元素周期表和元素周期律新

原子序数 1～ 2 3～10 11～18 ＋1 ＋1
化合价的变化 0 -4 ＋5 -1 0 0
+7 -4 -1 结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。
+1
氧元素和氟元素一般没有正化合价。
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 元素的原子半径呈现周期性变化
元素的主要化合价呈现周期性变化
D. Na、K、Rb氧化物对应的水化物碱性依次增强
2、写出Na、Al、S、Cl元素的离子半径大小顺序：
阳离子半径比原子半径小，阴离子半径比原子半径大； 具有相同核外电子层排布的离子，核电荷数大的离子半 径小。 3、同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物 对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则 下列说法判断 错误 的是 A. 阴离子半径 X > Y > Z B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C. 元素的非金属性 X > Y > Z D. 单质的氧化性 X > Y > Z
元素位、构、性三者关系
1.
2. 3.
4.
金属性最强的元素（不包括放射性元素） 是 Cs ； F ； 最活泼的非金属元素是 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元 Cl ； 素是 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元 素（不包括放射性元素）是 Cs 。
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
素
金属性逐渐增强
1.金属性强弱依据:



与水或酸反应置换出氢的难易 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 置换反应 离子的氧化性强弱
2.非金属性强弱依据:
A
元素周期表的应用
1、“构—位—性”的相互关系
结构
⑴核电荷数、原子序数 电子层数 ⑵核外电子 最外层电子数
反映 决定 决定
反映
判断元素推出位置
位置
通过位置运用递变规律推出
性质
物理性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离子性质
即元素原子结构决定元素在周期表位置和元素 的性质；元素在周期表的位置可推导出原子结构。 元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
结论： 金属性
Na>Mg>Al
14Si
15P
16S
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
SiO2
弱酸 高温
P2O5
H4SiO4 H3PO4
Cl2O7 SO3 H2SO4 HClO4
最强酸
中强酸 强酸 逐渐增强 加热
加热 点燃或光照
SiH4
二、 元素周期表和元素周期律
科学史话：第一张元素周期表
1869年门捷列夫在继承和分析了前人工作的基础 上 ,对大量实验事实进行了订正、分析和概括 ,成功 地对元素进行了科学分类 . 他制出第一张元素周期 表。门捷列夫在出席化学史土具有里程碑意
义的德国卡尔斯鲁厄化学大会时，聆听意 大利化学家康尼查罗的演讲时，元素的性 质随原子量(相对原子质量)递增而呈现周期 性变化的基本思想在他脑海出现。 此后门捷
小结：
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
元素周期律的实质：
元素原子核外电子排布的周期性变化。
练习：
1、下列递变情况不正确 的是： C
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单
质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化
物稳定性增强
C. C、N、O原子半径依次增大
练习与思考：
1、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数）， 其中正确的是（ D ） 2 （A） 2 3 4 （B） 10 11 11 18 19 19 6 7 6 （ C） （ D） 14 11 12 13 31 32 24 2、写出114号元素的原子结构示意图，并说明它在 元素周期表位置，是金属还是非金属？
A. n + 8 B).n－3 C. n－11 D. n + 5
元素周期律
元素周期律：元素性质随原子序数增加， 呈周期性变化。
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
1、核外电子排布的周期性变化
原子的最外层电子由1增加到8（K层由1-2）：
列夫为使他的思想信念转化为科学理论，作出了10 年艰苦卓绝的努力，系统地研究了元素的性质，
按照相对原子质量的大小，将元素排成序， 元素周期表手稿 终于发现了元素周期律。…………
他还预言了一些未知元素的性质都得到了证实.但是由于时代 的局限,门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的,他未能认 识到形成元素性质周期性变化的根本原因.
PH3
H2S
HCl
逐渐增强 逐渐增强
结论
非金属性逐渐增强
由第三周期(11～18号)元素性质的变化,得出 如下的结论： Ar Na Mg Al Si P S Cl
元素 在 非金属性逐渐增强 左 下 族 角 周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 找 1 金 金 2 属 属 B C N O F 性 性 3 Al Si P S Cl 最 逐 4 渐 强 Ge As Se Br 的 增 5 元 Sb Te I 强 素 6 Po At 铯 金属逐渐增强 7 。 （除放射性元素钫）。
原子序数到稳定结 构时的最外 层电子数
1～ 2 3～10 11～18
1 2 3
2
8
2
8 8
1
8
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。
2、原子半径的周期性变化
原子序数
原子半径的变化
3～10
逐渐减小 逐渐减小
11～17
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径 呈现 周期性 变化。
B
IB
28 29
II B
30
Al
31
Ar
K
37
24
42
25
26 44
27
36
38
39
40
41
43
45
46
47
48
49
50
51
52
53
54
55
56
57 71
89103
72
73
74
75
76
77
78
79
80
81
82
83
84
85
86
7
87
88
104
105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
66 98 67 99 68
第七周期IVA族
金属
3、下列元素中， Na 、Fe Cu He K F （1）属于短周期的主族元素是： Na F 。 （2）属于长周期的主族元素是： K 。 （3）属于非金属主族元素是： F 。 （4）属于零族元素是： He 。 （5）属于副族元素是： Cu 。 （6）属于第八族元素是： Fe 。
4、写出下列1-20号元素符号： （1）Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素是：
（2）短周期元素中，族序数＝周期序数的元素有： H、Be 、 Al （3）族序数等于周期序数2倍的元素有： Ｃ S （4）周期序数＝族序数2倍的有：
Li、K
Li、Ｃa
5、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个 电子的元素是 （ D ） A．金属元素 B．稀有气体元素 C．非金属元素 D．无法确定为哪一类元素 a 6、已知A是a号元素，则核内质子数为： ， An -中的核外电子数为： a + n 。 已知An+ 的核外电子数为b，则0.5mol的An+ 中核内质子 数是 0.5×(b+n) mol 7、X、Y是短周期元素，两者形成化合物X2Y3，若 Y的原子序数为 n , 则X的原子序数不可能为（ A ）
7个周期(三短、三长、一不全) 18纵行16 族 (七主、七副、零八族)
熟记：
三个短周期，七个主族和零族的元素符号和名称。
零族元素（稀有气体）的原子序数
1．元素周期表共有多少个纵列? 18个纵列。
2．元素周期表可分为哪些族?为什么副族元素又称为 过渡元素?
7个主族、7个副族、一个Ⅷ族、一个零族， 副族元素处于金属元素与非金属元素中间，因而又称 过渡元素。
元素的原子得失电子能力呈现周期性变化
元素的金属性、非金属性呈现周期变化
金属元素性质 单质和水(或酸) 的反应情况
Na 跟冷水剧 烈反应
Mg 跟沸水反 应放H2； 跟酸剧烈 反应放H2
Al 跟酸较为 迅速反应 放H2
最高价氧化物对 应水化物碱性
Mg(OH)2 NaOH强碱 中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物

单质与氢气化合的难易以及氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 非金属间的置换反应（非金属性强得置换出 非金属性弱的，如Cl2与Br - 反应） 阴离子的还原性强弱
一、元素周期表的应用：小结： 1、根据元素在周期表的位置推测其原子的结构和性质， 或根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。 2、元素化合价与元素在周期表位置关系： （1）主族元素最高化合价=元素族序数 （2）最低负化合价=元素族序数 - 8 （3）氧元素的化合价一般是-2 价，而氟元素无 正化合 价。金属元素只有正化合价而无负价。 3、在周期表，主族元素从上到下，从左到右，元素金属 性和非金属性存在一定的递变规律。从而推测未知元 素的位置和性质。 4、周期表给金属和非金属分区，折线左边是金属，折线 右边是非金属。 5、位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又 能表现出一定的非金属性。