元素周期律范文

元素周期律范文第1篇

一、考纲要求

1.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构及其应用。

2.以第三周期为例，掌握同周期内元素性质递变规律与原子结构的关系。

3.以ⅠA族与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。

二、深入理解元素周期律

元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律为元素周期律。“元素性质”、“递增”、“周期性”是三个关键词。“元素性质”既包括元素原子的微观性质，又包括元素的各类化合物的宏观性质。“递增”指元素性质变化的连续性，说明同主族或同周期中位置相邻的元素性质必定有相似之处。“周期性”不像数学中的正弦函数那样完全重复，如第二与第三周期的对应元素性质有相似之处，也有不同之处。

三、熟记元素周期表

解答有关此类题往往要用到元素周期表，因此，熟记元素周期表很重要。短周期元素、主族元素在周期表中的位置，稀有气体的原子序数和电子层结构，每周期的元素种数，每个主族常见化合物的化学式类型等等。

四、元素周期律的应用

1.物质结构方面的应用

元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，所以考题经常从电子层结构最外层电子数切入考查。另外，原子半径、离子半径的变化规律、化学键类型、化合物类型、分子结构等都与元素周期律有关，高考试题常从这些方面考查。

2.物质具体性质方面的应用

元素的化合价、单质的氧化性或还原性、最高价氧化物的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等都呈现周期性的变化；同周期或同主族的元素及其化合物的其它的许多性质也会呈现一定的规律，如同主族元素的同类物质溶解性、熔沸性、毒性等。

3.综合应用

未知元素的推断和性质的预测，不同元素及其化合物的性质的比较，化学实验事实的解释，寻找具有特殊性质的元素和化合物等都可以跟元素周期律综合联系起来。从这个角度可以大大拓展学习者的思维空间，提高解决综合问题的能力。例如从宏观性质判断元素的金属性和非金属性的主要依据。

金属性的判据：

a.与水（或酸）反应的难易。

b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

c.金属与盐酸溶液的置换反应。

d.金属阳离子的氧化性的强弱。

非金属性判据：

a.非金属单质与H+化合的难易及氢化物的稳定性。

b.最高价的氧化物对应水化物的酸性强弱（F除外）。

c.非金属的置换反应。

d.非金属阳离子的还原性强弱。

根据以上的依据可以设计一定的实验来验证某些结论。

另外，元素化合物的知识、化学实验知识、有机化学和其它化学基础理论知识都与元素周期律知识有联系。这就需要我们进一步用心去归纳和总结。

元素周期律范文第2篇

第一课时教学目标：知识目标：使学生了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。能力目标：通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。情感目标：使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。教学过程：引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我们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。显然核电荷数＝原子序数。教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。学生发表自己的见解，填写表格表1原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211223～10218811～183188结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。表2原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。表3原子序数化合价的变化1～2＋103～10＋1＋511～18－4－10结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。教师评价并播放元素周期律的动画练习：1．比较微粒间半径的大小（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl（2）Na与Na＋；Cl与Cl－（3）Na、Ca、H引导学生总结出比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。2．列出具有10电子和18电子的微粒。小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。板书设计：第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化1．原子的电子层排布的周期性2．原子半径的周期性3．化合价的周期性小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。列出具有10电子和18电子的微粒。

元素周期律范文第3篇

一、元素周期律

1.元素周期律的实质

原子核外电子排布呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。

2.元素周期律的内容

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

3.原子序数

按元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。规律：

原子序数=核电核数=质子数=原子核外电子数

二、元素周期表

1.元素性质在周期表中的变化规律（见表1）

4.若An-+B=Bm-+A， 则B比A非金属性强

例1（2013年）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置见表3，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（）。

表3

R

XTZ

Q

A.非金属性：Z

B.R与Q的电子数相差26

C.气态氢化物稳定性：R

D.最高价氧化物的水化物的酸性：T>Q

答案：BD

思路点拨“R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸”，由于考虑到高考一般考查的是元素周期表的前20号元素，可以推出R为氟元素。（此处可采用逻辑推断法）根据图中元素的关系，推出X为硫元素，T为氯元素，Z为氩元素，Q为Br元素。因为5种元素被推出，接下来就必须从选项看，A讨论的是非金属性，根据元素周期律可得，从左至右非金属性逐渐增强，所以Z>T>X，故A错误；Br的原子序数为35，F的原子序数为9，原子序数只差为26，故B项正确；气态氢化物的稳定性为HF>HCl>HBr，所以

R>T>Q，故C项错误；D项比较的是T与Q的最高价氧化物水化物的酸性，即比HClO4和HBrO4的酸性，根据元素周期律中但至上而下酸性减弱。HClO4的酸性大HBrO4，故D项正确，正确答案为BD。

例2X、Y、Z、W、R五种短周期元素，原子序数依次增大，X是周期表中原子半径最小的，Y、R同主族，Z、W、R同周期，Y原子的最外层电子数是次外层的3倍，Z是常见金属，其氢氧化物能溶于强碱溶液但不溶于氨水，W 单质是人类将太阳能转化为电能的常用材料。下列说法正确的是（）。

A.热稳定性：X2R>X2Y

B.WY2能与碱反应，但不能与任何酸反应

C.Z位于第三周期第ⅢA族，Z与Y形成的化合物是一种较好的耐火材料

D.使甲基橙变红色的溶液中：K+、R2-、ZY2- 、WY32-一定能大量共存

答案：C

思路点拨根据题中信息可知X、Y、Z、W、R分别是H、O、Al、Si、S。热稳定性H2S

例3有X、Y、Z、W、M五种短周期元素，其中X、Y、Z、W同周期，Z、M同主族；X+与M2-具有相同的电子层结构；离子半径：Z2->W-；Y的单质晶体熔点高、硬度大，是一种重要的半导体材料。下列说法中，正确的是（）。

A.X、M两种元素只能形成X2M型化合物

B.由于W、Z、M元素的氢化物相对分子质量依次减小，所以其沸点依次降低

C.元素Y、Z、W的单质晶体属于同种类型的晶体

D.元素W和M的某些单质可作为水处理中的消毒剂

答案：D

思路点拨根据题意知Y单质晶体熔点高硬度大，是半导体材料，则Y是Si。根据X、Y、Z、W同周期，Z2-、M2-知Z是S，M是O（Z、M同主族）。X+与M2-具有相同的电子层结构则X为Na。离子半径：Z2->W-，则W为Cl。即X、Y、Z、W、M分别是：Na、Si、S、Cl、O。A项，X、M两种元素能形成Na2O和Na2O2两种化合物。B项，W、Z、M元素的氢化物分别为HCl、H2S、H2O，相对分子质量减小，但由于水中存在氢键，沸点最高。C项，Y、Z、W的单质分别为：Si、S、Cl2，分别属于原子晶体和分子晶体两种类型。D项，W和M的单质Cl2、O3可作水处理消毒剂。

囊陨纤母隼子中可以看出，巧用元素周期律和元素周期表规律，可以让我们在解题中更有效率更有针对性，在各个物质的性质能够“连点成线”，大量的看似“零散的、孤立的”知识点就由元素周期律和元素周期表规律成片的联系在，从而减轻学生的学习负担，同时也能让学生深刻体会到总结归纳的思想。在化学学习中的重要应用。学生就能够由这些知识点的共性，触类旁通，从而达到高效快速的解题的效果。

元素周期律范文第4篇

一、重视基础知识，形成知识规律

1.原子结构与元素周期表关系的规律

（1）电子层数=周期数（电子层数决定周期数）.

（2）最外层电子数=主族序数=最高正价数=价电子数.

（3）核内质子数=核外电子数=原子序数.

（4）最低负价的绝对值=8-主族序数（限ⅣA～ⅦA族）.

（5）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，其离子的氧化性越弱.

（6）原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱.

2.原子序数确定元素位置的规律

（1）原子结构示意图法：基本公式：①主族序数=最外层电子数，②周期数=电子层数（此法适用于原子序数较小时）.

（2）0族元素定位法：基本公式：差值=原子序数-区域尾序数（2，10，18，36，54，86），对于18号以前的元素，若0

3.元素周期表中位置、结构、性质规律

（1）从元素周期表归纳电子排布规律

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最外层有一个或两个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族或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.

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.

（2）从元素周期表归纳元素化合价的规律

①主族元素的最高正价数等于主族序数，等于原子的最外层电子数，其中氟无正价.非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子；金属元素不能形成简单阴离子.

②主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8.

③非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有+1，+3，+5，+7价等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有+2，+4价.

④短周期正价变化随原子序数递增，同周期有一个+1到+7价的变化（ⅠA～ⅦA）；长周期有两个+1到+7价的变化（ⅠA～ⅦB，ⅠB～ⅦA）.

（3）从元素周期表归纳元素形成单质的状态及形成晶体的类型

①非金属单质最多的周期为第二周期（B、C、N2、O2、O3、F2等），最多的主族为ⅦA族（F2、Cl2、Br2、I2、At2）.

②只有非金属单质而无金属单质的主族为ⅦA族.

③常温下呈现气态的单质为H2、O2、F2、Cl2、N2、O3、He、Ne、Ar、Kr、Xe等.

④单质的晶体类型主要有金属晶体，分布在周期表两区分界线的左下方（氢除外）；原子晶体分布在两区分界线的附近（C、Si、B等）；分子晶体分布在两区分界线的右上方（O2、F2、Cl2、N2、O3、He、Ne、Ar、Kr、Xe等）.

二、分析热点，把握命题趋向

1.元素周期律的迁移应用

该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质.解该类题目的方法思路是：先确定该元素所处周期表中的位置，然后根据元素性质递变规律进行推测判断.

例1已知元素砷（As）的原子序数为33，下列叙述正确的是（ ）

（A） 砷元素的最高正价为+3

（B） 砷元素是第四周期的主族元素

（C） 砷原子的第三电子层有18个电子

（D） 砷的氧化物的水溶液呈碱性

解析：由砷的原子序数可以推出砷处于第四周期、ⅤA族，为一非金属元素，因此它的最高正价为+5价，其氧化物的水溶液应呈酸性. 答案：（B）（C）

2.确定所给元素的化合物形式

该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特点，判断它们所形成的化合物的形式.解该类题目的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式.

例2X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为（ ）

（A） XY （B） XY2 （C） XY3 （D） X2Y3

解析：短周期中，最外层电子数是次外层电子数一半的元素有Li和Si，它们的前一周期中最外层只有一个电子的元素分别是H和Li，所以形成的化合物的化学式只有LiH. 答案：（A）

3.由“位构性”关系推断元素及其化合物

该类题目综合性强，难度较大，解法较灵活.题目类型有选择题和第二卷笔答题.

例3关于ⅠA和ⅡA族元素的下列说法中正确的是（ ）

（A） 在同一周期中，ⅠA族单质的熔点比ⅡA族的高

（B） 浓度都是0.01 mol/L时，氢氧化钾溶液的pH比氢氧化钡的小

（C） 氧化钠的熔点比氧化镁的高

（D） 加热时，碳酸钠比碳酸镁易分解

解析：同周期的ⅠA族元素原子的原子半径比ⅡA族元素的大，价电子数少，故ⅠA族单质熔点应比ⅡA族单质低.因Mg2+ 的半径小于Na+的半径，MgO中的离子键强于Na2O中的离子键，MgO中的熔点高于Na2O.难溶性的碳酸盐受热易分解. 答案：（B）

例4已知：①A、B、C、D四种物质均含元素X，有的还可能含有元素Y、Z.元素X、Y、Z的原子序数依次递增.②X在A、B、C、D中都不呈现它的最高化合价.③室温下单质A与某种常见一元强碱溶液反应，可得到B和C.④化合物D受热催化分解，可制得元素Y的单质.

（1）元素X是 ，Z是 .

（2）写出③中反应的化学方程式 .

元素周期律范文第5篇

关键字：元素周期律教学设计培养

陕西省从2007年实施新课改以来，新教材的理念注重对学生的创造力的培养，什么是创造力，创造力就是根据一定的目的和任务，开展能动的思维活动，产生新认识，创造新事物的能力。如何在课堂上培养学生的创造力？

元素周期律的教学在高中化学中起着举足轻重的作用，在化学史上掀开了化学新的一页，具有里程碑的意义。元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习，所以，学好元素周期律是十分重要的。然而元素周期律的常规教学过程存在一些不足之处，需要我们在教学中加以改进。

一、传统教学设计

本节教学重点：元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系。

本节教学难点：元素性质和原子结构的关系。

元素周期律属于化学基础理论知识，基础理论教学应具有严密的逻辑性，从课堂教学的结构上，应当体现出教材本身逻辑系统的要求；要重视理论推理，借助实验和事实分析，应用归纳法和演绎法，培养学生的逻辑思维能力。

而元素周期律的传统教学设计为：学生归纳1～18号元素的原子结构特点思考与交流得出原子核外电子排布的规律提出新问题（如元素的金属性、非金属性是否随元素原子序数的变化而呈周期性变化呢？）实验探究 （钠、镁、铝元素化学性质的比较）得出结论资料卡片（硅、磷、硫、氯元素的性质事实）思考与交流概括出元素周期律再结合周期表总结出元素性质、原子结构与周期表中元素位置的关系应用。

二．重新改进及教学实践

改进要点：第一，元素周期律观念的形成，首先指导学生观察元素周期表，要求学生观察元素周期表的每行、每列中各元素的原子结构和化学性质如何变化，行与行之间怎样变化，这样学生对元素周期律的理解就会深刻。第二，通过元素周期表的发现历史以及实验验证，突出元素周期律的科学意义。第三，让学生在理解元素周期律的基础上，让学生主动参与元素周期表的设计，培养学生的创新意识。

教学过程：

[引入]人类已经了现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系？这就是本节要讨论的问题。

[板书]第二节元素周期律

一个星期由星期一到星期日为一周，种表记时，从零点到24点为一天。这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。目前已经发现的元素有110多种。在元素周期表中，元素是有序排列的。你是否想过：元素为什么会按照这样的顺序在元素周期表中排列？它们之间存在着什么关系？人们是怎样描述这种关系的？大家打开课本翻到104页，认识一下元素周期表，观察每一纵行，每一横行的元素的电子层数，最外层电子数有何变化？有没有一定的规律？有没有一定的周期性？元素以什么为序排列表现周期性呢？

[设问]什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪种粒子有关？有什么关系？

[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

一、元素性质呈周期性变化

结论

结论：随原子序数的递增、元素原子的最外层电子排布呈周期性变化。[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。

随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。[主要化合价：正价+1+7；负价－4－1，稀有气体为零价]。

元素周期律

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

说明：元素性质的周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。

例题 下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 AlB、Cl、 S、 PC、Be、N、 FD、Cl、 Br、 I

解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。（答案：B、D。）

二、 几种量的关系

(1)最外层电子数=最高正化合价

(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8

三、重点、难点突破（元素的金属性强弱 非金属性强弱的判断依据）

1．元素的金属性和非金属性判断依据

(1)金属性：a.与水(或酸)反应的难易；b.金属与盐溶液置换反应；c.金属阳离子的氧化性强弱；d.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

(2)非金属性：a.非金属单质与氢气化合难易，及氢化物稳定性；b.非金属的置换反应；c.非金属阴离子还原性强弱；d.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱(除F外)。

2.微粒半径大小比较中的规律

(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外)

(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大。

(3)电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。

课堂练习：比较微粒间半径的大小

（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl

（2）Na与Na＋；Cl与Cl－

（3）O2-F-Ne 、Na+、Mg2+

引导学生总结出比较微粒半径的方法：一看电子层数、二看核电荷数、三看电子数。

特别强调：电子层结构相同的离子，其离子半径随着核电荷数的增大而减小.

课后作业：请同学们根据元素周期律结合P16页历史回眸 形式不同的元素周期表 设计自己创新的元素周期表

【参考文献】

化学2（必修.山东科学技术出版社

元素周期律范文第6篇

【关键词】元素周期律 错题 研究

一、问题的提出

化学学习中，元素周期律的知识是学生学好化学的基础和前提，然而这一模块的知识内容繁多，所涉及的题型也是多种多样的，考察的是学生的综合应用能力，笔者通过多年的教学发现，对于这一部分知识在习题中出错的概率是非常高的。但是在实践中，学生和老师对元素周期律错题的认识存在很大的问题，认为此类知识主要是记忆性的知识，习题的难度整体不高，所以出现错题之后往往采取的是公布答案，有问题的时候才去找老师解决的方式。学生本身面对错题就很灰心，所以缺乏总结和纠错的能力，所以在元素周期律知识方面就容易出现“一错再错”的情况，不利于化学教学成绩的提高，长久以来也会挫伤学生学习化学的积极性。因此，研究学生在有关元素周期律知识错题中体现的思维上的特点，对于更好的指导化学教学工作具有非常重要的意义，有利于学生和教师的共同进步。

二、对元素周期律知识考查的主要题型及错误原因

对于理科知识的学习和巩固主要是通过大量习题的形式实现的，化学作为一门兼具文理性质的学科，也需要大量的习题才能更好的帮助学生巩固化学知识。元素周期律以及元素周期表反映了元素之间的内在联系，通过研究元素的性质，在周期表中的位置和每一个元素的结构从中发现规律，对于化学的系统性和综合性学习具有重要的作用。不同的习题从元素的位置、元素的结构和元素的性质以及对元素周期律的综合运用来对学生进行考查。

（一）对元素结构和元素在周期表中的位置的考查

通过分析元素的不同结构能够在元素周期表中确定元素的位置，当然根据元素的位置也能够分析元素的基本结构，解决这类题目需要学生在头脑中掌握原子的序数等于核外电子的总数，核外电子的排布规律，以及元素周期表的基本结构。

做错这类题目的学生在平常的学习中关注度较高的出现频率较高的短周期元素，而对于过渡元素或者过渡元素以后的元素关注较少，所以当出现自己不熟悉的元素时很难中题目中获取有效的信息，对题目作出推测，主要原因还是对元素周期表结构的理解。另外当题目中出现字母代替元素符号的时候，此时题目的难度有所增加，需要学生通过分析原子阴、阳离子的个数确定原子的序列数，从而找到该原子在元素周期表中的位置，进而判断该元素的性质。从学生错题的情况来看，由于元素周期律中包含大量的化学概念本身在记忆上就有较大的难度，而且很多化学概念和实际生活中的概念有很大的不同，学生普遍存在对于概念理解不准确、化学原理掌握不牢的现象，所以需要教师在教学中利用学生大脑中的很多前概念来帮助其理解新概念，加深对于新概念的认知能力。此外对于一些不常见的化学元素缺乏主动发现规律的能力，对元素周期表的掌握不够全面。

（二）对元素在周期表中的不同位置体现出的不同性质的考查

此类题目在习题中出现的数量最多，也是考查的重点内容。元素的性质分为金属性和非金属性两种，由此就产生了在周期表上的不同分布规律，金属性表示的是元素的原子失去电子的倾向，而非金属性是指元素的得电子的能力。元素的金属性的强弱直接影响了其对应的酸碱性的强弱和氢化物的稳定性。往往学生能够很好的掌握这些单个的知识点，但是如果一个题目中出现复杂的情况却连这些基本的知识点都记不起来了。这类题型主要考察学生对元素周期律知识的应用和迁移能力，这部分题目对学生的能力要求稍高。也就是要求学生能够从已学知识中和原有经验中反映出对新事物的认识。通过对学生的了解我发现，做错这类题目的学生往往不能利用元素在周期表中的位置进行解题，很难使用元素周期表这个工具来解答题目。

（三）对元素位置、结构和性质的综合考查

此类题目是对元素周期律的全面考查，需要考生首先能够准确的审题，能够将之前已经熟练掌握的化学方程式进行一个类比，同时还要注意题目的特点不可以生搬硬套进每一个化学题目中。此类题目属于策略性知识的考察，考察学生对有关元素周期律知识的综合应用能力，尤其是数学运算与化学知识的结合，就需要学生采用有效地学习策略进行解题。策略性知识对于学生的要求更高，学生只有在概念、性质、原理掌握的基础上，与题目的具体情境相结合，从而准确判断元素的性质。学生需要在平常的学习中加强对自己基础知识和小知识点的理解和把握，从而在出现一些复杂问题时能够灵活的运用和解决。

三、改进元素周期律教学的建议

学生掌握和运用知识是在理解和记忆的基础上的，所以想要提高学生的成绩，培养学生对于化学学习的兴趣，必须对学生的思维能力进行相应的提高，在平常的学习中出现错题是在所难免的，但是作为教师应该根据学生的错误情况来进行纠正更好的利用错题，改进教学效果。

（一）及时复习记忆性知识

在化学学习中，有很多需要记忆的知识点而且这些知识点比较琐碎，特别是在元素周期律的学习过程中，原子序数、周期、元素种类、电子规律、主族元素的元素性质等都是需要记忆的，这些知识点很容易理解也很容易遗忘，所以教师应该根据遗忘规律的特点及时对知识点进行复习，从而提高学生对知识的掌握程度，此外还应该结合元素周期表，根据元素的位置推测元素以及化合物的性质，将零散的知识点变得有规律可循，进一步减轻学生的记忆负担，还可以通过平时的练习，克服学生在遇到不熟悉元素时的畏难心理，勇于尝试。

（二）合理利用错题克服思维定势

化学学习中，很容易出现思维定势特别是在之前出过错的地方再次跌倒，所以一定要强化学生利用错题的意识和能力，弥补思维上的漏洞。很多化学题目为了增加难度将题目设置的很长用字母进行代替元素，从而改变元素的原有性质设置一些新的题型，很多学生就会有思维定势，利用之前的知识对问题进行解决，不能很好的审题发掘题目中的关键信息。所以教师应该要求每一个学生都养成记录错题的习惯，并且经常分析错题出现的原因，尤其是在元素周期律这部分的知识点，学生能从错题中总结出一类题目的规律，能够加深对元素周期律的理解和掌握。

（一）归纳解题技巧

化学中的元素周期律以及其所表现的元素周期表将看似杂乱无章的化学知识连成了一张大网，在平常的解题中，学生可以构建简易的元素周期表，使复杂的问题简单化。例如，通过将不同的元素的电子层结构，离子数目进行一个列举，从而能够初步判断不同元素其所属的周期的不同，来判断元素之间的排列顺序，在结合题目中所给出的其他条件来推断元素的不同性质。此外对于同一类题目还会有不同的解法，例如想要确定元素在周期表中所处的位置可以采用核外电子排布的方法将核外电子层写出来确定元素的族和周期，也可以利用稀有气体，因为稀有气体的数量很少很容易记忆，就可以从其出发来确定其他元素在周期表中的位置。所以在教学过程中一定要综合使用多种解题技巧，针对学生的不同特点来有针对性的帮助其掌握元素周期律。

错题，对于学生和教师来说都是重要的资源，其中能够反映出学生普遍存在的认知上的漏洞以及对于知识理解上的问题，从而帮助教师有针对性的开展教学和复习工作。此外，通过错题也能够有效的提醒学生自身存在的薄弱环节和需要改进的地方，进而提升自己的综合运用能力。

【参考文献】

[1]刘继萍：初中化学学程中“错题”状况分析[J].教育学术月刊，2010，（3）：35-38.

[2]李雪梅：从错题看化学教学策略调整[J].教育学术月刊，2010，（3）：42-43.

[3]王星乔，王祖浩，管永祥，马宏，滕瑛巧：高中生化学错题管理现状的调查与思考[J].教育理论与实践，2009，（11）：44.

[4]武志富，王绍梅，陈静，牛娟：化学元素周期表中各周期元素个数的确定方法[J].化学世界，2008，（l）：63-64.

元素周期律范文第7篇

一、核外电子排布的表示方法

1.结构示意图

①原子结构示意图：如（质子数=核外电子数）

②阳离子结构示意图：如（质子数>核外电子数）

③阴离子结构示意图：如（质子数

2.电子式

①原子电子式：如 S的电子式为S

②阳离子电子式：如Na+的电子式为 Na+（即为阳离子的离子符号，NH+4除外）

③阴离子电子式：如Clˉ的电子式为

④离子化合物电子式：如NaCl的电子式为 Na+

⑤共价物质电子式：如O2的电子式为

3.结构式（针对共价物质）

如O2的结构式为O=O；HCl结构式为 H-Cl

4.电子排布式

①各能级电子排布式：如S：1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

②简化电子排布式：如K：【Ar】4s1

③电子排布式：如K：4s1

5.电子排布图

如N的电子排布图：

1S 2S 2P

例题1：下列各项中表达正确的是（ ）

主族 ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

副族 ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

A.F原子结构示意图 +9 28

B.次氯酸电子式

C.Br的电子排布式为4s24p6

D.CO2的结构式为O=C=O

解析：A项写成了离子结构示意图，错误；B项氧原子的电子式应是8个电子，错误；C项Br的电子式应是4s24p5，错误；D项正确。

二、元素周期表

元素周期表是“位-构-性”的综合体现，是学生掌握元素“位-构-性”的基本图表，同时也是学生灵活运用“位-构-性”知识的中转站，掌握元素周期表是学生掌握物质结构、元素化合物性质的一把钥匙。

1.元素周期表的结构

（1）周期

（2）族（18纵桁，16族）

第Ⅷ族 含第8、9、10三个纵行

0族 稀有气体

（3）元素周期表的分区与各区元素的性质

例题2：下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在元素周期表中位置相符的是 （ ）

A B C D

解析：A项中3号元素和5号元素在第二周期，4号元素和5号元素之间隔开了，错误；B项4、5号元素的位置不是相邻，错误；C项中1、2号元素位置不相邻，错误；D项的三纵依次是第ⅥA、ⅦA、ⅧA族的元素三主族位置相邻，正确。

三、元素周期律

元素周期律是元素周期表的核心、本质，正是由于元素周期律的递变规律才有了周期表的编排原则。同时，周期表的制定式周期律更加清晰、明了，二者结合时元素化合物性质具有了强大的理论依据，使化学从“杂”走向“序”，为学生化学知识的积淀提供了平台同一周期，从左到右，最外层电子数逐渐增加。

1.同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小。

2.同一周期，从左到右，最高正价逐渐升高，从+1+7（O、F除外）。最低负价逐渐升高，从-4-1。

3.同一周期，从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

4.同一主族，从上到下，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

5.同一周期，从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。

6.同一主族，从上到下，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

7.同一周期，从左到右，单质的还原性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐增强。

8.同一主族，从上到下，单质的还原性逐渐增强，单质的氧化性逐渐减弱。

9.金属性和非金属性强弱的判断依据。

10.同一周期，从左到右，元素的第一电离能逐渐增大。

11.同一主族，从上到下，元素的第一电离能逐渐减小。

12.同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。

13.同一主族，从上到下，元素的电负性逐渐减小。

例题4：（2012.福建高考）短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如右图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是（ ）

A.最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q

B.最高正价氧化物对应水化物的酸性：Q

C.原子半径：T>Q>R

D.含T的盐溶液一定显酸性

元素周期律范文第8篇

元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔.预测今后高考中可能以短周期元素（或前20号元素）命题来考查同一周期、同一主族内元素性质（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.元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合.

考点一原子构成和核外电子排布

例1（2011年天津）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是

A.第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子

B.同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小

C.第ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强

D.同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低

解析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，即137Cs和133Cs的质子数相同，137和133表示二者的质量数，因此A不正确；同周期元素（除0族元素外）从左到右，随着核电荷数的逐渐增多，原子核对外层电子对吸引力逐渐增强，因此原子半径逐渐减小，B正确；同主族元素从上到下，随着核电荷数的逐渐增多，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子对吸引力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱，因此第ⅦA元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐减弱，C不正确；同主族元素从上到下，单质的熔点有的逐渐降低，例如ⅠA，而有的逐渐升高，例如ⅦA，所以选项也D不正确.

答案B

例2（2011年重庆）用于金属焊接的某种焊条，其药皮由大理石、水泥、硅铁等配制而成.

（1）Al的原子结构示意图为；Al与NaOH溶液反应的离子方程式为.

（2）30Si的原子的中子数为；SiO2晶体类型为.

（3）Al3+与Yn―的电子数相同，Y所在族的各元素的氢化物的水溶液均显酸性，则该族氢化物中沸点最低的是.

（4）焊接过程中，药皮在高温下产生了熔渣和使金属不被氧化的气体，该气体是.

（5）经处理后的熔渣36.0 g（仅含Fe2O3、c（Mg2+）=5.6×10―6

无剩余，D选项错误，生成0.05 mol Mg（OH）2，余0.005 mol OH―，

答案A

元素周期律范文第9篇

元素周期律的内容包括原子半径大小比较、主要化合价（最高正价和最低负价）、金属性与非金属性等。这些规律要从原子内部构造和作用力上去理解。所以重中之重是要理解原子内部结构和作用力的问题。遵循这一条主线，我在课堂教学上是花了大部分时间去讲解这个问题，让学生从原理上去理解并掌握元素周期律。

首先让学生来回顾原子结构的基础知识，原子是由原子核和核外电子构成的，这块知识学生很熟悉，接下来做一个物理受力分析：位于中心的原子核整体上带正电荷，外层电子带负电荷，所以原子核对于外层电子有一个引力作用，随着核电荷数的增加，这种引力呈增强态势，导致原子半径越来越小。所以在同一周期中，由于核电荷数的增加，引力越来越大，原子半径越来越小。这个结论是顺理成章的。从教学效果看，学生理解起来很容易。竖着看，同一主族的变化规律也用这个引力来解决：从上到下，随着核电荷数增大，电子层数逐渐增加，原子半径要增大。这个学生很好理解，可以简单的打个比方，好比一个人穿的衣服，夏天和冬天穿的是不一样厚的。这样原子半径大小比较就算结束了。

其次，我们看金属性和非金属性的递变规律，还要遵循原子内部结构和作用力这一条主线。我们知道元素的化学性质取决于最外层电子，而最外层电子是否容易失去和得到其他电子，则是由原子核对外层电子的控制能力的强弱。同一周期中，由于电子层相同，随着核电荷数的增加，原子核对于电子的引力增强，所以整个趋势是电子越来越难以失去，换言之就是越来越容易得到电子，所以金属性越来越弱，非金属性越来越强。同一主族中，从上至下，由于原子半径越来越大，原子核对外层电子的引力越来越弱，所以失电子能力越来越强，得电子能力越来越弱，换言之，金属性越来越强，非金属性越来越弱。值得一提的是，金属性和非金属性学生其实不是很理解，所以在讲授这个知识点时，要对氧化还原反应做一个复习。以金属性和非金属性衍生出来的两个规律：气态氢化物的稳定性强弱和最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱。只要搞清楚金属性和非金属性的递变规律就容易掌握了。

至于化合价的递变规律，只要引导学生去观察最外层电子的递变规律就可以很容易得出结论，再结合最高正价和最低负价的规律，这个知识点就算解决了。

附简案：

引入教学：请思考原子的的结构是怎么样的？

学生回答问题。

设疑：请大家根据我们所学习的物理知识来分析原子中的受力情况（提示，可以把原子核和核外电子看做两个整体分析）

学生分组讨论，得出结论，各小组互相补充并回答。

教师请学生总结。

教师：既然我们搞清楚了原子内部受力情况，请大家再思考一个问题：这种引力的大小受什么因素影响？

学生分组讨论并回答问题。

引入周期律教学环节，原子半径的大小比较和递变规律。

教师：既然我们搞清楚了原子内部受力问题和影响因素，请大家参考元素周期表前三周期内容，总结同一周期和同主族内原子半径的递变规律。

学生分组讨论并回答问题。

教师：我们解决了原子半径的问题，下面我们看金属性和非金属性的问题。首先大家结合我们必修一所学氧化还原反应的知识思考什么金属性和非金属性？

学生回答。

教师：既然大家对金属性和非金属性搞清楚本质了，请大家从同一周期和同一主族两个角度来分析金属性和非金属性的递变规律。

学生分组讨论并回答问题

教师：从大家的讨论结果看，同一周期中，从左到右金属性在减弱，事实是不是这样的，请大家分别做探究活动一，并得出结论来验证自己的结论。

学生分组实验，讨论并得出结论。

教师：请大家阅读p13内容，讨论金属性和非金属性的递变规律对气态氢化物热稳定性的和最高价氧化物的水化物的酸碱性的影响。

学生讨论并回答问题

教师：请大家完成p14两个问题的书写。

学生回答。

教师：请大家把今天所学内容总结一下

学生总结。

元素周期律范文第10篇

1.原子的构成

（2）①原子：核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数；

）：核电荷数=质子数=核外电子数-n。

2.核外电子排布规律

（2）最外层电子数不超过8（若K层为最外层，电子数不超过2）。

（3）次外层电子数不超过18，倒数第三层电子数不超过32。

3.2电子、10电子、14电子、18电子微粒

（2）10电子微粒。

（4）18电子微粒。

4.分子中原子8电子稳定结构的判断

注意：H、Be、B及化合物中的稀有气体元素原子不满足8电子稳定结构。

5.元素周期律[主族元素（0族元素除外）]

性质同周期（从左向右）同主族（从上到下）

原子半径减小增大

电子层结构电子层数相同，最外层电子数增加电子层数增加，最外层电子数相同

失电子能力（得电子能力）减弱（增强）增强（减弱）

金属性（非金属性）减弱（增强）增强（减弱）

主要化合价最高正价：+1+7（O、F除外）；非金属最低负价：-4-1最高正价相同（O、F除外），非金属最低负价=族序数-8（H除外）

最高价氧化物对应水化物酸碱性酸性增强、碱性减弱酸性减弱、碱性增强

非金属气态氢化物形成难易程度及氢化物稳定性形成由难到易，稳定性增强形成由易到难，稳定性减弱

非金属气态氢化物还原性减弱增强

（1）比较元素金属性强弱的实验方法。

①比较单质与水或酸置换出氢的难易程度；②比较最高价氧化物对应水化物的碱性；③依据金属活动性顺序表（Sn和Pb例外）；④根据组成原电池的正负极：一般来说，负极的活动性比正极强；⑤根据金属与盐溶液的置换反应。

（2）比较元素非金属性强弱的实验方法。

①比较单质与H2化合的难易程度；②比较气态氢化物的稳定性；③比较最高价氧化物对应水化物的酸性；④比较氢化物还原性：氢化物还原性越强，该元素非金属性越弱；⑤根据非金属与盐溶液的置换反应；⑥比较与金属反应的难易及产物中金属化合价高低：一般来说，越易与金属反应且使金属呈高化合价的元素，非金属性越强。

6.微粒半径比较

（1）原子半径最小的元素是H。

（2）同周期，随着原子序数的增加原子半径减小（0族元素除外）。

（3）同主族，随着原子序数的增加原子半径增大。

7.元素周期表中位置、结构、性质的关系

8.根据原子序数推断元素在周期表中的位置

用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数[稀有气体元素原子序数分别为2（氦）、10（氖）、18（氩）、36（氪）、54（氙）、86（氡）]，即得该元素在周期表中的列数，根据列数推断该元素所在的族。该元素所在周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。

若为第6、7周期元素（原子序数≥55），用原子序数减去比它小且相近的稀有气体原子序数后，再减去14，即得该元素所在列数。

9.电子式的书写

（1）简单阳离子的电子式直接用离子符号表示，如Na+。

（4）常考物质的电子式。

化学式电子式化学式电子式

10.化学键

离子键

共价键

极性键非极性键

成键粒子活泼金属阳离子（或NH+4）和阴离子不同非金属元素原子同种非金属元素原子

粒子间相互作用静电作用共用电子对

（2）共价化合物只含有共价键，一定不含离子键。

（3）由金属元素和非金属元素形成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3是共价化合物。

（4）仅由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如NH4Cl是离子化合物。

（8）具有强极性键但不是强电解质的物质：HF等。

（9）无化学键的物质：稀有气体。

（10）化学变化中一定有化学键的断裂和形成，但有化学键断裂的变化不一定是化学变化。如KCl熔化过程中离子键被破坏，但该变化是物理变化。

二、常见易错点归纳

1.机械类比，不会打破常规，凭借思维定式得出错误结论

例1.（2013·广东）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如右表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是（）

A.非金属性：Z

B.R与Q的电子数相差26

C.气态氢化物稳定性：R

D.最高价氧化物的水化物的酸性：T>Q

【错因分析】（1）机械类比，运用同周期元素性质递变规律错选A；（2）不会推断Br的原子序数。

【解析】与H2在黑暗处剧烈化合并发生爆炸的是F2，所以R、X、T、Z、Q分别是F、S、Cl、Ar、Br。Ar是0族元素，最外层达到8电子稳定结构，所以非金属性Cl>S>Ar，A项错误；第四周期开始出现副族（IIIB～IIB），Br的原子序数比Cl大18，F和Br的原子序数分别为9和35，B项正确；非金属性：F>Cl>Br，气态氢化物稳定性：HF>HCl>HBr，最高价氧化物对应水化物酸性：HClO4>HBrO4，C项错误、D项正确。

【答案】BD

2.不会根据化学式判断化合价

【错因分析】只关注两种元素原子序数之和，不会运用化学式确定元素化合价。

【解析】根据材料的化学式可知M和R的化合价分别为+3、+4。第三周期元素原子序数之和为27的元素有Na和S、Mg和P、Al和Si，结合化合价可知R为Si。

【答案】

3.不会判断共价键的类型

例3.（2013·安徽）我国科学家研制出一种催化剂，能在室温下高效催化空气中甲醛的氧化，其反应如下：HCHO+O2催化剂CO2+H2O。下列有关说法正确的是（）

A.该反应为吸热反应

【错因分析】（1）不会判断极性键和非极性键；（2）不会判断σ键和π键。

【解析】物质与氧气的反应是放热反应，A项错误；同种元素间形成的共价键是非极性键，不同种元素间形成的共价键是极性键，二氧化碳分子结构式为OCO，其中存在CO极性键，B项错误；HCHO分子结构式为CHHO，单键全是σ键，双键中有1个σ键和1个π键，C项正确；D项中缺少标准状况，错误。

【答案】C

4.不会运用最高价氧化物对应水化物酸性比较元素非金属性

例4.（2013·大纲全国卷节选）五种短周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A和C同族，B和D同族，C离子和B离子具有相同的电子层结构。A和B、D、E均能形成共价型化合物。A和B形成的化合物在水中呈碱性，C和E形成的化合物在水中呈中性。回答下列问题：

（1）五种元素中，原子半径最大的是，非金属性最强的是（填元素符号）；

（2）由A和B、D、E所形成的共价型化合物中，热稳定性最差的是（用化学式表示）；

（3）A和E形成的化合物与A和B形成的化合物反应，产物的化学式为，其中存在的化学键类型为；

（4）D最高价氧化物的水化物的化学式为。

【错因分析】Cl和N既不位于同周期又不位于同主族，不会反过来运用HClO4和HNO3的酸性得出非金属性Cl>N。

【解析】由A和B、D、E均能形成共价化合物，且A和B形成的化合物在水中呈碱性可推知该化合物为NH3，所以A、B分别为H和N；由A、C同族及B、D同族可知C、D分别为Na和P；由原子序数依次增大且五种元素均为短周期元素可知E可能为S或Cl，由C和E形成的化合物在水中呈中性可知E为Cl。（1）同周期元素从左向右，原子半径减小（0族元素除外），非金属性增5.不熟悉短周期中的金属元素

例5.（2013·福建）四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是（）

A.原子半径Z

B.Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱

C.X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小

D.Z位于元素周期表中第2周期、第ⅥA族

【错因分析】不知道短周期中只有五种金属元素。

【答案】B

6.忽视最高价氧化物对应水化物的酸性强弱与元素非金属性一致

例6.（2013·山东）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如右图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（）

A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y

B.Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y

C.X元素形成的单核阴离子还原性大于Y

D.Z元素单质在化学反应中只表现氧化性

【错因分析】用物质的酸性比较元素非金属性强弱，一定要用元素最高价氧化物对应水化物进行比较，本题易误选B。

【答案】A

7.不清楚元素周期表（律）的特殊性

例7.（2013·天津）下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（）

A.ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物

B.第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7

C.同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大

D.同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强

【错因分析】（1）误认为ⅠA族元素即为碱金属元素；（2）不清楚通常情况下F和O无正价。

【解析】ⅠA族元素中H、碱金属元素与ⅦA族元素分别形成共价化合物、离子化合物，A项正确；通常情况下，O、F无正价，B项错误；同主族元素从上到下非金属性减弱、阴离子还原性增强，氢化物水溶液酸性增强，阴离子水解程度减小，C项错误；同周期元素从左向右，金属性减弱，失电子能力减弱，D项错误。

【答案】A

8.不会类比迁移

例8.（2013·浙江）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如右表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（）

A.钠与W可能形成Na2W2化合物

B.由Z与Y组成的物质在熔融时能导电

C.W得电子能力比Q强

D.X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体

【错因分析】（1）不会将O与S类比迁移；（2）不知道熔融时共价键不断裂。

【答案】A

9.不熟悉主族元素在周期表中的位置

【答案】弱

10.陌生物质结构不会推断

11.化学键与化合物关系模糊不清

例11.（2012·全国）下列有关化学键的叙述，正确的是（）

A.离子化合物中一定含有离子键

B.单质分子均不存在化学键

C.含有极性键的分子一定是极性分子

D.含有共价键的化合物一定是共价化合物

【错因分析】（1）不清楚离子（共价）化合物的定义；（2）不知道离子化合物中可能有共价键；（3）不知道分子的极性取决于正负电荷重心是否重合。

【答案】A

12.不会比较离子半径大小

例12.（2013·辽宁联考）X、Y、Z、T四种原子序数递增的短周期元素，其部分性质或结构如下：

元素编号元素性质或原子结构

X形成的简单阳离子核外无电子

Y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

Z元素在周期表的族序数等于周期序数的3倍

T同周期元素中形成的简单离子半径最小

下列说法正确的是（）

A.原子半径大小顺序：T>Z>Y>X

B.常温下，T的单质与Y的最高价氧化物对应水化物的浓溶液反应生成氢气

C.X分别与Y、Z均可形成既含极性键又含非极性键的化合物

D.由X、Y和Z三种元素构成的强电解质，对水电离均起抑制作用

【错因分析】不会比较同周期元素离子半径大小。

【答案】C

三、思维训练

1.下列有关化学用语表示正确的是（）

A.丁烯的结构简式：C4H8

B.氢氧根离子的电子式：[∶O····∶H]-

C.硫原子的结构示意图：

D.中子数为143、质子数为92的铀（U）原子：14392U

2.正长石的主要成分为硅酸盐，由前20号元素中的四种组成，化学式为XYZ3W8。其中，只有W显负价。X、Y的最外层电子数之和与Z的最高正价数相等。Y3+与W的阴离子具有相同的电子层结构。X、W的质子数之和等于Y、Z的质子数之和。下列说法错误的是（）

A.X的离子半径>Y的离子半径

B.Z的氢化物稳定性

C.Y的氧化物既能与盐酸，又能与NaOH溶液反应

D.X2W2、Y2W3两种化合物含有的化学键类型完全相同

3.右图为元素周期表短周期的一部分。E原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1。下列叙述不正确的是（）

A.C和E氢化物的热稳定性和还原性均依次减弱

B.A与B形成的阴离子可能有AB2-3、A2B2-4

C.AD2分子中每个原子的最外层均为8电子结构

D.A、D、E的最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强

4.下表为部分短周期元素化合价及其相应原子半径的数据。

（1）元素G在周期表中的位置是；元素F所形成的常见单质的电子式为。

（2）A、B、C、E的氢化物稳定性顺序是。（用化学式回答）

（3）分子组成为ACH2的物质在水中会强烈水解，产生使品红溶液褪色的无色气体和一种强酸。该反应的化学方程式是。

（4）请写出B的单质的一种重要用途；工业上制取该单质的反应原理为。

（5）请设计一个实验方案，使铜和A的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液反应，得到蓝色溶液和氢气。请在方框内绘出该实验方案原理装置示意图。

5.原子序数由小到大排列的四种短周期元素X、Y、Z、W，四种元素的原子序数之和为32，在周期表中X是原子半径最小的元素，Y、Z左右相邻，Z、W位于同主族。请回答下列问题：

（1）X、Y、Z、W四种元素的原子半径由大到小的排列顺序是（用元素符号表示）。

（2）由X、Y、Z、W四种元素中的三种组成的一种强酸，该强酸的稀溶液能与铜反应，离子方程式为。

（3）由X、Y、Z、W四种元素组成的一种离子化合物A：

①已知1molA能与足量的NaOH浓溶液反应生成标准状况下44.8L气体。写出加热条件下A与NaOH溶液反应的离子方程式；

②又知A既能与盐酸反应，又能与氯水反应，写出A与足量盐酸反应的离子方程式。

（4）由X、Y、Z、W和Fe五种元素组成的式量为392的化合物B，1mol B中含有6mol结晶水。对化合物B进行如下实验：

a.取B的溶液加入过量浓NaOH溶液并加热，产生白色沉淀和无色刺激性气味气体。过一段时间白色沉淀变成灰绿色，最终变成红褐色；

b.另取B的溶液，加入过量BaCl2溶液产生白色沉淀，加盐酸沉淀不溶解。

①B的化学式为；

②B溶液中的离子浓度由大到小的顺序为。

【参考答案】