随着原子序数的递增元素原子的核外电子排布元素原子半径
元素周期律和元素周期表
AD
4、同一主族的两种元素的原子序数之差不可能 是（ ） D A、16 B、26 C、36 D、46
5、某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期的 IIIA 族元素的原子序数为( )D A、只能是x+2 B、可能是x+8或x+18 C、只能是x+1 D、可能是x+1或x+11或x+25
6、国际无机化学命名委员会在1989年作出决
主族序数=最 外层电子数
零 族 （ 1 个） 稀有气体 元素 （最右边一个纵行）
归纳：三短三长一不全；七主七副零Ⅷ族
元素的种类及稀有气体元素的原子序数
周期序数 元素种类 稀有气体 原子序数 1 2 2 8 3 8 18 4 18 36 5 18 54 6 32 86 7 (32) (118)
2 10
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 最强 物的酸碱性 氧化物 酸 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性和非 金属性递变 随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，
34号：
第三周期第ⅢA 族。
第四周期第ⅥA 族。
53号：
第五周期第ⅦA 族。
2、 主族元素在周期表中所处的位置，取 决于该元素的 （A）最外层电子数和原子量 （B）原子量和核外电子数 （C）次外层电子数和电子层数 （D）电子层数和最外层电子数
D
3、下列各图若为元素周期表中的一部分
（表中数字为原子序数），其中X为35的是
元素周期律和元素周期表
结论1：随着核电荷数的递增，
元素周期表4
Na Mg Al 与水反应
Na
Mg
视频
浮，熔，游，响，红
与沸水反应，镁带表面有气泡，
镁带表面变红 Mg＋2H2O＝＝Mg（OH）2↓＋H2↑
Al
没有明显变化,铝与水不反应
Mg、Al与稀盐酸反应 Mg
Mg＋2HCl＝＝ MgCl2 + H2↑
视频
反应迅速，放出大量的H2 反应迅速，放出大量的H2
Al
决定原子半 径大小因素
核对电子的吸引作用 电子间的排斥作用
粒子半径大小比较的规律
1 同种元素的粒子半径比较 (1)、阳离子半径小于相应原子半径
(2)、阴离子半径大于相应原子半径
2 不同种元素粒子半径比较 (1)、电子层数越多，半径越大
(2)、电子层数相同，原子序数越大， 半径越小
比较S、Cl、K、Ca半径的大小
一、核外电子排布的周期性变化
随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布呈 周期性的变化
二、元素化合价的周期性变化
随着原子序数的递增,元素化合价呈周期性的变化
原 子 半 径
原子序数
原子半径的变化
逐渐减小
3～10
11～17
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素 原子半径呈现 周期性 变化。
电子层数
K > Ca > S > Cl
比较S2－、Cl－、K＋、Ca2＋
半径的大小
2－ S
>
－ Cl
>
＋ K
>
2＋ Ca
科学探究
元素的金属性和非金属性是元素的重要性质， 它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性 的变化呢？
回顾金属性与非金属性强弱判断依据。
元素周期表
〘课堂练习〙
1.下列递变情况不正确的是 （ ） A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多 B. P、S、Cl最高正价依次升高 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Li、Be、B核电荷数依次增大 2.下列微粒半径的比较中，正确的是 A.r(Na＋)>r(Na) B.r(F－)>r(Na+) C.r(Ca2＋)>r(Cl－) D.r(Mg)>r(Na)
它们分别位于周期表的什么位置？
B
A.原子核内质子数 B.原子核内中子 C.原子核外电子数
3.现行元素周期表中已经列出了112种元素， 其中元素种类最多的周期是？ C A.第4周期 C.第6周期 B.第5周期 D.第7周期
判断下列说法是否正确 1、短周期元素全是主族元素 错，还有0族元素 2、短周期元素共有20种元素
第一课时 元素周期律
〖互动探究〗
1
利用教材11页相关数据，完成教 材12页三 幅图。
分析图像，寻找其中的规律。
2
【结论】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电 (最外层电子数1→2或1→8) 子排布呈现周期性变化。
【结论】随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈 逐渐减小 现周期性变化。
【结论】随着原子序数的递增，元素的化合价呈现 周期性变化[最高正化合价: +1→+7 (氧、氟除外)， 中间开始出现负价，最低负化合价: -4→-1 ]
2、根据元素所在位置，判断出该元素的序数
①第二周期第ⅣA族 ②第三周期第ⅤA族 ③第二周期第ⅦA族
④第四周期第Ⅷ族
总结:
短周期
第 1周期 —— 2 种
第 2周期 —— 8 种 第 3周期 —— 8 种
七 横 十 八 纵
课题1原子核外电子的排布
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH
Mg(OH)2 中强碱
强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
H2SO4 HClO4
磷 酸
硫 酸 高氯酸
中强酸
强 酸 更强酸
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出11～17号元素金属性、 非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
对其他元素性质进行研究,也可以得 到类似的结论。
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
表2：随着原子序数的递增,原子核外电子层排布变化的规律性 原子序 电子层 最外层电子 达到稳定结构时的最 数 数 数 外层电子数 1～ 2 1 1→2 2 8 3～10 1→8 2 8 11～18 1→8 3 结论：随着原子序数的递增,元素原子的最外层电子排 周期性变化。 布呈现______
最外层电子数 1 2 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2 3 4 5 6 7 8
（1）根据非金属单质与H2化合生成氢化物的难 易程度。越容易与H2化合,则非金属性越强。
（2）根据非金属元素最高价氧化物对应的水化 物酸性强弱。酸性越强,则元素的非金属性越强。 （3）根据气态氢化物的稳定性程度。生成的氢 化物越稳定，非金属性越强。
（4）根据对应阴离子还原性强弱判断。阴离子 还原性越弱，则元素非金属性越强。
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点26 元素周期律及其应用一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。
②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
化学元素周期律计算
高中化学常识：元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。
周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。
元素周期律如下：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。
1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的(2)递增，元素原子的半径递减;(3)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。
总说为：左下方>右上方(注)：阴阳离子的半径大小辨别规律(4)由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以，总的说来，同种元素的：(5)阳离子半径<原子半径<阴离子半径(6)同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐增加;(7)同主族内离子半径逐渐增大。
(8)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
(不适合用于稀有气体)(9)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(O无最高正价，F无正价，除外)元素除外;(10)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。
(11)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一(仅限除O，F的非金属)2.元素的金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，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;(1)单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强;(2)单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定;(3)最高价氧化物对应水化物(含氧酸)酸性越强。
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;(4)单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;(5)单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应;(6)最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性越强。
核外电子排布与周期律PPT课件
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）
元素周期律及元素周期表 的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具
⑵ 研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找半导 体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
二、离子键
1、定义： 使阴阳离子结合成化合物的静电 作用，叫做离子键。
核外电子排布与 周期律
回顾 随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布
元素原子半径 元素主要化合价 呈现周期性变化
元素性质的递变规律
项目
核电荷数 电子层数 原子半径 化合价
同周期（左→右） 逐渐增大 相 同 同主族（上→下） 增 增 大 多
逐渐减小
最高正价：+1 →+7
负化合价：- 4 → -1
逐渐增大
4.氢键对物质性质的影响 ⑴氢键的存在使物质的熔沸点相对较高
⑵解释一些反常现象：如水结成冰时， 为什么体积会膨胀。
一 碳的几种同素异形体
名称 硬度 颜色 深灰， 有金属 光泽 透明 导电性 化学性质 结构
石墨
较软
导电 不导电
能燃烧 能燃烧
层片状 正四面 体型
金刚石 非常坚 硬
二
氧的同素异形体
用电子式表示下列共价分子的形成过程
· · · · · · · · 碘 ： I ·＋ ·I ： → ： I： I： · · · · · ·· · · · 水 2 ＋ ·O ·→ H ﹕O﹕ H · · H· · · ＋ ·S · → H ﹕S ﹕H 硫化氢 2 · · H· H · ﹕ ＋ ·N → H ﹕N 氨 3 · H· H · · · ＋ 2 ·O · ﹕ C﹕ ﹕O C· → O﹕ 二氧化碳 · · · ·
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⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行 （周期）
⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数
递增的顺序从上到下排成纵行。（族）
可编辑ppt
6
IIIB IVB VB VIB VIIB
VIII
IB IIB
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 钪 22钛 23钒 24铬 25锰 26铁 27钴 28镍 29铜 30锌
比较微粒半径大小的规律
⑴ 同周期元素的原子或最高价离子(相同电荷)半径从左到右渐小
Na >Mg >Al >Si
Na+ >Mg2+ >Al3+
⑵ 同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大
Li < Na < K
F- < Cl- < Br-
⑶ 核外电子排布相同的离子半径随电荷数的增加而减小 O2 > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+
(第二周期阴离子） (第三周期阳离子）
⑷ 同种元素的微粒：阳离子<中性原子<阴离子
价态越高，微粒半径越小。
Fe+3 < Fe2+ < Fe H+ < H < H-
可编辑ppt
21
练习2
• 1、有a、b、c、d四种元素，a、b的阳离 子与c、d的阴离子具有相同的电子层结构， a的阳离子的正电荷数小于b的阳离子，c 的阴离子负电荷数大于d的阴离子，则它们 的离子半径关系是（ ）
• A、a>b>c>d B、b>a>d>c
• C、c>a>d>b √D、c>d>a>b
可编辑ppt
2
判断依据
金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易 金属氧化物对应的水化物碱性强弱
非金属性
非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物 的稳定性
最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧 酸）的酸性强弱
可编辑ppt
3
可编辑ppt
4
H
He
1
1氢
2氦
Li Be B
C
N
O
F Ne
2
3锂 4铍 5硼 6碳 7氮 8氧 9氟 10氖
可编辑ppt
19
原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质 原子结构
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
电子层数 金属性、非金属性强弱
最外层电子数 （主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 负价
表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性 同主族
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 同周期 递变性（从左到可右编辑，pp金t 属性减弱，非金属性增强） 20
IA
H
1
1氢 IIA
Li Be
2
3锂 4铍
Na Mg
3
11钠 12镁
K Ca
4
19钾 20钙
A：主族
B：副族
IIIA IVA BC 5硼 6碳 Al Si
13铝 14硅 Ga Ge 31镓 可编32辑锗ppt
VA N 7氮 P 15磷 As 33砷
VIA O 8氧 S 16硫 Se 34硒
VIIA F 9氟 Cl
族
共七个副族:仅由长周期组成
（纵向） 第VIII 族：三个纵行，位于Ⅶ B 与ⅠB中间
零族： 稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数
可编辑ppt
9
其 它 周 期 表
可编辑ppt
10
其它周期表
可编辑ppt
11
其 它 周 期 表
可编辑ppt
12
其 它 周 期 表
可编辑ppt
13
练习与思考：
1、推算原子序数为6、13、34、53、88的 元素在周期表中的位置。
Na Mg Al Si
P
S
Cl Ar
3
11钠 12镁 13铝 14硅 15磷 16硫 17氯 18氩
K Ca Ga Ge As Se Br Kr
4
19钾 20钙 31镓 32锗 33砷 34硒 35溴 36氪
可编辑ppt
5
元素周期表
元素周期律的具体表现形式
编排原则：
⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列
逐渐增大 相同 逐渐减小
增大 增多 逐渐增大
化 合 价 最高正价：+1 →+7
最高正价=族序数
负化合价：- 4 → -1 负化合价= -(8-族序数）
主族元素原子的最可外编辑层ppt 电子叫做价电子 17
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
金
3属
性
4
逐 渐
5
增 强
6
7
B
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
周期序数可编辑=ppt 电子层数
8
元素周期表的结构
主族：ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA
共七个主族:长短周期共同组成
副族：ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB
17氯 Br 35溴
0 He 2氦 Ne 10氖 Ar 18氩 Kr 376氪
元素周期表的结构
短周期
第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素
第4周期：18 种元素
周期 长周期 第5周期：18 种元素
（横向）
第6周期：32 种元素
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
非
金
Al Si
属 性
Ge As
逐 渐
增
Sb Te
强
Po At
金属可编性辑逐ppt 渐增强
18
练习1
• 金属性最强的元素（不包括放射性元素） 是 Cs ；
• 最活泼的非金属元素是 F ； • 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元
素是 Cl ； • 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元
素（不包括放射性元素）是 Cs 。
原子 序数
6
周期 2
13 34 53 88
3 457
族 IVA IIIA VIA VIIA IIA
可编辑ppt
14
练习与思考：
2、下列各组中的元素用原子序数表示，
其中都属于主族的一组元素是（ C ）
（A）14、24、34 （B）26、31、35 （C）5、15、20 （D）11、17、18
可编辑ppt
回顾
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价
呈现周期性变化
可编辑ppt
1
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强Fra bibliotek用结构观点解释
从左到右 → 电子层数相同，核电荷数增多 →原子半径减小 → 失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐增强
思考：锂与钠的金属性强弱比较。
15
练习与思考：
3、下列各表为周期表的一部分（表中为
原子序数），其中正确的是（ D ）
（A） 2 3 4（B） 11 19
2 10 11 18 19
（C）
（D） 6
11 12 13
24
67 14 31 32
可编辑ppt
16
元素性质的递变规律
项 目 同周期（左→右） 同主族（上→下）
核电荷数 电子层数 原子半径