元素的金属性和非金属性的变化规律性 (1)
化学金属性与非金属性
元素金属性强弱判定规律1.利用两元素对应的单质与酸反应的剧烈程度或反应速率的差异，如Na与酸反应比Fe与酸反应剧烈且反应速率快，则Na比Fe的金属性强；2.利用两元素对应的单质与水反应的剧烈程度或反应速率的差异，如Na与H2O反应比Fe 与H2O反应剧烈且反应速率快，则Na比Fe的金属性强；3.利用两金属间的置换反应，如Fe可以置换出CuSO4溶液中的Cu单质，则Fe比Cu的金属性强；4.利用金属活动性顺序表，如在金属活动性顺序表中，Fe排在Cu的前面，则Fe 比Cu的金属性强；5.利用两元素在元素周期表中的位置，如在元素周期表中，处于同周期左侧或者同主族下方的元素金属性较强；6.利用两元素最高价氧化物对应水化物碱性的强弱，如NaOH的碱性弱于KOH，则Na比K 的金属性弱；7.利用两金属阳离子的氧化性的强弱，如Ag＋比Cu2＋的氧化性强，则Ag比Cu的金属性弱；8.利用两金属在原电池中所作电极种类的差异，如在Fe-Cu-H2SO4原电池中，Fe做负极，铜做正极，则Fe比Cu的金属强。
元素非金属性强弱的判定规律1.利用两元素对应的单质与氢气化合的难易程度或反应速率的差异，如F2与H2可在又冷又暗的条件下化合，而Cl2与H2化合需要光照，则F比Cl的非金属性强；2.利用两元素对应的气态氢化物的稳定性或还原性强弱，如HI比HCl的还原性强（稳定性弱），则I比Cl的非金属性弱；3.利用两非金属间的置换反应，由反应O2＋2H2S＝2S↓＋2H2O知，O比S的非金属性强；4.利用两元素在元素周期表中的位置，如在元素周期表中，处于同周期右侧或者同主族上方的元素非金属性较强；5.利用两元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，如HClO4比H2SO4酸性强，则Cl比S 的非金属性强；6.利用两非金属阴离子的还原性强弱，如I－比Cl－的还原性强，则I比Cl的非金属性弱；7利用两非金属元素对应的单质与同种变价金属单质反应时变价金属所显现的价态，如Fe 与Cl2反应生成FeCl3，而Fe与S反应生成FeS，则Cl比S的非金属性强；8.利用两种废金属元素构成的二元化合物中不同非金属元素所显现的价态高低，如二元化合物HCl 中，H 的化合价比Cl 的化合价高，则Cl 的非金属性强于H 的非金属性。
元素周期律
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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，还原性 减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱 ，简单阳离子的氧化性增强。 • 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，还原性增 强；所对应的简单阴离子的还原性增强， 简单阳离子的氧化性减弱。 • 元素单质的还原性越强，金属性就 越强；单质氧化性越强，非金属性就越强 。
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同一周期中，从左到右，随着原子 序数的递增，单质与氢气化合逐渐容易；
同一族中，从上到下，随着原子序 数的递增，单质与氢气化合逐渐困难
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元素周期律是自然科学的基本规律 ，也是无机化学的基础。各种元素形成有 周期性规律的体现，成为元素周期律，元 素周期表则是元素周期律的表现形式。
1
在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子 核电荷数递增引起元素性质发生周期性变 化的事实，从自然科学上有力地论证了事 物变化的量变引起质变的规律性。元素周 期 表是周期律的具体表现形式，它把元素 纳入一个系统内，反映了元素间的内在联 系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形 而上学观点。通过元素周期律和周期表的 学 习，可以加深对物质世界对立统一规律 的认识。
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同一周期中，从左到右，随着原子 序数的递增，元素的最高正化合价递增（ 从+1价到+7价），第一周期除外，第二周 期的O、F（O。F无正价）元素除外； • 最低负化合价递增（从-4价到-1价） 第一周期除外，由于金属元素一般无负化 合价，故从ⅣA族开始。 • 元素最高价的绝对值与最低价的绝 对值的和为8
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元素核外电子排布的周期 • • •
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。（不适合用于稀 有气体）
化学元素周期表变化规律
同主族相同主族元素原子依次增大到大同主族由同主族最高正价相同同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱同主族逐渐减弱同主族酸性减弱碱性增强同周期金属性逐渐减弱非金属性增强金属性非金属性同周期增强气态氢化物稳定性同周期酸性逐渐增强碱性减弱最高价氧化物对应水化物酸碱性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。
金属性,非金属性强弱的判断原则及运用
金属性、非金属性强弱的判断原则及运用元素的金属性、非金属性强弱的判断是元素周期律学习的重点内容之一，也是元素与化合物的重点和难点，同时也是高考命题的热点。
元素的金属性是指元素原子失去电子的能力，元素的非金属是指元素原子得到电子的能力。
一、元素金属性、非金属性强弱的判断原则1. 根据元素周期表的知识进行判断在同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
最活泼的金属是Fr，天然存在的最活泼的金属是Cs；最活泼的非金属元素是F。
同一主族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第VIA、VA族则是从非金属元素过渡到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，而具有十分明显的递变性。
当一种元素所在的周期序数与其所在的主族序数相等时，该元素为金属元素（H除外），但它既表现一定的金属性，也表现一定的非金属性。
2. 根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。
（1）金属性强弱判断原则根据元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的强烈程度进行判断：一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素强，与冷水反应产生氢气的金属元素的金属性比热水反应产生氢气的金属元素强。
根据元素的单质的还原性（或离子的氧化性）进行判断。
一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，对应的金属单质的还原性越弱，金属性越弱。
根据元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱进行判断：同周期由左至右元素最高价氧化物对应水化物的碱性渐弱（金属性渐弱），酸性渐强（非金属性渐强）；同主族由上至下元素最高价氧化物对应水化物的碱性渐强（金属性渐强），酸性渐弱（非金属性渐弱）。
根据置换反应进行判断：一般是“强”置换“弱”。
根据原电池中正负极及金属腐蚀难易程度进行判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质。
（2）非金属性强弱判断原则根据与H2反应生成气态氢化物的难易或反应的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱进行判断：同周期由左至右元素气态氢化物的稳定性渐强，元素的非金属性渐强；同主族由上至下元素气态氢化物的稳定性渐弱，元素的非金属性渐弱。
化学元素周期表变化规律
主族元素原子依次增大同 同周期相同主族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外)同周期金属性逐渐减弱非金属性增强同周期增强同周期酸性逐渐增强碱性减弱同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性最高价氧化物对应水化物酸碱性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）同一周期的元素电子层数相同。
化学元素周期表有哪些变化规律
化学元素周期表有哪些变化规律
元素周期表被化学及其他科学范畴中广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。
以下是小编整理的元素周期表的变化规律，欢迎参考。
化学元素周期表：
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，如卤素、碱金属元素、稀有气体（又称惰性气体或贵族气体）等。
这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族与零族、八族。
化学元素周期表单质的熔点变化规律：
（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.
化学元素周期表元素金属性：
（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。
化学元素周期表原子半径：
（1）除第1周期外，其他周期元素（稀有气体元素除外）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。
（五、六周期间的副族除外）
化学元素周期表最高价氧化物的水化物酸碱性：。
常用规律在同一周期中元素的金属性从左到右递减非
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。
常用规律：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。
在长期的教育教学实践中人们已经从知识观认识到，知识本质上是建构性的，是认识主体在与外部世界相互作用的基础上建构的产品，有相对的客观性，是开放的、发展的。
新课程的学习观认为，学习不是把知识由外部传输给学生的过程，相反，学习是以学生已有的经验和原始观念为基础，主动建构意义的过程。
根据新课程理念，本节课主要采取引导探究法、比较法、归纳法让学生自主建构化学知识，自主发现核外电子排布的规律以及元素的性质随原子序数的递增而呈现的周期性变化规律。
在实际开展教学活动时力求把教师的讲授转变为启发引导，把学生的被动接受转化为自主探索，以教师为主导，学生为主体，促使学生动眼、动手、动脑、动口，通过自主建构知识使学生的学习过程和认识过程统一为一个整体。
新课程倡导的是一种开放的、基于问题解决的、鼓励学生个性发展的课程模式，在新课程背景下，新教材的内容将更加能适应当代社会的发展和新知识的更新，能有效地提高我国中小学生的素质。
然而，要使其真正走进课堂，把全新的教育理念应用在新课程改革的不断深入实施中，提高化学学课堂教学效率已成为现代化学教学的一个重要理念。
如何在新课程背景下提高化学课堂教学效率，是我们每位化学教师都必须认真探索的问题。
新课改要求减轻学生负担，然而减轻课业负担又不能以牺牲学生综合素质为代价，这就要求教师在遵循教学活动的客观规律下，以尽可能少的时间、精力和物力投入，使课堂教学效益最大化！追求课堂教学的有效性就要求教师不断地更新教学理念，改进教学方法，掌握有效教学的策略，引导学生有效的学习，提高教学效率！本人就高中化学2必修模块有效教学策略进行了一些建议。
(完整版)同主族元素性质的递变规律
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？
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序 数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子 数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
____________________________。
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。
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
元素周期表变化规律
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，最后以稀有气体元素结束。
（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。
元素周期表中的金属与非金属的性质对比
元素周期表中的金属与非金属的性质对比元素周期表是化学中一种重要的分类工具，它将所有已知的化学元素按照一定的规律排列在一起。
其中最基本的分类便是金属和非金属。
金属和非金属在物理性质、化学性质以及用途方面都存在显著的差异。
本文将对元素周期表中金属和非金属的性质进行对比，并探讨其在生活与工业中的重要应用。
一、物理性质对比1. 密度：金属通常具有较高的密度，如铁和铅等，而非金属元素大多具有较低的密度，如氧和氮等。
2. 熔点和沸点：金属元素具有较高的熔点和沸点，如铁的熔点为1538摄氏度，铅的熔点为327.5摄氏度。
而非金属元素则具有较低的熔点和沸点，如氧的熔点为-218.79摄氏度，氮的熔点为-210摄氏度。
3. 导电性：金属元素是优良的导电体，能够自由传导电子，如铜是一种良好的导电金属。
而非金属元素则通常具有较差的导电性，如氮是一种较差的导电非金属。
4. 热导率：金属元素具有较高的热导率，能够迅速传递热量，如铝是一种优异的热导体。
而非金属元素则通常具有较低的热导率，热传递速度较慢。
二、化学性质对比1. 电性：金属元素往往容易失去电子形成正离子，如钠能够失去一个电子形成钠离子。
而非金属元素则倾向于接受电子形成负离子，如氯能够接受一个电子形成氯离子。
2. 活泼性和与酸碱的反应性：金属元素通常具有较活泼的性质，容易与非金属反应，如钠和氯可反应生成氯化钠。
而非金属元素则通常具有较强的非金属性，在与金属或氢气反应时能够显示酸性，如氯气与氢气反应生成氯化氢。
3. 氧化性：金属元素倾向于在化合物中显示阳离子的氧化态，如铁形成亚铁离子(Fe2+)。
而非金属元素则倾向于呈现负离子的氧化态，如氯形成氯化物离子(Cl-)。
4. 与水的反应性：金属元素通常会与水反应，生成金属氢氧化物和氢气，如钠与水反应生成氢氧化钠和氢气。
而非金属元素则多数不直接与水反应。
三、金属和非金属在生活与工业中的应用1. 金属的应用：金属广泛应用于建筑、制造、电子、汽车等领域。
元素的金属性和非金属性的变化规律性(共10张PPT)
例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs
D. 最高正化合价X<Y<Z 1 、电子层数相同的原子，看核电荷数。
常温下能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应 周期性的变化。 结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现
酸性逐渐增强
非金属性逐渐增强
第4页，共10页。
综上所述可知：
Na Mg Al Si P S Cl
Ar
结论得：金出周元属：期素性性电 元的逐的素子金渐变金层属减化属数性。弱性相和、逐同非非渐的金金减元属属弱素性性，，随逐非随着渐金着原属增核子性强电序逐荷数渐数的增的递强递增。增而，呈现 A如电S半（ 两元元2（半周偏 N电2H元3SAS合元A1元周半金、 、liililaA、、222：子径二性素素不径期铝子素成素素期径属lOOO元电O最电A层 大 ）氢 周 的 考 大 性 酸层 周 越 的 周 性 大 性3332M素子l+++外子(+结小1氧期非虑小的结期容非期变小逐Og6261N的层层层HNHH构的化律金稀的变构律易金律化的渐~a非数1CaC)O电数A，顺物：属有顺化，：，属：的顺减3PPP7Olll金为=H=号子相H已序：元性气序。已元稳性元规序弱22=属3=AA元数同SN知是既素体是知素定素律是，XX的2lli性CCa>>素相的N（能的）（的性的。（非XX元AYYll33a递的的金同原lP>>偏分跟性分性逐性分金O++A素ZZ变原原33属l的子2铝O别酸质别质渐质别属RHSSSH+规S子子性2原，，酸22H用起随用随增随用性+OO律序序2与子看它H钠反着着强着逐rrrO111C2数数非，核的、、、应元元元渐lO比比金看电原rrr生素素素增222YY属、、、电荷CCC子成原原原强的的lll性rrr子数核盐子子子。333大大表表表的层。外和序序序，，示示示变数最水数数数则则）））化。外，的的的XX（（（情层、、又递递递况达YY能增增增、、到跟而而而）））ZZ稳碱呈呈呈的的定起三三结反种种构应离离子子
金属性与非金属性的定义
金属性与非金属性的定义
金属性是指在化学反应中金属元素失去电子的能力。
失电子能力越强的粒子所属的元素金属性就越强；反之越弱，而其非金属性就越强。
金属性常表示元素的原子失去电子的倾向；元素的非金属性是指元素的原子得电子的能力。
判断方法
1、由单质与水（或酸）反应转换出氢的难易程度判断，单质与水（或酸）置换出氢越容易，元素的金属性越强。
2、由最高价氧化物的水化物－－氢氧化物的碱性强弱来判断。
最高价氢氧化物碱性越强，元素的金属性越强。
3、由金属活动性顺序表进行判断。
按金属活动性顺序，金属元素的金属性依次减弱。
4、由单质的还原性判断。
或单质的还原性越强，则对应元素的金属性越强。
5、由单质间的置换反应判断。
遵循强制弱的规律。
6、由金属阳离子的氧化性强弱判断。
一般情况下，金属阳离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强。
特例：三价铁的氧化性强于二价铜。
(完整版)化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等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。
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) 所有单质都显零价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。
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，其氧化物的阳离子氧化性越弱；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。
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、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
化学必修二第二节 元素金属性、非金属性周期性变化规律
二．元素金属性、非金属性周期性变化规律元素的金属性是指元素的原子 电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子 电子的能力。
1．碱金属元素 （1）原子结构特点相同点：碱金属元素原子的 相同，都为 。
递变性：从Li 到Cs ，碱金属元素的原子结构中， 依次增多，原子半径依次 。
根据教材实验，完成下表相似性：都能与O 2和H 2O 发生 反应，都有强 。
递变性： 比 的还原性更强，更易与O 2和H 2O 反应。
有关反应方程式：①与O 2反应：锂与氧气反应： 钠在不同条件下与O 2反应：常温下： 加热(或点燃)：小结：从Li 到Cs 在空气中燃烧其产物越来越复杂。
②与水反应：钠与水反应： 钾与水反应： （3）碱金属的物理性质根据教材表1－1碱金属的主要物理性质，归纳碱金属的物理性质的相似性和递变性：相似性：除 略带金色光泽外，其余的都呈 色；它们的质地都比较 ，有 性；密度都比较 ，熔点都比较 ，导电性和导热性 。
递变性：随着核电荷数的增多，碱金属的密度逐渐 （钠除外），熔、沸点逐 。
2．卤族元素卤族元素包括 、 、 、 、5种元素，它们位于元素周期表的第 纵行，属于第 族。
（1）原子结构特点相同点：卤族元素原子的 相同，都为 。
递变性：从F 到I ，卤族元素原子的 增多，原子半径 。
阅读教材的资料卡片，归纳卤素单质物理性质的变化规律：单质的颜色逐渐 ，密度逐渐 ，熔、沸点逐渐 。
（3）．卤族元素的化学性质 ①卤族单质与氢气的反应②卤素单质间的置换反应思考：1．以上卤素单质的置换反应中用三组实验来说明（1）元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与 有关。
（2）同主族元素性质的递变规律同主族元素从上到下原子核外电子层数 ，原子半径 ，失电子能力 ，得电子能力 ，金属性 ，非金属性 。
4．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较[实验探究]钠、镁、铝与水(或酸)反应的剧烈程度逐渐 ，置换出氢越来越 ；最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐 ，因此元素的金属性逐渐 。
元素的金属性和非金属性的变化规律性1
元素金属性和非金属性的影响因素
原子结构对金属性和非金属性的影响
电子构型：电子构 型的变化会影响元 素的金属性和非金 属性
原子半径：原子半 径的大小会影响电 子云的密度和排斥 力，进而影响金属 性和非金属性
电负性：电负性强 的元素具有更强的 非金属性，电负性 弱的元素具有更强 的金属性
电子跃迁：电子在 不同能级之间的跃 迁会影响元素的化 学性质，从而影响 金属性和非金属性
元素金属性和非金属性的变 化规律
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目录
CONTENTS
1 元素周期表中的金属性和 非金属性
2 元素金属性和非金属性的 影响因素
3 元素金属性和非金属性的 实验验证
4 元素金属性和非金属性的 实际应用
元素周期表中的金属性和非金属性
元素周期表中金属性和非金属性的分布规律
元素金属性和非金属性的实际应用
元素周期表在材料科学中的应用
指导材料合成：元素周期表中的元素性 质和反应活性可以指导合成新的化合物
或合金，优化材料的性能。
指导材料加工：元素周期表中的元素性 质可以影响材料的加工性能，如熔点、 沸点、热膨胀系数等，有助于材料的加
工和成型。
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元素化合价对金属性和非金属性的影响
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元素化合价与金属性：金属元素在化合物中的化合价越高，其金属性越弱。
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元素化合价与非金属性：非金属元素在化合物中的化合价越高，其非金属 性越强。
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原因分析：元素的化合价与原子得失电子的能力密切相关，因此影响元素 的金属性和非金属性。
元素周期表规律
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、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；四、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
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，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化，元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化。
化学元素周期表变化规律
同同周期相同
主
族依同周期依次增多
相次
同增由同周期依次减小（0族除外）
多小
到同
大主
族
由
小
到
大
同周期最高正价依次升高负价=n-8(F除外)
同周期金属性逐渐减弱非金属性增强
同周期增强
同周期酸性逐渐增强碱性减弱
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；
6、7镧锕各15。
族分7主7副1Ⅷ零，
长短为主，长为副。
1到8重复现，
2、3分主副，先主后副。
Ⅷ特8、9、10，
Ⅷ、副全金为过渡。
第一周期：氢 氦 ---- 侵害
第二周期：锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 ---- 鲤皮捧碳 蛋养福奶
第三周期：钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 ---- 那美女xxxx（那美女鬼 流露绿牙）（那美女归你）
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) 所有单质都显零价
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；
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
(小。
金属性的依次变化
金属性的依次变化
根据元素周期表中的规律首先,金属性由上到下依次增强,非金属性依次减弱。
氧族元素,氧是很强的非金属元素,而氧族的钋。
则是典型的金属了其次表中元素由左到右金属性依次减弱,非金属性依次增强根据这个规律,碱金属的金属性要强于碱土金属。
比如钠比镁金属性强,钾比钙金属性强,而镁又比铝金属性强过渡金属有些比较特殊,虽然是典型的金属,但是比较惰性,活动性差。
比如金,铂以上规律是有金属元素的原子结构决定的。
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3、思考：比较
rH、 rH
+
、r H-
rH < rH< rH
+
-
结论：核电荷数相同，看核外电子数。 核外电子数越多，半径越大。 4、思考：比较
rF -
r Na +
rMg 2+
rS 2- > rCl - > rK + > rCa 2+
结论：具有相同电子层结构的离子，看核电荷数。 核电荷数越大，离子半径减小。
（二）11~17号元素金属性与非金属性的变化情况
Na
分析
Mg
金属元素
Al
Si
P
S
Cl
非金属元素
电子层数： 相同 结 构 特 点 核电荷数： 少 原子半径： 大 多 小 多
失电子能力： 强
得电子能力： 弱
弱 强
最外层电子数： 少
？ 猜想
电子层数相同的元素，随着核电荷数的增加， 金属性逐渐减弱逐渐减弱
金属性逐渐减弱
2、元素的非金属性递变规律
Si
气态 氢化物
P
S
Cl
SiH4
PH3
H2 S
HCl
合成越容易，稳定性逐渐增强
最高价 氧化物 对应的 水化物
H4SiO4
很弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强酸
酸性逐渐增强 结论
非金属性逐渐增强
综上所述可知：
Na Mg Al Si P S Cl Ar
rF - > rNa+ > rMg 2+
练习1：X元素阳离子与Y元素阴离子具有相同电子层结构，下列 叙述中正确的是（ D ） A.X原子比Y原子最外层电子数多 B.X原子序数比Y原子序数小 C.X离子半径比Y离子半径大 D.X原子半径比Y原子半径大
2、 X元素的阴离子，Y元素的阴离子和Z元素的阳离子具有相同的 电子层结构，已知X的原子序数比Y的大，则X、Y、Z的三种离子 半径大小的顺序是（分别用r1、r2、r3表示）（ B ） A. r1 >r2>r3 B. r2 > r1 >r3 C. r3>r1 >r2 D. r3>r2> r1
金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 稀有气体元素
得出： 电子层数相同的元素，随着核电荷数的递增，
元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现
周期性的变化。
三、元素周期律的概念与实质
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈 周期性变化的规律。 实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的
化学方程式： Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
单核微粒半径比较的规律
（不考虑稀有气体） 1 、电子层数相同的原子，看核电荷数。 例如：rNa >rMg>rAl 核电荷数越大，原子半径减小。 2 、最外层电子数相同的原子，看电子层数。 电子层数越多，半径越大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs
1、 元素的金属性递变规律 Na
与水 反应
Mg
Al
与冷水微弱反应， 滴入酚酞，溶液 与冷水剧烈反应 与水反应很困难 为浅红色，加热 后产生大量气泡， 溶液红色加深 反应很剧烈 NaOH 反应剧烈 Mg(OH)2 沉淀不溶 反应不太剧烈 Al(OH)3 沉淀溶解 两性氢氧化物
与酸反应 氧化物对应 的水化物 氢氧化物与 NaOH反应 氢氧化物 碱性强弱 结论
二、元素金属性和非金属性的周期性变化 （一）元素金属性和非金属性的判断标准 1、微观 判据 金属性 元素的气态原子失电子的能力 非金属性 元素的气态原子得电子的能力
注意： 金属性（非金属性）的强 弱 只与原子失（得）电子的 难易有关，与失（得）电子的多少无关。 2、宏观判据 a、元素的单质与水或与酸反应置换出氢气 的难易。 越容易，元素的金属性就越强。 金属性 b、元素最高正价氧化物对应的水化物的碱性强弱。 碱性越强，元素的金属性就越强。 a、元素单质与氢气生成气态氢化物的难易和气态 氢化物的稳定性。 非金属性 越容易，越稳定则元素的非金属性就越强。 b、元素最高正价氧化物对应的水化物 酸性强弱。 酸性越强，元素的非金属性就越强。
化学方程式： Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
两性氢氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应
生成盐和水的氢氧化物， 叫做两性氢氧化物。 如：Al(OH)3
两性氧化物：既能跟酸起反应生成盐和水，又能跟碱起反应生
成盐和水的氧化物叫做两性氧化物。如：Al2O3
周期性变化的必然结果。
原子结构的周期性变化
决定
反映
元素性质的周期性变化
练习： 1、请从微观和宏观两种角度，分析卤素的非金属性递变情况 。 2、有11~17号中三种元素X、Y、Z，其最高价氧化物对应的 水化物的酸性依次增强，则下列有关 性质的判断中错误的是( A ) A. 元素的非金属性X>Y>Z B. 气态氢化物的稳定性X<Y<Z C. 原子半径X>Y>Z D. 最高正化合价X<Y<Z 3、电子层数为3的元素R，它的原子核外最外层达到稳定结构 所需电子数，小于次外层和最内层电子数之差，且等于最内层电 子数的正整数倍，则关于R的说法正确的是( B ) A. R的最高价氧化物对应的水化物都是强酸 B. 常温下能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应 C. R的气态氢化物在常温下都能稳定地在空气中存在 D. R的非金属性一定比磷的非金属性强