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。

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

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结1.元素周期律的历史：元素周期表最早由俄罗斯化学家门捷列夫发现，他将已知的元素按照重量递增的顺序进行排列，并注意到一些元素会在一定的重复间隔后再次出现，从而提出了元素周期性的概念。

后来，英国化学家门德里耶夫将元素按照电子结构进行排列，更加完善了元素周期表。

2.元素周期表的结构：元素周期表由横行称为周期，纵列称为族。

周期表中的元素按照原子序数递增排列，每个周期分为两个部分：s区和p区。

s区第一个元素是碱金属，最后一个元素是碱土金属，p区的最后一位元素是卤素。

3.原子序数和原子量：原子序数是元素周期表中每个元素的唯一标识，表示原子核中的质子数量。

原子序数从左到右递增，每增加一个元素，质子数量增加一、原子量是元素中质子和中子的总和，它的单位是原子质量单位(amu)。

4.周期表中的元素周期性：元素周期表的最重要特征之一是元素周期性，即元素性质随着原子序数的增加而周期性变化。

例如，原子半径和离子半径在一个周期内是递减的，而在一个族内则是递增的。

5.元素的分类：元素可以按照性质和位置进行分类。

按性质分类，元素可以分为金属、非金属和半金属。

按位置分类，元素可以分为主族元素、过渡金属和稀土金属。

6.周期表的块：周期表分为s区、p区、d区和f区。

s区包含1A和2A族元素，它们容易失去或共享一个或两个电子成为正离子。

p区包含3A到8A族元素，它们容易获得电子成为负离子。

d区包含过渡金属元素，它们填充在外层d轨道上的电子。

f区包含稀土金属元素，它们填充在内层f轨道上的电子。

7.周期表的周期性规律：周期表中的元素具有许多周期性规律。

其中一些重要的规律包括：-电离能：元素失去一个电子所需的能量。

电离能在周期内是递增的，而在一个族内是递减的。

-电负性：元素吸引和结合电子的能力。

电负性在周期内递增，而在一个族内递减。

-原子半径：元素原子的大小。

原子半径在周期内是递减的，在一个族内是递增的。

-金属性和非金属性：金属元素在左侧，非金属元素在右侧。

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．元素周期表和元素周期律应用的重要意义 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
(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( )

元素周期律

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。

元素周期律及应用

元素周期律及应用1．元素周期律2．主族元素的周期性变化规律相同依次增加逐渐减小逐渐增大逐渐减弱逐渐增强逐渐增强逐渐减弱3(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(填“>”“<”或“＝”)。

(2)推测未知元素的某些性质。

如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不溶于水等。

小题热身1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。

(1)I 的原子半径大于Br ，HI 比HBr 的热稳定性强(×) (2)P 的非金属性强于Si ，H 3PO 4比H 2SiO 3的酸性强(√)(3)O 、S 、P 元素的原子半径及它们的气态氢化物的热稳定性均依次递增(×)(4)根据元素周期律，可以推测砷元素的单质具有半导体特性，As2O3具有氧化性和还原性(√)(5)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱(×)(6)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7(×)(7)同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强(×)2．碳酸的酸性强于次氯酸，能否说明C的非金属性强于Cl？提示：不能。

因为氯的最高价氧化物对应的水化物是HClO4而不是HClO，应根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较其非金属性强弱。

[考向合作探究]1．(2015·A．Na＋B．Mg2＋C．O2－D．F－解析：选C选项中的离子都具有相同的电子层结构，对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，故选C。

2.(2016·开封市二模)W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数变化如图。

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。

元素周期律

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