元素周期律讲义
高中化学解密05 物质结构元素周期律(讲义)-【高频考点解密】2021年高考化学二轮复习讲义+分层
解密05 物质结构元素周期律【考纲导向】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
3．以ⅠA族和ⅠA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
5．了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题分析】从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果(化学科学的新发展、新发明等)尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
要想在高考中化学取得高分，就必须掌握元素同期表命题特点和解题方法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
核心考点一原子结构与核外电子排布1．原子结构(1)原子的构成A ZX ⎩⎪⎪⎨⎪⎪⎧原子核⎩⎨⎧质子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 每个质子带一个单位正电荷相对质量约为1中子：A －Z 个⎩⎪⎨⎪⎧ 中子不带电相对质量约为1核外电子：Z 个⎩⎪⎨⎪⎧围绕原子核做高速运动每个电子带一个单位负电荷相对质量为一个质子中子的11 836(2)核素(原子)的表示及其数量关系 ①表示：表示质子数为Z 、质量数为A 、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系 ①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z ＋n 。
阳离子：：核外电子数＝Z －n 。
第11讲 元素周期表 讲义
第10讲元素周期表知识网络图10.1元素周期表知识精讲俄国化学家门捷列夫于1869年编制了首张元素周期表，解释了化学元素间的内在联系。
1．元素周期表的编排原则（1）周期：具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序从左到右排列成横行的一系列元素成为一个周期。
（2）族：最外层电子数相同，按电子层数依次递增的顺序上而下排列成纵行的一系列元素成为一个族。
原子序数与元素的原子结构之间的关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数2．元素周期表的结构（7个周期，16个族）（1）横行：七个横行（七个周期）短周期：包括第一、第二、第三周期，分别有2、8、8种元素。
长周期：包括第四、第五、第六、第七周期，分别有18、18、32、32种元素。
（2）纵行：18个纵行（16个族）a、第8、9、10三个纵行叫第Ⅷ族，其余15个纵行，每个纵行标作一族b、电子层数=周期序数①主族：七个主族，用A表示；分别是IA、II A、III A、IV A、V A、VI A、VII Aa、第IA族（除氢外）：称碱金属元素，包括锂、钠、钾、铷、铯、钫第VIIA族：称卤族元素，包括氟、氯、溴、碘、砹元素b、同一主族的元素，最外层电子数相同．．．．．．．．c、主族序数= 最外层电子数= 最高正价= 8 -│负价│②副族：7个副族，用B表示；分别是IB、II B、III B、IV B、V B、VI B、VII B③第Ⅷ族：包括3个纵行；过渡元素（又叫过渡金属）：包括全部副族和第Ⅷ族④0族：指稀有气体元素。
【归纳小结】元素周期表需要掌握的知识点有以下几点：1.从左到右一共有18列，请说出从左到右族的名称？2.每一个周期能容纳多少个元素？计算出稀有气体的原子序数？3.同族的上下周期元素原子序数之间的关系3.要求写出前二十个元素的元素符号、和7个主族元素的所有符号、自己会画周期表4.二主族元素与三主族元素差多少个原子序数？5.指出镧系、锕系的位置、元素种数？6. 由原子序数确定元素位置的规律练习：根据元素周期表回答下列问题：1、在所有的族中，______元素种类最多；形成化合物种类最多的元素在______族。
高中化学讲义19.元素周期律
元素周期律一、比半径1、原子半径【练习】2、离子半径例：Li+和H-的半径：r1_____r2O FNa Mg Al S ClK Ca二、比性质（金属性、非金属性、电负性）氧化稳定最高酸化合非金右上强还原剧烈最高碱置换金属左下强1、非金属性（1）“氧化”——非金属单质的氧化性、______例：Cl2+2Br-=2Cl-+Br2证明非金属性：Cl>Br（）2C+SiO2=Si+2CO 证明非金属性：C>Si（）小结：非金属A置换出非金属B--- 非金属性A>B（）（2）“稳定”——气态氢化物的热稳定性例：热稳定性H2O>H2S键能(kJ/mol) 键长（pm）O-H 464 98S-H 339 135（3）“最高酸”——最高价含氧酸的酸性最高价氧化物对应水化物的酸性例：将SO2气体通入NaHCO3溶液，生成CO2，证明非金属性：S>C（）例：为比较C和S的非金属性，可以测同浓度Na2SO3与Na2CO3溶液的pH（）练：证明非金属性C>Si的反应____________________________________________________ （4）“化合”——非金属单质与氢气化合的难易程度——化合价：负价非金强条件△H(kJ/mol) K（t）H2+F2=2HF 暗处爆炸-270 1.8×1036H2+Cl2=2HCl 光照反应-183 9.7×1012H2+Br2=2HBr 500℃反应-72 5.6×107H2+I2=2HI 加热可逆-14.9 432、金属性（1）“还原”——金属单质的还原性、___________（2）“剧烈”——金属单质与水反应的剧烈程度（3）“最高碱”——最高价氧化物对应水化物（氢氧化物）碱性例：为比较Mg、Al的金属性，可以测同浓度MgCl2与Al2(SO4)3溶液的浓度（）例：Mg(OH)2与Al(OH)3中加入NaOH溶液的现象，可以证明金属性Mg>Al（）（4）“置换”——金属A置换金属B金属单质从水（酸）中置换氢气的难易程度【练习】能作为氯、溴、碘元素非金属性（原子得电子能力）递变规律的判断依据是________（填序号）a．Cl2、Br2、I2的熔点b．Cl2、Br2、I2的氧化性c．HCl、HBr、HI的热稳定性d．HCl、HBr、HI的酸性（2015 北京理7）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（）A．酸性：H2SO4>H3PO4B．非金属性：Cl>BrC．碱性：NaOH>Mg(OH)2D．热稳定性：Na2CO3>NaHCO3（2014上海理6）今年是门捷列夫诞辰180周年．下列事实不能用元素周期律解释的只有（）A．碱性：KOH>NaOH B．相对原子质量：Ar>K C．酸性：HClO4>H2SO4D．元素的金属性：Mg>Al 三、周边比较氢某酸，右下强最高正价无氟氧问沸点，考氢键铝的两性是关键1、氢某酸例：可以通过测定同浓度的Na2S、NaCl溶液的pH，比较S、Cl的非金属性（）2、最高价态短周期主族元素的最高化合价均与其族序数相等（）第三周期主族元素的最高化合价与其族序数相等（）第三周期所有元素的最高化合价与其族序数相等（）(2013·天津卷·3)下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（）A．ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物B．第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7 C．同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大D．同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强3、氢键与沸点（1）氢键的形成练：形成氢键，使HF分子更加稳定（）（2）氢键的影响①溶解度提升②沸点反常升高③有机物中的氢键【选修三】例：比较沸点：邻硝基苯酚______间硝基苯酚例：比较酸性：水杨酸______苯甲酸4、铝的两性例：短周期元素X、Y、Z的原子序数依次增大，且三者的最高价氧化物对应水化物之间可以两两反应若Z与X、Y不在同一周期若X、Y、Z在同一周期氧化稳定最高酸化合非金右上强还原剧烈最高碱置换金属左下强氢某酸，右下强最高正价无氟氧问沸点，考氢键铝的两性是关键【练习】1.（2015上海理4）不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱依据的是（）A．单质氧化性的强弱B．单质沸点的高低C．单质与氢气化合的难易D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱2.（2016上海理7）已知W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增大．W、Z同主族，X、Y、Z同周期，其中只有X为金属元素．下列说法一定正确的是（）A．原子半径：X>Y>Z>WB．W的含氧酸的酸性比Z的含氧酸的酸性强C．W的气态氢化物的稳定性小于Y的气态氢化物的稳定性D．若W与X原子序数差为5，则形成化合物的化学式为X3W2相对位置如右下图所示，其中W 原子的质子数是其最外层电子数的三倍，下列说法不正确的是（ ） A ．原子半径： W>Z>Y>XB ．最高价氧化物对应水化物的酸性：X>W>ZC ．最简单气态氢化物的热稳定性：Y>X>W>ZD ．元素X 、Z 、W 的最高化合价分别与其主族序数相等4.（2015 山东理8）短周期元素X 、Y 、Z 、W 在元素周期表中的相对位置如图所示．已知Y 、W 的原子序数之和是Z 的3倍，下列说法正确的是（ ） A ．原子半径：X<Y<Z B ．气态氢化物的稳定性：X>Z C ．Z 、W 均可与Mg 形成离子化合物 D ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W5.（2013山东理2）W 、X 、Y 、Z 四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W 的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（ ）A ．X 、Y 、Z 中最简单氢化物稳定性最弱的是YB ．Z 元素氧化物对应水化物的酸性一定强于YC ．X 元素形成的单核阴离子还原性大于YD ．Z 元素单质在化学反应中只表现氧化性X Y WZ YZXWWX YZ对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等．下列判断不正确的是（）A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>QB．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q<WC．原子半径：T>Q>RD．含T的盐溶液一定显酸性7.（2013广东深圳二模理4）Q、W、X、Y、Z都是短周期元素．X、Y、Q在周期表中的位置关系如图．W、Z的最外层电子数相同，Z的核电荷数是W的2倍．则下列说法不正确的是（）A．非金属性：W>ZB．原子半径：X>Y>ZC．最高价氧化物对应水化物的碱性：X>Y D．氢化物稳定性：Q>W ⅠAⅡAⅢAⅣAQ X YT QRW。
高中化学必修一教案讲义：元素周期律(教师版)
元素周期律1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素主要化合价等元素性质的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2．以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律。
3．能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。
4．会判断粒子半径的大小。
自主梳理①原子结构与元素性质、元素化合价的关系原子类别与元素性质的关系与元素化合价的关系稀有气体最外层电子数为8(He 为2)，结构稳定，性质不活泼原子结构为稳定结构，常见化合价为零金属元素原子最外层电子数一般小于4，较易失去电子易失去最外层电子，达到稳定结构，其最高正价为＋m (m 为最外层电子数)非金属元素原子最外层电子数一般大于或等于4，较易获得电子，形成8电子稳定结构得到一定数目的电子，达到稳定结构，其最低负价为m －8(H 为m －2)②元素的主要化合价元素最高价与最低价的关系元素最高化合价＝最外层电子数(O 、F 除外)最低化合价＝最外层电子数－8|最高化合价|＋|最低化合价|＝8常见元素化合价的特点H ：＋1、－1、0价，如H 2O 、NaH 、H 2。
F ：－1、0价，如NaF 、F 2(F 无最正价)。
O ：常见有－2、－1、0价，如CaO 、Na 2O 2、O 2(O 无最高正价)。
一、1～18号元素性质的周期性变化规律1．原子最外层电子排布变化规律规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素原子的________________呈现周期性变化。
2．原子半径的变化规律(稀有气体除外)规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的原子半径________________呈现周期性变化。
3．元素的主要化合价规律：同周期中，随着原子序数的递增，元素的________________呈现周期性变化。
二、元素金属性与非金属性的周期性变化(以第三周期为例)1．Na、Mg元素金属性强弱比较原理金属与水反应置换出H2的难易程度操作现象镁条表面附着少量气泡剧烈反应，溶液变成浅红色化学反应——Mg ＋2H 2O====ΔMg(OH)2＋H 2↑结论结合Na 与水的反应的现象，Na 与水反应置换H 2比Mg______，则金属性：______2．Mg 、Al 元素金属性强弱比较原理金属的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱物质Al(OH)3Mg(OH)2操作现象A 中沉淀溶解B 中沉淀溶解C 中沉淀溶解D 中沉淀不溶解A 、B 、C 、D 试管中的离子方程式A ：Al(OH)3＋3H ＋＝Al 3＋＋3H 2OB ：Al(OH)3＋OH －＝AlO －2＋2H 2OC ：Mg(OH)2＋2H ＋＝Mg 2＋＋2H 2OD ：不反应结论Al(OH)3是两性氢氧化物，其碱性弱于Mg(OH)2(中强碱)，更弱于NaOH(强碱)，则金属性：________________结论：同周期中，从左到右，元素的___________逐渐减弱。
《元素周期律和元素周期表》 讲义
《元素周期律和元素周期表》讲义一、元素周期律的发现在化学发展的历史长河中，元素周期律的发现是一个具有里程碑意义的事件。
19 世纪 60 年代，化学家们已经发现了六十多种元素。
然而，这些元素之间的内在联系一直是个谜。
俄国化学家门捷列夫在对众多元素的性质和原子量进行了深入研究和整理后，终于发现了元素周期律。
他把当时已知的元素按照相对原子质量从小到大依次排列，发现元素的性质呈现出周期性的变化规律。
这一发现并非偶然，而是建立在大量实验数据和严谨的科学思考基础之上的。
门捷列夫不仅敢于突破传统观念的束缚，还具有敏锐的洞察力和坚定的信念。
二、元素周期律的内容元素周期律是指元素的性质随着原子序数（即原子核电荷数）的递增而呈周期性变化的规律。
具体来说，元素的性质包括原子半径、化合价、金属性和非金属性、电负性等等。
随着原子序数的增加，原子半径通常呈现出先减小后增大的趋势；化合价也会呈现出周期性的变化；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；电负性也有类似的规律。
例如，同一周期从左到右，原子半径逐渐减小。
这是因为随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，使得电子更加靠近原子核，从而导致原子半径减小。
再比如，同一主族从上到下，金属性逐渐增强。
这是因为电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力减弱，更容易失去电子，表现出更强的金属性。
三、元素周期表的结构元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它是一张按照元素的原子序数和性质排列而成的表格。
元素周期表共有 7 个横行，18 个纵列。
7 个横行分别称为 7 个周期，其中第 1、2、3 周期称为短周期，第 4、5、6、7 周期称为长周期。
18 个纵列分为 16 个族，包括 7 个主族（ⅠA 族ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包括 3 个纵列）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。
周期的划分与电子层数有关。
同一周期的元素具有相同的电子层数，而随着原子序数的增加，最外层电子数依次增加。
元素周期律讲义
学生：科目：化学时间：2016-2- 教师：白老师一、元素周期表的结构1、周期第一周期2种元素短周期第二周期8种元素第三周期8种元素周期第四周期18种元素（横向）长周期第五周期18种元素第六周期32种元素不完全周期：第七周期26种元素2、族主族(A) ⅠA , ⅡA , ⅢA , ⅣA ,ⅤA , ⅥA , ⅦA 共七个主族副族(B) ⅠB , ⅡB , ⅢB , ⅣB ,ⅤB , ⅥB , ⅦB共七个副族族（纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间零族：稀有气体元素【典型练习】1 . 下列各表中的数字代表的是元素的原子序数。
表中数字所对应的元素与它们在周期表中的位置相符的是Array2、X和Y属短周期元素，Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，X位于Y的后一周期，且最外层电子数是次外层电子数的一半，则X和Y形成的化合物的化学式可表示为( )A、XYB、XY２C、XY３D、X２Y３3. 有A.B.C.D四种短同期元素，最高正价依次为+1、+4、+5、+7，其核电荷数按B.C.A.D的顺序增大。
已知B.C的次外层电子数为2，D.A的次外层电子数均为8，且A.D原子的电子层数相同。
请回答：⑴写出A.B.C.D的元素符号：A 、B 、C 、D 。
⑵画出A的原子结构示意图：；⑶写出AD的电子式：；⑷写出A.C的最高价氧化物对应水化物相互反应的化学方程式：二、元素的性质与元素在周期表中的位置关系：1、看表格2、比较元素的金属性强弱的方法是：a.元素的单质和水或酸置换出氢气的难易b.元素最高氧化物对应水化物的碱性强弱c.金属单质和另外金属盐溶液中的置换反应3、比较元素的非金属性强弱的方法是：a.元素最高氧化物对应水化物的酸性强弱b.元素单质和氢气反应生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的稳定性来判断。
c.非金属单质和另外非金属盐溶液中的置换反应4、微粒半径大小的比较：①同一元素的阳离子半径<相应原子半径，阴离子半径>相应原子半径，同种元素形成的不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(完整版)元素周期律(讲义)
元素周期律（讲义）一、知识点睛1.元素周期律元素的性质随着元素的递增而呈的变化，这个规律叫做元素周期律。
2.微粒半径大小规律①同主族，从上到下原子半径逐渐。
即电子层数越多，微粒的半径越。
②同周期，从左到右原子半径逐渐（稀有气体除外）。
即电子层数相同，核电荷数越大，原子的半径越。
③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，微粒半径越。
（如 F-> Na+> Mg2+> Al3+）④同种元素，原子半径阳离子半径；同种元素，原子半径阴离子半径。
即对同一元素，价态越高半径越。
（如：Fe2+>Fe3+）3.主族元素化合价规律（1）最高正价数=主族序数=最外层电子数如：2、3 周期主族元素的最高正价从+1 到+7 变化（O 通常显负价，F 没有正价）。
（2）最低负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA 族~ⅦA 族）如：2、3 周期主族元素的负价从-4 到-1 变化（金属元素没有负价）。
4.金属性和非金属性规律（1）同一周期元素，从左到右，原子失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强，则金属性越来越，非金属性越来越。
（2）同一主族元素，从上到下，原子失电子能力逐渐增强、得电子能力逐渐减弱，则金属性越来越，非金属性越来越。
（3）金属性和非金属性应用①元素的金属性越强，单质与水（或酸）反应置换出氢越_，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越_。
②元素的非金属性越强，单质与氢气化合越且生成的气态氢化物的稳定性越，元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越。
二、精讲精练1. 下列元素中，原子半径最大的是（ ）A ．CB ．NC ．SiD ．Cl2. 下列有关微粒半径大小的比较中，正确的是（ ）A ．Na +>NaB ．Cl -<ClC ．S 2->O 2-D ．K +<Na +3. 下列微粒半径的比较中，正确的是（ ） A ．Na<Si<S<Cl B ．Cs<Rb<K<Na C ．Na +<Mg 2+<Al 3+<F - D ．Al 3+ < Mg 2+ < Cl -< S 2-4. 短周期元素 X 、Y 、Z 在周期表中的位置如图所示。
《元素周期律和元素周期表》 讲义
《元素周期律和元素周期表》讲义一、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
这一规律是化学学科中的重要基础，对于理解元素的性质、化学反应以及物质的结构等方面都具有极其重要的意义。
首先，原子的核外电子排布是元素周期律的本质原因。
随着原子序数的增加，原子核外电子按照一定的规律依次填充到不同的能级和轨道中。
最外层电子数的周期性变化决定了元素化学性质的周期性。
例如，同一周期的元素从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外），这是因为随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，使得原子半径减小。
同时，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
金属元素容易失去电子，表现出还原性；而非金属元素则容易获得电子，表现出氧化性。
在同一主族中，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
这是由于电子层数的增加，使得原子核对外层电子的吸引力减弱，原子更容易失去电子。
元素的化合价也呈现出周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于其主族序数，最低负化合价等于主族序数减去 8（氢元素除外）。
化合价的周期性变化与原子的最外层电子数密切相关。
二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它将已知的元素按照一定的规律排列在一个表格中。
元素周期表的横行称为周期，纵列称为族。
目前使用的元素周期表共有 7 个周期，18 个族。
其中，1、2、3 周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7 周期称为不完全周期。
周期的划分与电子层数有关。
同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右，原子序数依次增加。
例如，第1 周期只有氢和氦两种元素，它们的电子层数都为 1。
族的划分则与元素的化学性质和价电子构型有关。
主族包括ⅠA 族至ⅦA 族，副族包括ⅠB 族至ⅦB 族，还有第Ⅷ族和 0 族。
主族元素的化学性质主要取决于最外层电子数，而副族元素的化学性质则较为复杂，不仅与最外层电子有关，还与次外层电子有关。
《元素周期律》 讲义
《元素周期律》讲义一、元素周期律的发现在化学发展的历史长河中，元素周期律的发现是一个具有里程碑意义的事件。
19 世纪 60 年代，俄国化学家门捷列夫在对当时已知的六十多种元素进行深入研究后，终于找到了元素之间内在的联系规律，提出了元素周期律。
门捷列夫在研究元素的性质时，不仅仅局限于简单的观察和记录，而是通过对元素的原子量、化合价、物理性质和化学性质等多方面的综合分析，试图找出它们之间的规律性。
他将元素按照原子量的大小依次排列，并发现元素的性质呈现出周期性的变化。
这一发现并非偶然，而是门捷列夫经过长期的努力和不懈的探索，以及对大量实验数据的归纳和总结才得以实现的。
二、元素周期律的内容元素周期律指的是元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
原子序数等于元素原子核内的质子数。
随着原子序数的增加，元素的性质会发生周期性的重复。
例如，同一周期的元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族的元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的性质包括原子半径、化合价、电负性、第一电离能等。
原子半径在同一周期中从左到右逐渐减小，在同一主族中从上到下逐渐增大。
化合价也呈现出一定的规律性，同一周期的元素最高正化合价从＋1 逐渐递增到＋7（氧、氟除外），最低负化合价从－4 逐渐递增到－1。
电负性反映了元素原子在化合物中吸引电子的能力，同一周期从左到右电负性逐渐增大，同一主族从上到下电负性逐渐减小。
第一电离能是指气态原子失去一个电子所需的最小能量，一般来说同一周期从左到右第一电离能逐渐增大，同一主族从上到下第一电离能逐渐减小。
三、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
元素周期表共有 7 个横行，18 个纵列。
7 个横行分别称为 7 个周期，18 个纵列分为 16 个族，包括 7 个主族、7 个副族、1 个第Ⅷ族和 1 个0 族。
周期又分为短周期和长周期。
短周期包括第一、二、三周期，长周期包括第四、五、六、七周期。
第17讲 元素周期律 元素周期表(讲义)(解析版)
第17讲元素周期律元素周期表目录考情分析网络构建考点一元素周期表【夯基·必备基础知识梳理】知识点1 元素周期表的结构知识点2 周期表的应用【提升·必考题型归纳】考向1 考查元素周期表的结构考向2 考查元素周期表的应用考点二元素周期律【夯基·必备基础知识梳理】知识点1 元素周期律知识点2 电离能知识点3 电负性知识点4 元素周期表中的有关规律知识点5 元素位—构—性的关系【提升·必考题型归纳】考向1 考查金属性和非金属性相关的递变规律考向2 考查原子半径、离子半径相关的递变规律考向3 考查第一电离能、电负性相关的递变规律考点4 考查位、构、性关系的综合推断真题感悟考点要考题统计考情分析考点一元素周期表知识点1 元素周期表的结构1.原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2.编排原则(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
3.元素周期表的结构1)结构(1)周期(7个横行，7个周期)(2)族(18个纵列，16个族)②元素周期表中第18列是0族,不是ⅠA族,第8、9、10三列是Ⅰ族。
③根据元素周期表的构成特点,可分析每个族的元素种类,含元素种类最多的族是ⅠB族,共有32种元素。
④过渡元素包括7个副族和第Ⅰ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
⑥电子层数=周期序数,主族序数=价电子数。
(3)分区①周期表的分区(一)说明：各区价层电子排布特点说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
b.各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
《元素周期表》讲义
《元素周期表》讲义在化学的广袤世界里，元素周期表宛如一座宏伟的大厦，为我们呈现了物质构成的基本蓝图。
它不仅仅是一张罗列元素的表格，更是蕴含着无数化学规律和奥秘的宝藏图。
让我们从元素周期表的诞生说起。
在 19 世纪，俄国化学家门捷列夫经过不懈的努力和深入的思考，首次编制出了具有现代形式的元素周期表。
这一伟大的创举，为化学的发展奠定了坚实的基础。
元素周期表的排列有着其独特的规律。
首先，元素是按照原子序数递增的顺序排列的。
原子序数等于质子数，这就决定了元素的种类。
横向来看，同一周期的元素，电子层数相同，从左到右，原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
比如，在第三周期中，钠是典型的金属元素，具有较强的金属性，而氯则是非金属元素，具有较强的非金属性。
纵向来看，同一主族的元素，最外层电子数相同，化学性质相似。
但从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
以第ⅠA 族为例，锂、钠、钾等元素都容易失去电子，表现出较强的金属性，且金属性依次增强。
元素周期表中的元素可以分为金属元素、非金属元素和稀有气体元素。
金属元素大多具有良好的导电性、导热性和延展性。
常见的金属元素有铁、铜、铝等，它们在日常生活和工业生产中有着广泛的应用。
铁是制造钢铁的重要原料，铜常用于电线制造，铝则因其轻便的特点常用于航空航天领域。
非金属元素的性质则与金属元素大不相同。
例如，氧、氮、碳等非金属元素，它们的导电性和导热性通常较差。
氧是维持生命活动不可或缺的元素，氮气在化工生产和食品保鲜中发挥着重要作用，而碳则以多种形式存在，如金刚石、石墨等，具有独特的物理和化学性质。
稀有气体元素，如氦、氖、氩等，具有非常稳定的电子结构，化学性质极不活泼，一般不易与其他物质发生化学反应。
因此，它们在照明、激光技术等领域有着特殊的用途。
元素周期表还能帮助我们预测元素的性质。
当我们面对一个新元素时，通过它在周期表中的位置，我们可以大致推断出它的物理和化学性质。
《第20讲 元素周期表 元素周期律》讲义
c．分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)按价层电子排布
各区元素化学性质及原子最外层电子排布特点
分区
元素分布
价电子排布
元素性质特点
s区
ⅠA、
ⅡA族
ns1～2
除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
3．现有四种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4②1s22s22p63s23p3③1s22s22p3④1s22s22p5
则下列有关比较中正确的是()
A．第一电离能：④>③>②>①
B．原子半径：④>③>②>①
C．电负性：④>③>②>①
D．最高正化合价：④>③＝②>①
【答案】A
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
(3)过渡元素：元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(4)镧系：元素周期表第六周期中：57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(5)锕系：元素周期表第七周期中：89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(6)超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料
D．Po处于第六周期第ⅥA族
【答案】A
【解析】B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，处于第六周期第ⅥA族，故D正确。
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元素周期律讲义
我们将核电荷数1～18的元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价列成表(表5-5)来加以讨论。
为了方便，人们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。
显然原子序数在数值上与这种原子的核电荷数相等。
表5-5就是按原子序数的顺序编排的。
讨论
1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填在表5-6中。
讨论
2．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径呈现什么规律性的变化(稀有气体元素暂不考虑)？将讨论的结果填在表5-7中，并与图5-5做对照。
讨论
3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？将讨论的结果填入表5-8。
从上述讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性的变化。
我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定的，那么，我们是否可以认为元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化？下面通过实验来研讨这个问题。
元素金属性的强弱，可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断。
如果元素的单质跟水(或酸)反应置换出氢容易，而且它的氢氧化物碱性强，这种元素金属性就强，反之则弱。
元素非金属性的强弱，可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
如果元素的最高价
氧化物的水化物的酸性强，或者它跟氢气生成气态氢化物容易且稳定，这种元素的非金属性就强，反之则弱。
下面按照这个标准，研究11～18号元素的金属性、非金属性的变化情况。
第11号元素是钠。
我们知道，钠是一种非常活泼的金属，能与冷水迅速发生反应，置换出水中的氢。
钠的氧化物的水化物——氢氧化钠显强碱性。
第12号元素镁，它的单质与水反应的情况怎样呢？
*【实验5-1】取两个段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中。
向试管中加3mL水，并往水中滴2滴无色酚酞试液。
观察现象。
然后，加热试管至水沸腾。
观察现象。
讨论
1．镁与水(冷、热)反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
2．镁的金属性跟钠比较是强还是弱？说明判断的根据。
我们再来研究第13号元素铝。
*【实验5-2】取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL1mol/L盐酸。
观察发生的现象。
讨论
1．镁和铝跟盐酸反应的情形如何？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
2．镁和铝的金属性哪种强？说明判断的根据。
下面，我们再来研究铝的氧化物的性质。
在一定的条件下，Al2O3既能与盐酸作用，又能与NaOH溶液反应。
反应的化学方程式为：
Al2O3+6HCl====2AlCl3＋3H2O
像Al2O3这类既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。
Al2O3对应的水化物是Al(OH)3(氢氧化铝)，它的性质又怎样呢？
*【实验5-3】取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。
将Al(OH)3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaON溶液。
观察现象。
讨论
上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
像Al(OH)3这样既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。
Al2O3和Al(OH)3既然呈现两性，这说明铝虽然是金属，但已表现出了一定的非金属性。
第14号元素硅是非金属。
硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸(H4SiO4)。
H4SiO4是一种很弱的酸。
硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。
第15号元素磷是非金属。
磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应水化物是磷酸(H3PO4)，H3PO4属于中强酸。
磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。
第16号元素硫是比较活泼的非金属。
硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是H2SO4。
H2SO4是一种强酸。
硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——硫化氢(H2S)。
H2S不很稳定，在较高温度时可以分解。
第17号元素氯是很活泼的非金属。
氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应水化物是高氯酸(HClO4)，它是比硫酸更强的一种酸。
氯气跟氢气在光照或点燃时就能发生爆炸而化合，生成的气态氢化物是HCl，HCl十分稳定。
第18号元素氩是一种稀有气体元素。
现将以上研究的结论归纳于表5-9和表5-10中。
综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：
如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现出周期性的变化。
通过以上事实，我们可以归纳出一条规律，就是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。