元素周期表中同周期,同主族元素性质的递变规律
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章物质结构元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第 1、2、3 周期）周期：7 个（共七个横行）周期表长周期（第 4、5、6、7 周期）主族 7 个：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（1 个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属） 熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常）②熔点、沸点逐渐降低结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 1 个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
性 质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。
元素周期表中的规律
元素周期表中的规律一、最外层电子数规律1. 最外层电子数为1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。
2. 最外层电子数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB 族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。
3. 最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。
4. 最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
二、数目规律1. 元素种类最多的是第IIIB族（32种）。
2. 同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：（1）第2、3周期（短周期）相差1；（2）第4、5周期相差11；（3）第6、7周期相差25。
4. 同主族相邻元素的原子序数：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。
三、化合价规律1. 同周期元素主要化合价：最高正价由+1 +7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4 -1递变。
2. 关系式：（1）最高正化合价+|最低负化合价|=8；（2）最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。
3. 除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。
四、对角线规律金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
五、分界线规律位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。
六、金属性、非金属性变化规律1. 同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。
元素周期律-化学键
概念
阴阳离子 间通过静 电作用所 形成的化 学键
原子间通 过共用电 子对所形 成的化学 键
金属离子 与自由电 子间的强 烈的相互 作用
成键 微粒
特征
阴、 阳 离 子
无无 饱方 和向 性性
原子
有有 饱方 和向 性性
金属离 无 无
子、自 由电子
饱方 和向 性性
形成 条件
影响因素
存在 范围
一般为活 泼金属与 活泼非金 属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义： 原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子： 原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点： 共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点： 共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子 电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：
高考化学过关知识点 “位—构—性”三者的关系及应用
20１９届高考化学过关知识点 5 “位—构—性"三者的关系及应用1、元素的“位—构—性”三者关系2。
“位”“构"“性"关系的应用(1)结构与位置互推注:①若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同,则“阴前阳后”,阴离子在前一周期,阳离子在后一周期,阳离子的原子序数大。
②同周期元素的简单阳离子与阴离子相比,阴离子原子序数大。
③在短周期元素中,元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致,“价奇序奇,价偶序偶”、(2)性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律,依照元素性质能够推知元素在周期表中的位置,依照元素在周期表中的位置能够推知元素性质、(3)结构与性质互推①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。
②原子半径决定了元素单质的性质;离子半径决定了元素组成化合物的性质、③同主族元素最外层电子数相同,性质相似。
命题点1周期表位置片断推测结构与性质[对点训练1］(201９·山东高考)短周期元素X、Ｙ、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。
已知Y、Ｗ的原子序数之和是Z的3倍,下列说法正确的是( )A、原子半径:X<Y〈ZB、气态氢化物的稳定性:Ｘ＞ＺＣ、Z、W均可与Mg形成离子化合物D、最高价氧化物对应水化物的酸性:Y＞ＷC［由X、Ｙ、Z、Ｗ四种元素的相对位置关系和Y、W的原子序数之和是Z的3倍可推出:X是硅,Ｙ是氮,Z是氧,W是氯。
A、原子半径:Ｘ＞Y＞Z。
B。
气态氢化物的稳定性:X<Z。
Ｃ、O、Cｌ分别与Mｇ形成MgO、MgCl2,它们均属于离子化合物、D。
非金属性:W(Ｃl)＞Y(N),故最高价氧化物对应水化物的酸性:W>Ｙ。
］[对点训练2］(201９·浙江高考)右表为元素周期表的一部分,其中X、Y、Ｚ、W为短周期元素,W元素原子的核电荷数为X元素的２倍。
下列说法正确的是( )A、X、WB、Ｙ、Ｚ、Ｗ元素在自然界中均不能以游离态存在,它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增C、YＸ２晶体熔化、液态WＸ３气化均需克服分子间作用力D。
元素周期表中同周期,同主族元素性质的递变规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数（价电子）
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1——+7
负价由-4——-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强非金属气态氢化物源自生成越容易，稳定性逐渐增强
生成越难，稳定性减弱
原子得、失电子能力
失电子由易到难，得电子由难到易
得电子由易到难，失电子由难到易
元素周期表中同周期，同主族元素性质的递变规律
高中化学第1章原子结构元素周期律第3节第2课时研究同主族元素性质的递变规律
12/8/2021
第九页，共四十四页。
知识(zhī shi) 新知(xīn zhī)预 自主(zìzhǔ)测
铺垫
习
试
课前篇自主预习
二、预测元素及其化合物的性质
1.硅元素的单质及其化合物 硅、二氧化硅(SiO2)、硅酸(H2SiO3)、硅酸钠(Na2SiO3)等。 2.硅及其化合物的性质
硅及其化合 物的化学式 Si
垫
新知(xīn zhī)预
习
自主(zìzhǔ)测试
3.下列关于第ⅠA族和第ⅦA族元素的说法正确的是( )
①第ⅠA族元素都是金属元素
②第ⅠA族元素都能形成+1价的离子
③第ⅦA族元素的最高正价都为+7
④第ⅦA族元素从上到下简单气态氢化物的热稳定性逐渐减弱
A.①③ B.②③ C.②④
D.③④
答案:C
解析:第ⅠA族元素还包括氢,氢为非金属元素,①错误;第ⅠA族元素最外层
同主族元素性质的相似性和递变性
问题探究
请从原子结构的角度分析造成碱金属元素、卤族元素性质的相似性和 递变性的原因。你能从中体会出元素之间存在着什么样的内在联系和内部 规律性?
提示:碱金属元素、卤族元素性质相似的原因是各自的最外层电子数 目相同,递变性是由于随着核电荷数的增大电子层数逐渐增多、原子半径 逐渐增大,原子核对外层电子的作用力逐渐减弱所致。根据上述分析可得, 最外层电子数相同的元素的原子,性质具有一定的相似性,且随着电子层数 的增多又具有一定的递变性。
颜色 硬度 导电、导热性 密度 熔、沸点
银白色(除 Cs 外) 柔软 很强 逐渐增大(但 ρK<ρNa) 逐渐降低
12/8/2021
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同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数（价电子）
由1逐渐增到7
相同Βιβλιοθήκη 主要化合价最高正价由+1——+7
负价由-4——-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
非金属气态氢化物
生成越容易，稳定性逐渐增强
生成越难，稳定性减弱
原子得、失电子能力
失电子由易到难，得电子由难到易
得电子由易到难，失电子由难到易
元素周期表中同周期，同主族元素性质的递变规律