元素周期表中元素及其物质性质的递变规律
元素周期表简介
元素周期表简介化学元素周期表元素周期表是1869年俄国科学家门捷列夫(Dmitri Mendeleev)首创的，后来又经过多名科学家多年的修订才形成当代的周期表。
元素周期表中共有118种元素。
每一种元素都有一个编号，大小恰好等于该元素原子的核内电子数目，这个编号称为原子序数。
原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素放在同一行，将最外层电子数相同的元素放在同一列。
元素周期表有7个周期，16个族。
每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族。
这7个周期又可分成短周期（1、2、3）、长周期（4、5、6）和不完全周期（7）。
共有16个族，又分为7个主族（ⅠA-ⅦA），7个副族（ⅠB-ⅦB），一个第ⅧB族，一个零族。
元素在周期表中的位置不仅反映了元素的原子结构，也显示了元素性质的递变规律和元素之间的内在联系。
同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。
失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右递增（第一周期除外，第二周期的Ｏ、Ｆ元素除外）。
同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子序数递增，元素金属性递增，非金属性递减。
元素周期表的意义重大，科学家正是用此来寻找新型元素及化合物。
元素周期表创始人--门捷列夫简介德米特里•伊万诺维奇•门捷列夫(1834-1907)是俄罗斯伟大的化学家，自然科学基本定律化学元素周期表的创始人。
1841年，7岁的门捷列夫进了中学，他在上学的早几年就表现出了出众的才能和惊人的记忆力，他对数学、物理学和地理发生了极大的兴趣。
1850年，门捷列夫进入中央师范学院学习，在大学一年级，门捷列夫就迷上了化学。
他决心要成为一个化学家，为了人类的利益而获得简单、价廉和“到处都有”的物质。
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次减小 原子半径依次增大
失电子能力依次增大
原 子 半 径 依 次 减 小
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增 大
非 金 属 性 依 次 增 强
元素周期表中元素性质的递变规律
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素
（上→下）
最外层电子数
逐渐增多（1e→8e）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
（＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价＝主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱，酸性逐 酸性逐渐减弱，碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
最（高＋价 1→氧＋化7物）对应水化物酸碱性 最 （高＋价1→氧＋化7物）对应水化物酸碱性
失 逐最渐高增 价多氧（化1物e对→应8e水）化物酸碱性 金 原 最非高金正 属价元、素最气低态负氢价化相物同的稳定性 电 最非低金负 属价元＝素－气态(8－氢主化族物序的数稳)定性 属 子 最酸低性负 逐价渐＝减－弱，(8－碱主性族逐序渐数增)强 子 半 酸（性＋逐 1→渐＋减7弱），碱性逐渐增强 性 元非素金周 属期元表素中气元态素氢性化质物的递稳变定规性律 能 径 非酸金性属 逐元渐素减气弱态，氢碱化性物逐的渐稳增定强性 依 逐（渐＋增 1→多＋（71）e→8e） 力 依 元最素低的 负金价属＝性－和(8－非主金族属序性数) 次 碱酸性逐渐减弱，酸碱性逐渐增强 依 次 碱逐性渐逐 增渐多减（弱1e，→酸8e性）逐渐增强 增 元最素高周 正期价表、中最元低素负性价质相的同递变规律 次 增 酸碱性逐渐减弱，碱酸性逐渐增强 强 增 元素周期表中元素性质的递变规律 大 酸碱性逐渐减弱，碱酸性逐渐增强 大 碱（性＋逐 1→渐＋减7弱），酸性逐渐增强
元素的“位置、结构、性质”之间的关系规律及其应用
元素的原子结构、其在周期表中的位置及元素的性质 (位、构、
性)三者之间的关系可用下图表示：
应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意掌握以 下几个方面： 1．熟练掌握四个关系式 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数 主族元素的最高正价＝族序数(O、F除外) 最低负价＝主族序数－8
子数等于A、B原子核内的质子数之和，C原子最外层电子数是D
原子最外层电子数的4倍。试回答下列问题：
(1) 这四种元素分别是 A____________ ， B____________________ ，
C____________，D____________。
(2) 这四种元素中能形成的气态氢化物的稳定性由大到小的顺序 是________。 (3)A与B形成的三原子分子的化学式是__________________， B 与 D 形 成 的 原 子 个 数 之 比 为 1∶1 的 化 合 物 的 化 学 式 是 ______________。 (4)A元素的某氧化物与D元素的某氧化物反应生成单质的化学方
阳离子：Ca2＋、K＋
阴离子：P3－、S2－、Cl－、HS－。 (3)核外电子总数及质子总数均相同的粒子
Na＋、NH＋ H3O＋；F－、OH－、NH－ Cl－、HS－；N2、CO 等。 4 、 2 ；
典例 6
A 、 B 、 C 、 D 都是短周期元素，原子半径 D ＞ C ＞ A ＞ B ，
其中A、B处于同一周期，A、C处于同一主族。C原子核内的质
程式是______________________________________________。
解析
A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的
元素性质的递变规律(元素电负性的周期性变化)
三、电负性的应用
1、元素电负性数值的大小可用于衡量 元素的金属性、非金属性的强弱。 一般认为，电负性 大于 2.0的元 素为非金属元素，电负性 小于 2.0的 元素为金属元素。
2、通过电负性判断化学键的类型
一般认为，如果两个成键元素间 的电负性差值大于1.7，他们之间通常 形成 离 子 键；如果两个成键元素间 的电负性差值小于1.7，他们之间通常 形成 共 价 键。
巩固练习 3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
4、下列不是元素电负性的应用的是( 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的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
D)
巩固练习
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素 是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中 含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的 原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数 之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素， D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 O Ca Na Cl (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。
CaO
Nห้องสมุดไป่ตู้2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
3、电负性数值的大小能够衡量元 素在化合物中吸引电子能力的大小
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。
化学元素的周期
化学元素的周期化学元素是组成物质的基本单位，它们按照一定的规律排列在元素周期表中。
这个周期表准确地展示了元素的特性及其在化学反应中的行为。
本文将探讨化学元素的周期以及在元素周期表中的组织。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表是由化学元素按照一定规律排列而成的表格。
表格的横向行称为周期，纵向列称为族。
每一个元素都有自己的原子序数，原子序数按照从小到大的顺序排列在周期表中。
同时，元素周期表还根据元素的化学性质划分为不同的区域，如金属、非金属和过渡金属区域等。
2. 周期表中的周期性规律化学元素按照原子序数的增大顺序排列在元素周期表中，这种排列方式使得元素的特性出现周期性变化。
以下是一些周期性规律的例子：2.1 原子半径的周期性变化元素周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小，而在同一周期中，从上到下，原子半径逐渐增大。
这是因为原子核的正电荷随着原子核的层数增加而增加，吸引外层电子的能力增加，导致原子半径减小。
而在同一周期中，由于电子壳层的增加，层数增多，从而导致原子半径增大。
2.2 电离能的周期性变化电离能是指从一个原子或离子中去掉一个电子所需要的能量。
元素周期表中，从左到右，电离能逐渐增大，而在同一周期中，从上到下，电离能逐渐减小。
这是由于原子核的正电荷增加，使得外层电子与原子核之间的吸引力增强，导致电离能增大。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，从而降低了电离能。
2.3 电负性的周期性变化电负性是一个衡量原子吸引和保留电子的能力的指标。
在元素周期表中，从左到右，电负性逐渐增加，而在同一周期中，从上到下，电负性逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷增加，吸引和保留电子的能力增强，导致电负性增加。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，降低了电负性。
3. 元素周期表的应用元素周期表对于化学的研究和应用有着重要的意义。
它使得科学家能够更好地理解元素之间的相互作用，探索化学反应的规律。
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。
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项目
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
原子核外电子排布
电子层数相同，最外层电子数逐渐增多
最外层电子数相同
原子半径
逐渐减小（零族除外）
逐渐增大
元素主要化合价
最高正价由+1→+7（F、O除外），最低负价由-4→-1）
最高正价=主族序数（F、O除外）；非金属最低负价=主族序数-8
还原性渐弱，氧化性渐强
还原性渐强，氧化性渐弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性渐弱，碱性渐强
碱性渐强，酸性渐弱
非金属气态氰化物的稳定性
生成由难到易，稳定性渐强
生成由易到难，稳定性渐弱
原子得失电子能力
得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强
元素的第一电离能
第一电离能总体呈增大的趋势（第ⅡA族、第ⅤA族特殊）
第一电离能逐渐减小
元素的电负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
元素的金属性、非金属性
金属性渐弱，非金属性渐强
金属性渐强，非金属性渐弱
单质的氧化性、还原性