1.2.1元素周期律(化合价、半径)
元素周期律
＝8
元素的金属 性、非金属 性强弱
性质反映结构
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性
同主族
{
相似性 从上到下，递变性
决定 反映 结构
位置
决定 反映
反映
性质
决定
1、某元素的最高正价与负价的代数和 为4,则该元素的最外层电子数为: A、4 B、 5 C、 6 D、 7
C
2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学 式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学 式是
原子半径依次增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强
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 元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化
元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而 呈现周期性的变化——— 元素周期律 元素性质的周期性变化实质:是元素原子的 核外电子排布的周期性变化。
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
B Al Si Ge As Sb Te Po
At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知： 金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（ 左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期 第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一 定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
元素原子半径的变化示意图
原子半径的递变规律
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 周期
元素周期律及周期
He:2
Ne:10
Ar:18
Kr:36
Xe:54
Rn:86
预备知识2：熟悉元素周期表的结构
第1、2纵行为ⅠA、ⅡA；第13-17纵行为ⅢA-ⅦA；第18纵 行为零族
若序数小于56，则序数减去比它小而相近的稀有气体的原子 序数，既得该元素所在的纵行数。 若序数大于56，则序数减去比它小而相近的稀有气体的原子序 数后，再减去14，既得该元素所在的纵行数。 注周期数：相近的稀有原子所在周期数加1。
(8) 12Mg：其单质能在CO2气体中燃烧，也能在氮气中燃烧。
(9) 13Al：是地壳中含量最高的金属元素；该金属单质在冷浓 H2SO4或冷浓HNO3中钝化；该元素具有两性。
(10) 14Si： 电子层结构跟同族碳相似。该元素在地壳中含量居第二
位，其单质是良好的半导体材料。该单质又能与强碱作用放出 H2 (11) 15P：该元素的一种单质白磷，有剧毒，不溶于水，易溶于CS2 能自燃，它的分子具有正四面体结构；另一种单质红磷不溶于
例. “北大富硒康”中含有微量元素硒(Se)，对人体有保 健作用。已知硒为第四周期第ⅥA族元素，根据它在周 期表中的位置推测，硒不可能具有的性质为( AC )。 A．硒化氢很稳定
B．硒化氢的水溶液显弱酸性
C．非金属性强于硫
D．其最高价氧化物的水化物酸性强于砷弱于溴
例：现代隐形飞机表面涂有钋，可以吸收和屏蔽雷达
水，也不溶于CS2，是制造安全火柴的原料；在一定条件下，两
种单质可以相互转化。
(12) 16S：该元素的氢化物与它的最高价氧化物对应的水化物的浓
溶液作用。
(13) 17Cl：同周期元素中成对电子数最多的元素之一，其单质有剧
毒，最高价氧化物对应的水化物的酸性最强。
元素周期律
△
金属性：Na ＞ Mg 镁与盐酸反应比铝与盐酸反应更剧烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
镁
铝
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
金属性：Mg ＞ Al
Al2O3既能与盐酸反应，也能与NaOH反应，属两性氧化物。
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
同一主族元素 金属性和非金属变化
• 预测：从上到下，失电子能力逐渐增强，得 电子能力逐渐减弱。∴元素金属性逐渐增强， 非金属性逐渐减弱。 • 以碱金属和卤族元素为例： 碱金属：从上到下，金属性逐渐增强 卤素：从上到下，非金属性逐渐减弱， 金属性逐渐增强。
思考：
Li
元素的性质呈现出周期性的变化，那 么这种周而复始是不是又回到了原来的起点了呢？ 每一主族的元素性质相似，是不是完全相同？
NaOH溶液→
Al2O3 + 2NaOH = H2O + 2NaAlO2
←Al(OH)3
偏铝酸钠
ＡlCl3溶液 → 稀硫酸→
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓+ 3NaCl 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3+6H2O
←Al2(SO4)3 溶液Al(OH)3→ NaOH源自液→和钠与水的反应作对比。
Conclusion 结论
1. 锂、钠、钾都能与水反应 2. 反应越来越剧烈。
Preduction演示
1.铷与铯能与水反应吗？ 2.反应剧烈程度如何？
碱金属单质与水反应
Li
Na
K
Rb
Cs
Conclusion 结论
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、什么是元素周期律在化学的世界里，元素周期律就像是一座指引我们探索物质奥秘的灯塔。
简单来说，元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
这个规律可不是凭空出现的，而是经过众多科学家们长期的观察、实验和思考总结出来的。
从门捷列夫最初的尝试到现代科学的不断完善，元素周期律已经成为了化学学科中最基本、最重要的规律之一。
二、元素周期律的发展历程早在 19 世纪，科学家们就开始尝试对元素进行分类和整理。
在这个过程中，有不少人做出了贡献。
到了 1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人的基础上，通过对大量元素性质的研究和分析，制作出了第一张元素周期表。
他不仅按照原子量的大小对元素进行了排列，还大胆地预测了一些当时尚未被发现的元素及其性质。
后来，随着科学技术的进步，人们发现按照原子序数排列元素更加合理，于是就有了我们现在所熟悉的元素周期表。
三、元素周期表的结构元素周期表看起来像是一个密密麻麻的表格，但其实它有着非常清晰的结构和规律。
首先，周期表有横行和纵列。
横行称为周期，目前一共有7 个周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
纵列称为族，分为主族、副族、Ⅷ族和 0 族。
主族元素的族序数等于最外层电子数，同一主族元素的化学性质相似。
元素周期表中还有一些特殊的区域，比如过渡元素区域，这里的元素具有独特的性质和用途。
四、元素性质的周期性变化1、原子半径原子半径是描述原子大小的一个重要参数。
随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性变化。
同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。
2、化合价化合价反映了元素在形成化合物时得失电子的能力。
主族元素的最高正化合价等于族序数，最低负化合价等于族序数减去 8。
3、金属性和非金属性金属性是指元素原子失去电子的能力，非金属性则是指元素原子得到电子的能力。
同一周期，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律一、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0、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W A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)。
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。
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。
元素周期表规律总结（同一主族,对角线规则）
元素周期表规律总结（同⼀主族,对⾓线规则）知识⽹络中⼦N原⼦核质⼦Z （带正电荷）→核电荷数原⼦结构：电⼦数（Z 个）：化学性质及最⾼正价和族序数核外电⼦排布规律→电⼦层数周期序数及原⼦半径表⽰⽅法→原⼦（离⼦）的电⼦式、原⼦结构⽰意图随着原⼦序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原⼦最外层电⼦的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律②、原⼦半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的⾦属性与⾮⾦属性的周期性变化①、按原⼦序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和排列原则②、将电⼦层数相同的元素排成⼀个横⾏；元素周期表③、把最外层电⼦数相同的元素（个别除外）排成⼀个纵⾏。
①、短周期（⼀、⼆、三周期）周期（7个横⾏）②、长周期（四、五、六周期）周期表结构③、不完全周期（第七周期）决定原⼦呈电中性编排依据X)(A Z 七主七副零和⼋三长三短⼀不全决定元素种类①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）元素周期表族（18个纵⾏）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）③、Ⅷ族（8、9、10纵⾏）④、零族（稀有⽓体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电⼦排布②、原⼦半径性质递变③、主要化合价④、⾦属性与⾮⾦属性⑤、⽓态氢化物的稳定性⑥、最⾼价氧化物的⽔化物酸碱性电⼦层数相同条件下，电⼦层越多，半径越⼤。
判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越⼩。
最外层电⼦数相同条件下，最外层电⼦数越多，半径越⼤。
微粒半径的⽐较 1、同周期元素的原⼦半径随核电荷数的增⼤⽽减⼩（稀有⽓体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原⼦半径随核电荷数的增⼤⽽增⼤。
如：Li具体规律 3、同主族元素的离⼦半径随核电荷数的增⼤⽽增⼤。
如：F--4、电⼦层结构相同的离⼦半径随核电荷数的增⼤⽽减⼩。
如：F-> Na+>Mg2+>Al3+5、同⼀元素不同价态的微粒半径，价态越⾼离⼦半径越⼩。
(鲁科版)高中化学必修二：1.2元素周期律和元素周期表【第一课时+第二课时】课件
化学 必修2
第1章 原子结构与元素周期律
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二、元素周期律
[填一填] 1．元素周期律的含义 原子序数 的递增而呈周期性变 元素的性质随着元素___________
化。
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第1章 原子结构与元素周期律
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2．每周期内元素性质的递变规律(随元素原子序数递 增 )：
(2)阴离子半径大于相应原子半径；如r(Cl－)>r(Cl)。
4．电子层结构相同的不同粒子，原子序数越大，半径越 小。
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第1章 原子结构与元素周期律
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下列元素中，原子半径最大的是(
A．Si C．S 点拨： B．P D．Cl
)
根据原子序数画出原子结构示意图→确定比较原
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第1章 原子结构与元素周期律
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一、微粒半径大小比较
1．电子层相同时最外层电子数越多，原子半径越小。
2．最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越
大。 3．同种元素的微粒半径比较，核外电子数越多，微粒半 径越大。 (1)阳离子半径小于相应原子半径；如r(Na＋)<r(Na)。
素代码)
(5)氯元素的最高正价为________，最低负价为________。 答案： (1)相同 ① (5)＋7 －1 (2)1、3、4、7 (3)①②③④ (4)④③②
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第1章 原子结构与元素周期律
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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、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
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伊宁市第一中学高一化学组
此刻打盹,你将做梦;而此刻学习,你将圆梦
第2课时 元素周期律
主备人：杨星星辅备人：赵丽张韦唯刘勇涛
学习目标
1.掌握元素核外电子、化合价、原子半径周期性变化规律。
一、元素周期律
1.电子层排列的周期性
根据1~18号元素核外电子排布,写出核外电子排布的规律。
2.化合价的周期性变化
根据1~18号元素的化合价,总结化合价的变化规律: 。
(1)1~18号元素中,除了O、F外,最高正价= ;
最低负价与最高正价的关系为 ;
(2)金属元素无 价(除0价外,在化学反应中只显 价);
既有 价又有 价的元素一定是非金属元素;
(3)氟元素无 价,氧元素无最高 价。
3.原子半径的递变规律
根据下表数据,总结原子半径变化规律: 。
元素 H He
原子半径 0.037 nm —
元素 Li Be B C N O F Ne
原子半径 0.152 nm 0.089 nm 0.082 nm 0.077 nm 0.075 nm 0.074 nm 0.071 nm —
元素 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径 0.186 nm 0.160 nm 0.143 nm 0.117 nm 0.110 nm 0.102 nm 0.099 nm —
(1)同主族元素原子半径随原子序数增大而逐渐增大的原因。
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大而逐渐减小的原因。
伊宁市第一中学高一化学组
此刻打盹,你将做梦;而此刻学习,你将圆梦
(3)微粒半径大小比较方法
随堂练习
1.A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子,B原子核外电子总数比A原子核
外电子总数多5个,则A与B形成的化合物的化学式为( )
A.A2B3 B.BA2 C.AB4 D.B3A2
2.从原子序数11依次增加到17,下列所说递变关系错误的是( )
A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐减小
C.最高正价数值逐渐增大 D.从硅到氯负价从-4~-1
3下列各离子化合物中,阳离子与阴离子的半径之比最小的是( )
A.KCl B.NaBr C.LiI D.KF
4.R元素形成的化合物RH3,其中R的化合价是其最低负化合价,则R元素最高价氧化物
的化学式是( )
A.RO2 B.RO3 C.R2O5 D.R2O7
5.下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是( )
A.Li Na K B.Ba2+ Ca2+ Mg2+
C.Cl- Ca2+ K+ D.N O F
6下列元素原子半径最大的是( )
A.Li B.F C.Na D.Cl