元素递变规律
同周期同主族元素电负性的递变规律
同周期同主族元素电负性的递变规律
在化学元素中，电负性是一个重要的物理性质，它描述了一个原子在化学键中
吸引电子的能力。
在同一周期和同一主族中的元素中，电负性的变化规律具有一定的规律性。
本文将探讨同周期同主族元素电负性的递变规律。
同周期元素电负性的变化
同一周期内的元素具有相同的主能级，但随着原子序数的增加，电子的核吸引
力逐渐减弱，因此电负性呈现出递增的趋势。
以第二周期为例，从左到右，从钠到氖，原子序数逐渐增加，电子云对外部电子的吸引力逐渐增强，因此电负性也逐渐增大。
同主族元素电负性的变化
在同一主族中的元素，它们有相同的外层电子结构，外层电子云对中心原子核
的屏蔽效应相似，因此同主族元素的电负性变化不会像同周期元素那样呈现一致的递增趋势。
取第一主族（碱金属）为例，从上到下，从锂到铷，虽然原子序数增大，但由于外层电子数量增加，屏蔽效应也增强，所以电负性呈现出下降的趋势。
同周期同主族元素电负性递变规律的原因
同周期同主族元素电负性递变的规律是由原子结构和电子排布所决定的。
原子
序数增大，电子云对中心核的屏蔽效应增强，核吸引力减弱，使得电负性逐渐增大。
而同主族元素由于拥有相似的外层电子结构，所以外层电子对中心核的作用相近，因此电负性递变不明显。
总的来说，同周期同主族元素电负性的递变规律反映了元素在化学反应中的吸
电子能力，这种规律不仅有助于我们理解元素之间的化学性质，也为化学实验和应用提供了重要的理论依据。
同周期元素性质的递变规律ppt课件
硫 加热
化合越来越容易
氯
光照或 点燃
气态氢 化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 不很稳定 稳定 氢化物的稳定性越来越强
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结论： 得电子能力
Si < P < S < Cl
同周期非金属元素原子的得电子能力从左到右逐渐增强
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归纳总结
原子序数
11
元素符号
Na
单质和水 冷水剧烈
非金属单质 与氢气反应
12 Mg
得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。
6
【思考与交流】
3.如何设计实验证明你对Na、Mg、Al失电子能力相对强弱的 预测？ 方法导引：元素原子失电子能力强弱的判断依据： （1）比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度；
置换反应越容易发生，元素原子失电子能力越强。
（2）比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性的强弱。一 般说来，碱性越强，元素原子失电子能力越强。
8
知识整合
一、钠、镁、铝失电子能力的强弱比较：
1.单质与水反应
钠
与冷水剧烈反应
2Na+2H2O====2NaOH+H2↑
镁
与冷水难以反应，能与热水反应
Mg+2H2O(热)====Mg(OH)2+H2↑
铝
极难与水发生反应
9
2.单质与盐酸反应 2Na+2HCl====2NaCl+H2↑
剧烈程度： Na＞Mg＞Al
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归纳总结
H 得电子能力逐渐增强 Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Ga Ge As Se Br Rb Sr In Sn Sb Te I Cs Ba Tl Pb Bi Po At
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
高中化学苏教版选修三 2.2.1 元素性质的递变规律 电负性 (共16张PPT)
能够根据刚才的讨论， 并结合元素周期律，分析一 下电负性的变化规律吗？
同一周期的元素， 随着核电荷数的递增， 电负性逐渐增大。
同一主族的元素， 随着核电荷数的递增， 电负性逐渐减小。
通过电离能、电负性的学习， 元素周期律的内容被进一步丰富。
元素周期律是人们在对原子结构和 元素性质的长期研究中总结出来的规 律，它对人们认识原子结构与元素性质 的关系具有指导意义，也为人们寻找新 材料提供了科学的途径。
也就是说成键原子间是形成离子键还是 形成共价键，主要取决于成键原子吸收电 子能力的差异。
那我们该如何来定量的比较原子在 化合物中吸引电子的能力呢？
为了比较元素的原子 吸引电子能力的大小， 美国化学家鲍林于1932 年首先提出用电负性来 衡量元素在化合物中吸 引电子的能力。
பைடு நூலகம்
鲍林指定氟的 电负性为4.0，并以 此为标准确定其他 元素的电负性。
还有吗？
一般认为，如果两个成键元素间的电 负性差值大于1.7，它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，它们之间通常形成共价键。
就这些吗？
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。电负性 数值小的元素在化合物中吸引电子的能 力弱，元素的化合价为正值；电负性数 值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强，元素的化合价为负值。
鲍林研究电负性的手稿
电负性越大的元素，在化合物中 对电子的吸引力越大。
引进电负性的概念，可以帮 助我们解决哪些实际问题呢？
对呀，学习电负性，是为 了给我们的研究带来方便。
能具体说说吗？ 可以呀！
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。一般认为，电 负性大于1.8的元素为非金属元素，电负 性小于1.8的元素为金属元素。
元素性质的递变规律 第一电离能 电负性
p区元素
族和0族元素 ⅢA～ⅦA族和 族元素 ～ 族和
最后1个电子填充在np轨道上，价层电 最后1 轨道上， 位于周期表右 子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包 ⅢA～ⅦA族元素 大部分为非金属 族元素。 非金属。 括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族 稀有气体也属于p 稀有气体也属于p区。 区和p区的共同特点是：最后1 s区和p区的共同特点是：最后1个电子 都排布在最外层 最外层电子的总数等于 最外层， 都排布在最外层，最外层电子的总数等于 该元素的族序 族序数 区和p 该元素的族序数。s区和p区就是按族划分 的周期表中的主族和0 的周期表中的主族和0族。
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上， 最后1个电子填充在f轨道上， 它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。 镧系和锕系元素 15种元素 它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。
元素的外围电子构型与其 在周期表中的位置的关系
• 外围电子构型中无d电子的为 外围电子构型中无d 元 若有d 素，分布在 区、 区；若有d电子 的则为过渡元素， 的则为过渡元素，包括 族、 族， 分布在 区、 区 • 最外层电子数 3的元素在 最外层电子数≥3 区
ds区元素 ds区元素
ⅠB和ⅡB族 和 族
价层电子构型是( 价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即 次外层d轨道是充满 充满的 最外层轨道上有 次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有 个电子。它们既不同于s 1～2个电子。它们既不同于s区，也不同 故称为ds ds区 它包括ⅠB ⅡB族 ⅠB和 于d区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族， 处于周期表d区和p区之间。它们都是金属 金属， 处于周期表d区和p区之间。它们都是金属， 也属过渡元素 过渡元素。 也属过渡元素。
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。
前20号元素递变规律实验及事实证明
前20号元素递变规律实验及事实证明（原创实用版）目录1.引言：元素周期表的概述2.前 20 号元素的递变规律：原子序数、电子排布、元素性质的递变3.实验方法和过程：对前 20 号元素进行光谱分析和原子量测定4.实验结果与分析：元素性质随原子序数的递变规律5.事实证明：元素周期律的科学性和实用性6.结论：前 20 号元素递变规律实验的重要性和意义正文1.引言元素周期表是化学学科的重要基石，它以有规律的方式排列了已知的化学元素。
周期表中的元素按照原子序数递增，这个序数代表了原子核中质子的数量。
在周期表中，元素的性质也会随着原子序数的递增而发生变化。
为了深入研究这一规律，科学家们进行了一系列实验，本文将重点介绍前 20 号元素递变规律实验及事实证明。
2.前 20 号元素的递变规律在元素周期表中，前 20 号元素包括氢（H）、氦（He）、锂（Li）、铍（Be）、硼（B）、碳（C）、氮（N）、氧（O）、氟（F）、氖（Ne）、钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）、氩（Ar）和钾（K）。
这些元素的原子序数从 1 递增到 20，它们的电子排布、原子性质以及化学性质都呈现出一定的规律性变化。
首先，从原子序数上看，前 20 号元素的原子序数从 1 递增到 20，这代表了原子核中质子的数量逐渐增加。
其次，从电子排布上看，原子的电子层数和最外层电子数也随着原子序数的递增而发生变化。
最后，从元素性质上看，随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性、原子半径、电子亲和能、电离能等性质都呈现出周期性的变化。
3.实验方法和过程为了验证前 20 号元素递变规律的科学性，科学家们采用了光谱分析和原子量测定等方法。
光谱分析是一种测量原子发射、吸收或散射光线的方法，可以用来研究原子的结构和性质。
原子量测定则是通过实验方法测定原子的相对原子质量。
实验过程中，科学家们对前 20 号元素进行了光谱分析，观察它们的发射光谱和吸收光谱，分析元素的电子结构和原子性质。
元素性质的递变规律汇总
(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
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一、原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
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。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）
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元素除外；
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。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8
三、元素的金属性和非金属性
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；
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；
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
六、单质与氢气化合的难易程度
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：
随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。
元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。
同一族的元素性质相近。
具有同样价电子构型的原子，理论上得或失电子的趋势是相同的，这就是同一族元素性质相近的原因。
以上规律不适用于稀有气体。