元素性质的递变规律最全版

专题2 原子结构与元素的性质

第二单元元素性质的递变规律

[学习目标]

1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律

2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律

4．了解电离能、电负性的简单应用

[课时安排] 5课时

第一课时

[学习内容]

回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现

（1）含义

（2）本质：核外电子排布的周期性变化

（3）具体体现

①、核外电子排布的周期性变化

②、元素化合价的周期性变化

③、原子半径的周期性变化

④、元素金属性和非金属性的周期性变化

一、原子核外电子排布的周期性

1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化

2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区

（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子

（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元

素都在p区

（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。

（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素

（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。

思考：

（1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？

（2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？

包括元素外围电子排布化学性质

s区ⅠA ⅡA族ns1~2除氢外，都是活泼金属

p区ⅢA~ⅦA 0族ns2np1~6非金属性增强、金属性减弱

d区ⅢB~ⅦB Ⅷ族(n-1)d1~9ns1~2均为金属，d轨道上的电子可参与化

学键的形成

ds区ⅠB ⅡB族(n-1)d10ns1~2均为金属，d轨道上的电子不参与化

学键的形成

f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d0~2n 镧系元素化学性质相似

锕系元素化学性质相似

（3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？

ns2 ns2np5

(n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2

(4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？

（5）已知某元素的原子序数是50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？

第二、三课时

[学习内容]

二、元素第一电离能的周期性变化

（一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。

注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子

（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子

（三）I1的周期性变化

1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大

2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小

3．周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小

（四）I1与洪特规则的关系

同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。

基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。

[随堂检测]

1．下列各组元素中，第一电离能依次碱小的是（）

A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、F

C．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na

2．解释下列现象

（1）元素原子的第一电离能总是正值

（2）磷的第一电离能比硫的第一电离能大

（3）同一周期中，总是稀有气体元素的原子的第一电离能最大

（4）Na+、Ne是等电子体（等电子体具有相同的电子层结构和相似的空间构型，通常具有相似的性质），为什么它们的第一电离能的实质相差较大？[I1(Ne)=21.6ev；

I1(Na+)=47.3ev [ev：电子伏特，能量的单位]

3．比较下列元素第一电离能的大小。并说明理由

（1）锂和氖

（2）铍和硼

（3）碳和氮

（4）磷和硫

5．第二电离能（I2）、第三电离能（I3）及各级电离能的应用

（1）概念

+1价气态离子失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I2

+2价气态离子失去一个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I3

（2）应用

（a）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。电离能数值越小，该元素的

原子越容易失去电子

(b)确定元素通常以何种价态存在

(c)核外电子分层排布的有力证据

[思考]：

1．已知某元素的第一至第八电离能（单位kJ/mol）：

I1=577，I2=1820，I3=2740，I4=11600，I5=14800，I6=18400，I7=23400， I8=27500

（1）为什么I1至I8是增加的？

（2）试推测该元素的原子最外层有几个电子？

2．参考教材P20表2-6，解释为什么易形成Na+，而不易形成Na2+？易形成Mg2+，而不易形成Mg3？

[科学探究]

金属性与金属活动性

金属元素的原子在化学反应中通常表现为失去电子形成阳离子的倾向。金属性的强弱通常用金属元素原子的最外层电子的电离能大小来衡量

金属活动性是反映金属在水溶液中形成水合离子倾向的大小，也就是反映金属在水溶液中起氧化反应的难易。从能量角度看，金属活动性除了与金属元素原子的电离能有关外，同时还与金属的升华能（固态单质变为气态原子所需的能量）、水合能（金属阳离子与水化合时所放出的能量）等多种因素有关

金属性强的元素，一般说来它的金属活动性也强，但也有不一致的情况。例如，钠的第一电离能比钙的第一电离能小，但是钙在水溶液中形成水合离子的倾向比钠大，所以钙的金属活动性比钠强。简单地说，金属性是金属原子失去电子的能力，金属活动性金属单质的活泼性，两者是有区别的

惰性电子对效应

在元素周期表中ⅢA、ⅣA、ⅤA族中，从上到下低价态趋于稳定，习惯上被认为是由于ns2电子对的“惰性”引起的，故被称为“惰性电子对效应”。主要表现在Tl(+3)、P(+4)、Bi(+5)都具有强氧化性，而其低价态Tl(+1)、P(+2)、Bi(+3)很稳定，即6s2表现特殊的稳定性，力图不参与成键。造成这种现象的主要原因是原子序数较大的重元素的6s2电子的钻穿能力强，受核控制大，成键能力弱。另一方面，重元素的原子半径大，成键时价层轨道重叠较少，并且内层电子数较多，这些内层电子与其键合原子的内层键的斥力增大等因素导致其成键能力变弱，高价态成键的能量不足以补偿低价态到高价态所需的激发能或电离能，因此，高价态易“收回”已参与成键的6s2电子而还原为低价态

第四课时

[学习内容]

三、元素电负性的周期性变化

（一）元素电负性(χ)的概念：元素的原子在化合物中吸引电子的能力

元素电负性最早是由美国科学家鲍林（L.Pauling）提出，发展到现在元素电负性有多种标准，但我们习惯上还是用鲍林的电负性数值

鲍林规定氟元素的电负性最大，χ=4.0，再通过一定的计算方法，得出其他元素的电负性数值（见下表）

（二）元素电负性的周期性变化规律

1．同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体除外）

2．同主族：从上到下，元素电负性由大到小

有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）

（三）元素电负性的应用

1．元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素

电负性(χ)＞1.8 为非金属元素，电负性(χ)＜1.8为金属元素

2．元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱

元素A和B，若χA＞χB，则非金属性A＞B，得电子能力也是A＞B

3．元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型

χA-χB＞1.7，所形成的化学键为离子键；χA-χB＜1.7，所形成的化学键为共价键；

4．元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负

若元素A和B形成的化合物中，χA＞χB，则A呈负价，B呈正价

注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大

[练习]：

1．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强

2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 ( )

A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价

B、第一电离能可一定Y小于X

C、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性

D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX

3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）

A、硼和硅

B、铝和铁

C、铍和铝

D、铜和金

[科学探究]

对角线规则

元素周期表中某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相似，

这种现象称为“对角线规则”。在2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有3读对：锂与镁、铍与铝、硼和硅。有人认为是因为这些元素的电负性相近的原因造成的。

（1）锂与镁的相似性：①锂在氧气中燃烧和镁一样只生成氧化物，而其他碱金属在氧气中燃烧则生成过氧化物或超氧化物；②锂和镁都能能直接与氮作用，而其他碱金属不与氮直接反应；③锂和镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶与水，而其他碱金属的相应盐都易溶与水；

④含水氯化物受热发生水解

（2）硼和硅的相似性：①密度相近（B 2.35g/cm3 Si 2.336 g/cm3）；②氢化物在常温下都是气体；③遇水都能完全水解

第五课时：专题复习

本专题知识内容

一、原子核外电子的运动特点及其描述方法

二、描述核外电子的运动状态的几个方面

三、原子核外电子排布必须遵守的原理

四、原子核外电子排布的表示方法

五、元素周期表的结构（周期、族、区）

六、元素周期律的概念、本质及其具体体现

几个重要的概念（名词）

1．电子云

2．外围电子、价电子

3．基态、激发态

4．原子光谱、发射光谱、吸收光谱

5．第一电离能、第二电离能

6．电负性

习题研究

1．概念辩析：

（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束

（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素

（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能

（4）B电负性和Si相近

（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol （6）O原子的电子排布为：↑↓↑↓↑↓↑↓，测得气态氧原子电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol

（7）半径：K+>Cl-

（8）酸性 HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2

（9）第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素

（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数

（11）某原子的最外层电子排布式为ns1时，其次外层一定排满了

（12）原子核外能量相同的电子处于同一轨道

（13）Na+电子排布式是1s22s22p6

（14）电子排布式中2p2表示2p能级上排布着2个电子，它们的自旋方向相同

2．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）

A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大

B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大

C．电负性越大，金属性越强

D．电负性越小，非金属性越强

3．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 ( )

A．X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价

B．第一电离能可能Y小于X

C．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的

D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX

4．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）

A、硼和硅

B、铝和铁

C、铍和铝

D、铜和金

5．下列有关推断中，不符合实际的是（）

A．第n周期有2n2种元素

B．第 n周期的第n族的元素一定是金属元素（n＞1）

C．第n周期有（8-n）种非金属元素（n＞1）

D．第 n周期的第n族的元素一定是非金属元素

6．已知几种元素的电负性，请回答下列问题

元素Li Mg Al Ge C N As O Cl

电负性 1.0 1.3 1.6 2.0 2.5 3.0 2.2 3.4 3.2 (1)工业上制备金属镁，采用电解熔融MgCl2的办法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)而不用电解AlCl3的办法。试解释原因

（2）判断化合物是GeCl4、AsCl3共价化合物还是离子化合物？

（3）判断化合物OF2、NHCl4、Al3C4、LiAlH4中各元素的化合价

7．五重元素的原子的点子层结构如下：A：1s22s22p63s23p63d54s2，B：1s22s22p63s2

C：1s22s22p6 ，D：1s22s22p63s23p2，E：1s22s1

（1）哪种元素是稀有气体元素？

（2）哪种元素的电负性最大？

（3）哪种元素的第一电离能最大？

（4）那种元素组一可能生成具有催化性能的氧化物？

8．A、B两元素的原子，N层都有电子，A原子的M层和N层的电子数分别比B原子的M层和N层的电子数少7个和4个。写出A、B两元素的名称以及A原子的轨道表示式和B原子的核外电子排布式

选择朋友要经过周密考察，要经过命运的考验，不论是对其意志力还是理解力都应事先检验，看其是否值得信赖。此乃人生成败之关键，但世人对此很少费心。虽然多管闲事也能带来友谊，但大多数友谊则纯靠机遇。人们根据你的朋友判断你的为人：智者永远不与愚者为伍。乐与某人为伍，并不表示他是知已。有时我们对一个人的才华没有信心，但仍能高度评价他的幽默感。有的友谊不够纯洁，但能带来快乐；有些友谊真挚，其内涵丰富，并能孕育成功。一位朋友的见识比多人的祝福可贵得多。所以朋友要精心挑选，而不是随意结交。聪明的朋友则会驱散忧愁，而愚蠢的朋友会聚集忧患。此外，若想让友谊地久天长。这需要技巧和判断力。有的朋友需近处，有的则需远交。不善言谈的朋友可能擅长写信。距离能净化近在身边无法容忍的缺陷。交友不宜只图快乐，也要讲求实用。一位朋友等于一切。世间任一美好事物的三大特点，友谊兼而有之：真、善、专一。良友难遇，如不挑选则更难求。保住老朋友，比结交新朋友更重要。交友当寻可长久之友，如得其人，今日之新交，他年自成老友。最好的朋友是那些历久常新，能与之共享生活体验者。没有朋友的人生是一片荒原。友谊使欢乐加倍，痛苦减半；它是应对厄运的不二良方，是可以滋润心田的美酒。

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

《元素性质的递变规律》同步习题3

《元素性质的递变规律》同步习题一、选择题(本题包括12个小题，每题4分，共48分，每小题有1～2个选项符合题意) 1.下列说法正确的是( ) A.s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形 B.主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道 C.主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道 D.角量子数l决定了原子轨道(电子云)的形状 (核磁共振)、可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构， Kurt Wuithrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N的叙述正确的是( ) A.13C与15N有相同的中子数 B.13C电子排布式为1s22s22p3 C.15N与14N互为同位素 D.15N的电子排布式为1s22s22p4 3.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应，都产生H2的是( ) A.核内无中子的原子 B.价电子构型为3s23p1 C.最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的原子 D.N层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子 4.按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是( ) A.Be、Mg、Ca B.Be、B、C、N C.He、Ne、Ar D.Li、Na、K 5.M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知( ) A.M的氧化性弱于N B.M的氧化性强于N C.N2-的还原性弱于M2- D.N2-的还原性强于M2- 6.A、B、C、D、E五种元素按原子序数递增(原子序数为5个连续的自然数)的顺序排列，下列说法正确的是( ) A.E元素的最高化合价为+7时，D元素的负化合价可为-2 B.A(OH)n为强碱时，B(OH)m也一定为强碱

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)

第二单元元素性质的递变规律讲解

第二单元元素性质的递变规律第1课时原子核外电子排布的周期性 ●课标要求了解元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布规律。 ●课标解读 1.掌握核外电子排布与周期划分的关系。 2．掌握核外电子排布与族划分的关系。 3．了解元素周期表的分区。 4．能确定元素在元素周期表中的位置。 ●教学地位用原子结构知识揭示元素或相关物质的性质的中间载体为元素周期表，要使用元素周期表解决元素或物质的性质，必须将元素有效的放入周期表中。本课时的内容主要解决该方面的问题。 ●新课导入建议据美国《科学新闻》杂志报道，美国劳伦斯·伯克利国家实验室的Victor Ninov领导的研究小组，用大约100万万亿(即1018)个氪离子对一个铅靶轰击10多天，终于得到118号元素的3个原子，后者又很快衰变成116号、114号和其他元素。这一结果令科学家们兴奋不已，他们说预计还将有更多的超重元素被发现。看到这些令人吃惊的成果，伯克利实验室的Ken Gregorich预计，该实验室和德国重离子研究中心以及俄罗斯的研究人员不久将会用氪离子来轰击铋靶，以获得119号元素。由于119号元素会衰变成尚未发现的117、115和113号元素，所以科学家有可能一次就获得4种新元素！ (1)根据元素周期表的结构，118号元素应该位于其中什么位置？ (2)类比同族的元素的性质，118号元素性质的活泼性会怎么样？课标解读重点难点 1.进一步理解元素周期律。 2.理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。理解元素性质随原子序数递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化。(重点)

元素周期表中元性质递变规律

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专题一主要知识点 1. 元素周期表中元素性质的递变规律同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大电子层排布电子层数相同最外层电子数递增电子层数递增最外层电子数相同失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱主要化合价最高正价（＋1 →＋7）非金属负价 == ―（8―族序数）最高正价 == 族序数非金属负价 == ―（8―族序数）最高氧化物的酸性酸性逐渐增强酸性逐渐减弱对应水化物的碱性碱性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难→易稳定性逐渐增强形成由易→难稳定性逐渐减弱

2. 3.几个规律: ①金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）； M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。 ②半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。 (1)电子层数越多,半径越大

(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小 (3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大 ③元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价； ④熔沸点高低的比较：详细见《导学》P24 原子晶体>离子晶体>分子晶体 ⑤1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。 ⑥电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式，

元素性质的递变规律教案(精品篇)

专题2 原子结构与元素的性质第二单元元素性质的递变规律 [学习目标] 1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律 2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律 4．了解电离能、电负性的简单应用 [课时安排] 5课时第一课时 [学习内容] 回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现（1）含义（2）本质：核外电子排布的周期性变化（3）具体体现 ①、核外电子排布的周期性变化 ②、元素化合价的周期性变化 ③、原子半径的周期性变化 ④、元素金属性和非金属性的周期性变化一、原子核外电子排布的周期性 1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化 2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元

素都在p区（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。思考：（1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？（2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？包括元素外围电子排布化学性质 s区ⅠA ⅡA族ns1~2除氢外，都是活泼金属 p区ⅢA~ⅦA 0族ns2np1~6非金属性增强、金属性减弱 d区ⅢB~ⅦB Ⅷ族(n-1)d1~9ns1~2均为金属，d轨道上的电子可参与化学键的形成 ds区ⅠB ⅡB族(n-1)d10ns1~2均为金属，d轨道上的电子不参与化学键的形成 f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d0~2n 镧系元素化学性质相似锕系元素化学性质相似（3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ ns2 ns2np5 (n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2 (4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？（5）已知某元素的原子序数是50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？第二、三课时 [学习内容] 二、元素第一电离能的周期性变化（一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子（三）I1的周期性变化 1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大 2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小

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。（5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。（6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系

化学元素周期表性质

化学元素周期表性质 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。

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。

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)

知识网络中子N （不带电荷）同位素原子核 → 质量数（A=N+Z ）近似相对原子质量质子Z （带正电荷） → 核电荷数元素 → 元素符号原子结构：最外层电子数决定主族元素的电子数（Z 个）：化学性质及最高正价和族序数核外电子排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。决定原子呈电中性编排依据 X) (A Z 七主七副零和八三长三短一不全决定元素种类

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如： Li Na +>Mg 2+>Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 Fe>Fe 2+>Fe 3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应 ①与H 2化合的难易及氢化物的稳定性非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。关键词：同一主族对角线规则一、同一主族元素性质的递变规律同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性：从上到下原子半径逐渐增大，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，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。下面以ⅠA 族碱金属和ⅢA 族卤素为例，介绍同主族元素自上而下性质递变规律。 ①金属性逐渐增强，如LiCl>Br>I>At ，自然界存在的元素中，氟的非金属性最强。 ④互相置换反应元素的金属性或非金属性强弱的判断依据

化学：《认识同周期元素性质的递变规律》教案

第三节元素周期表的应用认识同周期元素性质的递变规律第1课时【教学目标】 1. 以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释； 2. 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；【教学重点】同周期元素性质递变规律【教学难点】同周期元素性质递变规律【教学方法】 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；【教师具备】 1.实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液 2.多媒体课件【教学过程】

【转折】我们通过设计实验方案、实施实验方案验证了我们对Na、Mg、Al失电子能力的推测，那么，Si、P、S、Cl的得电子能力是否如我们所预测的一样依次增强？【投影】方法导引【讲解】分析方法导引内容。【阅读】教材P21页“阅读探究” 【概括】请完成表格【投影】表格【板书】硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。【小结】这节课，大家通过自行设计实验方案，实施实验方案，探索出Na、Mg、Al失电子能力的强弱；通过阅读探究的方式得出Si、P、S、Cl得电子能力的强弱。【投影】完成填空阅读方法导引的内容，获得判断非金属元素得电子能力强弱的判断依据。学生代表回答学生集体回答培养学生由材料获得知识的能力。使学生充分理解理论指导的内容，能在归纳整理阅读材料时有一个准确的把握。培养学生自学能力以及获取并整合信息的能力。巩固本节所学内容。 10分钟【课堂练习】 1. 判断下列说法是否正确： (1) C、N、O、F原子半径依次增大 (2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强 (3) HClO比H2SO4酸性强。 (4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。【课堂练习】答案： 1、错 2、对 3、错 4、错 5分钟

第七讲元素周期表的九大规律

第七讲元素周期表和元素周期律一、分析热点把握命题趋向热点内容主要集中在以下几个方面：一是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：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。二．学法指导：1、抓牢两条知识链（1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。（2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。 2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据

（1）金属性强弱的实验标志 ①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。⑤电离能（2）非金属性强弱的实验标志 ①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。⑤电负性三．规律总结： 1、同周期元素“四增四减”规律同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 2、同主族元素“四增四减四相同”规律同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；③非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；④最高价氧化物对应的水化

元素周期表规律总结

知识网络中子N 原子核质子Z 原子结构：电子数（Z 个）核外电子排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期）周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个）元素周期表族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。决定原子呈电中性编排依据 X) (A Z 七主七副零和八三长三短一不全

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。微粒半径的比较 1 、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li Na +>Mg 2+>Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 Fe>Fe 2+>Fe 3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。关键词：同一主族对角线规则一、同一主族元素性质的递变规律同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性：从上到下原子半径逐渐增大，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，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。下面以ⅠA 族碱金属和ⅢA 族卤素为例，介绍同主族元素自上而下性质递变规律。 ①金属性逐渐增强，如LiCl>Br>I>At ，自然界存在的元素中，氟的非金属性最强。 ②最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。如碱性：元素的金属性或非金属性强弱的判断依据

第二单元元素性质的递变规律

2.2《元素性质的递变规律》教学提纲

2.2《元素性质的递变规律》

2.2元素性质的递变规律课时训练一、选择题 1.(2015·南昌高二检测)下列不是元素电负性应用的是() A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度【解析】选D。通常电负性大于1.8的为非金属,小于1.8的为金属,两元素形成化合物时,当其电负性差大于1.7时,形成离子键,小于1.7时形成共价键。2.(双选)已知下列元素原子的最外层电子排布式,其中不一定能表示该元素为主族元素的是() A.3s23p3 B.4s2 C.4s24p1 D.3s23p6 【解析】选B、D。p轨道未排满的元素都属于p区的主族元素,最外层电子排布式为4s2的可能是过渡元素,最外层电子排布式为3s23p6的是0族元素。 3.(2015·苏州高二检测)下列元素的第一电离能依次减小的是() A.H、Li、Na、K B.I、Br、Cl、F C.Na、Mg、Al、Si D.F、O、N、C 【解析】选A。A项中,四种元素处于同一主族,随着电子层数的增加,元素的第一电离能逐渐减小,A正确;B中,四种元素也处于同一主族,但电子层数逐渐减小,第一电离能逐渐增大,B错误;C项中四种元素处于同一周期,其中镁元素原子最外层的3s轨道上有2个电子,s轨道处于全满状态,比较稳定,故其第一电离能

要大于Na和Al,C错误;D项中氮元素原子的2p轨道上有3个电子,处于半满状态,比较稳定,其第一电离能要大于C和O,D错误。【补偿训练】按F、Cl、Br、I顺序递增的是() A.外围电子 B.第一电离能 C.电负性 D.原子半径【解析】选D。同一主族元素,随着核电荷数的增加,原子半径逐渐增大,最外层电子数不变,第一电离能逐渐减小,电负性逐渐减小。 4.以下说法不正确的是() A.第一电离能越小,表示气态原子越容易失电子 B.同一元素的电离能,各级电离能逐级增大 C.在元素周期表中,同主族元素从上到下,第一电离能呈现递减的趋势 D.在元素周期表中,主族元素原子的第一电离能从左到右一定是越来越大,金属元素的金属性越来越弱【解析】选D。D选项中要注意存在特例,即第2,3,4三个周期中的ⅡA族和ⅤA 族元素由于核外电子排布处于全充满或半充满状态而结构稳定,其第一电离能比相邻右侧元素的大。【易错提醒】第一电离能与元素的金属性有区别。第一电离能指的是气态原子失去一个电子需要的能量高低,但是金属性指的是金属元素的原子在溶液中的失电子能力。 5.下图是元素周期表短周期的一部分,若A原子最外层的电子数比次外层的电子数少3,则下列说法中正确的是()

同周期元素性质的递变规律习题

课时提升作业(四) 认识同周期元素性质的递变规律 (30分钟50分) 一、选择题(本题包括6小题,每小题5分,共30分) 1.(2015·武汉高一检测)元素的原子结构决定其性质和在元素周期表中的位置。下列说法正确的是() A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中,在离核较近的区域内运动的电子能量较高、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 : 【解析】选C。对于主族元素来说,元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价(O、F除外),故A错误；在离核较近的区域内运动的电子能量较低,故B错误；非金属性：P

同一主族元素；甲的原子半径小于乙,说明甲在乙的上面,故金属性甲小于乙, ` ②错；甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同,且甲的原子序数小于乙,说明甲、乙同周期且甲在乙的左面,故金属元素甲的金属性一定比乙强,③对；元素的最高价氧化物对应水化物的碱性甲大于乙,说明金属元素甲的金属性一定比乙强,④对；两单质分别与氯气反应生成简单阳离子时,甲失去的电子数比乙多,说明甲的化合价比乙的高,失去电子数的多少与金属性强弱无关,⑤错。 3.(2015·吉林高一检测)R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素,下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)() A.若R(OH)m为强碱,则W(OH)n也为强碱 B.若HXO m为强酸,则Y是活泼非金属元素 C.若Y的最低化合价为-2,则Z的最高正化合价为+6 D.若X的最高正化合价为+5,则五种元素都是非金属元素【解析】选B。由题意可知,R、W、X、Y、Z为第2或第3周期元素。A项,若R(OH)m为强碱,可能是NaOH、LiOH,则W(OH)n可能为Mg(OH)2、Al(OH)3、Be(OH)2,而Al(OH)3不是强碱,错误；B项,若HXO m为强酸,则X是活泼非金属元素,且Y的活泼性>X的活泼性,因此Y是活泼非金属元素,正确；C项,若Y的最低化合价为-2,则Y位于ⅥA族,后面的Z元素,其最高正价可能为+7(氯元素)；D项,若X的最高正化合价为+5,即X位于ⅤA族,则R位于ⅢA族,可能为硼也可能为铝,故五种元素都是非金属元素的说法是错误的。【补偿训练】X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y的原子半径,则下列判断不正确的是() A.若X、Y均为金属元素,则X的失电子能力比Y强 B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强》 C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定 D.若X、Y均为非金属元素,则Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高

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。