OH)2;D项,活泼性:Mg>Be,Mg与冷水不反应,故Be与冷水不反应。
2.下列变化不可能通过一步实验直接完成的是()A.Al(OH)3Al O2-B.Al2O3Al(OH)3C.Al Al O2-D.Al3+Al(OH)3解析Al(OH)3+OH-A Al O2-A+2H2O;2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑;Al3++3NH3·H2O Al(OH)3↓+3N H4+,只有B项不能一步实现。
3.下列事实不能用元素周期律解释的只有()A.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3B.酸性:H2CO3>H2SiO3C.碱性:NaOH>LiOHD.热稳定性:HF>HBr项,碳酸钠的热稳定性比碳酸氢钠强与元素周期律没有关系,A不能用元素周期律解释;B项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱,B能用元素周期律解释;C项,同主族自上而下金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,C能用元素周期律解释;D项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,氢化物的热稳定性逐渐减弱,D能用元素周期律解释。
4.(双选)(2020天津耀华中学高一期末)已知1~18号元素的离子a W3+、b X+、Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,下列关系正确的是()cA.质子数:c<dB.离子的还原性:Y2->Z-C.氢化物的稳定性:H2Y>HZD.原子半径:X<WW3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,则原子序数:c<d<b<a;a质子数=原子序数,则质子数:c<d,A正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其阴离子的还原性越弱,还原性:Y2->Z-,B正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其气态氢化物越稳定,氢化物的稳定性:H2Y<HZ,C错误;原子序数:b<a,且X、W为同一周期,则原子半径:X>W,D错误。
《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》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现历程在化学的发展历程中，元素周期律的发现是一个具有里程碑意义的事件。
早在 19 世纪，科学家们就开始对各种元素的性质进行研究和总结。
最初，人们只是孤立地研究单个元素的性质，随着研究的深入，逐渐发现了元素之间存在着一定的规律。
1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人研究的基础上，经过长期的努力和探索，终于编制出了第一张元素周期表。
门捷列夫并不是简单地将元素按照原子量的大小进行排列，而是通过对元素性质的仔细分析和比较，大胆地预测了一些当时尚未被发现的元素的存在及其性质。
后来的科学研究证明，他的预测具有惊人的准确性。
二、元素周期律的基本内容元素周期律是指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。
原子序数等于元素原子核中的质子数。
在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
三、元素周期表的结构元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它有着非常规整的结构。
周期表共有 7 个横行，称为周期。
其中，第一、二、三周期称为短周期，第四、五、六、七周期称为长周期。
周期表还有 18 个纵行，分为 16 个族。
其中 7 个主族（用 A 表示），7 个副族（用 B 表示），一个第Ⅷ族（包括 3 个纵行），一个 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
四、元素的性质与周期表位置的关系（一）原子半径原子半径的大小取决于原子核对外层电子的吸引力和电子之间的排斥力。
同一周期中，从左到右，核电荷数增加，对电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下，电子层数增加，原子半径逐渐增大。
（二）化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数，最低负化合价等于族序数减去 8（氢元素除外）。
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课时作业14 元素周期律 时间：45分钟 分值：100分 一、选择题(每小题4分，共48分) 1．原子半径由小到大、且最高正价依次降低的是( ) A．Al、Mg、Na B．N、O、F C．Ar、Cl、S D．Cl、P、Si [解析]A项中Al→Mg→Na，具有相同电子层，且原子序数逐渐减小，故原子半径由小到大，最高正价由＋3→＋2→＋1，符合题意。B项中，从N→O→F，原子半径逐渐减小，最高正价N为＋5价，O、F一般不呈现正价。C项中，Ar原子半径因测量标准与其他原子不一样，故不做比较，Cl→S原子半径逐渐增大，最高正价由＋7→－6。D项中，Cl→P→Si随原子序数变小，原子半径逐渐增大，最高正价则由＋7→＋5→＋4依次降低，符合题意。 [答案]AD 2．(2010·江苏，2)水是最宝贵的资源之一。下列表述正确的是( )
A．H2O的电子式为H＋[··O······H]－ B．4℃时，纯水的pH＝7 C．D216O中，质量数之和是质子数之和的两倍 D．273 K、101 kPa，水分子间的平均距离d：d(气态)>d(液态)>d(固态) [解析]本题考查了电子式书写、pH、微粒数关系、分子间距离等。水是共价化合物，电子式不带正负号；室温时纯水的pH值才是7；标况下水反常膨胀，固态分子间距离大于液态。 [答案]C 3．下列说法中正确的是( ) A．ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大，越难失去电子 B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素 C．原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数 D．所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 [解析]ⅠA、ⅡA族元素的原子，其半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失去电子，A项错；原子的核外电子层数等于该元素所在的周期数，但离子的核外电子层数不一定等于该元素所在的周期数(如Na＋有两个电子层，但Na位于第三周期)，C项错；主族元素的最高正化合价和族序数相等，D项错。 [答案]B 4．下列叙述错误的是( ) A．砹化银见光容易分解，难溶于水 B．H2O、H2S、H2Se随着相对分子质量的增大，沸点逐渐升高 C．H2CO3比H2SiO3酸性强，故将CO2通入Na2SiO3溶液中有H2SiO3析出 D．氢氧化铊[Tl(OH)3]不一定呈两性 [解析]本题考查元素周期律的内容。根据AgCl、AgBr、AgI的性质推测砹化银的性质为见光容易分解，难溶于水；根据第ⅢA族元素性质的递变性推测Tl(OH)3的性质不一定呈两性；H2O分子之间存在氢键，故其沸点较高，B项错误。 [答案]B 5．X、Y均为短周期元素，且X为ⅠA族元素，Y为ⅥA族元素。下列说法正确的是( ) A．X2Y既可能是离子化合物，也可能是共价化合物 B．由X、Y形成的共价化合物中所有原子都满足最外层为8电子结构 C．X的原子半径一定大于Y的原子半径 D．由X、Y组成的化合物，X、Y的原子个数比不可能是 [解析]依题意X、Y可以形成化合物如：H2S、H2O、Na2O、Na2S、Na2O2等，H2S、H2O属于共价化合物，而Na2O、Na2S属于离子化合物，故A选项正确；H2S、H2O中H原子最外层只有2个电子，故B错误；H原子半径小于S原子半径，故C错；Na2O2中原子个数比为，D错。 [答案]A 6．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是( ) A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强 D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强 [解析]本题考查了元素周期表与元素周期律。 同一主族：随核电荷数的增加，电子层数逐渐增加；金属元素失电子能力增强，金属性增强，还原性增强；非金属元素得电子能力增强，非金属性增强，氧化性增强；同一周期：随核电荷数的增加，最外层电子数增多，金属性减弱，非金属性逐渐增强，对照各选项知本题答案为C。 [答案]C 7．右图为元素周期表中的一部分，X、Y、Z、W均为短周期元素。若X原子最外层上有5个电子，则下列说法中正确的是( ) A．Y的单质可以跟Z的氢化物的溶液反应，使溶液的pH升高 B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：Z>W C．原子半径从大到小排列顺序：Z>Y>X D．X的单质中有一种为白色蜡状固体 [解析]根据四者在周期表中的位置，可推知X为N，Y为O，Z为S，W为Cl，则不难得出结论。 [答案]C 8．已知钍(90232Th)的原子可发生下列放射性变化，90232Th→88228X＋2
4α，生成的X是与
钫Fr同周期的一种元素的原子，下列对X的推断错误的是( ) A．X的氢氧化物是一种强碱 B．X的碳酸正盐不溶于水 C．X原子核外有6个电子层 D．X的最高化合价为＋2价 [解析]钫为第七周期第ⅠA族87号元素，则X为第七周期第ⅡA族元素，即可得出答案。 [答案]BC 9．下列关于铷的叙述中，不正确的是( ) A．金属铷投入水中会引起爆炸 B．铷是一种强还原剂，铷离子很稳定 C．铷受热后，能在空气中剧烈燃烧，生成比过氧化物更复杂的氧化物 D．铷原子的核电荷数比钾原子的核电荷数多，因此铷原子失电子的能力小于钾原子 [解析]同一主族元素，核电荷数越多，失电子能力越强，因此铷原子失电子的能力大于钾原子，D错。 [答案]D 10．(2009·广东，11)元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－
具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确．．．的是( ) A．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－ C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 [解析]考查元素周期律的相关知识。推出三种元素X为Na，Y为Cl，Z为O。同周期(第三周期中)X(Na)的金属性最强，A对；原子半径X(Na)>Y(Cl)，离子半径X(Na＋)错；同族元素中(ⅥA族)Z(O)的氢化物稳定性最高，C对；同周期(第三周期)中Y(Cl)的最高价含氧酸的酸性最强(HClO4)，D对。 [答案]B 11．有两种短周期元素X和Y，可组成化合物XY3，当Y的原子序数为m时，X的原子序数为：①m－4；②m＋4；③m＋8；④m－2；⑤m＋6。其中正确的组合是( ) A．①②④ B．①②⑤ C．①②③⑤ D．①②③④⑤ [解析]由化合物的形式XY3可推知X、Y的价态分别可能为：＋3、－1或＋6、－2或－3、＋1。当分别为＋3、－1时，X可能为B，Al或P，Y可能为ⅦA族元素F，Cl；则符合①的为BF3，②为AlF3，④为PCl3。当分别为＋6、－2价时，则X、Y都为ⅥA族元素，XY3为SO3符合③。当分别为－3、＋1时，为氢化物的表现形式：XY3可能为NH3或PH3，NH3符合⑤。 [答案]D 12．(2010·上海化学，20)几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W
原子半径/pm 160 143 70 66 主要化合价 ＋2 ＋3 ＋5、＋3、－3 －2 下列叙述正确的是( ) A．X、Y元素的金属性XB．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2 C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 [解析]此题考查了物质结构与元素周期律知识。根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性X>Y，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质直接生成NO，B错；据此判断可知X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，其不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。 [答案]D 二、非选择题(共52分) 13．(2009·福建，23)短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如右图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等。请回答下列问题：
(1)T的原子结构示意图为________。 (2)元素的非金属性(原子的得电子能力)：Q________W(填“强于”或“弱于”)。 (3)W的单质与其最高价氧化物的水化物浓溶液共热能发生反应，生成两种物质，其中一种是气体，反应的化学方程式为________。 (4)原子序数比R多1的元素的一种氢化物能分解为它的另一种氢化物，此分解反应的化学方程式是______。 (5)R有多种氧化物，其中甲的相对分子质量最小。在一定条件下，2L的甲气体与0.5L的氧气相混合，若该混合气体被足量的NaOH溶液完全吸收后没有气体残留，所生成R的含氧酸盐只有一种，则该含氧酸盐的化学式是______________。 (6)在298K下，Q、T的单质各1mol完全燃烧，分别放出热量akJ和bkJ。又知一定条件下，T的单质能将Q从它的最高价氧化物中置换出来，若此置换反应生成3molQ的单质，则该反应在298K下的ΔH＝________(注：题中所涉单质均为最稳定单质)。 [解析]由元素周期表的结构及T所处的周期序数与主族序数相同知，T为铝元素，Q为碳元素，R为氮元素，W为硫元素，碳和硫的非金属性相比较硫强，硫和浓硫酸反应时会生成SO2和H2O，方程式为S＋2H2SO4=====Δ3SO2↑＋2H2O，比R序数多1的元素是氧，有两种氢化物，即H2O2和H2O,2H2O2===2H2O＋O2↑，其余依据题目作答即可。解答本题要熟悉元素周期表的结构及常见元素及其化合物的性质。
[答案](1) (2)弱于 (3)S＋2H2SO4(浓)=====加热3SO2↑＋2H2O (4)2H2O2=====MnO22H2O＋O2↑(或其他合理答案) (5)NaNO2 (6)(3a－4b)kJ·mol－1 14．W、X、Y和Z都是周期表中前20号元素，已知： ①W的阳离子和Y的阴离子具有相同的核外电子排布，且能形成组成为WY的化合物； ②Y和Z属同族元素，它们能形成两种常见化合物； ③X和Z属同一周期元素，它们能形成两种气态化合物； ④W和X能形成组成为WX2的化合物； ⑤X和Y不在同一周期，它们能形成组成为XY2的化合物。 请回答： (1)W元素是________；Z元素是________。 (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： ________________________________________________________________________