原子结构与元素周期表教案

高中化学第1章第2节原子结构与元素周期表第2课时核外电子排布与元素周期表原子半径教案鲁科版选修3

第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。

③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分

(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例

高中化学必修2《元素周期表》的教学设计

人教版高中化学必修2《元素周期表》的教学设计 一、在教材中的地位和作用 本节课的内容选自于人民教育出版社出版的高中化学必修模块《化学2》第一章《物质结构元素周期律》第一节《元素周期表》的第一课时。通过义务教育九年级和高一必修《化学1》的学习，学生已经基本具备了一定的化学基础知识，为本节的学习奠定了一定的基础。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是我们学习化学的重要工具。通过学习元素周期表，为以后学习元素周期律做好了铺垫。 二、教学目标 【知识与技能】 1.了解门捷列夫的成长史及其发现元素周期表的艰辛历程； 2.初步理解和掌握元素周期表的结构、周期和族的概念以及元素的“位-构”关系； 3.巧记周期表中的元素。 【过程与方法】 1.通过亲自编排元素周期表，培养学生的抽象和逻辑思维能力； 2.通过解读元素周期表，阅读教材，培养学生归纳总结，形成规律的能力； 3.通过推导元素的原子结构和位置之间的关系，培养学生的分析和推理能力。 【情感态度与价值观】 1.通过了解门捷列夫的成长史及其发现元素周期表的艰辛历程，培养学生在逆境中勇于挑战自我、不断追求真理的坚韧不拔的精神和勇于创新、不断探索的科学品质； 2.在“纸牌游戏”中，感受科学家发现元素周期表的情景，培养学生善于观察、勤于思考总结的科学态度，同时，激发学生学习化学的兴趣。 【教学重点】1.元素周期表的结构；2.元素在周期表中的位置与原子结构的关系。 【教学难点】元素的原子结构与其在元素周期表的位置的相互推断。 三、设计思路以故事引入新课题→纸牌游戏→周期表的编排规则和结构→周期表的巧记方法→达到开发学生智力，培养学生的创新精神和科学发现能力的目的。

元素周期表变化规律

（一）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。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

元素周期表中的规律

元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性

由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性

元素周期表教学设计教案

教学准备 1. 教学目标 1.认识元素周期表的结构；掌握周期、族的概念； 2.学会推算元素在周期表中的位置。 2. 教学重点/难点 教学重点 元素周期表的结构、元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。 教学难点 元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系、核素、同位素。 3. 教学用具 多媒体、元素周期表挂图 4. 标签 教学过程 教学过程设计 ［引言］上一节我们学习了元素周期律，知道元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种周期性很好地表现出来呢？答案是肯定的。那就是元素周期表，也是我们本节课所要讲的主要内容。 ［板书］第三节元素周期表(第一课时) ［师］请大家拿出自己亲手绘制的元素周期表。 ［学生取表，教师把元素周期表的挂图挂于黑板上］ ［师］根据元素周期律，把电子层数目相同的各种元素，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的电子数相同的元素，按电子层

数递增的顺序由上而下排成纵行。这样，就可以得到一个表，这个表就叫元素 周期表。元素周期表有不同的形式，我们这里介绍的是其中一种常见的形式。 元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是我们学习化学的重要工具。下面我们就来学习元素周期表的有关知识。 首先，我们来认识元素周期表的结构。 ［板书］元素周期表的结构 ［师］数一数元素周期表有多少个横行？多少个纵行？ ［生］(数后回答)有7个横行，18个纵行。 ［师］对。我们把元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作 一族。下面，我们先来认识元素周期表中的横行——周期。 ［板书］1.周期 ［师］元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P104的有关内容。 ［学生活动］ ［问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？ ［生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横 行里。 ［问］周期序数与什么有关？ ［生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。 ［师］如此，我们可以得出如下结论： ［板书］周期序数=电子层数 ［投影练习］已知镁元素和溴元素的原子结构示意图： 它们分别位于第几周期？为什么？ ［生］镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。

元素周期率与元素周期表

专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是

高中化学《元素周期表的应用》教案

元素周期表的应用 教材分析 （一）知识脉络 在学过原子结构、元素周期律和元素周期表之后，结合《化学1（必修）》中学习的大量元素化合物知识，通过对第3周期元素原子得失电子能力强弱的探究，整合ⅧA族元素及其化合物的性质，以及对金属钾性质的预测等一系列活动，归纳得出同周期、同主族元素的性质递变规律，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素性质（以下简称“位、构、性”）三者间的关系，学会运用元素周期律和元素周期表指导化学学习、科学研究和生产实践。 （二）知识框架 （三）新教材的主要特点： 旧教材是根据第3周期元素性质的递变通过归纳得出元素周期律和元素周期表，而新教材则是在学过元素周期律和元素周期表之后，让学生根据原子结构理论预测第3周期元素原子得失电子能力的递变规律和金属钾性质，再通过自己设计实验去验证。教材这样处理旨在培养学生的探究能力，引导学生学会运用元素周期律和元素周期表来指导化学学习和科学研究。 二．教学目标 （一）知识与技能目标 1、以第3周期元素和ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同周期、同主族元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释； 2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表； 3、通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力； 4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。

（二）过程与方法目标 1、通过“活动·探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2、通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力； 3、通过对本节内容的整体学习，学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。 （三）情感态度与价值观目的 1、通过对门捷列夫的预言和一些化学元素的发现等化学史的学习，让学生体验科学研究的艰辛与喜悦； 2、通过对元素“位、构、性”间关系的学习，帮助学生初步树立“事物的普遍联系”和“量变引起质变”等辨证唯物主义观点； 3、通过对元素周期表在指导生产实践中的作用等知识的学习，让学生体会化学对人类生活、科学研究和社会发展的贡献，培养学生将化学知识应用于生产生活实践的意识。 三、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点 1、同周期、同主族元素性质递变规律； 2、元素“位、构、性”三者间的关系。 （二）方法上重点、难点 学会在元素周期律和元素周期表指导下探究和学习元素化合物知识的学习方法。 四、教学准备 1、第1课时前，布置学生预习并准备实验探究方案； 2、第2 课时前，教师绘制“ⅦA族元素原子结构和性质比较”表格，并布置学生完成。 3、第3 课时前，布置学生上网查阅“元素周期表的意义” 五、教学方法 实验探究法、讨论归纳法 六、课时安排 3课时 七、教学过程 第1课时

元素周期表的规律总结

元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )r(Cl)

元素周期表教案

元素周期律、元素周期表 2 1．了解元素周期表的结构，周期与族的概念。 2．通过学生自主学习，谈周期表的结构完成本节课。 3.确定位置和结构的关系，形成科学的学习方法 重点：通过自行设计，掌握元素周期表 难点：确定位置和结构的关系，形成科学的学习方法 提问或学生发表意见

元素周期表 一、元素周期表的结构 （一）周期 三长三短一不全，七周不全还待填 周期序数=电子层数 （二）族 7主、7副、0族、第八族 包括：主族（A）、副族（B）、第VIII族和零族 主族序数=最外层电子数 第1-2课时

【引入】上节课我们学习了元素周期律，都有哪些规律？ 【过渡】今天这节课我们用一个表的形式把它表现出来，这个表就叫元素周期表。 【板书】元素周期表 【设疑】至今为止元素周期表中排列着100多种元素。 【指导看表】浅绿 -----?金属 绿色 -----?非金属 【提出目标】今天我们要解决的问题有： 1、这些元素时按照怎样的规律排列到对应的位置呢？ 2、元素在周期表中的结构。 【板书】一、元素周期表的结构 看元素周期表 【提问】谁来总结第一个问题？ 【小结】表由横行、纵行构成 周期族 电子层数相同，最外层电子数相同 【板书】（一）周期 周期序数=电子层数 “三长三短一不全，七周不全还待填”

【讨论】教材104 页5-11表，介绍镧系、锕系元素及超铀元素概念 【板书】（二）族 包括：主族（A）、副族（B）、第VIII族和零族 主族序数=最外层电子数 各族在周期表中的位置关系： 主族在中间，副族夹两边； 零族最右边，Ⅷ族最中间 练习 1、已知S的电子结构示意图为，写出S在元素周期表中的位置。 2、第三周期最外层有5个电子是那种元素？ 3、第六周期第ⅧB的元素名称是 【小结】周期表的结构： 族的种类、数目和具体位置（七主、七副、零族、第八族） 周期的种类、数目和具体位置（三短、三长、不完全） 掌握前20号元素、七个主族和零族元素的元素名称和元素符号 阅读课本<<元素周期律的发现>>回答下列有关问题. 1、元素周期律的发现背景是什么？ 2、元素周期律的发现和元素周期表的编制是否是完全归功于门捷列夫？ 3、门捷列夫总结出的元素周期律是否就是我们现在所学的元素周期律？ 4、门捷列夫在研究的过程中，最突出的两大贡献是什么？

《元素周期表》教案 (人教版必

第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表 第一课时 ●教学目标：使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。 ●教学重点：元素周期表的结构 ●教学方法：启发、诱导、阅读、讨论、练习、探究等 ●教学用具：投影仪、多媒体、元素周期表挂图等 ●教学过程 【引入】丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的，这一百多种化学元素有什么内在联系呢？那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种内在联系很好地表现出来呢？答案是肯定的。那就是元素周期表，也是我们本节课所要讲的主要内容。 【板书】第一节元素周期表（第一课时） 【阅读】请同学们阅读课本第四页的文字，回答： （１）哪一位科学家首先制得了第一张元素周期表？ （２）编排第一张元素周期表时，是以什么为编排顺序？现在的周期表又以什么为编排顺序？ （３）什么叫原子序数？它和核电核数、质子数有什么关系？ 【板书】原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 【探究】你能否将1—18号元素编成一个小小的周期表？ 要求： 1．将性质相似的元素归类。 2．体现元素性质的周期性递变规律。 编制原则： 1．将最外层电子数相同的元素归为一列。 2．将相同电子层数相同的元素排在一行。 3．按原子序数的递增编排。

【投影】收集具代表性的由学生所编制的周期表。用实物投影仪投影到屏幕上。设计1：设计2： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar 【讨论】请大家讨论一下以上两种周期表的编排，哪一种更为合理呢？ 【小结】虽然He的最外层电子数与Be和Mg相同，但He原子的最外层已经排满了，达到了稳定结构，而Be和Mg都没达到稳定结构，因此He的性质与Be和Mg并不相似，反而与同是达到稳定结构的Ne和Ar相似，所以将He、Ne、Ar归为一列更合理。 【讲述】把电子层数目相同的元素，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的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。这样，就可以得到一个表，这个表就叫元素周期表。元素周期表有不同的形式，我们这里介绍的是其中一种常见的形式。 【课件展示】讲解元素周期表的结构 【板书】一、元素周期表的结构： 【讲述】元素周期表有７个横行，每一个横行叫做一个周期。其中第一、二、三周期叫做短周期，四至六周期叫做长周期，第七周期由于没有排满叫做不完全周期。 【探究】观察周期表的结构，归纳填表： 【讨论】根据上述填表和周期表的观察思考，你能得出什么结论？ 【板书】结论： １．周期序数＝电子层数

化学元素周期表变化规律

主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原

化学元素周期表规律

化学元素周期表规律 (一)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。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。

元素周期表变化规律

1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2元素变化规律 （1）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束。 （2）每一族的元素的化学性质相似 3元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 4单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 5元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 6最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 7 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 8、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2 元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性

（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

高中化学优质教案 元素周期表 教学设计[必修]

第一章物质结构元素周期律 教材分析 物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识,也是中学化学教学的重要内容.通过学习这部分知识,可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳,从理论进一步加深理解.同时作为理论指导,也为学生继续学习打下基础.本章内容虽然是理论性知识,但教材结合元素化合物知识相互融合,以利于学生理解和掌握. 第一节元素周期表 第1课时 教学目标 1、能描述元素周期表的结构。 2、了解元素原子核外电子排布. 3、通过对原子结构的初步认识，树立对立统一的观点，知道有关元素、核素、同位 素的涵义及其简单的计算。 重点难点 元素周期表的结构及元素周期律 教学过程 [导入]展示一张元素周期表（有条件的可让学生自己查找各种元素周期 表） [过度]我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。可见原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1~18号元素原子结构） [板书]原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 [提问]请同学们回忆初中所介绍的原子结构的知识。 [学生]原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子核由质子和中子构成。下面我们对原子的结构做进一步认识。 [板书]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

质子 原子 核外电子 [过渡]下面我们先分析构成原子的个微粒的电性及其质量情况。 （投影） 表5—1 构成原子的粒子及其性质 [提问]从表格得出原子的质量主要取决于哪种微粒？ [教师]原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的 质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值相加起来，所得的数值叫做质量数。 [提问]根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。 [板书]质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） [过渡]在化学上，我们为了方便地表示某一原子。在元素符号的左下角表出其质子数，左上 角标出质量数A Z X 。 ［投影练习］ 原子核 中子

元素周期表中的性质

1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物

元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

元素周期表的应用教学设计

第三节元素周期表的应用教学设计 一、总体教学设想： 本节课为了让学生掌握同周期和同主族元素性质的递变规律，通过学生自主学习、师生多方式互动、多媒体展示和补充加之针对训练、课堂巩固、知识拓展、能力提升，本着由浅入深，由易到难循序渐进的教育教学原则。全方位培养学生观察、思考、归纳总结、实验操作能力、分析推理能力。 二、教材整体分析： 本节在学生学习了原子结构、元素周期律、元素周期表和大量元素化合物知识之后，通过探究第三周期元素原子得失电子能力的递变规律，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，通过整合ⅦA、ⅠA族元素及化合物的性质和探究金属钾的性质，使学生掌握同主族元素性质的递变规律。让学生了解元素周期律，认识元素周期表，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质(即位、构、性)的关系，初步学会在元素周期律和元素周期表的指导下探究化学知识的学习方法；对学过的元素及化合物知识进行整合；同时体会元素周期律、元素周期表在指导生产实践中的意义。 三、教学目标: 1、以第3周期元素和ⅦA、ⅠA族元素为例，使学生掌握同周期、同主族元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释； 2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表； 3、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”、“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”的探究，“预测金属钾的性质”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过利用原子结构理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。 4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用。 四、教学重点、难点: 1、同周期、同主族元素性质递变规律； 2、元素“位、构、性”三者间的关系。 五、教学用具：多媒体、胶片 六、实验用品：试管、酒精灯、胶头滴管、镁带、铝片、蒸馏水、酚酞试液、稀盐 酸、氢氧化钠溶液等 七、授课时间、班级： 2008年2月高一三班 八、教学过程: 教师活动学生活动设计意图

元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。

(夺冠方略)高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半径知能巩固提升 鲁科版选修3

"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 ②最外层电子排布为ns2的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4

B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-)