(完整版)同主族元素性质的递变规律

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元素性质的递变规律完整版课件

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时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。

(1)同周期主族元素的化合价规律:同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ,数值上等于 主族序数 ;
下列说法错误的是
()
A.第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B.气态氢化物的稳定性:HnY 大于 HmX
时 栏
C.最高价含氧酸的酸性:X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性

D.X 和 Y 形成化合物时,X 显负价,Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知,原子序数 X>Y,由于 X、
Y 为同周期元素,故第一电离能 Y 一般小于 X,非金属
(1)键合电子与电负性:元素相互化合时,原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元

素的原子对键合电子 吸引力 的大小。


(2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。


(3)电负性大小的标准:以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ,
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ,
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7,它们之间

(完整版)元素周期律和元素周期表知识总结

(完整版)元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表一、元素周期律及其应用1、元素周期律实质:元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化,其本质原因是元素的原子核外电子排布呈周期律变化。

2、元素周期表中主族元素性质的递变规律(1)最外层电子数:同一周期,从左至有依次增加;同一主族,不变。

(2)电子层数:同一周期,不变;同一主族,从左至有依次增加。

(3)原子半径:同一周期,从左至右,原子半径减小;同一主族,从上至小至有依次增大。

(4)失电子能力:同一周期,从左至右,逐渐增大;同一主族,从上至小至有依次减弱。

(5)得电子能力:同一周期,从左至右,逐渐减弱;同一主族,从上至小至有依次递增。

(6)主要化合价:同一周期,最该正价=族序数(O、F外);同一主族,最该正价=族序数(O、F外)(7)最高价氧化物对应水的酸碱性:同一周期,从左至右,酸性逐渐增强,碱性逐渐减弱;同一主族,从上至下,酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强。

(8)气态氢化物:同一周期,从左至右,形成难度逐渐减弱,气态氢化物稳定逐渐增强;同一主族,从上至下,形成难度最近增大,气态氢化物稳定性逐渐减弱。

二、元素周期表的及其用1、周期:具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行,叫做一个周期,族:在周期表中,将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。

2、元素周期表结构(1)元素周期表中共有7个周期,其分类如下:短周期(3个):包括第一、二、三周期,分别含有2、8、8种元素周期(7个)长周期(3个):包括第四、五、六周期,分别含有18、18、32种元素不完全周期:第七周期,共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称镧系元素。

第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素,因其原子的电子层结构和性质十分相似,总称锕系元素。

元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律

元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律:(熟记)
性 质
同周期(从左→右)
同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的
碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱
非金属性强弱
与水或酸反应,置换出的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物强弱
最高价氧化物水化物强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。

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。

高中化学元素周期表中主族元素性质递变规律

高中化学元素周期表中主族元素性质递变规律

元素周期表中主族元素性质递变规律金属性强弱的判断依据1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。

2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。

3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。

4.金属活动性顺序按Au顺序,金属性逐渐减弱。

5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。

6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。

7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。

非金属性强弱的判断依据:1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。

2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。

3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。

4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。

5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。

如,说明溴的非金属性比碘强。

6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。

7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。

•元素周期律定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。

实质:元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

元素周期表中主族元素性质递变规律:微粒半径大小的比较方法:1.同周期元素的微粒同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。

2.同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。

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)

Al3+/Al,-1.66V)。

②铍和铝经浓硝酸处理都表现钝化,而其它碱土金属均易与硝酸反应。

③铍和铝都是两性金属,既能溶于酸也能溶于碱。

④氢氧化物均为两性,而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。

⑤BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。

⑥铝和铍的氯化物是共价分子,能通过氯桥键形成双聚分子,易升华、易聚合,易溶于有机溶剂。

3、硼和硅的相似性。

B和Si虽是不同族元素,在周期表中处于相邻族的对角位置,由于离子极化作用相近(Si4+电荷高一些,但半径大;B3+电荷低一些,但半径小),性质上有许多相似之处。

①单质晶体都是高熔点原子晶体;与键强度相关。

②在自然界均以含氧化合物存在。

③卤化物都彻底水解,生成含B─O,Si─O键的化合物(硅酸、硼酸)④都有一系列氢化物,氢化物均有挥发性,不稳定。

⑤含氧酸都是弱酸,含氧酸盐都易水解对角线规则是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律;对此可以用离子极化的观点加以粗略的说明。

同一周期最外层电子构型相同的金属离子,从左至右随离子电荷的增加而引起极化作用的增强;同一族电荷相同的金属离子,自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱。

因此,处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素,由于电荷和半径的影响恰好相反,它们的离子极化作用比较相近,从而使它们的化学性质比较相似。

由此反映出物质的结构与性质之间的内在联系。

三. 周期表中的变化规律(一) 同一元素:r -离子>r原子>r+离子>r2+离子(二) 同一周期1. 短周期:每一个短周期从左到右,有效核电荷依次增大,所以原子半径依次递减.2. 长周期:过渡元素自左至右,电子逐一填入(n-1)d层,而它对核的屏蔽作用较小,所以自左向右半径减小的幅度不如主族元素那么大.3. 内过渡元素:电子填入再次外层的(n-2)f层,由于f电子对核的屏蔽作用更小,使得原子半径由左至右收缩的平均幅度更小.比较短周期和长周期,相邻元素原子半径减小的平均幅度大致是非过渡元素>过渡元素>内过渡元素(~10pm)(~5pm)(<1pm)(三) 同一族1. 主族:同一主族由上而下,原子半径一般是增大的.因为同族元素原子由上而下电子层数增多,所以半径由上至下依次增大.2. 副族:副族元素由上至下,原子半径增大的幅度较小,特别是五,六周期的同族元素原子半径非常接近,这是由于后面要提到的镧系收缩效应所造成的结果.特殊元素集锦1、最活泼的金属元素、最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素、阳离子氧化性最弱的元素是铯(Cs)。

(完整版)元素周期表详解

(完整版)元素周期表详解

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径(1)除第1 周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2 )同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。

注意:原子半径在VIB 族及此后各副族元素中出现反常现象。

从钛至锆,其原子半径合乎规律地增加,这主要是增加电子层数造成的。

然而从锆至铪,尽管也增加了一个电子层,但半径反而减小了,这是与它们对应的前一族元素是钇至镧,原子半径也合乎规律地增加(电子层数增加)。

然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素,由于电子层数没有改变,随着有效核电荷数略有增加,原子半径依次收缩,这种现象称为“镧系收缩”。

镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响,出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。

2 元素变化规律(1 )除第一周期外,其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素,最后一稀有气体元素结束。

(2 )每一族的元素的化学性质相似3 元素化合价(1)除第1 周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1 递增到+7 ,非金属元素负价由碳族-4 递增到-1 (氟无正价,氧无+6 价,除外);(2 )同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3)所有单质都显零价4 单质的熔点(1 )同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2 )同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增5 元素的金属性与非金属性(1 )同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2 )同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。

6 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强,其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强。

元素周期表元素及化合物的递变规律

元素周期表元素及化合物的递变规律

元素周期表元素及化合物的递变规律
1、原子半径
(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;
(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。

2、元素化合价
(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);
(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同。

3、单质的熔点
(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;
(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增。

4、元素的金属性与非金属性
(1)同一周期的元素从左到右金属性递减,非金属性递增;
(2)同一主族元素从上到下金属性递增,非金属性递减。

5、最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强,其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素
的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6、非金属气态氢化物
元素非金属性越强,气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素的非金属性越强,其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7、单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强,其单质的还原性越强,其氧化物的氧离子氧化性越弱;元素的非金属性越强,其单质的氧化性越强,其简单阴离子的还原性越弱。

综合实验1___同周期同主族元素性质的递变

综合实验1___同周期同主族元素性质的递变

综合实验1___同周期同主族元素性质的递变同周期、同主族元素性质的递变是指在同一周期或同一主族内的元素,在其原子结构和性质上的递变规律。

本实验旨在通过实验观察和数据分析,验证同周期、同主族元素的递变规律。

实验原理:同周期元素的电子排布相似,拥有相同数量的能级,因此其物理和化学性质有着明显的相似之处。

同主族元素的最外层电子数相同,由于化学反应主要由最外层电子参与,因此同主族元素的化学性质常常有着显著的相似性。

实验步骤:1.准备实验所需的同周期、同主族元素溶液,包括钾(K)、镁(Mg)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)等。

2.在实验器皿中分别取一定量的不同元素的溶液,使其浓度相同。

3.将实验器皿标记好,并按周期表的元素顺序排列,以便进行后续实验观察和数据记录。

4.进行物理性质的观察,包括颜色、物态、溶解性等。

记录并分析观察到的现象。

5.进行化学性质的实验,如元素间的反应性和氧化还原性等。

记录观察到的现象并进行数据分析。

数据记录及分析:1.颜色:同周期的元素颜色呈现出一定的规律。

如钾是白色的,镁是银白色的,氯是黄绿色的,溴是棕红色的,碘是紫黑色的。

可以看出,随着周期数的增加,颜色从白色逐渐变深,从棕红色逐渐变深。

这一递变规律说明了同周期元素的颜色随着原子序数的增加而递变。

2.物态:同周期的元素物态呈现出一定的规律。

如钾和镁为金属,氯为气体,溴为液体,碘为固体。

可以看出,随着原子序数的增加,元素的物态逐渐从金属转变为非金属或在金属中的液体状态转变为固体。

3.溶解性:同一周期内,同主族元素的溶解性有明显的规律。

如钾、镁和氯都能溶解在水中生成溶液,而溴和碘只能在有机溶剂中溶解。

这一规律表明同一周期中元素的溶解性与主族元素的特性有关。

实验结论:通过对同周期、同主族元素性质的观察和分析1.同周期元素的性质递变规律。

同周期元素的颜色、物态和溶解性都随着原子序数的增加而递变。

2.同主族元素的性质相似性。

同主族元素的最外层电子数相同,因此其化学性质有着明显的相似性。

同周期同主族元素性质的递变

同周期同主族元素性质的递变

① 入 然 m直o向少 至后l·一量 过逐L支M量滴-1g试滴,CNl观a管加2O溶察H中1溶液现加液,象。②量加至向A1过l另量Cmlo一,3l溶观·支液察L试-,1现然管N象a后中O。H逐加溶滴入液滴少直
_产__生___白__色__沉__淀__。_
_先__产___生__白__色__沉__淀___,_后 _白__色___沉__淀__溶__解__。_
_M_g_(_O_H__)_2不___溶__于__N_a_O__H_溶__液__;_A_l_(__O_H_)_3_溶于 _N_a_O_H__溶__液__,_显__示___两__性_ ,
_故__碱__性___:_M_g_(_O_H_)_2_>_A_l__(_O_H_)_3。 _证__明___金__属__性__:_M__g_>_A_l_。
3.通过本实验活动,你对原子结构与元素性质的关系及
元素周期律(表)有什么新的认识? 提示:结构决定性质,同周期或同主族的原子半径呈现 周期性变化,故元素的性质也呈现周期性变化。
_向__N_a__I_溶__液__中__滴_ _入__橙___色__的__溴__水__后__ , _溶__液___变__褐__色__。_ _2_N_a_I_+_B_r__2 _=__=_== _2_N_a_B_r_+_I_2
卤素单质的氧化性:Cl2>Br2>I2。
2.同周期元素性质的递变溶液,观察现象。 应对照。
_钠__熔___成__小__球__,_浮___于__水__面_ , 实 _四__处___游__动__,_有__“___嘶__嘶__”__的 验 _响__声___,_反__应__后__溶___液__加__酚__酞 现 _变__红___。__银__白__色___的__镁__条__表__面 象 _附__着___了__少__量__无___色__气__泡__,_滴

元素周期表中元素性质的递变规律

元素周期表中元素性质的递变规律

原子半径依次增大
失电子能力依次增大
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增变规律
元素性质
同周期元素(左→右)
同主族元素
(上→下)
最外层电子数
逐渐增多(1e→8e)
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
(+1→+7)
最低负价=-(8-主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价=主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱,酸性逐 酸性逐渐减弱,碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐增强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 减 小

同主族元素性质递变

同主族元素性质递变

10. 第三周期中半径最大原子
N 11.最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成盐的是____ Li 12.最轻的金属是______
2.镭是周期表中第七周期第ⅡA的元素,下 列关于镭的性质的叙述中,不正确的是 ( B ) A.在化合物中呈现+2价 B.氢氧化物显两性 C.单质能够与水剧烈反应生成氢气 D.碳酸盐难溶于水
卤族元素单质与氢气化合的反应条件
F2 反应条件 暗处 爆炸 Cl2 Br2 I2
光照或 点燃
剧烈 稳定
加热 缓慢
较稳定
不断 加热
缓慢 不稳定 易分解
反应程度
氢化物的 很稳定 稳定性
练习
1.下列说法不符合递变规律的是( D ) A 、F2 、 Cl2、 Br2、 I2的氧化性逐渐减弱
B 、F— 、 Cl —、 Br —、 I — 的还原性逐渐增强
最值填空
1. 2. 3. 4. 5.
6.
7. 8. 9.
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 ; Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是 ; 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 Cs 。 是 HF 最稳定的氢化物是 短周期中原子半径最大的元素(除稀有气体) Na 短周期中原子半径最小的元素(除稀有气体) 短周期中金属性最强的元素 短周期中非金属性最强的元素 Na F 半径最小原子 H
A.锂、钠、钾元素的原子核外电子层数随着 核电荷数的增加而增多
B.第2周期元素从锂到氟,得电子能力逐渐增 强 C.因为钠比钾容易失去电子,所以钠比钾的 还原性强 D.O与S为同主族元素,且O比S的得电子能 力强
小结
元素周期表中每一周期、每一主族 的元素,其性质总是呈现规律性的 变化,所以元素周期表是我们学习 化学的重要工具,也成为化学家的 得力工具,为研究物质结构,发现 新元素,寻找新材料提供了很多有 价值的指导。

(完整版)元素周期表详解

(完整版)元素周期表详解

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径(1)除第1周期外,其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小;(2)同一族的元素从上到下,随电子层数增多,原子半径增大。

注意:原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。

从钛至锆,其原子半径合乎规律地增加,这主要是增加电子层数造成的。

然而从锆至铪,尽管也增加了一个电子层,但半径反而减小了,这是与它们对应的前一族元素是钇至镧,原子半径也合乎规律地增加(电子层数增加)。

然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素,由于电子层数没有改变,随着有效核电荷数略有增加,原子半径依次收缩,这种现象称为“镧系收缩”。

镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响,出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。

2元素变化规律(1)除第一周期外,其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素,最后一稀有气体元素结束。

(2)每一族的元素的化学性质相似3元素化合价(1)除第1周期外,同周期从左到右,元素最高正价由碱金属+1递增到+7,非金属元素负价由碳族-4递增到-1(氟无正价,氧无+6价,除外);(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价4单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增,元素组成的金属单质的熔点递增,非金属单质的熔点递减;(2)同一族元素从上到下,元素组成的金属单质的熔点递减,非金属单质的熔点递增5元素的金属性与非金属性(1)同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增;(2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。

6最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强,其最高价氧化物的水化物的碱性越强;元素的非金属性越强,最高价氧化物的水化物的酸性越强。

7 非金属气态氢化物元素非金属性越强,气态氢化物越稳定。

同族元素的性质递变规律为

同族元素的性质递变规律为

同族元素的性质递变规律为
同主族元素性质递变规律是:从上到下原子序数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,得电子能力逐渐减小,失电子能力逐渐增大,元素金属性逐渐增大,非金属性逐渐减小,气态氢化物稳定性逐渐减小。

主族元素是化学上对元素的一种分类,是指周期表中s区及p区的元素。

主族元素另外一种定义是除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素。

周期表中除了过渡金属、镧系元素、锕系元素、惰性气体之外的都是主族元素。

化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

列表大体呈长方形,某些元素周期中留有空格,使特性相近的元素归在同一族中,如碱金属元素、碱土金属、卤族元素、稀有气体等。

这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。

由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系,因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用,作为分析化学行为时十分有用的框架。

同周期元素性质的递变规律

同周期元素性质的递变规律
(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性的强弱。一般 说来,碱性越强,元素原子失电子能力越强。
【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

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)

Al3+/Al,-1.66V)。

②铍和铝经浓硝酸处理都表现钝化,而其它碱土金属均易与硝酸反应。

③铍和铝都是两性金属,既能溶于酸也能溶于碱。

④氢氧化物均为两性,而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。

⑤BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。

⑥铝和铍的氯化物是共价分子,能通过氯桥键形成双聚分子,易升华、易聚合,易溶于有机溶剂。

3、硼和硅的相似性。

B和Si虽是不同族元素,在周期表中处于相邻族的对角位置,由于离子极化作用相近(Si4+电荷高一些,但半径大;B3+电荷低一些,但半径小),性质上有许多相似之处。

①单质晶体都是高熔点原子晶体;与键强度相关。

②在自然界均以含氧化合物存在。

③卤化物都彻底水解,生成含B─O,Si─O键的化合物(硅酸、硼酸)④都有一系列氢化物,氢化物均有挥发性,不稳定。

⑤含氧酸都是弱酸,含氧酸盐都易水解对角线规则是从有关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律;对此可以用离子极化的观点加以粗略的说明。

同一周期最外层电子构型相同的金属离子,从左至右随离子电荷的增加而引起极化作用的增强;同一族电荷相同的金属离子,自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱。

因此,处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素,由于电荷和半径的影响恰好相反,它们的离子极化作用比较相近,从而使它们的化学性质比较相似。

由此反映出物质的结构与性质之间的内在联系。

三. 周期表中的变化规律(一) 同一元素:r -离子>r原子>r+离子>r2+离子(二) 同一周期1. 短周期:每一个短周期从左到右,有效核电荷依次增大,所以原子半径依次递减.2. 长周期:过渡元素自左至右,电子逐一填入(n-1)d层,而它对核的屏蔽作用较小,所以自左向右半径减小的幅度不如主族元素那么大.3. 内过渡元素:电子填入再次外层的(n-2)f层,由于f电子对核的屏蔽作用更小,使得原子半径由左至右收缩的平均幅度更小.比较短周期和长周期,相邻元素原子半径减小的平均幅度大致是非过渡元素>过渡元素>内过渡元素(~10pm)(~5pm)(<1pm)(三) 同一族1. 主族:同一主族由上而下,原子半径一般是增大的.因为同族元素原子由上而下电子层数增多,所以半径由上至下依次增大.2. 副族:副族元素由上至下,原子半径增大的幅度较小,特别是五,六周期的同族元素原子半径非常接近,这是由于后面要提到的镧系收缩效应所造成的结果.特殊元素集锦1、最活泼的金属元素、最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素、阳离子氧化性最弱的元素是铯(Cs)。

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113.5
184.4
依次升高 依次升高 依次升高
3、卤族元素单质与氢气化合的反应条件
反应条件 反应程度
F2 暗处 爆炸
Cl2
光照或 点燃
Br2 加热
剧烈 缓慢
I2 不断加

缓慢
氢化物的 稳定性
很稳定
稳定
较稳定
不稳定 易分解
表现为:
(1)卤素单质与H2化合的难易关系:F2 >Cl2> Br2> I 2 (2)卤化氢的稳定性关系:HF > HCl > HBr > HI
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
课堂练习:
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、 E,它们的原子序数依次增大,B、C、D元 素在同一周期,A、E在同一主族。除A外 的各元素的原子的电子层内层已填满电子。 其中B的最外层有4个电子。A与B,B与C 都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对 值相等。试回答:它们各是什么元素?
同1主、族F 没有相似正性价,O 通常不显示正价; 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
元素周期表及元素周期律的三大意义
⑴ 学习和研究化学的规律和工具 ⑵ 研究发现新物质
预言新元素,研究新农药,寻找新的半 导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻 找新的矿物质。
都易失电子, 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子,还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律? 自上而下,元素的金属性逐渐增强,非金属性
逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律:
同一主族元素,最外层电子数相同。自上而下, 电子层数增多,原子半径增大,失电子的能力逐渐 增强,得电子的能力逐渐减弱。
原子结构
原子序数= 核电荷数
电子层数 金属性、非金属
周期原数=子电结子层构数 决最定外元层电素子数在性周强期弱 表 主族中序数的=最位外置层电和子数性(主质族。)最外元层素电子=在最数高周正价数
期表中的位置8 -,最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素-和化学元性素质相的同 性元素质性。质
易得一个电子, 具氧化性
得电子能力逐 渐减弱
(1)相似性
元素 氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I)
最外层 电子数
7
最高化 0 合价
最低化
合价
-1
气态氢 化物
HF
最高价 含氧酸

7
7
+7
+7
-1
-1
HCl HBr
HClO4 HBrO4
7 +7 -1 HI HIO4
2、卤素单质物理性质的递变
单质
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
-101
-3元素原子的变化规律
元素原子序数依次增加,原子半径逐渐减小 元素原子失电子的能力逐渐减弱,得电子的能力逐渐增强

元元

素素

原原

子子

得失

电电

子子

能能

力力

减增

弱强

。,
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 1
2金
3
属 性
4逐

5增
6强
7
B

Al Si
金 属
Ge As


Sb Te

Po
At
增 强
金属性逐渐增强
元素周期表中元素性质递变规律
内容
同周期(从左到右)同主族(从上到下)
原子半径 电子层结构
失电子能力 得电子能力 金属性或非金属性
大→小
电子层数相同、 最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大
小→大
电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
H、C、O、F、Na
2、用A表示质子数,B 中子数,C 核外电子数, D 最外层电子数,E 电子层数 填写下列各空:
⑴ 原子(核素)种类由_A__B__决定 ⑵ 元素种类由___A__决定 ⑶ 元素同位素由 ___B__决定 ⑷ 元素在周期表中的位置由__D__E__决定 ⑸ 元素的原子半径由___A_E___决定 ⑹ 元素主要化合价由___D___决定 ⑺ 元素的化学性质主要由___D___决定 ⑻ 价电子通常是指___D____
鲁科版普通高中课程标准实验教科书 化学2(必修)
第一章
第三节 元素周期律的应用(2)
认识同主族元素性质的递变规律
复习回顾:
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律?
从左向右,元素的金属性逐渐减弱,非 金属性逐渐增强。
试用结构观点解释为什么有这样的变化规律: 同一周期元素,电子层数相同。从左向右,核
小结
卤素原子结构的相似性,决定了单质化学性质的
相似性。 与金属反应,生成卤化物。
与氢气反应,生成卤化氢。
与水反应,生成卤化氢和次卤酸。
卤素原子结构的差异性,决定了单质化学性质的
差异性和递变性
与氢反应的能力渐弱
氢化物的稳定性渐弱
与水反应的能力渐弱
特性
碘遇淀粉显蓝色。 氟气和水的反应: 2F2 +2H2O=4HF+ O2
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
最高正价+1→+7
最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱
水化物酸碱性
酸性逐渐增强
非金属元素气态氢 形成:难→易
化物的形成与稳定性 稳定性:弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成:易→难 稳定性:强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗?
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。
在周期表中的变化规律
元素原子序数依次增加,原子半径逐渐减小 元素原子失电子的能力逐渐减弱,得电子的能力逐渐增强
二、预测同主族元素的性质
1、ⅦA族元素
(1) ⅦA族元素的原子结构
原子结构
决定 性质
最外层7个电子
核电荷数递增 电子层数递增 原子半径依次增大
小结

对ⅦA族元素原子从上到下,电子层数依
次增多,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐
增强,得电子能力逐渐减弱。其单质的熔、沸
点在依次的增大。
对其它的主族而言适应吗?
碱金属元素
碱金属元素原子结构 原子结构 决定 化学性质
1.相同点:原子最 外层电子都只有一 个电子。
2.递变规律:Li Cs , 电子层数递增,原子半 径渐大,核对最外层电 子的引力下降。
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