元素周期表 元素性质的变化规律
元素周期表变化规律
（一）元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。
2．比较金属性、非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。
反应越易，说明其金属性就越强。
2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
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中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4/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。
(2)非金属性强弱的依据1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。
越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。
酸性越强，说明其非金属性越强。
3/非金属单质问的置换反应。
非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。
如Br2 + 2KI == 2KBr + I24/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。
还原性越强，元素的非金属性就越弱。
3．常见元素化合价的一些规律(1)金属元素无负价。
金属单质只有还原性。
(2)氟、氧一般无正价。
(3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。
(4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。
若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。
元素周期表左右上下性质
元素周期表左右上下性质
在元素周期表中，反映了元素的性质的递变规律。
其变化规律如下：
1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。
失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
元素的最高正化合价从左到右递增（没有正价的除外），最低负化合价从左到右递增（第一周期除外，第二周期的O、F 元素除外）。
2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径递增，失电子能力逐渐增强，获电子能力逐渐减弱，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素周期律
•
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 。
•
•
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
•
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。
•
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
•
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）
元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律
同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性；非金属性
3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1．预测未知物的位置与性质
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
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，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。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
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
元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
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
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。
（完整版）化学元素周期表的规律总结
（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。
元素性质的周期性变化规律
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
素能应用
典例1下列性质的递变关系正确的是( ) A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2 C.原子半径:Si<P<S<Cl D.最高正价:Cl>Si>Al>Na 答案D 解析氢化物的稳定性:NH3<H2O<HF,A项错误;碱 性:KOH>NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
知识铺垫
新知预习
自主测试
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K
Na
Mg,
非金属性:F
O
S。
(2)碱性:Mg(OH)2
Ca(OH)2
KOH。
(3)酸性:HClO4
H2SO4
HClO。
(4)热稳定性:CH4
NH3
难→易
氢化物
稳定性 逐渐增强
元素金属性 元素非金属性
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐减弱 逐渐增强
易→难
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的 引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱, 而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大, 原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强, 非金属性越弱。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结化学元素周期表是化学家们构建的一个表格，用来描述原子的性质和组成。
它是以元素原子中电子结构不同来构建出来的，可以用来识别元素以及它们之间的关系。
化学元素周期表由元素原子中的量子数决定。
这些量子数可以用来表示原子的状态，包括它的电荷、构造、尺寸和性质。
另外，它还可以用来表示两个原子之间的关系，因为它们的状态会随量子数的变化而变化。
化学元素周期表有很多规律，主要分为五个类别。
第一、周期规律：周期表是一种系统性的划分，可以使我们了解元素在周期表中的组织情况。
周期规律规定，元素质子的数量依次增加，它们的特性也会随之稳定。
第二、组别规律：组别规律是周期表中一种明显的分层模式，它可以清楚的表明原子的性质和结构特征。
元素的组别划分可以根据元素本身的特性和化学性质来进行，它们的性质会随着从左到右排列而变化。
第三、相对原子质量规律：化学元素周期表中每一种元素的原子质量都是一定的，这种定律规定，元素在周期表中的排列是按照它们的相对原子质量来分布的。
第四、元素的特性规律：元素的特性规律是描述根据元素原子中构造和电荷分布所决定的特性随量子数变化而变化的规律。
这可以通过元素中电子结构和电荷密度来体现，因此，我们可以根据不同元素的量子数来推断它们的性质变化趋势。
第五、元素稳定性规律：化学元素稳定性规律规定，元素在周期表中的排列也会随量子数而改变，元素的稳定性也会随着量子数的变化而变化，这也是元素原子中电子结构变化的一个结果。
以上就是化学元素周期表的规律总结，可以看出，化学元素周期表提供了一种系统性的表示，有助于理解元素的特性。
此外，它也是理解物质的组成和变化规律的基础和工具。
只要掌握了化学元素周期表中的规律，就可以更好地了解物质的组成和特性，进而加深对元素之间关系的理解。
元素周期表规律及性质
一、元素周期表
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1
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2
元素周期表编排原则
1.把电子层数相同的各种元素，按原子 序数递增的顺序从左到右排成横行；
2.把最外层电子数相同的各种元素， 按电子层数递增由上到下排成纵行。
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3
元素周期表的结构
1.周期
将具有相同电子层数而又按原子序数递增 的顺序排列的一系列元素（一个横行）为一个 周期。
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周 期
横行
周期
1不完全
表
7主族
18个 16个 7副族 纵行 族 1 Ⅷ族
1 0族
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6
元素在周期表中的位置
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
表中位置
原子结构
Al：第3周期 ⅢA族
S：第3周期 ⅥA族
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元素的分布
金属元素（约五分之四）主族、副族 非金属元素 主族 过渡元素 副族 放射性元素
元素周期表中有七个横行即七个周期 周期序数＝电子层数
3个短周期：一、二、三周期叫短周期
3个长周期：四、五、六周期叫长周期
1个不完全周期：第七周期叫不完全周期
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元素周期表的结构
2.族
把最外层电子数相同的元素按电子层数递 增的顺序从上到下排成的纵行称为一个族。
周期表有18个纵行有16个族
用ⅠA、
ⅡA…表
7个主族：由短周期和长周期元素共同组成的 示。
族，第 1、2、13、14、15、16、17纵行。 7个副族：由长周期元素构成的族。
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。
元素性质的周期性变化规律-PPT课件
四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多, 半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外 电子数越多,半径越大。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
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
(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。
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。
元素周期表与元素化学性质
元素周期表与元素化学性质元素周期表是化学的基础工具之一，它按照元素的原子序数、原子量和化学性质等属性将元素有序地排列起来。
在化学研究中，元素周期表起到了统一分类元素和预测元素性质的重要作用。
本文将从元素周期表的基本结构和元素化学性质两个方面进行论述。
一、元素周期表的基本结构元素周期表的基本结构通常由若干个水平排列的“周期”组成。
每个周期由一系列元素依次排列而成，其中第一个元素为碱金属，第二个元素为碱土金属，倒数第二个元素为卤素，最后一个元素为惰性气体。
周期表上方常有元素符号、原子序数、原子量和主族的示意图。
元素周期表的纵向排列代表着元素的原子序数的增加。
原子序数是元素表征的重要参数，它表示每个元素核中的质子数。
元素周期表的横向排列则代表着元素的周期性特征。
同一周期中的元素具有相同的电子层构型，而同一族元素则拥有相似的元素化学性质。
二、元素周期表与元素化学性质元素周期表的布局有助于我们理解和预测元素的化学性质。
根据元素周期表，我们可以得出以下几个规律：1. 周期性规律元素周期表的周期性规律是指周期表中的一些重要性质随着原子序数的增加呈现周期性的变化趋势。
其中，原子半径、电离能和电负性等性质表现出周期性的变化。
例如，周期表中从左至右，原子半径逐渐减小，而电离能逐渐增加。
2. 元素周期性元素周期性是指元素化学性质随着原子序数增加而呈现出的规律性变化。
根据元素周期表，我们可以将元素划分为主族元素和过渡元素等不同类别。
主族元素具有明显的共价性和离子性，而过渡元素常常具有多变的化合价和催化性能。
3. 共价性和离子性元素周期表的布局有助于推测元素的共价性和离子性。
主族元素通常以共价键形式与其他元素相连，形成分子化合物。
过渡元素通常以离子键或配位键形式与其他元素相连，形成离子化合物或配合物。
4. 化合价的规律性化合价是元素在化合物中的表现形式，也是元素周期表中的重要特征。
根据元素周期表的布局，我们可以推测元素的化合价。
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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跟踪训练
提出问题：如何利用实验室常见的药品试剂探究 11～17 号元 素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强？实验用的仪器和药 品、试纸等任选。 猜想与假设：(1)用________________三种金属分别与水反应， 通 过 观 察 生 成 气 泡 的 速 率 便 会 得 出 从 ____________ 到 ____________金属性减弱。 (2)因实验室不可能有硅单质，但可以测 0.1 mol/L 的______溶 液和________溶液及 Na2SO4 溶液的 pH，推断三种盐溶液的 水解情况，得出________、________、硫酸三种最高价含氧酸 的 酸 性 强 弱 顺 序 是 ____________ ， 从 而 得 出 从 ________到 ________非金属性增强。
_____________________________________________________ ____________________________________________________。
Ⅱ.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。
(3)仪器 A 的名称为________________，干燥管 D 的作用是 _____________________________________________________ ___________________。
(4)实验室中现有药品 Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选 择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：装置 A、B、 C 中所装药品分别为________、________、________，装置 C 中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为
_____________________________________________________ ____________________________________________________。 (5)若要证明非金属性：C>Si，则 A 中加________、B 中加 Na2CO3 、 C 中 加 ________ ， 观 察 到 C 中 溶 液 的 现 象 为 _____________________________________________________ ____________________________________________________。
(3) 制 取 饱 和 的 氯 水 和 饱 和 的 氢 硫 酸 溶 液 ， 用 将 _____________________________________________________ ___________________ 方法，通过____________现象便直接得出非金属性 S 比 Cl 弱。 设计和实施方案：(1)用列表的方式(从实验方案、实验现象、 有关化学方程式)完成你的实验报告中的实验内容。 (2)实验结论是_________________________________________ _______________________________。 (3)请你用物质结构理论知识解释结论。
_____________________________________________________ _____________________________________________________ ______________________________________。
相同 逐渐增大
元素的主要化合价
最高正价＋1→＋ 7(ⅠA→ⅦA)
|最低负价|＋最高正价＝ 8(氧、氟除外)
最高正价＝族序数(氧、氟 除外)
金属性与非金属性 金属性减弱非金属性增强 金属性增强非金属性减弱
还原性与氧化性 还原性减弱氧化性增强 还原性增强氧化性减弱
非金属元素的气态 生成由难到易稳定性由弱 生成由易到难稳定性由强
氢化物
到强
到弱
得失电子能力 失：大→小；得：小→大 得：大→小；失：小→大
例 (2013·杭州质检)某化学兴趣小组为探究元素性质的递 变规律，设计了如下系列实验。
Ⅰ.(1)将钠、钾、镁、铝各 1 mol 分别投入到足量的 0.1 mol·L －1 的盐酸中，试预测实验结果：________与盐酸反应最剧烈， ________与盐酸反应最慢。 (2)将 NaOH 溶液与 NH4Cl 溶液混合生成 NH3·H2O，从而验证 NaOH 的碱性大于 NH3·H2O，继而可以验证 Na 的金属性大于 N，你认为此设计是否合理？并说明理由：
元素性质的变化规律
Hale Waihona Puke 命题研究元素周期律是高中化学的重要理论体系之一，高考常常借助元 素性质的递变规律，以实验设计、实验评价等形式考查理论、 考查实验，体现了高考的创新设计与能力考查。
热点分析
元素性质的递变规律
内容
同周期元素(左→右)
同主族元素(上→下)
电子层数
相同
增多
最外层电子数 原子半径
由1个→8个 逐渐减小(0族除外)