高中化学元素周期律-课件
合集下载
高中化学元素周期表ppt课件
30
2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。
原子
分子
阴离子 阳离子
10e- Ne
HF、H2O、 NH3、CH4
F-、
O2-、
N3-、
OH-、
NH
2
Na+、 Mg2+、 Al3+、 H3O+、 NH
4
18e-
Ar
HCl、H2S、 PH3、SiH4、 F2、H2O2、 N2H4、C2H6、 CH3OH、CH3F
5
基础回归 元素的性质与原子结构的关系
1.元素的性质决定于电子层数 和 最外层电子
，
主数要决定于
最外层电。子数
2.同一主族的元素，从上到下，原子核外电子层数依
次 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
，减金弱属性逐渐
，非金增属强性逐渐 。
减弱
特别提醒 同主族元素性质不一定相似，如第ⅠA族
HF、H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如
F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
9
2.元素、核素、同位素
10
3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有 同位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例 不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原 子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表 和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质 量，而非核素（或原子）的相对原子质量。
材料;②在周期表中的
F、Cl、附S、近P等探 索 研 制 农 药 的 材 料 ；
③在 过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合
2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。
原子
分子
阴离子 阳离子
10e- Ne
HF、H2O、 NH3、CH4
F-、
O2-、
N3-、
OH-、
NH
2
Na+、 Mg2+、 Al3+、 H3O+、 NH
4
18e-
Ar
HCl、H2S、 PH3、SiH4、 F2、H2O2、 N2H4、C2H6、 CH3OH、CH3F
5
基础回归 元素的性质与原子结构的关系
1.元素的性质决定于电子层数 和 最外层电子
，
主数要决定于
最外层电。子数
2.同一主族的元素，从上到下，原子核外电子层数依
次 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
，减金弱属性逐渐
，非金增属强性逐渐 。
减弱
特别提醒 同主族元素性质不一定相似，如第ⅠA族
HF、H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如
F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
9
2.元素、核素、同位素
10
3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有 同位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例 不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原 子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表 和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质 量，而非核素（或原子）的相对原子质量。
材料;②在周期表中的
F、Cl、附S、近P等探 索 研 制 农 药 的 材 料 ；
③在 过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合
元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
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。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常， 我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称 为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元 素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结 构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方 设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
元素周期律PPT课件37 人教课标版
特别提醒：粒子半径大小比较是考试中的热点，通常题目中进行粒 子大小比较时用以上“四同”比较即可，但有时用以上方法不能直 接解决时，可借助参照物，
例如：比较K＋、Mg 2＋、Na＋的离子半径大小
r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg 2＋)
变式训练3 下列微粒半径大小比较正确的是
( B)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜ Na＋ D．Cs＜Rb＜K＜Na
强酸 （比H2SO4强）
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较。
Cl、S、P、Si
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
Cl＞S＞P＞Si
总结:同周期元素性质的递变规律（自左至右）。
元素的金属性_____减，非弱金属性_____。 增 强
元素周期表中的递变规律
同周期(从左至右) 同主族(从上至下)
2.不同电子层的表示及能量关系
（1）原子是由___原__子__核___和__核__外__电__子____构成的
各电 子层 (由 内到 外)
序号(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 __K__ __L_ _M__ _N__ O P Q
与原子核 的距离
___由__近__到__远__
能量
_____由__低__到__高___
5.核外电子排布的表示方法
Cl + 1 7 2 8 7
核电荷数
最外层电子数
核外电子数 电子层
X是什么元素?
Br
1、画出Li、K的原子结构示意图。 2、画出K＋、 Cl－的离子结构示意图。
微粒符号 H2O NH4+
质子数 10 11
电子数 10 10
例如：比较K＋、Mg 2＋、Na＋的离子半径大小
r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg 2＋)
变式训练3 下列微粒半径大小比较正确的是
( B)
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜ Na＋ D．Cs＜Rb＜K＜Na
强酸 （比H2SO4强）
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较。
Cl、S、P、Si
HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3
Cl＞S＞P＞Si
总结:同周期元素性质的递变规律（自左至右）。
元素的金属性_____减，非弱金属性_____。 增 强
元素周期表中的递变规律
同周期(从左至右) 同主族(从上至下)
2.不同电子层的表示及能量关系
（1）原子是由___原__子__核___和__核__外__电__子____构成的
各电 子层 (由 内到 外)
序号(n) 1 2 3 4 5 6 7
符号 __K__ __L_ _M__ _N__ O P Q
与原子核 的距离
___由__近__到__远__
能量
_____由__低__到__高___
5.核外电子排布的表示方法
Cl + 1 7 2 8 7
核电荷数
最外层电子数
核外电子数 电子层
X是什么元素?
Br
1、画出Li、K的原子结构示意图。 2、画出K＋、 Cl－的离子结构示意图。
微粒符号 H2O NH4+
质子数 10 11
电子数 10 10
高中必修第一册化学《第二节 元素周期律》获奖说课课件
2.Si、P、S、Cl非金属性的比较
非金属元素
最高价氧化 物的水化物 (含氧酸)
名称 化学式
酸性 强弱
Si 硅酸 H2SiO3
弱酸
P 磷酸 H3PO4
中强酸
S 硫酸 H2SO4
强酸
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
单质氧化性与还原性
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
最高价氧化物对应 水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与 稳定性
碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强
生成由难渐易， 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱
生成由易渐难， 稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 ( × ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( × ) (3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。 ( × ) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( √ )
白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：
Na_＞____Mg__＞___Al
氢氧化铝的两性 氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反 应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方
程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al O2-
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
人教版高中化学必修二第一章第一节 《元素周期表 》课件(共15张PPT)
B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序 数为 x+2 的元素肯定不会在（ ）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠， 则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。 故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将 元素按照相对原子质量由小到大 依次排列，制出了第一张元素周 期表，这就是现代元素周期表的 雏形。
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多 少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
碱性 ，酸性气态氢化稳定性
碱性最强CsOH，酸性最强：HClO4（高氯酸）
3、元素的化合价
族
主要化 合价
气态氢 化物的
通式
最高价 氧化物 的通式
最高价 氧化物 对应水
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
+4 +5 +6 +7
+1 +2 +3
-4 -3
-2 -1
RH4 RH3 H2R HR R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
86
不完全周期 第七周期：26种
三短三长一不全
（二）、族 1、 族：相同的最外层电子数的元素。（列） 2、18个纵列，16族 3、分类
主族：长短周期共同组成，共七个主族
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
副族：仅由长周期组成、共七个副族
族
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
（纵向） 第VIII 族：第八、九、十 3个纵行为一族
零族： 稀有气体元素
七主七副零八族
（三）、元素周期表&原子结构的关系
周期表
原子结构
1、周期数 = 电子层数
2、主族数 = 最外层电子数
P33思考与练习 第二周期ⅣA 族是
第三周期ⅥA 族是
第六周期ⅠB 族是
三、元素性质的递变规律
（一）、原子半径递变 同一周期里：左右 r 除了零族元素
同一主族中：上下 r （二）元素的金属性与非金属性 1、金属性：元素原子失去电子能力的强弱
r 越易失去电子，金属性 2、非金属：元素原子获得电子能力的强弱
r 越易得到电子，非金属性 3、同一周期里：左右 金属性 非金属性
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数 主族序数=最外层 电子数
最外层电子数 = 最高正价
最高正价－ 8 = 最低负价
表中位置 相似性
元素性质
同主族 同周期
递变性（从上至下,金属性增强,非金属性减弱） 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强）
同一主族中：上下 金属性 非金属性
元素的金属性和非金属性递变小结
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
H
非
Li Be B C N O F
金 属
Na Mg Al Si P S Cl
性 逐
K Ca Ga Ge As Se Br 渐
增
Rb Sr In Sn Sb Te I 强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
2、元素气态氢化物的热稳定 热稳定性性逐渐增强
热 稳 定 性 逐 渐 减 弱
热
BCNO F
稳 定
Si P S Cl
性 逐
As Se Br 渐
增
Te I
强
At
热稳定性逐渐减弱
（三）、单质与化合物性质递变小结 表9.1 1、同周期：左右,最高价氧化物对应的水化物
碱性，酸性气态氢化物稳定性 2、同主族：上下最高价氧化物对应的水化物
ROH
H2RO3 R(OH)2 R(OH)3 H4RO4
HRO3 H3RO4
H2RO4
HRO4
四、应用
（一）、实际运用： 1、金属与非金属分界处——半导体材料 2、B族、Ⅷ族——催化剂 3、右上角N、P、S、Cl等——农药 4、根据周期表性质递变规律推测未知元素的 性质
二、位、构、性关系：
原子结构
2 Li Li2O LiOH
3 Na Na2O NaOH 碱 酸 Cl2O7 HClO4 Cl
4 K K2O KOH 性 性 Br2O7 HBrO4 Br
增递
5
Rb
Rb2O
RbOH
强
减
I2O7 HIO4
I
6 Cs Cs2O CsOH
At2O7 HAtO4 At
碱性最强CsOH，酸性最强：HClO4（高氯酸）
Mg+2HCl → MgCl2+H2↑(反应快) 2Al+6HCl → 2AlCl3+H2↑(反应较快)
结论： 金属活动性 Na>Mg>Al
1、主族元素的最高价氧化物对应水化物酸碱性 a、同周期变化规律 （第三周期为例）
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
元素 Na Mg Al Si P S Cl
氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
水化物
强碱 中强碱 两性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
酸碱性
碱性减弱，酸性逐渐增强
b、同一主族元素最高价氧化物对应水化物的酸 碱性
IA
VIIA
金属性逐渐增强
三、元素性质比较
元素的金属性和非金属性
1、金属性：元素原子失去电子能力的强弱 a、单质的还原性 b、单质与水或酸反应置换出H2难易 c、最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的
碱性强弱
2、非金属：元素原子获得电子能力的强弱 a、单质的氧化性 b定、性单质与H2化合难易度、以及气态氢化物的稳
二、元素周期表的结构 （一）、周期 1、 周期：电子层数相同的元素。（行） 2、七个横行——七个周期 3、分类
短周期
周期 长周期
（横向）
元素种数 末尾原子序数
第一周期：2 种
2
第二周期：8 种
10
第三周期：8 种
18
第四周期：18 种
36
第五周期：18 种
54
第六周期：32 种
元__素_主_要_化__合_价_的_周__期_性_变__化____ 等 的 周 期 性变 化
方面。
（3）实质：元素性质周期性变化是由于 元素_的__原_子_核_外__电_子_排_布__的_周_期_性__变_化_______周期性
变化的必然结果。
9.2元素周期表
一、元素周期表 俄国化学家 门捷列夫编制
一、元素周期律
（ 1 ） 定 义 ： _____元_素_的_性__质_______ 随 着 原 子 _原_子__序_数_的_递__增_而_呈_现__周_期_性_的__变_化_____ 的 规 律 叫 做元素周期律。
（2）内容：元素性质周期性变化主要体现在
原子核_外__电_子_排_布的周期性、变化
原_子__半_径_的_周期性变化、
c、最高价氧化物对应的水化物——酸性强弱
（三）、元素单质、化合物的性质递变规律
以第三周期为例： 钠镁铝单质性质对比：
11号元素钠与冷水剧烈反应：
2Na+2H2O → 2NaOH+H2↑ 12号元素镁与冷水不反应：
Mg+H2O（冷）→难以反应
Mg+2H2O(热）→ Mg（OH）2+H2↑
12号元素镁和13号元素铝与盐酸反应。
碱性最强CsOH，酸性最强：HClO4（高氯酸）
3、元素的化合价
族
主要化 合价
气态氢 化物的
通式
最高价 氧化物 的通式
最高价 氧化物 对应水
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
+4 +5 +6 +7
+1 +2 +3
-4 -3
-2 -1
RH4 RH3 H2R HR R2O RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7
86
不完全周期 第七周期：26种
三短三长一不全
（二）、族 1、 族：相同的最外层电子数的元素。（列） 2、18个纵列，16族 3、分类
主族：长短周期共同组成，共七个主族
ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
副族：仅由长周期组成、共七个副族
族
ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
（纵向） 第VIII 族：第八、九、十 3个纵行为一族
零族： 稀有气体元素
七主七副零八族
（三）、元素周期表&原子结构的关系
周期表
原子结构
1、周期数 = 电子层数
2、主族数 = 最外层电子数
P33思考与练习 第二周期ⅣA 族是
第三周期ⅥA 族是
第六周期ⅠB 族是
三、元素性质的递变规律
（一）、原子半径递变 同一周期里：左右 r 除了零族元素
同一主族中：上下 r （二）元素的金属性与非金属性 1、金属性：元素原子失去电子能力的强弱
r 越易失去电子，金属性 2、非金属：元素原子获得电子能力的强弱
r 越易得到电子，非金属性 3、同一周期里：左右 金属性 非金属性
原子序数= 核电荷数
周期数= 电子层数 主族序数=最外层 电子数
最外层电子数 = 最高正价
最高正价－ 8 = 最低负价
表中位置 相似性
元素性质
同主族 同周期
递变性（从上至下,金属性增强,非金属性减弱） 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强）
同一主族中：上下 金属性 非金属性
元素的金属性和非金属性递变小结
非金属性逐渐增强
金 属 性 逐 渐 增 强
H
非
Li Be B C N O F
金 属
Na Mg Al Si P S Cl
性 逐
K Ca Ga Ge As Se Br 渐
增
Rb Sr In Sn Sb Te I 强
Cs Ba Tl Pb Bi Po At
2、元素气态氢化物的热稳定 热稳定性性逐渐增强
热 稳 定 性 逐 渐 减 弱
热
BCNO F
稳 定
Si P S Cl
性 逐
As Se Br 渐
增
Te I
强
At
热稳定性逐渐减弱
（三）、单质与化合物性质递变小结 表9.1 1、同周期：左右,最高价氧化物对应的水化物
碱性，酸性气态氢化物稳定性 2、同主族：上下最高价氧化物对应的水化物
ROH
H2RO3 R(OH)2 R(OH)3 H4RO4
HRO3 H3RO4
H2RO4
HRO4
四、应用
（一）、实际运用： 1、金属与非金属分界处——半导体材料 2、B族、Ⅷ族——催化剂 3、右上角N、P、S、Cl等——农药 4、根据周期表性质递变规律推测未知元素的 性质
二、位、构、性关系：
原子结构
2 Li Li2O LiOH
3 Na Na2O NaOH 碱 酸 Cl2O7 HClO4 Cl
4 K K2O KOH 性 性 Br2O7 HBrO4 Br
增递
5
Rb
Rb2O
RbOH
强
减
I2O7 HIO4
I
6 Cs Cs2O CsOH
At2O7 HAtO4 At
碱性最强CsOH，酸性最强：HClO4（高氯酸）
Mg+2HCl → MgCl2+H2↑(反应快) 2Al+6HCl → 2AlCl3+H2↑(反应较快)
结论： 金属活动性 Na>Mg>Al
1、主族元素的最高价氧化物对应水化物酸碱性 a、同周期变化规律 （第三周期为例）
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
元素 Na Mg Al Si P S Cl
氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
水化物
强碱 中强碱 两性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
酸碱性
碱性减弱，酸性逐渐增强
b、同一主族元素最高价氧化物对应水化物的酸 碱性
IA
VIIA
金属性逐渐增强
三、元素性质比较
元素的金属性和非金属性
1、金属性：元素原子失去电子能力的强弱 a、单质的还原性 b、单质与水或酸反应置换出H2难易 c、最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的
碱性强弱
2、非金属：元素原子获得电子能力的强弱 a、单质的氧化性 b定、性单质与H2化合难易度、以及气态氢化物的稳
二、元素周期表的结构 （一）、周期 1、 周期：电子层数相同的元素。（行） 2、七个横行——七个周期 3、分类
短周期
周期 长周期
（横向）
元素种数 末尾原子序数
第一周期：2 种
2
第二周期：8 种
10
第三周期：8 种
18
第四周期：18 种
36
第五周期：18 种
54
第六周期：32 种
元__素_主_要_化__合_价_的_周__期_性_变__化____ 等 的 周 期 性变 化
方面。
（3）实质：元素性质周期性变化是由于 元素_的__原_子_核_外__电_子_排_布__的_周_期_性__变_化_______周期性
变化的必然结果。
9.2元素周期表
一、元素周期表 俄国化学家 门捷列夫编制
一、元素周期律
（ 1 ） 定 义 ： _____元_素_的_性__质_______ 随 着 原 子 _原_子__序_数_的_递__增_而_呈_现__周_期_性_的__变_化_____ 的 规 律 叫 做元素周期律。
（2）内容：元素性质周期性变化主要体现在
原子核_外__电_子_排_布的周期性、变化
原_子__半_径_的_周期性变化、
c、最高价氧化物对应的水化物——酸性强弱
（三）、元素单质、化合物的性质递变规律
以第三周期为例： 钠镁铝单质性质对比：
11号元素钠与冷水剧烈反应：
2Na+2H2O → 2NaOH+H2↑ 12号元素镁与冷水不反应：
Mg+H2O（冷）→难以反应
Mg+2H2O(热）→ Mg（OH）2+H2↑
12号元素镁和13号元素铝与盐酸反应。