元素周期律
高中化学元素周期律
同主族（从上到下）
内容 电子层数 最外电子数 最高正价 原子半径 离子半径 得电子能力（氧化性） 失电子能力（还原性） 金属性 非金属性
同周期（从左到右） 相同（等于周期序数） 逐渐增加（1~8） +1~~+7 逐渐减小 阴阳离子半径均渐小 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐减弱 逐渐增强
同主族（从上到下） 逐渐增加 相同（等于族序数） 等于族序数 逐渐增大 阴阳离子半径均渐大 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱 碱性渐强酸性渐弱 逐渐减弱
由1个增加到8个，而达到稳定结构
原子序数
电子层数
最外层 电子数
达到稳定结 构时的最外 层电子数 2
1～2 3～10
1 2
1 1
1
2
8
8
8
8
11～18
3
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外 层电子排布呈现 周期性 变化。
元素原子半径数据
逐渐减小
逐 渐 增 大
原子序数 3～10 11～17
+3
+11
Na
+12
+11
Na
F < O < N <C ⑶核电荷数都相同(同种元 素)时,再看核外电子数(或 最外层电子数),核外电子数 Cl (或最外层电子数越多)，则 半径 越大 如 Cl < Cl-
+17
+17
Cl-
微粒半径大小的比较
比较微粒大小的依据（三看） 1.看电子层数：电子层数越多半径越大 （层多径大） 如： K+>Na+ F＞Cl＞Br＞I
1 ～2
电子 层数
最外层 电子数
1 2
元素周期律
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）的增加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。
基本概念元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。
元素周期律由俄国的门捷列夫首先发现，并根据此规律创制了元素周期表。
结合元素周期表，元素周期律可以表述为：随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。
主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。
（如O2->F->Na+>Mg2+）内涵结合元素周期表，元素周期律可以表述为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。
随着原子序数的增加，元素的性质呈周期性的递变规律：在同一周期中，元素的金属性从左到右递减，非金属性从左到右递增，在同一族中，元素的金属性从上到下递增，非金属性从上到下递减；同一周期中，元素的最高正氧化数从左到右递增（没有正价的除外），最低负氧化数从左到右逐渐增高；同一族的元素性质相近。
主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
同一族中，原子半径随着原子序数的增加而增大。
如果粒子的电子构型相同，则阴离子的半径比阳离子大，且半径随着电荷数的增加而减小。
本质元素核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。
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。
(注）：阴阳离子的半径大小辨别规律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)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，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。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。
在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。
这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。
二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。
原子序数的增大决定了元素的性质的变化。
2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。
即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。
这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。
3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。
（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。
（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。
（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。
三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。
其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。
周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。
四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。
比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。
这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。
这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。
2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。
比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。
周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
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。
元素周期律-化学键
概念
阴阳离子 间通过静 电作用所 形成的化 学键
原子间通 过共用电 子对所形 成的化学 键
金属离子 与自由电 子间的强 烈的相互 作用
成键 微粒
特征
阴、 阳 离 子
无无 饱方 和向 性性
原子
有有 饱方 和向 性性
金属离 无 无
子、自 由电子
饱方 和向 性性
形成 条件
影响因素
存在 范围
一般为活 泼金属与 活泼非金 属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义： 原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子： 原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点： 共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点： 共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子 电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：
元素周期律
元素周期律元素周期律：1、元素周期律的概念：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化的规律。
2、元素周期律的原因：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化，其原因是元素的原子的核外电子排布随着核电荷数的递增呈现周期性变化，特别是最外层电子数随着核电荷数的递增呈现周期性变化。
3、元素周期性的主要表现：最高价氧化物、氢化物、最高价氧化物的水化物化学式、最外层电子数、原子半径、最高价、最低价、金属性、非金属性、与水反应置换出氢气的能力、与酸反应置换出氢气的能力、最高价氧化物的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性、还原性。
3、元素周期律的发现者：俄国化学家门捷列夫。
元素周期律的具体体现1、元素的原子半径的周期性：同一周期，自左而右，原子半径依次递减。
稀有气体的原子半径比同一周期的非金属元素的原子半径要大。
2、元素的化合价的周期性：同一周期，自左而右，元素的最高价依次递增，从+1价到+7价，又回到稀有气体。
（第二周期的O、F除外）；元素的最低价，从ⅣA开始，依次递增，从-4价到-1价，再回到稀有气体。
主族元素的最高价=最外层电子数（F、O除外）主族元素的最低价（从第ⅣA开始）=最外层电子数—8（H除外）主族元素的中间价（从第ⅣA开始）在最高价与最低价之间，一般依次减少2价。
3、元素的原子核外电子排布的周期性：同周期，自左而右，最外层电子数依次递增，从1个到8个。
4、元素的金属性和非金属性的周期性：同周期，自左而右，失去电子的能力依次递减，得到电子的能力依次递增，金属性依次减弱，非金属性依次增强。
5、单质与水反应产生氢气的能力的周期性：同周期，自左而右，单质与水反应产生氢气的能力依次减弱。
6、单质与酸反应产生氢气的能力：同周期，自左而右，单质与酸反应产生氢气的能力依次减弱。
7、最高价氧化物的水化物的酸碱的周期性：同周期，自左而右，最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，碱性依次减弱。
8、单质与氢气化合能力的周期性：同周期，自左而右，单质与氢气化合的能力依次增强。
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
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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
高中化学 元素周期表_元素周期律详解
(2)寻找新材料： 将下面左右两侧对应内容连线。
答案：
注意：(1)元素周期表中，金属元素占绝大多数，非金属元素 只是少数。
(2)金属元素在分界线的左侧，但分界线左边的并不都是金属 元素，如H元素。副族元素均是金属元素。
(3)元素周期表中元素金属性最强的是Cs(不考虑放射性元 素)，非金属性最强的是F；短周期(1～18号)元素中金属性最强的 是Na。
1．下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成
的化合物是( )
A．半导体材料砷化镓
B．吸氢材料镧镍合金
C．透明陶瓷材料硒化锌 D．超导材料K3C60
答案：C
2．预测元素的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质：如金属性Mg＞Al、 Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2__________Al(OH)3、 Ca(OH)2________Mg(OH)2。 (2)推测未知元素的某些性质： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2________溶。
递增的顺序从上到下排成一纵行。
3．元素周期表的结构 (1)周期(7个横行，7个周期)：
(2)族(18个纵行，16个族)：
注意：(1)各元素种类最多的周期是第六周期，有32种元素； 含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。
(2)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子 最外层电子数不超过2个(1～2个)。
答案：O P Cl
2．W、X、Y、Z是原子序数依次增大的四种短周期元素。已 知：①四种元素的电子层数之和等于10，且它们分别属于连续的 四个主族；②四种元素的原子中半径最大的是X原子。下列说法正 确的是( )
元素周期表
5、同主族元素的金属性和非金属性的递变 （1）同主族元素从上至下的金属性逐渐增强，非金 属性逐渐减弱。 （2）碱金属元素的金属性从上至下逐渐增强，它们 的最高价氧化物对应水化物的碱性依次增强。 （3）卤素的非金属性是从上至下逐渐减弱，它们的最 高价氧化物对应水化物的酸性依次减弱。它们的气态 氢化物的热稳定性也依次减弱。
元素周期表 4、同周期元素的金属性和非金属性的递变 （1）元素的金属性通常指它的原子失去电子 的能力，元素的非金属性通常指它的原子获 得电子的能力。 （2）元素的原子失去电子或得到电子的难易 取决于以下几个因素ห้องสมุดไป่ตู้a、核电荷数；b、原子 半径；c、原子的电子层结构，特别是最外电子 层的结构。 （3）同周期元素从左向右，元素的金属性逐 渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素周期表 1、元素周期律 定义：即元素及由它形成的单质和化合物的性 质，随原子序数的递增而呈周期性变化。（俄国化 学家门捷列夫、1960S） 说明自然界的化学元素之间不是彼此孤立和无 联系的，而是形成了一个完整的体系并有规律地变 化着。 元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
元素周期表 2、周期的定义：具有相同电子层数，并按照原 子序数递增而排列的一系列元素。 第1周期：2 种元素 短周期 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素 周期 （横行） 长周期 第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素 第6周期：32 种元素 不完全周期 第7周期：
元素周期表
含元素较少的第一、二、三周期叫做短周期。 含元素较多的第四、五、六周期叫做长周期。 第七周期到现在为止还没有填满，叫做不完全周期。 第六周期：镧系元素（La--Lu）；15种元素性质极 其相似。 第七周期：锕系元素（Ac--Lr）；15种元素性质极 其相似。 除第一、第七周期外，其他周期的元素都是从活泼 的金属元素开始，逐渐过渡到活泼的非金属元素， 最后以稀有气体元素结束。
元素周期律
元素周期表
1.周期
元素周期表有7个横行，也就是7个周期。具有相 同的电子层数，而又按照原子序数递增的顺序排 列的一系列元素，称为一个周期。 周期的序数就是该周期原子具有的电子层数。 各周期里元素的数目不同，第一周期只有2个元 素，第二、第三周期各有8个元素。第四、五、 六、七周期元素都比8个元素多。第一、二、三 称为短周期，其余称长周期。
微粒半径大小比较的一般规律 1.先看电子层，电子层数越多，半径越大 2. 电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越 大，半径越小。 3. 电子层数相同，核电荷数也相同，看最外 层电子数，电子数越多，半径越大。
四.元素主要化合价的周期变化
原子序数
元素名称
1
氢
2
氦
3
锂
4
铍
5
硼
6
碳
7
氮
第16号元素是硫也是非金属。它的最高价氧化物是 SO3,SO3对应的水化物是H2SO4。硫酸是一种强酸。在 加热时硫可以与氢气化合，生成气态氢化物硫化氢。
第17号元素氯也是非金属。它的最高价氧化物是Cl2O7, 对应的水化物是HClO4,它是已知酸中最强的酸。氯气与 氢气在光照或点燃时会发生爆炸而化合，生成气态氢化 物氯化氢。
一.核外电子 排布的周期性
部分元素原子 的电子层排布
通过上表可以发现，每隔一定数目的元素，会重复出 现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。也就是 说，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈 周期性的变化。
原子半径的周期性变化 同一周期内，从ⅠA到ⅦA（卤族）随着原子序数的递 增，原子半径由大变小。如Na原子的半径为： 1.86×10 -10米递减到0.99×10 -10米。 同一主族内，从上到下，随着元素电子层的增加，原 子半径增大。
元素周期律+元素周期表
元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。
质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。
电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。
周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。
主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。
副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。
元素周期律： 定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。
发现者：门捷列夫。
内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。
同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。
分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。
共价半径： 定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。
共价半径 < 真实半径。
⾦属半径： 定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。
⾦属半径 = 真实半径。
范德华半径： 定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。
范德华半径 > 真实半径。
适⽤范围：稀有⽓体。
②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。
同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。
③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。
特例：铍 > 硼。
氮 >氧。
镁 > 铝。
磷 > 硫。
砷 > 硒。
定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。
符号：I。
单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。
常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。
第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。
第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。
④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。
元素周律递变规律口诀
元素周期律递变规律口诀
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、元素化合价
正价（得电子数）：负价（失电子数）= 化合价数值 / 化合价种数
三、单质的活泼性
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；
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。
四、最高价氧化物的水化物酸碱性
最高价氧化物的水化物酸性增强或碱性减弱。
五、非金属气态氢化物
元素的非金属性越强，其对应的气态氢化物的稳定性越强。
六、单质的氧化性、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；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的还原性增强。
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短周期：第1,2,3周期 长周期：第4,5,6周期
不完全周期：第7周期
周期表里数周期，1234567.
(2)族（纵行） 1) 主族： 由短周期元素和长周期元素共同构成的族。
七主七副八和0
表示方法：在罗马数字表示的族序数后面标“A”字。 ⅠA、ⅡA、ⅢA、…
2) 副族： 完全由长周期元素构成的族。 表示方法：在族序数后标“B”字。如ⅠB、ⅡB、 ⅢB、… 3) 第VⅢ族： （“八、九、十” 三个纵行） 4) 0族： 稀有气体元素
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅
酸 弱 酸 中强酸 强 酸 更强酸
磷 酸 硫 酸 高氯酸
非金属性：Si < P < S < Cl
3、元素周期律
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性和非金属性 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
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、短周期元素共有种元素
错，短周期包括1、2、3周期，共18种元素
3、过渡元素全是长周期元素 正确，过渡元素还全是金属元素 4、过渡元素全是副族元素
错，还有第VIII族元素
元素周期律
12 镁 Mg
13 铝 Al
14 硅 Si
15 磷 P
16 硫 S
17 氯 Cl
18 氩 Ar
----
原子半径
nm
0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099
1.电子层数
同周期: 相同 同主族: 从上到下,逐渐增多
同周期: 从左到右,逐渐减小(惰性气体除外)
2.原子半径 同主族: 从上到下,逐渐增大
素
金属性逐渐增强
周期表右上角元素非金属性最强—— F
周期表左下角元素金属性最强—— Cs
小结：
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性和非金属性
得、失电子能力的难易
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
从1逐渐增到7（第1周期除外） 正价由+1→+7 -4→-1 负价由
相同
最高正价相同 逐渐增大
同周期: 从左到右,1~8(1~2) 3.最外层电子数 同主族: 相同 4.最高或最低化合价的变化 同周期: 从左到右,最高正价+1~+7,最低负价1~-4(F无正价,第一除外) 同主族: 相同 同周期: 从左到右,金属性减弱，非金属性增强 同主族: 从上到下,金属性增强，非金属性减弱
5.元素的金属性和非金属性
(3)结构特点：
1-18号元素原子结构示意图
问：原子序数与原子结构有什么关系？
原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数
1.每一横行原子电子层数相同 2.每一纵行原子最外层电子数相同
问：1. 在元素周期表中横行和纵行又称为什么？
2. 元素周期表中有多少横行，多少周期？ 多少纵行，多少族？
(1)周期（横行） 具有相同的电子层数而又按原子序数递 增的顺序排列的一系列元素，称为一个 周期。周期序数 = 电子层数 周 期
元素的性质随着元素核电荷数的递增而 呈周期性变化的规律称为元素周期律
同周期元素从左到右的 规律是什么？同族从 上到下的规律是什么?
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个 电子层，最外层电子数目由1 11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层， 个增加到到 2到 个，而达到稳定 3—10 号元素，从Li Ne有2个电子层， 随原子序数的增大，最外层电子数目由 随原子序数的增大，最外层电子数目 1个增加到结构 8个，而达到稳定结构
逐渐减小（稀有气体除外）
金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱
失电子由易到难
得电子由易到难
2、指导与化学相关的技术
金属与非金属分界线附近寻找半导体 F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药 过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐 腐蚀合金材料 与已知元素位置相近，来发现物质新用途
(三)元素性质的变化规律 第三周期元素性质变化规律 实验1：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放 入试管中。向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液。 观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3
强碱
两性
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定SiH4ຫໍສະໝຸດ PH3H2S HCl
磷蒸气，困难
加热反应 光照或点燃化合
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
七 主 七 副 和 零 族 ， 最 后 莫 忘 第 族 。
Ⅷ
练一练
1．已知碳元素、镁元素和溴等主族元素的原子 结构示意图：
它们分别位于周期表的什么位置？
2.根据元素的原子序数，不能确定的是？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？
生成由难到易，稳定 性由弱到强
气态氢化物的还原性
得、失电子能力的难易
还原性减弱
失电子由易到难
还原性增强
得电子由易到难
元素周期表.周期律
元素周期表
（一）元素周期表的历史
1.第一张元素周期表 (1)时间： 1869年 (2)绘制者： 俄国化学家——门捷列夫 (3)排序依据：将元素按照相对原子质量由小到大依次排列 (4)结构特点：将化学性质相似的元素放在一个纵行 (5)意义：揭示了化学元素的内在联系——里程碑
2.现行元素周期表 (1)排序依据： 原子的核电荷数 (2)原子序数： 按照元素在周期表中的顺序给元素编号
ⅠA
0
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
族序数=最外层电子数
周 —— 2 种 第 1周期 总结: 期 第 2周期 短周期 —— 8 种 表 —— 8 种 里 第 3周期 —— 18 种 数 周期 第 4周期 周 （7个） —— 18 种 第 5周期 期 长周期 —— 32 种 第 6周期 ， 第 7周期 —— 26 种 1 2 共 7 个主族，包括短周期和长周期元素 主族 3 共 7 个副族，只包括在长周期中 4 副族 族 5 第VIII族 包括第8、9、10 纵行 （16个） 6 0族 稀有气体元素 7
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
Al(OH)3
强碱
两性
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。
同周期: 从左至右,失电子能力减弱,得电子的电子能力增强 同主族: 从上至下,失电子能力增强,得电子的电子能力减弱
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
B Al Si
非金属区
Ge As
金属区
Sb
Te Po
At
非 零 金 属 性 族 逐 渐 增 元 强
从1逐渐增到7（第1周期除外） 正价由+1→+7 -4→-1 负价由
相同
最高正价相同 逐渐增大
逐渐减小（稀有气体除外）
金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱
最高价氧化物对应水化 碱性减弱，酸性增强 物的酸、碱性
非金属气态氢化物生成的 难易和氢化物的稳定性
酸性减弱，碱性增强
生成由易到难，稳定 性由强到弱
现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加 热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 △ 化学反应方程式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 结论：镁的金属性比钠弱，比铝强 实验2：取一小片铝和一小段镁带镁带，用砂纸擦去 氧化膜,分别放入两试管，再各加入2mL 1mol/L盐酸。 观察现象。 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡，但镁反应 比铝剧烈。 结论：镁的金属性比铝强
1、主族元素的最高正化合价 =最外层电子数 =主族序数 2、非金属最高正价+|负化合价| =8 （注：副族和第VⅢ族化合价较复杂）
元素的金属性和非金属性
是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化？
金属性:指元素原子失去电子形成阳离子的能力.
非金属性:指元素获得电子形成阴离子的能力.
6.得、失电子能力的难易
由1个增加到8个，而达到稳定结构
元素原子半径数据
原子序数 元素名称 元素符号 原子半径
nm
3 锂
4 铍
5 硼
6 碳
7 氮
8 氧 O
9 氟 F
10 氖 Ne
----
Li
Be
B
C
N
0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071
原子序数 元素名称 元素符号
11 钠 Na