《元素性质的递变规律》课件
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
６
32
６S1－2
4f1－14 5d1－10
【交流与讨论1】
（1）同一周期元素原子的外围电子排 布呈现什么样的变化规律？ （2）同一主族元素原子的外围电子排 布呈现什么样的变化规律？
课本表2-5 1-6周期元素的外围电子排布
周期 元素 外围电子排布 最多可容纳的 外围电子数 种类 ⅠA族 0族 1 2 1s1 1s2 2 2 8 2s1 2s22p6 8 8 3 8 3s1 3s23p6 18 4s1 4s24p6 4 8 8 5 18 5s1 5s25p6 32 6s1 6s26p6 6 8
【复习回顾】
1、什么是元素周期律？
元素周期律是指元素性质随核电荷数 递增发生周期性的递变。 2、元素周期律的实质是什么？ 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必然结果。
3、简述元素周期表的结构。
7横18纵 3长3短1不全 7主（A）7副（B）零 Ⅷ3 4、元素周期表中位、构、性三者关系如何？ 原子结构 决 定 反映 反映 元素性质
决定
反映
决定
元素在表中位置
（1）同一周期元素结构和性质具有 一定的递变性：从左到右原子半径 逐渐 减小 ，失电子能力逐渐减弱， 得电子能力逐渐 增强 ，元素的金 属性逐渐 减弱，非金属性逐渐 增强 ， 对应氢化物的稳定性逐渐 增强 ；最 高价氧化物对应的水化物的酸性逐 渐 增强 ；碱性逐渐 减弱 ；
【规律总结】
1、周期数=电子层数 2、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素： 大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价 电子数 ⅠB、ⅡB族序数=原子的最外层电子数
【思考】为什么s区、d区、ds 区的元素都是金属(除H外)？
s区、d区、ds区的元素最
外层电子数为1-2个电子，在反 应中易失去，所以都是金属。
６
32
６S1－2
5d1－10 4f1－14
5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
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。
【想一想】 划分区的依据是什么？ s区、d 区、ds区、p区分别有几个纵列？
依据外围电子的排布特征， 看最后一个电子填充的轨道类型。
（2）同一主族元素结构和性质具 有一定的相似性和递变性：同一主 族，从上到下：原子半径逐渐增大 ， 失电子能力逐渐 增强 ，得电子能 力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强 ， 非金属性逐渐 减弱 ；对应氢化物 的稳定性逐渐 减弱 ；最高价氧化 物对应的水化物的酸性逐渐 减弱； 碱性逐渐 增强 ；
【小结】
课堂练习
4.已知某元素的原子序数 为25，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。
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？
2 4 价电子排布为5s 5p ，
电子排布式 [Kr]4d105s25p4 属 P区
反馈 练 习
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。 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
专题二
原子结构与元素的性质
元素性质的递变规律
第二单元
第一节 原子核外电子排布的周期性
【学习目标】
• 1．理解元素周期律及其实质。 • 2．了解原子结构与元素性质的关系。 • 3．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。 • 4、理解元素周期表的分区及各区元素特点。 • 5．感受元素周期律与周期表在化学学习、科学 研究和生产实践中的重要作用与价值。
主族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 原子核外价电 1 ns2 ns2np1 2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 n s n s 子排布
最高正价 最低负价
+1 +2 +3 +4 -4
+5 -3
+6 -2
+7 -1
化合价变化 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 规律 金属性和非 金属性减弱非金属性增强 金属性变化 原子半径的 同周期从左到右半径逐渐减小 变化规律
3S23p1 －5 3S23p6
3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6 5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５
元 素 数 目 2 8 18 18 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
ds区元素
10ns1～2 ( n － 1)d 价层电子构型是 ， 即次外层d轨道是充满的，最外层
轨道上有1～2个电子。它们既不 同于s区，也不同于d区，称为ds ⅠB和ⅡB 区，它包括 族，处于周期 表d区和p区之间。它们都是金属 ， 也属过渡元素。
f区元素
最后1个电子填充在f轨 道上，价电子构型是：（n－ 0 ～ 14 2 0 ～ 2）f ns ,或(n – 2)f 14、(n－1)d 0～2ns2，它包括 镧系和锕系元素（各有14种 元素）。
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6 5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５
元 素 数 目 2 8 18 18 32
s区和p区的共同特点是： 最后1个电子都排布 最外层 在 ，除零族外，最外 族序数 层电子的总数等于该元素 的 。除零族外，s区 和p区的元素都是主族元素。
d区元素
它们的价层电子构型 1 ～ 9 2 是(n－1)d ns ，最后1个电 子基本都是填充在 (n－1)d 轨 道上，位于长周期的中部。这 些元素都是 金属 ，常有可变 化合价，为过渡元素。它包 括 ⅢB～Ⅷ 族元素。
【结论】
1、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。 每隔一定数目的元素，元素原 子的外围电子排布重复出现从ns1到 ns2np6的周期性变化。
2、同一主族元素的原子外围电子 排布相同，不同的只是电子层数。
【交流与讨论2】
稀有气体元素、非金属元素、过渡 金属元素（副族和Ⅷ族元素）原子的外 围电子排布有什么特点？
5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５
元 素 数 目 2 8 18 18 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
第四周期过渡元素核外电子排布
原 子 序 数 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
符 号
外 围 电 子 排 布
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
5 3d5 3d6 3d7 3d8 3d10 3d10 4s2 4s2 4s2 4s1 4s2 4s2 4s2 4s2 4s1 4s2
６
32
６S1－2
4f1－14 5d1－10
5d106s1－2 6S26p1 －5 6S26p6
周 期 １
２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ６S1－2 ３d1－9 4s2 4d1－9 5s2 4f1－14 5d1－10
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2 ３S1－2 ４S1－2 ５S1－2 ３d1－9 4s2 4d1-9 5s2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6 3S23p1 －5 3S23p6 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6 4d105s1－2 5S25p1 －5 5S25p6
周 期 １
２
元 素 数 目 2 8
外围电子排布 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ⅦＡ ０族
1S1
２S1－2
1S2
2S22p1 －5 2S22p6
３
４ ５ ６
18
18 32 32
３S1－2
４S1－2 ５S1－2 ６S1－2 ３d1－9 4s2 4d1－9 5s2 4f1－14 5d1－10
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 ns2np1～6 p区 ⅢA～零族 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns2 过渡元素 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 （n－2）f0～14ns2 过渡元素 f区 镧系和锕系
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《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素性质的递变规律
盐类性质变化规律
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
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
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1、 舟 遥 遥 以 轻飏， 风飘飘 而吹衣 。 2、 秋 菊 有 佳 色，裛 露掇其 英。 3、 日 月 掷 人 去，有 志不获 骋。 4、 未 言 心 相 醉，不 再接杯 酒。 5、 黄 发 垂 髫 ，并怡 然自乐 。
▪
谢谢！
56
26、要使整个人生都过得舒适、愉快，这是不可能的，因为人类必须具备一种能应付逆境心情，化为上进的力量，才是成功的保证。——罗曼·罗兰
▪
28、知之者不如好之者，好之者不如乐之者。——孔子
▪
29、勇猛、大胆和坚定的决心能够抵得上武器的精良。——达·芬奇
▪
30、意志是一个强壮的盲人，倚靠在明眼的跛子肩上。——叔本华
1、 舟 遥 遥 以 轻飏， 风飘飘 而吹衣 。 2、 秋 菊 有 佳 色，裛 露掇其 英。 3、 日 月 掷 人 去，有 志不获 骋。 4、 未 言 心 相 醉，不 再接杯 酒。 5、 黄 发 垂 髫 ，并怡 然自乐 。
▪
谢谢！
56
26、要使整个人生都过得舒适、愉快，这是不可能的，因为人类必须具备一种能应付逆境心情，化为上进的力量，才是成功的保证。——罗曼·罗兰
▪
28、知之者不如好之者，好之者不如乐之者。——孔子
▪
29、勇猛、大胆和坚定的决心能够抵得上武器的精良。——达·芬奇
▪
30、意志是一个强壮的盲人，倚靠在明眼的跛子肩上。——叔本华
高中化学鲁科版2019必修第二册第1章第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律课件37张
份加入稀盐酸,沉淀溶解, Al(OH) 体现出一
3
另一份加入NaOH溶液,沉 定的两性,既能溶
淀不溶解
于强酸又能溶于
强碱。
加入NaOH溶液后产生白色 碱性:Mg(OH) >
2
沉淀,把沉淀分成两份,一 Al(OH)
3
份加入稀盐酸,沉淀溶解,
另一份加入NaOH溶液,沉
淀溶解
②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
失电子能力:Na>Mg>Al
3.Al(OH)3的两性
(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。
+
3+
(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl
AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H
明元素原子失电子的能力越强。
2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
Na、Mg与水的
反应
Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热反应缓慢,溶液变浅红色
Mg、Al与酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但 失电子能力:
放Mg的试管中生成气体速率较快
Mg(OH)2为中强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,则金属性Na>Mg>Al。
(3)根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易判断。
金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易、反应越剧烈,对应元素的金属
3
另一份加入NaOH溶液,沉 定的两性,既能溶
淀不溶解
于强酸又能溶于
强碱。
加入NaOH溶液后产生白色 碱性:Mg(OH) >
2
沉淀,把沉淀分成两份,一 Al(OH)
3
份加入稀盐酸,沉淀溶解,
另一份加入NaOH溶液,沉
淀溶解
②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
失电子能力:Na>Mg>Al
3.Al(OH)3的两性
(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。
+
3+
(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl
AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H
明元素原子失电子的能力越强。
2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
Na、Mg与水的
反应
Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热反应缓慢,溶液变浅红色
Mg、Al与酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但 失电子能力:
放Mg的试管中生成气体速率较快
Mg(OH)2为中强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,则金属性Na>Mg>Al。
(3)根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易判断。
金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易、反应越剧烈,对应元素的金属
同周期、同主族元素性质的递变规律
①同一种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价 阳离子。例：r（Cl ）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe ）＞r（Fe ）
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 例：r（O ）＞r（F ）＞r（Na ）＞r（Mg ）＞r（Al ） 离子半径 ③同一主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大 例：r（Li ）＜r（Na ）＜r（K ）＜r（Rb ）＜r（Cs ）； r（O ）＜r（S ）＜r（Se ）＜r（Te ） ④既不同周期、也不同主族的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r（K ）与r（Mg ），可选r（Na ）为参照，可知r（K）＞r（Na)＞r(Mg )
本质
原子越易得电子,非金属性越强
非金属性比 较
判断依据
①与H 化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 ②单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强 ③最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强
④若A +B→B +A,则B比A非金属性强
元素金属性和非金属性强弱的判断方法
本质
原子越易失电子,金属性越强
①在金属活动性顺序表中越靠前,金属性越强
金属性比较
判断依据
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 ③单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强
⑤若X +Y→X+Y ,则Y比X金属性强
稳定性逐渐增强，还原性逐渐减 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增
弱，酸性逐渐增强
强，酸性逐渐增强
简单微粒半径的比较方法
①同一周期元素，随原子序数递增，原子半径减小； 例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl） 原子半径 ②同一主族元素，随电子层数递增，原子半径增大 例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 例：r（O ）＞r（F ）＞r（Na ）＞r（Mg ）＞r（Al ） 离子半径 ③同一主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大 例：r（Li ）＜r（Na ）＜r（K ）＜r（Rb ）＜r（Cs ）； r（O ）＜r（S ）＜r（Se ）＜r（Te ） ④既不同周期、也不同主族的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r（K ）与r（Mg ），可选r（Na ）为参照，可知r（K）＞r（Na)＞r(Mg )
本质
原子越易得电子,非金属性越强
非金属性比 较
判断依据
①与H 化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强 ②单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强 ③最高价氧化物的水化物酸性越强,非金属性越强
④若A +B→B +A,则B比A非金属性强
元素金属性和非金属性强弱的判断方法
本质
原子越易失电子,金属性越强
①在金属活动性顺序表中越靠前,金属性越强
金属性比较
判断依据
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强 ③单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强,金属性越强
⑤若X +Y→X+Y ,则Y比X金属性强
稳定性逐渐增强，还原性逐渐减 稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增
弱，酸性逐渐增强
强，酸性逐渐增强
简单微粒半径的比较方法
①同一周期元素，随原子序数递增，原子半径减小； 例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl） 原子半径 ②同一主族元素，随电子层数递增，原子半径增大 例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件
活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
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
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据了解元素原子核外电子排布、原 子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的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； ③金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。
元素性质的递变规律PPT课件(公开课)
元素代号 Q
I1 2 080
I2 4 000
I3 6 100
I4 9 400
R
500 4 600 6 900 9 500
S
740 1 400 7 700 10 500
T
580 1 800 2 700 11 600
U
420 3 100 4 400 5 900
(1)在周期表中，最可能处于同一族的是
( E)
规律
同主族，从上向下，半径增大
原子得失电子 同周期，从左向右，失电子能力减弱，得电子能力增强 能力变化规律 同主族，从上向下，失电子能力增强，得电子能力减弱
金属性、非金 同周期，从左向右，金属性减弱，非金属性增强 属性变化规律 同主族，从上向下，金属性增强，非金属性减弱
一、电离能
1.电离能的定义及表示方法: 气态电中性基态原子失去一个电子转化
【2.交电流负讨性论的3】变：化观规察律下图，请同学们总结同周期、
同(表1)明主同其族周吸期元引，素电自电子左负的到性能右力变，逐化元渐素规的律增电并强负解性释逐。其渐原增因大。 ，
(2) 同一主族从上到下，元素电负性呈现 减小 趋势；表明 其吸引电子的能力呈现 减弱趋势。
3.元素电负性的应用
（1）判断元素的金属性和非金属性。
（1）查阅电负性数值，试分析锂与镁，铍与铝，
硼与硅性质相似的原因？
（2)铍的最高价氧化物的水化物是
化合物
(填“酸性”、“碱性”或“两性”)，证明这一
结论的有关离子方程式是
。
(3)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃
烧生成产物为
(用化学式表示)。
根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，回答下面各题。
2 第二单元 元素性质的递变规律上课课件 ppt
Байду номын сангаас
d区元素
它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2， 最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。 这些元素都是金属，常有可变化合价，称为 过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。
ds区元素
价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即 次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有 1～2个电子。它们既不同于s区，也不同 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， 也属过渡元素。
则他们的第一电离能按从大到 小的顺序为 D＞C＞A＞B ，电负 性的大小顺序为 D＞C＞B＞A 。
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!)
课堂练习
1、下列叙述中正确的是 （C ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半 径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能 最大
课堂练习
2、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na
F
Mg
＞ ＜ ＞
K
概 念 应 用
1、已知M(g)－e－→M+(g)时所需的最低能量 为738KJ。则M元素的I1= 738KJ· -1 mol
2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。则Na（g） －e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 496KJ
d区元素
它们的价层电子构型是(n－1)d1～9ns1～2， 最后1个电子基本都是填充在倒数第二层 (n－1)d轨道上的元素，位于长周期的中部。 这些元素都是金属，常有可变化合价，称为 过渡元素。它包括ⅢB～Ⅷ族元素。
ds区元素
价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即 次外层d轨道是充满的，最外层轨道上有 1～2个电子。它们既不同于s区，也不同 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， 也属过渡元素。
则他们的第一电离能按从大到 小的顺序为 D＞C＞A＞B ，电负 性的大小顺序为 D＞C＞B＞A 。
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!)
课堂练习
1、下列叙述中正确的是 （C ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半 径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能 最大
课堂练习
2、判断下列元素间的第一电离能的大小：
Na
F
Mg
＞ ＜ ＞
K
概 念 应 用
1、已知M(g)－e－→M+(g)时所需的最低能量 为738KJ。则M元素的I1= 738KJ· -1 mol
2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。则Na（g） －e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 496KJ