6-3元素基本性质的周期性变化汇总
原子结构和元素周期表
知电子的质量为9.11 10-28g)
解：普朗克常数h= 6.626 10-34J.s，而1J=1kg.m2.s-2
用(1-4)式：（运算时注意量纲）
m h v (9 6 .1 .1 1 6 1 2 0 2 g 8 3 0 )6 4 5 ( 1 .9 3 0 g 7 1 m 6 2 m 0 s s 1 1 )
pz轨道的角度分布。图6
（2）电子云的角度分布图 电子云是电子在核外空间出现的概率密
度分布的形象化描述，而概率密度的大小可用| |2来表示，因此以| |2
作图，可以得到电子云的图像。电子云的角度分布图和相应的原子轨道
的角度分布图之间主要区别有两点： 由于Y<1，因此Y2一定小于Y，
因而电子云的角度分布图要比原子轨道角度分布图“瘦”些； 原子
(r,,) = R ( r) () ()
(4)
其中R是电子离核距离r的函数， 、 则分别是角度 和的函数。解 薛定锷方程就是分别求得此三个函数的解，再将三者相乘，就得到波函数。
通常把与角度有关的两个函数合并为Y (,)，则：
(r,,) = R ( r) Y(,)
(5)
R ( r)称为波函数的径向部分， Y(,) 称为波函数的角度部分。
（1）在原子中，电子只能沿着符合于一定条件的轨道旋转。
（2）电子在不同轨道上旋转时可具有不同的能量，电子运动时所处 能量状态称能级。电子的能量是量子化的。
E B n2
上式中n称为量子数，B的值为2.1810-18J。
（3）只有当电子从某一轨道跃迁到另一轨道时，才有能量的吸收或
放出。
E2-E1= E=hv
对它的 = 1.00。
.
11
根据屏蔽效应计算出的有效核电荷，可以很好地解释能级交错现象。我 们知道钾原子的电子层结构是： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ，而不是1s2 2s22p6 3s23p63d1，即在钾原子中，4s的能级低于3d，能级是交错的。现在我们根 据屏蔽效应来计算有效核电荷，看一看4s的能量是否低于3d：
化学元素的周期表和性质
化学元素的周期表和性质一、周期表的构成1.周期表是化学元素按照原子序数递增排列的表格，目前包含118种元素。
2.周期表分为七个周期，横排，周期数等于元素原子的最外层电子层数。
3.周期表有十六个族，竖排，族数代表元素原子的最外层电子数。
二、周期表的规律1.周期规律：电子层数相同的元素，从左至右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2.族规律：同一族元素，原子半径随着周期数增加而增大，金属性随着周期数增加而增强，非金属性随着周期数增加而减弱。
三、元素的性质1.原子半径：原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期中，从左至右原子半径逐渐减小。
2.金属性：元素的金属性随着原子序数的增大而减弱；同一族中，金属性随着周期数的增加而增强。
3.非金属性：元素的非金属性随着原子序数的增大而增强；同一族中，非金属性随着周期数的增加而减弱。
4.最高正化合价：主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数（O、F元素除外）。
5.最低负化合价：主族元素的最低负化合价等于其最外层电子数减8（O、F元素除外）。
6.周期表在化学反应中的应用：根据元素的位置，判断其在化学反应中的角色，如氧化剂、还原剂等。
7.周期表在材料科学中的应用：根据元素的性质，选择合适的元素制备具有特定性能的材料。
8.周期表在生物体内的应用：了解元素在生物体内的分布和作用，研究生物体生理功能与元素的关系。
五、学习周期表的建议1.熟悉周期表的基本构成，了解各个周期、族的元素分布。
2.掌握周期表的规律，能根据元素的位置判断其性质。
3.了解元素的主要性质和应用，提高对化学知识的运用能力。
4.平时多观察、多思考，将周期表与实际应用相结合，提高学习效果。
习题及方法：1.习题：元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26，请写出元素X的名称。
方法：根据题目信息，我们可以知道元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26。
查看周期表，第四周期第Ⅷ族的元素是铁（Fe）。
所以元素X的名称是铁。
元素周期表与元素周期律
沈阳某金属公司的办公楼
西班牙的 University of Murcia （穆尔西亚大学）的化学系
闷声发大财
Re Sg Tc Au As Sc Ti
Ag Zn Na F Ga Hf Mg，
闷声发大财
Re Sg Tc Au As Sc Ti
铼 钅喜 锝 金 砷 钪 钛，
光照或点燃 时发生爆炸 而化合
容易 ，即随着原子序数的递增， 结论：Si、P、S、Cl与H2化合越来越________ 弱 强 的周期性变化规律。 非金属性呈现由________到________
14
Si <
15
P <
16
S < 17Cl
非金属性逐渐增强
气态氢化物 的化学式
SiH4
很不稳定
﹥420°C
14Si 15P 16S 17Cl
最高价 含氧酸 最高价含氧 酸的酸性
H4SiO4 弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
镁
铝
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
金属性 Mg > Al
探究活动1
比较Na、Mg、Al的金属性强弱（1）
分组实验
Na
Mg
Al
剧烈程 度比较
无明显 与冷水反 剧烈反应 缓慢反应 Na>Mg>Al 现象 1.与水的 应 反应 与热水反 —— 迅速反应 缓慢反应 Mg>Al 应
（1）随着原子序数的递增，元素的最高正化合价由 ＋1 递增到 ＋7 ， －。 1 4 元素的最低负化合价按硅、磷、硫、氯的顺序，由－ 递增到 （2）元素的最高正化合价＝最外层电子数 ； 元素的最低化合价 ＝ 最外层电子数－8 ； 最高化合价＋|最低化合价|＝ 8 。
元素基本性质的周期性
只有当 时，对称性较高的半充满和全充满时，②占主导地位。
短周期：
从Na —— Cl, 7个元素，r下降了55 pm,相邻元素之间，平均下降值为55/6 = 9.16pm. (Ar为范德华半径，所以比较大）
长周期：
从Sc —— Ni, 8个元素，r下降了29 pm,相邻元素之间，平均下降值为29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga为 结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以r不但没减小，反而有所增加。同样，Kr为范德华半径，所以比较大).
3)范德华半径:单原子分子(He, Ne等),原子间靠范德华力,即分子间作用力结合(未成键),在低温高压下形成晶体,核间距的一半为范德华半径。
2.原子半径在周期表中的变化规律
1)同周期中,从左——向右，分两个方面看:
①Z —增大，对电子吸引力增大，r —减小，
②Z —增大，电子增加，之间排斥力增大，r —增大。
首先,要明确:失去电子后, Z*增加, r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.
Li: I2/I1= 14.02倍,增大14倍,不易生成+2价离子,所以Li+容易形成
Be: I2/I1= 1.95倍, I3/I2= 8.45倍,所以Be2+容易形成.
注意:这是分子活泼性的比较,而不是原子活泼性的比较.首先看键能:
再看电子亲合能：
所以：
综合考虑: H5< H6, ,即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大,所以, F2比Cl2更容易得到电子.
四电负性
电离能I:表示元素原子形成正离子的能力大小;
元素周期表的周期趋势
元素周期表的周期趋势元素周期表是化学家们用来系统地组织元素的工具，它提供了关于元素性质和特征的重要信息。
周期表的排列方式将元素按照原子序数的递增顺序排列，并将具有相似性质的元素放在同一垂直列中。
随着元素周期表的阅读，我们可以看到一些明显的周期趋势，这些趋势显示了元素性质随着原子序数的变化而变化的规律。
一、原子半径趋势原子半径是指原子的物理大小，它是通过测量原子间的距离来确定的。
在元素周期表中，从左至右，原子半径逐渐减小，这是因为原子核中质子的数量增加，而电子的外层数目相对不变。
对于同一周期的元素，由于电子层增加，原子半径增大。
例如，氧原子比炭原子更大。
二、电离能趋势电离能是指从一个原子中移除最外层电子所需的能量。
在周期表中，从左到右，原子的电离能增加。
这是因为原子半径的减小导致原子核对电子的吸引力增强。
相反，从上到下，电离能逐渐减小，因为电子外层的距离增加，与原子核的吸引力减弱。
例如，氧原子的电离能高于碳原子。
三、电负性趋势电负性是元素对电子的吸引力或亲合力的度量。
从左到右，元素的电负性逐渐增加。
这是因为原子半径减小，电子云趋于更接近原子核，所以对电子的亲合力增强。
相反，从上到下，电负性逐渐减小，原子半径增加，电子云更分散，对电子亲合力较弱。
例如，氧原子的电负性高于碳原子。
四、金属活性趋势金属活性是指金属元素与其他元素反应形成化合物的倾向。
从左到右，金属活性逐渐减弱。
这是因为原子半径减小，电子云更靠近原子核，所以对于其他元素的反应能力减弱。
相反，从上到下，金属活性逐渐增强，原因同上。
例如，钠是一个非常活泼的金属，能与氧反应形成氧化物。
五、氧化态的变化在元素周期表中，某些元素的氧化态具有明显的变化趋势。
从左到右，多数元素的最高氧化态逐渐增加。
这是因为在原子核中的质子数量增加，原子对电子的吸引力增强，因此与氧原子形成化合物的能力增强。
从上到下，氧化态的变化没有明显的规律。
例如，钠的最高氧化态是+1，而氧的最高氧化态是-2。
元素周期律
5
B +3
6
C +4 -4
7
N +5 -3
8
O -2
9
F -1
原子 序数
元素 符号 化合 价
10
11
12
13
14
Si +4 -4
15
P +5 -3
16
S +6 -2
17
Cl +7 -1
18
Ar 0
Ne Na Mg AI 0 +1 +2 +3
前十八位元素的主要化合价
元素的化合价与最外层电子数的关系： 稀有气体化合价均为0
2. 下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的 是( C C ) A．硫酸（H2SO4） C．氯化钠（NaCl） B．六氟化氙（XeF6） D．三氟化硼（BF3）
3 . 下列各组微粒，半径由小到大的顺序排列的是 （AA ） A. Mg2+ 、 Na+ 、 K+ B. S2- 、 O2- 、 FC. Al 、 Si 、 P D. B 、 C、 N
3.最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 时不能超过 2 ）。 4.次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电 子数不能超过 32
原子或离子结构示意图
为了形象地表示原子的结构，人们就创造了 “结构示意图”这种特殊的图形。
原子核
第 3层 第 2层 第 1层
+ 15
原子核带正电
2
L层
8
5
K层
质子数
有气泡产生,滴有酚酞的水溶液变为红色。
Mg+2H2O = Mg(OH)2+H2↑
回忆钠与水的反应的现象，比较钠和 镁与水反应的难易程度。
元素基本性质的周期性
元素基本性质的周期性
二、 元素电负性
所谓元素的电负性是指分子中元素的原子吸引电子 的能力，此概念是由鲍林在1932年首先提出的，并指定 最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0，以此为标准通过 计算求出其他元素的电负性。因此，元素电负性是一个 相对的数值。元素的电负性见表1-8。
素的电负性是化学中最重要的概念之一，其主要应用有以下几点： (1)判断元素的金属性、非金属性及其强弱。元素的电负性数值越大， 表示原子在分子中吸引电子的能力越强，元素的金属性越强。一般金属元 素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0。 (2)判断元素在形成化合物时的正负价态。在化合物中，电负性大的元 素其原子吸引电子的能力强，元素的化合价显负价；电负性小的元素其原 子吸引电子的能力弱，元素的化合价显正价 (3)判断化学键的性质。
主族元素的最高正化合价＝该元素最外层电子数＝元素的族序数 主族元素的负化合价＝该元素最外层电子数-8＝元素的族序数-8
元素基本性质的周期性
副族元素和Ⅷ族元素由于次外层电子数没有达到稳定结构， 也能参加反应，所以除了最外层的电子是价电子外，次外层的 部分电子也可以成为价电子，因此副族元素和Ⅷ族元素的化合 价比较复杂。其中ⅠB～ⅦB的元素比较有规律，其原子失去电 子的最大数目等于它所在族的族序数，即
副族元素的最高正化合价＝元素的族序数(第ⅠB族除外)
元素基本性质的周期性
由于主族元素原子的最外层电子数周期性地重复1～7个电 子的变化，所以元素的最高化合价和负化合价也呈现周期性的 变化规律。表1-9列出了各主族元素化合价的变化规律。
元素周期表的周期性规律与化学性质
元素周期表的周期性规律与化学性质元素周期表是化学界最重要的工具之一，它将所有已知元素按照一定规律排列，为我们理解元素的物理性质和化学性质提供了重要线索。
元素周期表的周期性规律与化学性质存在着密切的联系。
元素周期表以元素的原子序数（即质子数）为基础进行排列，并将相似性质的元素归为一组。
这个排列方式揭示了元素间的周期性规律。
元素周期表的第一行是最轻的元素氢和最重的元素氦，随后是锂、铍等元素，一直到铅和锑等重元素。
这些元素按照一定规律在周期表中排列，每7个元素形成一个周期，共有7个周期。
元素周期表中的周期性规律体现在元素的物理性质和化学性质上。
首先是原子半径的周期性变化。
从左到右，原子半径逐渐减小，因为质子数的增加导致电子云对于核的吸引力增强，电子云收缩。
但在周期表的每个周期内，原子半径会随着主量子数（能量层的数量）的增加而增加。
这是因为在同一周期内，电子数增加，电子层依次填充，电子云逐渐扩展。
其次是原子电离能的周期性变化。
原子电离能是指从一个原子中去除一个电子所需的能量。
随着原子序数的增加，原子电离能逐渐增加。
这是由于随着电子数增加，电子与核之间的吸引力也增加，所需的能量也相应增加。
元素周期表中还存在着元素的电负性的周期性变化。
电负性是元素与其他元素形成化学键时对电子的吸引能力。
从左至右，元素的电负性逐渐增加。
这是由于原子核对电子的吸引力增强。
而在同一周期内，电负性随着原子序数的增加而减小。
这是因为原理能层的数量增加，电子云距离原子核越远，与原子核的吸引力相对较弱。
元素周期表中的周期性规律不仅仅适用于物理性质，也适用于化学性质。
元素的化学性质是由其原子结构和电子构型决定的。
元素往往与同一组内的元素表现出相似的化学性质，这是由于它们的电子结构相似。
例如，第一组元素称为碱金属，包括锂、钠、钾等。
这些元素都具有单价为+1的离子，因为它们容易失去一个电子。
碱金属都是非常活泼的金属，与非金属发生反应会产生剧烈的化学反应，如与水反应产生氢气。
2024年新人教版高考化学一轮复习讲义(新高考版) 第6章 第31讲 元素周期表、元素的性质
2024年新人教版高考化学一轮复习讲义（新高考版）第31讲元素周期表、元素的性质复习目标1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。
2.掌握元素周期律的内容和本质。
3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
内容索引考点一 元素周期表的结构与价层电子排布考点二 元素周期律 电离能、电负性答题规范(3) 电离能规范答题的两个类型真题演练 明确考向课时精练><元素周期表的结构与价层电子排布1.元素周期表的编排原则(1)周期：把相同的元素，按 的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中 相同的元素，按 的顺序从上而下排成的纵列。
必备知识电子层数目原子序数递增最外层电子数电子层数递增2.原子结构与元素周期表的关系(1)原子结构与周期的关系原子的最大能层数＝周期序数。
(2)原子结构与族的关系①主族元素的价层电子排布特点主族ⅠA ⅡA ⅢAⅣA排布特点______________________主族ⅤAⅥAⅦA排布特点___________________n s 1n s 2n s 2n p 1n s 2n p 2n s 2n p 3n s 2n p 4n s 2n p 5②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为n s2n p6。
③过渡元素(镧系、锕系元素除外)的价层电子排布：(n－1)d1～10n s1～2。
(3)原子结构与元素周期表分区的关系①元素周期表分区②各区价层电子排布特点分区价层电子排布s区n s1～2p区n s2n p1～6(除He外)d区(n－1)d1～9n s1～2(除钯外)ds区(n－1)d10n s1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2n s2(4)金属与非金属的分界线①分界线：沿着元素周期表中___________________与______________________的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
元素周期表知识点总结
元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：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。
下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。
反例1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。
（2）．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。
反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。
反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。
（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。
正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H-、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+、OH-和F-、Cl和HS。
2、电子云（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
3、元素周期律（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。
反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
基础化学 第三版 第6章 物质结构基础知识
角量子数（副量子数、电子亚层或亚层）就是描述核外 电子云形状的量子数，也是决定电子能量的次要因素。
角量子数取值为l≤n－1，每个l值代表一个亚层。角量子 数的取值、符号及能量变化见表6-1。
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6.1核外电子的运动状态
3．磁量子数（m）
磁量子数(m)是描述电子云在空间伸展方向的量子数。 m取值是从＋l到－l包括0在内的任何整数值，即│m│≤l。当l ＝0时，m＝0，即s亚层只有1个伸展方向（见图6-2）；当l＝1 时，m＝＋1、0、－1，即p亚层有3个（px、py、pz）伸展方 向；当l＝2时，m＝＋2、＋1、0、－1、－2，即d亚层有5个 伸展方向；f亚层则有7个伸展方向。
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6.1核外电子的运动状态
E4s＜E3d； E5s＜E4d； E6s＜E4f＜E5d； E7s＜E5f＜E6d
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6.2 原子核外电子分布与元素周期表
6.2.1 基态原子核外电子分布规律
任务6-1：写出基态26Fe原子核外电子分布式、原子实表 示式和轨道表示式。
6.1核外电子的运动状态 4．自旋量子数（ms）
电子除绕核运动外，还作两种相反的自旋运动。描述电子 自旋运动的量子数称为自旋量子数。取值为＋1/2 或－1/2 ，用 符号 “↑”和“↓”表示。
用一套量子数表示某一核外电子的运动状态，正确 的是（ ）
A. n=3，l=3，m=2，mS=1/2 B. n=3，l=1，m=-1，mS=1/2 C. n=1，l=0，m=0，mS=0 D. n=2，l= m=0，-2，mS=1/2
6.1.1 核外电子的运动特征
【实例分析】1927年戴维逊(Davisson C J)和革末(Germer L H)将一束高速电子流通过镍晶体(作为光栅)投射到荧光屏上， 得到了与光衍射现象相似的一系列明暗交替的衍射环纹(图61)，这种现象称为电子衍射。
元素周期律知识点归纳总结
第一章第二节元素周期律知识点归纳总结(总7页)-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1-CAL-本页仅作为文档封面，使用请直接删除高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、 电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、 原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
三、原子核外各电子层的电子排布原子核外电子的排步层序数 1 2 3 4 5 6 7电子层符号 K L MN O P Q离核远近 由近到远 能量 由低到高各层最多容纳的电子数2×12=2 2×22=8 2×32=18 2×42=32 2×52=50 2×62=72 2×72=981.原子结构示意图： 粒子符号2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。
Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1、对原子的4点认识〔1〕原子是构成物质的三种微粒〔分子、原子、离子〕之一。
〔2〕原子是化学变化中的最小微粒。
化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。
〔3〕原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。
原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。
〔4〕原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。
离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。
2、前20号元素原子构造示意图的4种根本模型用Z表示原子序数，将前20号元素的原子构造示意图归纳成四种根本模型如下：3、同周期主族元素性质的递变规律6条〔1〕核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多〔除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个〕。
〔2〕原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。
〔3〕最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1→+7〔氧、氟例外〕。
〔4〕非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 →-1。
〔5〕金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。
〔6〕元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。
4、元素周期律：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。
5、有关元素周期表的10点认识：〔1〕元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。
〔2〕周期是电子层数一样的元素集合，族是性质相似的元素集合。
〔3〕族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。
〔4〕族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA〔NaH〕。
〔5〕元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期〔根据如今的元素周期表〕。
化学之元素周期表的性质
元素周期表的性质1、元素周期表：元素周期表有7个横行，叫周期。
第1到第3周期被称为短周期，第4到第6周期被称为长周期，第7周期被称为不完全周期。
元素周期表中有18个列，叫族。
其中有7个主族，7个副族，1个第Ⅷ族，1个0族。
周期序素=电子层数，主族元素=最外层电子数。
2、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。
3、主族元素化合价：最高正价=最外层电数，最低负价=-（8-最高正价），金属元素最低正价为0。
4、前20号元素：ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 01 H He2 Li Be B C N O F Ne3 Na Mg Al Si P S Cl Ar4 K Ca5、第三周期元素化合物性质比较：族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA元素Na Mg Al Si P S Cl最高价氧化物Na2O MgO Al2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7NaOH Mg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4最高价氧化物对应水化物酸、碱性强碱中强碱两性弱酸中弱酸强酸最强酸气态氢化物SiO4PH3H2S HCl不稳定较稳定稳定热稳定性比较很不稳定6、元素性质：在同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族元素，从上到下电子层数增多，原子半径增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
在同一周期中，从左到右，主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；它们气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
在同一主族中，从上到下，元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；它们的气态氢化物的热稳定性逐渐减弱。
原子半径金属性非金属性最高价氧化物对应水化物气态氢化物的稳定性酸性碱性同一横行减小减小增大减小增大增大同一列增大增大减小增大减小减小2011.11.12。
元素性质的递变规律第一电离能电负性
2、同周期元素第一电离能从左到 右有增大的趋势，为什么？
友情提示：从原子结构的变化来解释
参考答案：同周期元素从左到右，随核电荷数增大， 原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐 渐增大，原子失电子能力逐渐减小，第一电离能有 逐渐增大的趋势。
3、同主族元素第一电离能从上到下 逐渐减小，为什么？
化规律
原子核外电子 排布的周期性
交流与讨论 p17
周期
1 2 3 4 5 6
元素
数目
2
8
8 1 81 83 2
外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 0族 外围电子数
1s1 1s2
2
2s1 2s22p6
8
3s1 3s23p6
8
4s1 4s24p6
8
5s1 5s25p6
8
6s1 6s26p6
8
随着原子序数的增加，元素原子的外 围电子排布呈现周期性的变化：
VIII
IB IIB
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn 21 钪 22钛 23钒 24铬 25锰 26铁 27钴 28镍 29铜 30锌
IA
H
1
1氢 IIA
Li Be
2
3锂 4铍
Na Mg
3
11钠 12镁
K Ca
4
19钾 20钙
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al
13铝 Ga 31镓
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上， 它包括镧系和锕系元素（各有15种元素）。
元素的外围电子构型与其 在周期表中的位置的关系
• 外围电子构型中无d电子的为
元
素，分布在 区、 区；若有d电子
高中化学元素周期律
.
32
总结
一.位置 和结构关系
结构
位置
性质
1.原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
2.周期数 =电子层数
3.主族序数=最外层电子数=最高正价
4.最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）
5. 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 6.核外电子数=质子数-离子电荷（带符号）
.
33
注：1.最外层电子数为2的原子未必在ⅡA (如He、很多过渡元素如Fe）
电子数多斥力大
电子层数多半径大即：Cl- ﹥ Na+
例5： Na 与Cl
Na ﹥ Cl
分析：核电荷数多引力大
电子数多斥力大前者. 影响为主，即：
Na
﹥
41
Cl
微粒半径大小比较规律 一般情况下(稀有气体除外):
⑴先看电子层数,电子层数越多，
则半径 越大
如 Li < Na < K < Rb < Cs Li
.
36
注：1. 元素的单质都是气体：0族 2.只有非金属的族是：ⅦA、 0族 3.全是金属的族是：ⅡA、副族、Ⅷ 4.全是非金属的周期是：第一周期 5.分界线附近元素：两性金属（Al或Be
） 或半导体材料（Si或Ge）
6.过渡元素：催化剂材料（MnO2) 7.非金属区：农药（P），杀虫剂
.
37
内容
.
11
5．原子形成阳离子或阴离子后，其电子 层结构发生了哪些变化？ 答案 原子形成阳离子后，要减少一个 电子层，形成阴离子后电子层数不变， 但最外层电子数增多，它们都达到了稳 定结构。
.
12
科学探究一 填写教材P14～15表格：
元素周期表的周期性与周期趋势
元素周期表的周期性与周期趋势元素周期表是化学领域中最重要的工具之一，它将所有已知的化学元素按照一定的规律进行了分类和排列。
这个表的创立者是俄罗斯化学家门捷列夫，他于1869年首次提出了这个概念。
元素周期表的周期性和周期趋势是化学研究中的重要概念，它们揭示了元素性质的规律和变化。
元素周期表的周期性是指元素的性质和特征随着原子序数的增加而周期性地变化。
这种周期性可以通过元素周期表上的行和列来观察和理解。
元素周期表的行被称为周期，每个周期内的元素具有相似的化学性质。
例如，第一周期中的氢和第二周期中的锂、钠和钾都是活泼的金属，它们都具有较低的电离能和较大的原子半径。
元素周期表的列被称为族，同一族的元素具有相似的化学性质。
例如，第一族元素都是碱金属，它们具有较低的电负性和较大的原子半径。
而第一族元素的化合物也具有相似的性质，例如氢氧化钠和氢氧化钾都是强碱。
这种周期性的出现是由于元素的原子结构和电子排布的规律性。
元素周期表的周期趋势是指元素性质随着原子序数的增加而呈现的一种趋势。
这种趋势可以通过观察元素周期表上的行和列来发现。
例如，原子半径随着原子序数的增加而逐渐增大，这是因为随着电子层的增加，原子的半径也会增大。
另外，电负性随着原子序数的增加而逐渐增大，这是因为原子核的吸引力对外层电子的束缚力逐渐增强。
周期趋势还可以观察到其他性质的变化，例如电离能、电子亲和能和金属性等。
电离能是指从一个原子中移除一个电子所需的能量，它随着原子序数的增加而逐渐增大。
这是因为随着电子层的增加，外层电子离原子核的距离增大，所以需要更多的能量来移除电子。
电子亲和能是指一个原子吸收一个电子时释放的能量，它也随着原子序数的增加而逐渐增大。
金属性是指元素的金属特性，金属性随着原子序数的增加而逐渐减弱。
除了这些周期趋势，元素周期表还可以帮助我们预测和理解元素之间的化学反应和化合物的性质。
通过观察元素周期表上的位置和周期趋势，我们可以推测元素的化学性质和反应活性。
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
同一主族从上到下，随电子层的递增，原子半径增大， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐减小，故元素的第一电离 能逐渐减小。 副族元素的第一电离能主要决定于原子半径，变化不规则。
6.3.3 元素电负性
原子在分子中吸引成键电子的能力，称为元素电负性。元 素电负性（x）越大，该元素原子在分子中吸引成键电子的能
根据元素在周期表中的位置，将下列原子按电负性 由高到低的次序排列。 O，F，S，Cl，Na
答：F ＞O＞Cl＞S＞Na
6.3.4元素的金属性与非金属性
元素的金属性指原子失电子能力；元素的非金属性指原子得 电子能力。
衡量：电离能或电负性越小，原子越易失去电子，元素的金 属性越强；元素电负性越大，原子越易获得电子，元素的非金属 性越强。 规律：元素周期表中，同一周期从左至右，主族元素金属性
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
递减，非金属性递增。同一主族从上到下，元素金属性递增， 非金属性递减。副族元素变化不规律。 表现：主族元素金属性越强，其单质越易从水或酸中置 换出氢气，对应氢氧化物的碱性越强，例如，第三周期元素 金属性最强的Na遇冷水就能剧烈反应，置换出氢气，并生成 强碱NaOH；而Mg则需与沸水接触，才能才能反应，生成的 Mg(OH)2为弱碱。元素的非金属性越强，其单质越易与氢气 化合，生成的气态氢化物越稳定，且高价含氧酸的酸性越强。 例如，卤素气态氢化物的稳定顺序与卤素的非金属性强弱顺 序一致。即：
4×（-2）＋3x=0
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
x 8 3
第6章 原子结构与元素周期律
⑹共价化和物中，将共用电子对指定归电负性较大原子所有， 此时的“形式”电荷即为它们的氧化数。
⑺简单离子的氧化数等于它所带的电荷数，如K+中，K氧化 数为+1；Cl-中，Cl的氧化数为-1。 ⑻复杂离子中，各元素原子的氧化数代数和等于离子电荷数。 指出下列物质中，红色字体元素原子的氧化数. ⑴ K2MnO4 ⑵ Na2S2O3 ⑶Na2S2O4 ⑷ K2Cr2O7
半径。 ⑵共价半径rc 同种元素的两个原子以共价键结合时，测 得它们核间距离的一半，称为该原子的共价半径。 ⑶范德华半径rV 在分子晶体中，分子间以范德华力相结合， 这时相邻分子间两个非键结合的同种原子，其核间距离的
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
I1的大小用来衡量原子失去电子的难易程度，进而判断金属活 泼性强弱。元素I1越小，原子失去电子越容易，相应金属越活 泼。例如，Cs的I1很小，是一个非常活泼的金属，在光的照射 下，即可以失去最外层电子。 电离能都是正值，因为使原子失去外层电子总是需要吸收 能量来克服核对电子的吸引力。元素第一电离能的周期变化 （见链接）。 同一周期从左到右，主族元素第一电离逐渐增大，ⅤA族、 ⅧA族元素反常高。这是因为随核电荷的增加，原子半径减小， 原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强的缘故；而ⅤA族、 ⅧA族元素最外层电子分别处于半充满、全充满状态，失去电 子需要消耗更高的能量，因此第一电离能相对较高。
⑶在氧化物中，O的氧化数为-2；但在过氧化物如H2O2、 Na2O2中，O的氧化数是-1，氟氧化物OF2中，是+2。 ⑷氟在化合物中的氧化数均为-1。 ⑸ 化合物中，各元素原子氧化数的代数和等于零。 【例6-2】计算Fe3O4中Fe的氧化数。 解 已知O的氧化数为-2，设Fe的氧化数为x，因为化合物 中各元素原子氧化数代数和为零。得
力越强，反之则越弱。
常用鲍林的电负性值，他指定最活泼非金属元素氟的电负 性为4.0，然后，借助热化学数据计算求得其他元素电负性 （见链接）。
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
元素电负性的大小，可全面衡量原子得失电子的能力。进 而判断元素金属性和非金属性的相对强弱。电负性大，原子易 得电子；反之，易失电子。通常非金属元素的电负性在2.0以上， 金属元素的电负性在2.0以下。
第6章 原子结构与元素周期律
这不仅与其外电子层达到ns2np6有关，而且更重要的是它们均 采取范德华半径，因此与其他元素无可比性。 同一主族从上到下，随电子层数增加，原子半径显著增大； 但副族元素的原子半径增大幅度减小，且不规则，这与其核电 荷数显著增多有关。
6.3.2电离能
电离能是指使气态原子失去电子变成气态阳离子，克服核 电荷引力所需消耗的能量。符号I，单位kJ/mol。 从元素气态 原子去掉一个电子成为+1价气态阳离子所需消耗的能量，称为 第一电离能（I1）； 从+1价气态阳离子再去掉一个电子成为+2 价气态阳离于所需消耗的能量，叫做第二电离能（I2）； 依此 类推；同一元素：I1<I2<I3。
答：⑴ +7 ；⑵ +3/2 ； ⑶ +3 ； ⑷ +6
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于价电子总数，也等于其族序数，ⅠB、ⅡB、ⅧA，ⅧB族元
素的最高氧化数变化不规律。 非金属元素的最高氧化数与负氧化数的绝对值之和等于8。
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
元素的氧化数通常按如下方法确定 ⑴任何形态的单质中，元素的氧化数等于零。 ⑵H与比其电负性大的元素化合时，氧化数为+1，如在 H2O、HCl中；反之为-1，如LiH。
HF＞HCl＞HBr＞HI
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
6.3.5元素的氧化数
元素的氧化数（或称氧化值）是指某元素一个原子的形式
电荷数，这种电荷数是假设化学键中的电子指定给电负性较大
原子而所求得的。 氧化数反映元素的氧化状态，有正、负、零之分，也可以 是分数。周期表中元素的最高氧化数与原子的价电子构型密切 相关（见链接），呈周期性变化。 ⅠA~ⅦA族（F除外）、ⅢB～ⅦB族元素的最高氧化数等
6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
6.3.1原子半径
核外电子在原子核外空间是按概率密度分布的，没有明确
的界面，因此原子大小无法直接测定。原子半径(r)是根据原子
不同存在形式来定义的，常用以下三种 ⑴金属半径 将金属晶体看成是由金属原子紧密堆积而成，
测得两相邻金属原子核间距离的一半，称为该金属原子的金属
副族元素的原子半径减小缓慢，且不规则，原因是增加的
（n-1）d电子对最外层ns电子的排斥，部分抵消了原子核的 吸引力；同样，镧系元素元素由于增加的（n-2）f电子对最
外层ns电子的排斥作用，使其原子半径收缩幅度更为减小，
这种现象称为镧系收缩；稀有气体的原子半径明显大，
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
元素电负性呈现周期性变化。同一周期从左到右，主族元
素随核电荷数增加，原子半径减小，原子核对电子的吸引能力 越强，元素电负性递增；同一主族从上到下，虽然核电荷数有 所增加，但原子半径增大其主导作用，因而原子吸引电子能力 逐渐减弱，电负性递减。
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6.3
元素基本性质的周期 性变化
第6章 原子结构与元素周期律
Байду номын сангаас
一半，称为该原子的范德华半径。同一元素原子的范德华半 径大于共价半径。例如，氯原子的共价半径为99 pm，其范 德华半径则为180 pm，两者区别示意（见链接）。
周期表中各元素的原子半径（见链接）。
同一周期从左至右，主族元素的原子半径递减，这是因 为随核电荷的增加，原子核对各电子层的引力增大所引起的；