第二单元元素性质的递变规律第一课时
《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
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
1.3.1认识同周期元素性质的递变规律教案（鲁科版必修2）.doc
第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律●课标要求知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
●课标解读1.能以第3周期元素为例，简要说明同周期元素性质递变规律。
2．知道含有某种元素的最高价氧化物对应水化物的酸性(或碱性)与元素原子得电子(或失电子)能力的关系，并能进行简单应用。
●教学地位本课时通过探究第3周期元素原子得失电子能力的递变规律，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，学生将有以下收获：①对以前学过的元素化合物知识进行整合；②体会元素周期表对学习化学的指导意义。
同周期元素性质递变规律及其应用也是每年高考的必考知识。
●新课导入建议美丽的螺壳，是大自然的鬼斧神工造就的。
一圈圈的螺纹不仅是自身漂亮的外衣，还揭示了大自然中万事万物的发展规律。
这种图案引领着人们去思考、去发现。
元素周期表是螺纹模式的直接体现者，让我们一起带着螺纹的美丽来探寻元素周期表中蕴含的奥秘吧！●教学流程设计课前预习安排：1．看教材P20～21，填写[课前自主导学]中的[知识1]“第3周期元素原子得失电子能力的比较”并完成[思考交流1]，看教材P22，填写中的[知识2]“同周期元素的原子得失电子能力的变化规律及原因”并完成[思考交流2]2．建议方式：同学之间可以进行讨论交流⇒步骤1：1．导入新课2．本课时教材地位分析⇒步骤2：建议对[思考交流]1、2多提问几个学生，使80%以上的学生都能掌握该内容，以利于下一步对该重点知识的探究⇓步骤5：在老师指导下由学生自主完成[变式训练1]和[当堂双基达标]中的2、3、5题，验证学生对探究点的理解掌握情况⇐步骤4：教师通过[例1]和教材P21的讲解对[探究1]中的同周期元素性质的递变规律，进行总结⇐步骤3：师生互动完成[探究1]“同周期元素的原子结构与性质的递变规律”互动方式：可利用[问题导思]所设置的问题，由浅入深进行师生互动。
建议除[例1]外，再变换一下命题角度，设置一些备选例题以拓展学生的思路，可使用[教师备课资源]为您提供的备选例题⇓步骤6：师生互动完成[探究2]“比较元素原子得失电子能力强弱的方法”互动方式：可利用[问题导思]所设置的问题，由浅入深进行师生互动。
元素性质的递变规律-第一电离能--电负性
VB V 23钒
VIB Cr 24铬
VIIB Mn 25锰 Fe 26铁
VIII Co 27钴 Ni 28镍
IB Cu 29铜
IIB Zn 30锌
IA
H
1
A：主族 IIA Be IIIA B IVA C VA N
B：副族 VIA O VIIA F
0
He
2氦 Ne
1氢 Li
2
3锂 Na
3
4铍 Mg
12镁 Ca 20钙
p区元素
ⅢA～ⅦA族和0族元素
最后1个电子填充在np轨道上，价层电 子构型是ns2np1～6，位于周期表右侧，包 括ⅢA～ⅦA族元素。大部分为非金属。0族 稀有气体也属于p区。 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 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族。
原子核外价电 ns1 ns2 ns2np1 2 2 ns2np3 ns2np4 2 5 ns np ns np 子排布
最高正价 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 -4 -3 -2 -1 最低负价 化合价变化 最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1 金属性和非 金属性减弱,非金属性增强 金属性变化 原子半径变 同周期从左到右半径逐渐减小 化规律
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca > AI
(2) Na+ < Cl Na
(3) Cl- >
(4)K+ Ca2+ S2- CI-
S2->CI->K+>Ca2+
课堂练习2：
元素周期律(第一课时)教案.doc
元素周期律（第一课时）教案教学内容元素周期律教学目标知识1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律2．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
能力通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力德育结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教学重点原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。
教学难点原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
教师活动学生活动设计意图[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
[幻灯片]第二节元素周期律[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念[幻灯片]一、原子序数按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？数值上原子序数=核电荷数=质子数意义上并不相同二、原子结构和性质的递变规律[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？[学生回答]结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
[总结学生的回答]很好，说得全面。
就构决定性质！[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
元素性质的递变性规律
元素性质的递变性规律第⼆单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增⽽呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
⼀、原⼦核外电⼦排布的周期性元素按原⼦序数递增的顺序依次排列时，原⼦的最外层上的电⼦数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱⾦属开始，以稀有⽓体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原⼦的电⼦结构，特别是最外层电⼦结构。
所以元素性质的周期性，来源于原⼦电⼦层结构的周期性。
根据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。
⼆、元素第⼀电离能的周期性变化1、定义：从⽓态的基态原⼦中移去⼀个电⼦变成＋1价⽓态阳离⼦所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常⽤符号I1表⽰。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价⽓态阳离⼦移去⼀个电⼦变成＋2价⽓态阳离⼦所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第⼀电离能越⼩，表⽰它越容易失去电⼦，即该元素的⾦属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的⼤⼩主要取决于原⼦的核电荷、原⼦半径及原⼦的电⼦构型。
⼀般说来，核电荷数越⼤，原⼦半径越⼩，电离能越⼤。
另外，电⼦构型越稳定，电离能也越⼤。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增⼤，原⼦半径减⼩, 核对电⼦的吸引增强, 愈来愈不易失去电⼦, 所以 I 总的趋势是逐渐增⼤。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能⽐相邻元素的电离能⾼些，这主要是这些元素的最外层电⼦构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素⾃上⽽下电离能依次减⼩。
但在同⼀副族中，⾃上⽽下电离能变化幅度不⼤，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电⼦后, 半径减⼩, 核对电⼦引⼒⼤, 更不易失去电⼦, 所以有: I1 < I2< I3<I4…., 即电离能逐级加⼤.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表⽰⼀个元素的原⼦在分⼦中吸引电⼦的能⼒. 元素的电负性越⼤，表⽰原⼦吸引成键电⼦的能⼒越强，该元素的⾮⾦属性也就越强；电负性越⼩，该元素的⾦属性越强。
元素性质的周期性变化规律
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
素能应用
典例1下列性质的递变关系正确的是( ) A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2 C.原子半径:Si<P<S<Cl D.最高正价:Cl>Si>Al>Na 答案D 解析氢化物的稳定性:NH3<H2O<HF,A项错误;碱 性:KOH>NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
知识铺垫
新知预习
自主测试
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K
Na
Mg,
非金属性:F
O
S。
(2)碱性:Mg(OH)2
Ca(OH)2
KOH。
(3)酸性:HClO4
H2SO4
HClO。
(4)热稳定性:CH4
NH3
难→易
氢化物
稳定性 逐渐增强
元素金属性 元素非金属性
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐减弱 逐渐增强
易→难
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的 引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱, 而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大, 原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强, 非金属性越弱。
元素周期律(第一课时--推荐)教案--优秀.doc
元素周期律（第一课时）教案教学内容元素周期律教学目标知识1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律2．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
能力通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力德育结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教学重点原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。
教学难点原子半径变化的规律，元素周期律的实质。
教师活动学生活动设计意图[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。
[幻灯片]第二节元素周期律[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念[幻灯片]一、原子序数按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？数值上原子序数=核电荷数=质子数意义上并不相同二、原子结构和性质的递变规律[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。
请同学们对照，自己写得对不对。
[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？[学生回答]结构决定了元素的性质。
所以要研究性质必须先研究结构。
[总结学生的回答]很好，说得全面。
就构决定性质！[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。
请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。
4.2元素性质的周期性变化规律(第1课时)(教学设计)高一化学高效课堂
第四章《物质结构元素周期律》教学设计第二节元素周期表律第一课时元素性质的周期性变化规律【规律】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.如下图所示：【教师】评价、强调：周期元素的原子半径的变化规律是由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体）。
【教师】追问：观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律【学生】同主族元素由上向下元素的原子半径逐渐增大，同周期元素由左向右元素的原子半径逐渐减小。
H是所有原子中半径最小的。
【教师】评价、补充。
【问题3】阅读教材P107108页内容，观察表45，作出原子序数与元素化合价函数图象，由此可得出什么规律？并完成表格内容【学生1】同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高，元素的最低负价由ⅠA族的4价逐渐升高至ⅠA族的1价。
【教师】强调、投影：原子序数与元素化合价函数图象（横坐标原子序数，纵坐标元素的主要化合价）。
【学生2】完成表格内容、展示交流：同周期主族元素的主要化合价周期序号原子序数主要化合价第一周期 1 ＋1第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O、F) ，最低价－4→－1第三周期11→17最高价＋1→＋7 ，最低价－4→－1【教师】评价、投影：【教师】追问：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化，具体有哪些表现？【学生1】随着元素核电荷数的递增，同一周期元素的最高正价呈现由+1到+7、最低负价呈现由－4到－1的规律性变化；【学生2】最外层电子数=最高正价；最高正价＋|最低负价|＝8（H、O、F除外）；【学生3】主族序数＝最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
【教师】评价、强调：金属无负价；H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1【对应练习1】对于原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，下列说法中错误的是A．原子半径逐渐减小B．原子的失电子能力逐渐增强C．最高正化合价逐渐增大D．元素的非金属性逐渐增强【答案】B【解析】A．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子半径依次减小，A正确；B．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，原子得电子能力依次增强，B错误；C．原子核外电子层数为3的元素，随着最外层电子数的增大，最高正化合价逐渐增大，C正确；D．原子核外电子层数为3的元素，随活【过渡】根据第三周期元素原子核外电子排布规律，周期元素金属性和非金属性又具有怎样的变化规律呢？ 【问题1】讨论交流：回顾已学知识，思考判断元素金属性和非金属性强弱的依据有哪些？【教师】结合所学知识，思考判断金属性强弱的方法有哪些？【学生1】利用原子结构判断：电子层数越多，最外层电子数越少，金属性越强。
元素性质的递变规律
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
s d ds
p
f
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 ds区 区：s区、d区、ds区、p区、f区。
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
－ ２S1－2 － ３S1－2 － ４S1－2 － ５S1－2 － ６S1－2 － ３d1－9 4s2 － 4d1－9 5s2 － 4f1－14 － 5d1－10 － 3d104s1－2 － 4d105s1－2 － 5d106s1－2
【规律总结】 规律总结】
1、周期数=电子层数 、周期数 电子层数 2、主族元素： 、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数 原子的最外层电子数=价电子数 族序数 原子的最外层电子数 价电子数 副族元素： 副族元素： 大多数族序数=（ 大多数族序数 （n-1)d+ns的电 子数 价 的电 子数=价 电子数 族序数=原子的最外层电子数 ⅠB、ⅡB族序数 原子的最外层电子数 、 族序数
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 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 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
～ (n－1)d10ns1～2 － 价层电子构型是 ， 即次外层d 即次外层d轨道是充满的，最外层
同周期元素性质的递变规律
【思考与交流】
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 提示：
最外层电子数逐渐增多 原子半径逐渐变小
【思考与交流】
2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
离子方程式是--A=-H-l=(+-O=-+-H=O-[)-A3H-+l-－(O-O=-HH=-－-=)-4=-]－-H--2-O------。
谢谢观赏
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
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
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
热水
13
14
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
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。
一认识同周期元素性质的递变规律1元素原子得失电子能力强弱的判断方法namgal性质比较元素namgal单质与水反应单质与盐酸反应最高价水化物化学式碱性结论原子失去电子能力逐渐减弱与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢与热水反应迅速剧烈反应剧烈反应naohmgoh强碱中强碱两性氢氧化物与沸水缓慢反应非常剧烈sipscl性质比较元素sicl单质与氢气反应难易气态氢最高价氧化物对应水酸性结论不稳定稳定sihhcl得失去电子能力逐渐增强弱酸中强酸强酸最强酸第三周期元素化学性质非金属性逐渐增强金属性逐渐增强2同周期元素的递变规律17413同周期元素性质递变的原因在同一周期中各元素的原子的核外电子层数相同但左到右核电荷数依次增多原子半径逐渐减小稀有气体除外原子失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐增强从而使同周期元素的性质呈现规律性的递变即金属性逐渐减弱非金属性逐渐增例1xy是同周期非金属元素已知x原子半径比y原子半径大则下列叙述中正确ax的最高价氧化物的水化物的酸性比y强bx的阴离子比y的阴离子的还原性强cx的非金属性比y的弱dx的气态氢化物比y的稳定bc例2同周期的三种元素xyz它们的最高价氧化物的水化物分别是hxob非金属性
元素性质的递变规律
最多
周素
可容
期
数 目
ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ⅦＡ
０族
纳的 外围 电子
１2
1S1
1S2
２ 8 ２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ４S1－2 ３d1－10 3d104s1－2 4S24p1 －5 4S24p6
５ 32
５S1－2
问题：1、每一周期元素原子的外围电子排布呈现什么样的变化规律？
问题：2、稀有气体元素、非金属元素原子外围电子排布有什么特点？ 问题：3、过渡金属的外围电子排布有什么特点？有什么不同处？
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 Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
为什么
概念应用
请查阅下列化合物中元素的电负性 值，判断他们哪些是离子化合物，哪 些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： NaF、 Mg。O、 KCl 共价化合物： HCl、 NO、。 CH4
规律与总结
电负性小的元素在化合物中吸引
电子的能力 ，弱元素的化合价为 值；电正负性大的元素在化合物中吸 引电子的能力 ，元素的强化合价 为 值。 负
氢化物水溶液的酸性 结论
14Si SiO2 H4SiO4
弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4
中强酸 强酸
逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4
元素性质的递变规律第一电离能电负性
元素性质的递变规律第一电离能电负性首先，第一电离能是指在气态下，一个原子失去一个电子形成正离子的过程中所需要吸收的能量。
它可以通过实验测量得到，通常用kJ/mol （千焦/摩尔）来表示。
元素的第一电离能与其原子核的核电荷数（即原子序数）有着密切的关系。
随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，因此第一电离能也会增大。
这是因为原子核的电荷数和外层电子云的层数共同决定着外层电子与原子核之间的吸引力，当核电荷数增加时，外层电子对原子核的吸引力增强，需要对外层电子施加更大的能量才能脱离原子形成正离子。
在元素周期表中，第一电离能呈现出递减的趋势，这是由于原子核电荷数增加的速度相对较慢，而外层电子云的层数增加的速度相对较快。
换句话说，随着原子序数的增加，每个新的周期开始时，阶梯上的第一电离能会增加一些，但是随着周期的继续，电子层数的增加导致屏蔽效应的出现，电离能开始下降。
这一递变规律在周期表的左上角和右下角的元素上表现得特别明显。
其次，电负性是描述一个元素在化合物中吸引共价电子对的能力的指标。
电负性的测定主要基于化合物的极性和共价键的极性。
元素的电负性与其原子结构有关，通常来说，电负性随着原子序数的增加而增加。
这是因为随着原子序数的增加，原子核的电荷数也增加，原子对电子的吸引力变强，导致原子的电负性增加。
电负性还与元素的电子亲和能有关，电子亲和能是指原子捕获一个电子并形成负离子时所释放的能量。
除了原子序数的增加，元素的周期表分组位置也会对电负性产生影响。
通常来说，同一周期的元素，周期数越靠右，电负性越高；同一分组的元素，靠上的元素电负性越高。
总的来说，元素的第一电离能和电负性都是与元素的原子结构有关的重要性质。
它们的递变规律可以通过周期表来揭示。
了解这些规律有助于我们理解元素的性质，对元素的化学性质和反应有更深入的认识。
高中化学精品课件：同周期元素性质的递变规律
化合价
+3
Al2O3
Al(OH)3
+2
MgO
Mg(OH)2
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 MgSO4
Na2CO3 NaNO3
盐 物质类别
元素位置 元素
元素 性质
任务2
化合价
实验验证Na、Mg、Al三种 +3
元素原子失电子能力的强弱 +2
2. 比较元素最高价氧化物对应水化物的酸 性。一般来说，酸性越强，元素原子得 电子的能力越强。
物质
元素位置
原子 结构
元素
元素 性质
1.单质的氧化性
同周期元素性质的递变规律
或还原性； 2.非金属气态氢
化物的稳定性；
3.最高价氧化物
对应水化物的酸
物质
性或碱性 物质
性质
电子层数 核电荷数 最外层电子数
原子 结构
Al2O3 MgO
Al(OH)3 Mg(OH)2
方法 导引
比较元素原子失电子能力强弱的方法 ： 1.比较元素的单质与水（或酸）反应置 换出氢的难易程度； 2.比较元素最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱，一般来说，碱性越高，元 素原子失电子能力越强。
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
要求： 1.设计实验 2.完成报告 3.汇报交流
原子 结构
元素位置 元素
元素 性质
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 物质类别
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3d8 3d10 3d10 4s2 4s1 4s2
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
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
N
2 1S2 2S22p3
O
1S2 2S22p4
F
1S2 2S22p5
Na
3S1
Mg
3S2
Al
3S23p1
Si
3S23p2
P
3S23p3
S
3S23p4
Cl
3S23p5
Ar
3S23p6
问题：1、每一周期元素原子的外围电子排布呈现什么样的变化规律？ 问题：2、稀有气体元素、非金属元素原子外围电子排布有什么特点？ 问题：3、过渡金属的外围电子排布有什么特点？有什么不同处？
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 D 在【 】 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
s区元素
最后1个电子填充在ns 轨道上， 1 2 n s n s 价电子的构型是 或 ，位于 周期表的左 侧，包括 IA 和 ⅡA 族，它们都是活泼金属 ，容 易失去电子形成 +1 或 +2 价离子。
p区元素 最后1个电子填充在 np 轨 2 n p1 ～ 6 n s 道上，价电子构型是 ， 位于周期表 右 侧， 包 括 ⅢA～ⅦA、零族 族元素。大 非金属 元素。 部分为
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 1～9ns2 ( n － 1)d 是 ，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。
第四周期过渡元素核外电子排布
原子 21 22 23 24 25 26 序数 符号 Sc Ti V Cr Mn Fe
M
27 Co
28 Ni
29 Cu
30 Zn
9
10 11 13 13
14
2
3d6 4s2
15
2
3d7 4s2
16
2
18
1
18
2
电 N 2 2 2 1 2 子 外 层 围 3d1 3d2 3d3 3d5 3d5 电 4s2 4s2 4s2 4s1 4s2
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族，处于周期 区，它包括 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）。
11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl Ar
同周期，由左至右，金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强 同主族，由上至下，金属性逐渐增强，非 金属性逐渐减弱
原子半径
原子序数 3～10 11～17
原子半径的变化
逐渐减小
逐渐减小
结论： 在同一周期中，从左到右，原子半径逐渐减小； 在同一主族中，从上到下，原子半径逐渐增大。
17Cl
对应氧化物 氧化物的水化物 酸性强弱 单质与H2反应条件 气态氢化物及稳定性 氢化物水溶液的酸性 结论
SiO2
弱酸 高温
P2O5
SO3
Cl2O7
最强酸
H4SiO4 H3PO4
H2SO4 HClO4
中强酸 强酸 逐渐增强
加热
加热 点燃或光照
SiH4
PH3
逐渐增强
H2S
HCl
逐渐增强
非金属性逐渐增强
小结
各区元素特点：
包括元素 价电子排布 元素分类 活泼金属 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 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
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
元素的性质随着元素原子序数的递增 而呈周期性的变化。这个规律叫做元 素周期律。
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。
元素周期表是对元素周期律的表述。
H
He
1S1
1S2
Ne
1S2 2S22p6
Li
1S2 2S1
Be
1S2 2S2
B
1S2 2S22p1
C
1S2 2S22p2
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
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
原子序数
化合价的变化 ＋1 ＋1 －4 ＋5 －1 0 0
1～ 2
3～10 11～18
结论： 同一周期，元素的主要化合价从左到右正价递增； 同一主族，元素的主要化合价相同。
元素的金属性和非金属性
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易
金属性
判 断 依 据 金属氧化物对应的水化物碱性强弱
非金属性
非金属单质与H2化合的难易及气态
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
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
第二单元
元素性质的递变规律
第一课时
核外电子排布
原子的最外层电子排布
原子序数
电子层数
最外层电 达到稳定结构 子数 时的最外层电 子数
1～2 3～10 11～18
1
2 3
1 1 1
2 8 8
2 8
8
结论： 同周期，电子层数相同，最外层电子数递增； 同主族，电子层数递增，最外层电子数相同。
元素化合价
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
６
32
６S1－2
5d1－10 4f1－14