元素性质的递变规律汇总
同一族元素从上到下的递变规律
同一族元素从上到下的递变规律
同一族元素，也被称为同族元素或族元素，指的是在元素周期表中位于同一列的元素。
它们具有相似的电子排布，特别是在价电子层上。
由于核电荷数的增加，从上到下，这些元素在物理和化学性质上展现出一些明显的递变规律。
首先，我们来看物理性质的递变。
随着原子序数的增加，同一族元素的原子半径逐渐增大。
这是因为原子核的电荷增加，但电子层数也增加，导致对最外层电子的吸引力减弱，电子云向外部扩展。
同时，元素的金属性逐渐增强，非金属性减弱。
这是因为原子半径的增大使得原子间的相互作用减弱，导致金属键的形成更为容易。
在化学性质方面，同一族元素的化合价通常是相同的，因为它们的价电子数相同。
但随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小，这意味着元素吸引电子的能力降低。
因此，从上到下，元素的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
这解释了为什么同一族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
此外，同一族元素的电离能也呈现出递变规律。
随着原子序数的增加，元素的电离能逐渐减小。
这是因为原子半径的增大使得原子核对外层电子的束缚力减弱，导致电离所需的能量降低。
总的来说，同一族元素从上到下在物理和化学性质上展现出明显的递变规律。
这些规律反映了元素周期表中元素性质的变化趋势，为我们理解元素的性质提供了重要的线索。
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
元素性质的递变规律
金属元素形成的盐类性质也随着金属活泼性的变化而变化。例如，钾盐易溶于水且多为无色晶体，而铜盐则多呈蓝色 且溶解度较小。
配合物性质变化规律
金属元素在形成配合物时，其配位数和稳定性也随着金属活泼性的变化而变化。例如，过渡金属元素可 以形成多种配位数的配合物，并且其稳定性随着配位数的增加而增加。
元素性质的递变规律
目 录
• 元素周期表与元素性质 • 原子结构与元素性质 • 金属元素性质递变规律 • 非金属元素性质递变规律 • 递变规律在化学反应中应用 • 总结与展望
01 元素周期表与元素性质
元素周期表简介
元素周期表是按照元素的原子序数（即核内质子 数）从小到大排列的二维表格。
周期表横行为周期，纵列为族，具有相似化学性 质的元素被归入同一族中。
要点二
应用元素性质递变规 律
元素性质递变规律在化学、材料科学 、能源科学等领域具有广泛的应用前 景。未来，人们将更加注重将元素性 质递变规律应用于实际生产和科研中 ，推动相关领域的快速发展。
要点三
拓展元素周期表
目前已知的元素种类有限，未来随着 科学技术的不断进步，人们有望发现 更多的新元素。这些新元素的发现将 进一步拓展元素周期表的范围和内涵 ，为元素性质递变规律的研究和应用 提供新的思路和方向。
VS
电离能反映元素原子失去电子的难易 程度，与元素的金属性、非金属性密 切相关。一般来说，金属元素的第一 电离能较小，非金属元素的第一电离 能较大。
03 金属元素性质递变规律
金属元素通性
具有金属光泽
金属元素通常具有特征性的金 属光泽，如金色、银色等。
导电性
金属元素具有良好的导电性， 是电子工业中重要的材料。
含氧酸
元素性质的递变规律
元素性质的递变规律
1、原子半径
（1）同一周期，随着核电荷数的增大，原子半径依次减小
（2）同一主族，随着电子层数逐渐增多，原子半径依次增大
2、金属性和非金属性
金属性——元素的原子失电子能力的强弱
原子半径大，最外层电子数少，越易失电子
非金属性——元素的原子得电子能力的强弱
原子半径小，最外层电子数多，越易得电子
（1）同一周期，随着核电荷数的增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）同一主族，随着核电荷数的增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、元素气态氢化物的热稳定性
（1）同一周期，非金属性增强，元素气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
（2）同一主族，非金属性减弱，元素气态氢化物的热稳定性逐渐减弱。
4、主族元素最高价氧化物对应的水化物酸、碱性
（1）同一周期，从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
（2）同一主族，从上到下，元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
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。
元素周期表及其规律
非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律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：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20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同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)ⅤA族。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
(完整版)同主族元素性质的递变规律
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
最高正价+1→+7
最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱
水化物酸碱性
酸性逐渐增强
非金属元素气态氢 形成：难→易
化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序 数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子 数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
____________________________。
都易失电子， 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性
逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一主族元素，最外层电子数相同。自上而下， 电子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐 增强，得电子的能力逐渐减弱。
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
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(2)同主族：自上而下第一电离能逐渐减小。
小结：元素电离能在周期表中的变化规律
电 离 能 减 小 Cs
电离能增大 电离能减小
He 电 离 能 增 大源自观察图2-13，说明为什么镁的第一电离能比铝 大，磷的第一电离能比硫大。
1、按电子的排布，可把周期表里的 元素划分成5个区，以下元素属于p 区的【 C 】
A.Fe B.Mg C.P
2、某元素原子价电子构型3d54s2，其 应在【 D 】 A.第四周期ⅡA族 B.第四周期ⅡB族 C.第四周期ⅦA族 D.第四周期ⅦB族
【巩固练习】
1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2， 试确定其在周期表中的位置。 第四周期，ⅦB族。
课堂练习
1.下列说法正确的是（ A ）
A.第3周期所含的元素中钠的第一电离能最小
从左到右呈现递增趋势（最小的是碱金属）
B.铝的第一电离能比镁的第一电离能大
反常现象
C.在所有元素中，氟的第一电离能最大.
最大的是稀有气体的元素：He
D.钾的第一电离能比镁的第一电离能大.
K＜Na＜Mg
课堂练习
2．在下面的电子结构中,第一电离能最小的
答案（1） Li Na K ； （2）N C Be B (3) He Ne Ar; (4) P S Al Na
原子可能是 ( C )
A ns2np3
B ns2np5
C ns2np4
D ns2np6
课堂练习
3.下表是锂的气态原子失去核外不同电子所需的
能量（KJ·mol-1）:
锂
失去第一个电子
519
失去第二个电子
7296
失去第三个电子
11799
通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失
去核外第二个电子时所需的能量要远远大于失去第 一个电子所需的能量。
第二单元 元素性质的递变规律
第一课时 原子核外电子排布的周期性
【学习目标】
1.认识元素在周期表中的位置与其原子的 电子层结构的关系。
2 .理解元素周期表的分区及各区元素特点。
一 元素结构与性质的递变
同周期
同主族
最外层电子 原子半径
逐渐增多
(ns1到ns2np6)
逐渐减小
相同 逐渐增大
主要化合价
递增，+1到+7
元素结构与性质的递变
同周期
同主族
最外层电子 原子半径
逐渐增多
(ns1到ns2np6)
逐渐减小
相同 逐渐增大
主要化合价
递增，+1到+7
-4到-1
金属性与非金属性 金属性减弱，
非金属性增强
第一电离能
相同
金属性增强， 非金属性减弱
一、电离能（课本Ｐ20） 1.第一电离能
定义：元素气态原子失去第一个电子形
小结 各区元素特点：
包括元素 价电子排布 元素分类
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属
p区 ⅢA～零族
ns2np1～6 大多为非金属
d区
ds区
ⅢB～Ⅷ (n－1)d1～9ns2
Ⅰ族B、ⅡB族(n－1)d10ns1～
过渡金属 过渡金属
2
f区 镧系和锕系（n－2）f0～14ns2 过渡金属
反馈 练 习
5、已知某元素在周期表中位于第五周 期、ⅥA族位置上。试写出该元素基 态原子的价电子排布式、电子排布式 并分析该元素在哪区？
价电子排布为5s25p4，
电子排布式 [Kr]4d105s25p4
属P区
第二课时
元素第一电离能的 周期性变化
学习目标
1.我掌握元素电离能的含义及变化规律。 2.我掌握主族元素的电离能的变化与核外电子 排布的关系。
8
3s1 3s23p6
8
4s1 4s24p6
8
5s1 5s25p6
8
6s1 6s26
8
p6
二、外围电子的排布规律
随着原子序数的增加，元素原子的外围 电子排布呈现周期性的变化。
1 同周期：从左向右，从ns1到ns2np6
2、同主族：外围电子排布相同
三、 按照电子排布，可把周期表的 元素划分为5个区：s区、d区、ds区、 p区、f区。
-4到-1
金属性与非金属性 金属性增强，
非金属性减弱
第一电离能
第一电负性
相同
金属性减弱， 非金属性增强
原子半径
课本表2-5 1-6周期元素的外围电子排布
周期
1 2 3 4 5 6
元素
种类
2
8
8 1 81 83 2
外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 0族 外围电子数
1s1 1s2
2
2s1 2s22p6
2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的 电子排布式、原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
课堂练习
4、已知某元素的原子序数为26，试 写出该元素原子的电子排布式，并指 出该元素在周期表中所属周期、族和 区。 [Ar] 3d64s2
第四周期， Ⅷ 族。
>
4.判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na > K; O < N; N > P; F <Ne; Mg Al； S < P; Cl > S；Cl < Ar。
5.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列： （1） K Na Li; (2) B C Be N; (3) He Ne Ar ；（4）Na Al S P
元素 I1 KJ/mol I2 KJ/mol I3 KJ/mol I4 KJ/mol I5 KJ/mol I6 KJ/mol
M 520 7295 11815 N 1086 2351 4619 6220 37818 47216
3、电离能的应用：
①不同元素第一电离能大小的比较
②依据逐级电离能的数据可以分 析元素的常见化合价
成＋1价气态阳离子所需的最低能量。
符号：I1（元素还有I2 I3 I4 ……） 单位：KJ/mol
含义：衡量元素的气态原子失去一个
电子的难易程度
观察下图，总结第一电离能的变化律
原子的第一电离能随核电荷 数递增有什么规律？（同周 期、同主族）
2 元素第一电离能的变化规律：
总体上：金属元素的第一电离能都 较小 ，非金 属元素和稀有气体元素的第一电离能都 较大 。
ⅡA是全满结构、ⅤA是半 满
第3周期各元素的第一电离能
交流与讨论
逐级电离能增大 的原因？
某一电离能突然增 大的原因？
元素
电离能 Na Mg Al I1 496 738 577 I2 4562 1451 1817 I3 6912 7733 2745
I4 9540 10540 11578
根据数据判断下列元素最外层有几个电子