元素周期表与元素周期律
高一化学教学资料（第一章物质结构元素周期律）学校：姓名：教师评价：第一节元素周期表一、元素周期表的结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数短周期（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）1个）稀有气体元素【练习】1．主族元素的次外层电子数（除氢）A．一定是8个B．一定是2个C．一定是18个D．是2个、8个或18个2．若某ⅡB族元素原子序数为x，那么原子序数为x+1的元素位于A．ⅢB族B．ⅢA族C．ⅠB族D．ⅠA族3．已知A元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B元素原子的次外层电子数是最外层电子数的2倍，则A、B元素A．一定是第二周期元素B．一定是同一主族元素C．可能是二、三周期元素D．可以相互化合形成化合物二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：相似性：最外层电子数相同，都为_______个１．原子结构递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多２．碱金属化学性质的相似性：点燃点燃4Li + O2 Li2O 2Na + O2 Na2O22 Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O ＝2KOH + H2↑2R + 2 H2O ＝2 ROH + H2 ↑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___个电子，因此，它们的化学性质相似。
３．碱金属化学性质的递变性：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。
结论：１）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
２）金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。
４．碱金属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3）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。
小结：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致了碱金属化学性质、物理性质的相似性和递变性。
递变性：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐_______，原子核对最外层电子的引力逐渐________，原子失去电子的能力________，即金属性逐渐_______。
【练习】4．关于碱金属元素的下列叙述中，错误的是（）A．碱金属元素原子最外层都只有1个电子B．依Li、Na、K、Rb、Cs，单质熔沸点升高，密度增大C．随核电荷数递增，氢氧化物碱性增强D．随电子层数增加，原子半径增大，金属还原性增强5．关于钠和钾元素的比较中，不正确的是（）A．钾原子失电子比钠原子容易B．钾离子氧化性比钠离子强C．钾与水反应比钠剧烈D．KOH碱性比NaOH强6．下列关于碱金属的叙述中正确的是（）A．碱金属单质与水反应都能生成碱和H2B．碱金属单质都是质软、熔点低、密度均小于1的轻金属C．碱金属元素随原子半径增大，原子核吸引最外层电子的能力增强D．碱金属单质在空气中燃烧都生成过氧化物（二）卤族元素：相似性：最外层电子数相同，都为_________个１．原子结构递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多２．卤素单质物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（３）单质的熔、沸点升高3．卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝ 2 HX卤素单质与H2的剧烈程度：依次减弱；生成的氢化物的稳定性：依次减弱4．卤素单质间的置换2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：单质的氧化性：依次减弱,对于阴离子的还原性：依次增强5. 非金属性的强弱的判断依据：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力逐渐减弱，失电子的能力逐渐增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。
【练习】7．a、b、c、d四个集气瓶中装有Cl2、H2、HCl、HBr中的任一种气体，若a、d两瓶气体混合后强光照射下发生爆炸，a、b两瓶气体相混，瓶壁上出现红棕色液滴，则a、b、c、d四瓶中气体应是（）A．Cl2、HBr、HCl、H2B．Cl2、HCl、HBr、H2C．H2、HBr、HCl、Cl2D．H2、HCl、HBr、Cl28．某溶液中Cl-、Br-、I-三种离子物质的量之比是1︰2︰3，通入一定量Cl2充分反应后，该比值为3︰2︰1，则通入Cl2和原溶液中I-离子物质的量之比是（）A ．1︰1B ．1︰2C ．1︰3D ．1︰49．砹（At ）原子序数85，与F 、Cl 、Br 、I 同族，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是（）A ．砹是有色固体B ．非金属性：At ＞IC ．HAt 非常稳定D ．I 2可以At 从At 的可溶性的盐溶液置换出来。
三．核素（一）原子的构成：（１）原子的质量主要集中在原子核上。
（２）质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。
（３）原子序数 ＝ 核电核数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数（４）质量数(A )=质子数(Z )+中子数(N )（５）在化学上，我们用符号A Z X 来表示一个质量数为A ，质子数为Z 的具体的X 原子。
【练习】 10．下列叙述中正确的是（ ）A ．氢有三种同位素，即有三种氢原子B ．所有元素的原子核均由质子和中子构成C ．具有相同的核外电子数的粒子，总称为元素D ．31H 是一种同位素11．在63Li 、147N 、2311Na 、2412Mg 、73Li 、146C 中：（1）和互为同位素。
（2）和质量数相等，但不能互称同位素。
（3）和的中子数相等，但质子数不相等，所以不是同一种元素。
（二）核素核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。
一种原子即为一种核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。
（１）两同：质子数相同、同一元素（２）两不同：中子数不同、质量数不同（３）属于同一种元素的不同种原子【练习】12．在过氧化钠中含有1681-22O －，各数字所表示的意义是：16、8、2－、2、－1。
13．元素X 的一种同位素a b X ，元素Y 的一种同位素c d Y ，已知a ＞c ，b ＞d ，则元素X 和Y原子A Z X 原子核质子 Z 个 中子N 个=（A －Z ）个 核外电子 Z 个的相对原子质量的大小关系为（）A.X＞YB.X=YC.X＜YD.不能确定高一化学教学资料（第一章物质结构元素周期律）学校：姓名：教师评价：第二节元素周期律一.原子核外电子的排布１．在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
２．电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
3.核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；次外层电子数目不超过18个；倒数第三层不超过32个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。
【练习】14.填写下表：15．判断下列示意图是否正确？为什么？16．填空（1）当质子数（核电荷数）=核外电子数时，该粒子是，电性。
（2）当质子数（核电荷数）＞核外电子数时，该粒子是离子，带电荷。
（3）当质子数（核电荷数）＜核外电子数时，该粒子是离子，带电荷。
二．元素周期律：１．核外电子层排布：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从_______个递增到_________个的情况（K层由1－2）而达到结构的变化规律。
２．最高正化合价和最低负化合价：+→+，中随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最高价由17部出现负价，-→-的变化规律。
由41（１）O、F无正价，金属无负价+→+最低负化合价：－４→－１→0（２）最高正化合价：17（３）最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数（４）最高正化合价＋∣最低负化合价∣＝________（５）最高正化合价＋最低负化合价＝0 、2、4、 6【练习】17.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )A.NaB.PC.ClD.Ar18.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y19．下列各组指定原子序数的元素，不能形成AB2型化合物的是（）A.6和8B.16和8C.12和9D.11和6三．元素金属性和非金属性的递变：△１．２Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑ (容易) Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2↑（较难）金属性：Na > Mg２．Mg + 2HCl ＝MgCl2+ H2↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝2AlCl3 +3H2↑（较难）金属性：Mg > Al 根据1、2得出：金属性Na > Mg> Al３．碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性Na > Mg> AlNa Mg Al金属性逐渐减弱４．结论：Si P S Cl单质与Ｈ2的反应越来越容易生成的氢化物越来越稳定最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强故：非金属性逐渐增强。
Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强５．随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。
【练习】20．用元素符号回答原子序数11～18号的元素的有关问题。
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，
化学元素周期表,元素周期律 精读笔记!!
一．元素周期表1。
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3。
电子层数=周期序数4。
碱金属元素：密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大，自上而下反应越来越剧烈银白色金属，密度小，熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法：单质与水(酸）反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物（氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6。
卤族元素：密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱，生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法：与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8。
质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9。
核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素天然稳定存在的同位素，无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下，各同位素的化学性质基本相同（几乎完全一样),物理性质有所不同12。
原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量)13。
原子的近似相对原子质量=质量数14。
元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值=A·a%+B·b%…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值=A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1，2,3,4，5，6，7,)层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8,次外层18,倒数第三层325.原子半径:同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的结果(实质）7.同一周期元素,电子层数相同,从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱,得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下,元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱,最外层电子数相同,电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类:2，8，8，18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10，18，36,54，8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8，18，3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1，1，11,11，2514.电子层数不同,原子序数(核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同,原子序数(核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子,离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层)：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形,d 轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7。
元素周期表和元素周期律
元素周期律和元素周期表1、元素周期律定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现的周期性变化规律即元素周期律。
2、元素周期律的内容：(1)原子半径的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【延伸】影响微粒半径大小的因素①电子层数越多，微粒半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小③核电荷数相同时，核外电子数越大，微粒半径越小【例1】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( )A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X【例2】A+，B2+，C-，D2-四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序：①B2+>A+>C->D2-；②C->D2->A+>B2+；③B2+>A+>D2->C-；④D2->C->A+>B2+。
四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序是( )A．④①B．①④C．②③D．③②(2)元素的主要化合价的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现出从+1～+7、-4～-1的周期性变化规律。
3～18号元素的主要化合价见下表：同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有-2和-1价。
【例3】A和B两种元素可以形成A2B型化合物，它们的原子序数分别是( )(A)11和16 (B)12和17 (C)6和8 (D)19和8【例4】若1-18号元素中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是( )(A)1 (B)3 (C)5 (D)6(3)原子核外电子排布的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
元素周期表和元素周期律
周 纵向
ⅠA到ⅦA
期 18个纵行 7个副族（仅由长周期元素组成的族）ⅠB到ⅦB
表
第VⅢ族（3个纵行，含Fe、Co、Ni等9种元素）
0族（稀有气体元素）
思考1 ：16个族的排列顺序如何？ 2个1到8
思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？
思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
元素周期律和元素周期表
知识回顾：元素周期表的结构
七个横行七周期，三短三长一不全； 十八纵行十六族，七主七副八和零。
元
横向 7个周期
3个短周期（第1、2、3周期）元素种数2、8、8 3个长周期（第4、5、6周期）元素种数18、18、32 1个不完全周期（第7周期） 目前排有26种元素
素
7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）
5s25p6
6 32
6s2
6s26p6
1、1－6周期元素外围电子排布
随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期
性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布 重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化
一、原子核外电子排布的周期性变化
2、元素周期表的分区
按照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
（2）确定元素在化合物中的化合价。
（3）确定元素金属性、非金属性的强弱。
I1越大 则元素的非金属性越强 I1越小 则元素的金属性越强
三、元素电负性周期性变化
1、定义 用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。 2、衡量标准 F-4.0
问题解决
元素周期表与元素周期律
考
同一周期 ，从左 到右 ，原子半径减少 ，
期 Ｉ 元素周期表与元素周
二二 二二 二 二 一广州市执信 中学 林玩 花
核对电子的吸引力越强 ，失 电子能力越 弱，
金 属性 越 弱 。
同一 主族 ，从上到下 ，原子半径增 大， 核对电子 的吸引力越弱 ，失 电子能力越 强，
素 ）零族（ 、 稀有气体 ） Ｉ 族 （、、０ 、 Ｉ ８９１ 三纵行 ） ＶＩ ，
（）根据原 子结 构 ：原子半 径 （ １ 电子层 数 ）越
小 ，最外层 电子数越多 ，核对 电子的吸引力越大 ，得 电子能力越强 ，非金属性越强 。 （ ２ ）根据在周期表的位置 。 同一周期 ，从左到右 ，原子半径减少 ，核对电子 的吸引力越强 ，得电子能力越强 ，非金属性越强 ；
② 生成气态 氢化物 的稳 定性越好 ，非金属性 越
强；
（ 认识 ：稀有气体的原子结构示意图（ ４ ） 可以内
前推本周期 ＩＡ ＶＩ Ｉ ～Ｉ Ｉ Ａ的原子结构 ， 外下推
下周期 Ｉ 、Ａ的原子结构） Ａ Ｉ Ｉ
⑧单质的氧化性越强 ，一般其元素的非金属性越 强 ；或离子 的还原性越弱 ，一般其元素 的非金属性越
因此在 ２ ０ ０ ９年的理科基础 与文科基础 的考试 中，
高中 ２ ０ ０ ８年第 ｛ 期
元素周期律仍是考查重点 ，不但要求考生认识物质的 微观结构 ，更要分析原子结构 ，判断元素性质 ；不仅 要求考生能描述元素周期表的结构 ，知道某些主要金 属 、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递 变规 律 ，更能 运用元 素周期律 ，结合 有关数 据和 实验事 实 ，判断 、预期 陌生元 素的性质 ，应用 于解决 问题 。 建议备考时 ，略加大难度 。
1-2 元素周期律和周期表
性质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸） 的反应情况
与冷水反应缓慢，与沸 与冷水剧烈反 与酸迅速反应放 水迅速反应，放出氢气， 应放出氢气 出氢气 与酸剧烈反应放出氢气
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
金属性的强弱: Na > Mg > Al
内容 原子半径 电子层结构 失电子能力 得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 大→小 电子层数相同、 最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大 小→大 电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
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 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
元素性质呈周期性变化
归纳出
原子半径 大→小 (稀有气体元素突然增大)
化合价：+1→+7 －4→－1 (稀有气体元素为零)
元素周期律
3.微粒半径大小的判断规律 一层、二核、三电子
影响 半径 大小 的因素
①电子层数： 电子层数越多，原子半径越大 ②核电荷数： 当电子层数相同时核电荷数增多，使原子 半径有减小的趋向。 ③核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子 半径有增大的倾向。
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
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA
ⅥA ⅦA
0
1
2 3 4 5 6 7
金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
高三化学元素周期律与元素周期表
1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个
长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表 （七个横行） 其中第7周期为不完全周期）
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） 零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
⑤ (d)
元素性质的递变规律
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
族
半径由大变小
1半
2径
3
由 小
4
变 大
5
6
7
非金属性逐渐增强
非
金
B
金
属
属
性
Al Si
性
逐
渐
Ge As
逐 渐
增 强
Sb Te
增 强
金属性逐渐增强
Po At
再见
网上订花 买花 订花 网上订花 买花 订花
A、非金属性强弱为：X>Y>Z
B、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、Z
C、原子半径大小是：X<Y<Z
D、对应阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱
3．指出原子序数为5、17、20、35的元素的 位置在哪里？（用周期和族表示）
4．下列各组原子序数表示的两种元素，能形 成AB2型离子化合物的是( A )
7、 X、Y、Z为短周期三种元素，已知
X和Y同周期，Y和Z同主族，又知三种元 素原子最外层电子数总和为14，而质子数 总和为28，则三种元素为（D） （A）N、P、O （B）N、C、Si （C）B、Mg、Al （D）C、N、P
化学元素周期表与周期律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属
非金属
判断元素金属性强弱的方法
①单质与水或酸反应置换出氢气的难易 程度；
②最高价氧化物对应水化物（即氢氧化 物）碱性的强弱； ③按金属活动性顺序表
④金属间的置换反应；
⑤金属阳离子的氧化性的强弱；
原子序数 元素符号 单质与水(或 酸)反应情况 氢氧化物 碱 性强弱
化学元素周期表与周期律
1﹑元素周期表的编排
㈠编排依据： 元素周期律 ㈡编排原则：
⑴ ⑵ 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排列成一个横行.
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.
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 三个短周期 周期序数＝电子层数 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 第5周期 18种元素
三个长周期
第6周期 32种元素 一个不完全周期 第7周期，应有32种元素， 现有26种元素。
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA-VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB-VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
同周期元素，从左向右，随着原子序数的递增， 减小 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 增强 增强 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 减弱 减弱 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 增强 金属性依次____。
同主族元素结构和性质的递变：
同主族元素，从上到下，随着原子序数的递增， 增大 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 减小 减弱 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 增强 增强 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 减弱 金属性依次_____。
元素周期律和元素周期表(全部)
第四周期 第ⅦA族
决定
原子结构
决定
元素在周期表中的位置 性质 较强的非金属性
决定
原子结构
反映
决定 反映
元素性质
反映 决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度； （即反应的剧烈程度） ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③金属间的置换反应。
9、写出下列1-20号元素符号：
（1）Na元素的原子序数为11，相L邻i、的K同族元素是：
（ （23） ）短族周序期 数元 等素 于中 周，期族序序数数2倍H＝的、周元B期e素序、有数A：的l Ｃ元素S有： （4）周期序数＝族序数2倍的有： Li、Ｃa
10、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2
1. 编制的依据：—元——素——周—期——律——
把—电——子—层—数——相—同——的元素排成一个横行 横行
按—原——子—序—数——递—增——的顺序从左到右排列
把—最—外——层—电—子——数—相—同——的元素排成一个纵行
纵行
(He例外)
按——电—子—层——数—递—增——的顺序从上到下排成
二、周期表的结构
判断元素非金属性强弱的依据
A．H2、D2、T2 B .金刚石和足球烯C60 C . H2O和D2O D . 16O和18O
质子数相同，电子总数相同的粒子互称等 电子体，它们结构相似，物质性质相近。
如N2和CO，N2O和CO2
□1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数 相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。 等电子体的结构相似、物理性质相近。
元素化合价
原最低负价
1.2元素周期律与元素周期表
2、每隔一定数目的元素的原子，重复出现原子的半 径由大到小的变化趋势——随着原子序数的递增， 元素原子的半径呈现周期性的变化 3、每隔一定数目的元素的原子，重复出现化合价正 价由 +1到+7、负价由-1到-4的变化趋势——随着原 子序数的递增，元素化合价呈周期性变化
元素周期律：
元素的性质随着原子序数的递增而呈 现周期性的变化的规律
2.元素的原子半径的周期性变化
②以原子序数为横坐标、原子的半径为纵坐标，绘折线图。
原子序数与元素的原子半径 0.18 0.16 0.14 0.12 0.1 0.08 0.06 0.04 0.02 0
11 3 12 13 4 5 14 15 16 17
原子半径
6
7
8
9
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
③以原子序数为横坐标、元素的最高化合价和最低化 合价为纵坐标，用不同颜色的笔出绘折线图。
原子序数与元素的最高化合价和最低化合价 8
最高化合价和最低化合价
7 6 5 4 2 1 0 -2 -4 -6 1 2 0 3 4 5 1 2 3 1 0 0 6 7 8 9 -1 10 11 12 13 14 15 16 17-1 18 -2 -2 -3 -3 -4 -4 4 2 3 4 5 6
（D ）
A．KCl
B．Na2S C．Na2O D．K2S
练习4:
考点3：微粒半径大小比较
下列微粒半径之比大于1的是（ B
）
A．r(K+)/r(K)
C．r(S)/r(P)
B．r(Ca)/r(Mg)
D．r(Cl)/r(Cl－)