周期表中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123

氧化性与还原性氧化性增强，
氧化性减弱
同一周期元素：电子层数相同。从左向右，核电荷数增多，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。元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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。元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表中元素性质递变规律
内容电子层数
同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）
相同
增多
最外层电子数原子半径
从1-8 (或1-2) 从大到小
相同从小到大
元素主要化合价从+1--+7或-4 ---- -1
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
得失电子能力单质
失减弱，得增强还原性减弱
失增强，得减弱还原性增强，
2. 研究发现新物质 (1) 预言新元素预测它们的结构与性质
(2) 研究新农药非金属右上方处 (3) 寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料.
金属和非金属的交界处
过渡元素
3. 论证了量变引起质变的规律性
1. 在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到 C
A、制农药的元素 B、制催化剂的元素 C、做半导体的元素 D、制耐高温合金材料的元素
（2）一般而言，电子层数越多，半径越大
（3）同种元素的不同粒子，电子越多，半径越大。
练习：4.比较下列几组微粒的半径大小
Li与C O与S Na与Na+ Cl-与Cl
Li > C S >O Na > Na+
Cl- > Cl

4.2.1 元素性质的周期性变化规律

4.2.1 元素性质的周期性变化规律基础落实知识要点一元素性质的周期性变化规律1.原子结构的变化规律（1）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现的变化，除第一周期外，同周期从左到右，最外层电子数从1→8。

（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化，同周期从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐（稀有气体除外）。

（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，最高正价从→，负价从→，（第二周期氧无最高正价、氟无正价）。

2.元素性质的变化规律随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐、非金属性逐渐，呈现周期性的变化。

知识要点二元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。

2.实质：元素性质的周期性变化是元素的必然结果。

对点题组题组一原子半径、化合价的变化规律1.（2019·淄博高一检测）原子序数为 11～17 的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（）A.电子层数B.最外层电子数C.原子半径D.元素最高正化合价2.下列说法中正确的是（）A.非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数B.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数C.最外层有2 个电子的原子都是金属原子D.金属元素只有正价和零价，而非金属元素既有正价又有负价又有零价3.原子N S O Si半径 r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17根据以上数据，P原子的半径可能是（）A.1.10×10-10mB.0.80×10-10mC.1.20×10-10mD.0.70×10-10m4.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是（）A.C、N、O、FB.Na、Be、B、CC.P、S、Cl、ArD.Na、Mg、Al、Si题组二元素性质的变化规律5.(2019·沈阳高一检测)如图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系。

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。

元素周期表中规律总结

“知识梳理”栏元素周期表中规律的总结一、编排规律1、原子序数=质子数=核电荷数=原子核外电子数2、周期序数=原子核外电子层数3、主族序数=最外层电子数=价电子数4、1到7周期可容纳元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32（目前7周期只有26种）。

5、主族（除ⅠA族）中，非金属元素种数＝族序数－2。

二、“定性”规律1、若主族元素族数为m，周期数为n，则：①m-n＜0时为金属，且值越小，金属性越强；②m-n＞0时是非金属，越大非金属性越强；③m-n＝0时多为两性元素。

如钫位于第7周期第ⅠA族，m-n=-6＜0，钫的金属性最强；F位于第二周期VIIA族，m-n=5＞0，F的非金属性最强；铝位于第3周期IIIA族，m-n＝0，铝为两性元素。

2、对角线规律：左上右下的两主族元素性质相似。

如铍与铝的化学性质相似，均能与强酸和强碱反应。

3、金属与非金属的分界线附近，金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）。

4、若将表中第ⅤA与ⅥA之间分开，则左边元素氢化物的化学式，是将H写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将H写在前边（如H2O、HBr等）。

5、符合下列情况的均是主族元素：①有1～3个电子层的元素（He、Ne、Ar除外）。

②次外层有两个或8个电子的元素（稀有气体除外）。

③最外层电子数多于2个的元素（稀有气体除外）。

三、“序差”规律1、同一周期IIA、IIIA族元素的原子序数相差可能是1、11或25。

2、同一主族相邻周期元素的原子序数之差可能是2、8、18、32。

3、“左上右下”规律：上下相邻两元素，若位于ⅢB之左（如ⅠA、IIA族），则原子序数之差等于上一元素所在周期的元素种数；若位于ⅢB之右（如IIIA～0族），则原子序数之差等于下一元素所在周期的元素种数。

四、“定位”规律1、比大小定周期。

比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与之相邻的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。

元素周期表及其规律

非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律2.3.几个规律:①.金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。

② .半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大③ .元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；④. 熔沸点高低的比较：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥ .电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)ⅤA族。

元素周期表中元素的周期性和化学性质

元素周期表中元素的周期性和化学性质元素周期表是化学领域中的重要工具，它将所有已知的化学元素按照一定的规律进行排列，使得我们能够更好地理解元素的周期性和化学性质。

本文将探讨元素周期表中元素的周期性和化学性质，并分析其背后的原因。

元素周期表的排列方式是基于元素的原子序数，从左上角的氢开始，逐行递增，直到右下角的氡。

这种排列方式使得具有相似化学性质的元素能够排列在同一列中，形成了周期性的规律。

首先，让我们来看看周期表中的周期性。

周期表中的每一行被称为一个周期，而每一列被称为一个族。

在同一周期中，原子序数逐渐增加，原子结构也逐渐变化。

这种周期性变化可以通过观察元素的原子半径、电离能、电负性等性质来体现。

在同一周期中，原子半径逐渐减小。

这是因为随着原子序数增加，电子层逐渐填充，核电荷也逐渐增加，使得电子云收缩。

相对应地，原子的电离能逐渐增加，即需要更多的能量才能将电子从原子中移除。

这也解释了为什么同一周期中，从左到右，元素的化学性质逐渐变化，从金属向非金属过渡。

在同一族中，元素的化学性质相似。

这是因为它们具有相同的电子结构，即外层电子数相同。

这些外层电子决定了元素的化学性质，因为它们参与元素之间的化学反应。

例如，第一族元素都只有一个外层电子，它们容易失去这个电子，形成正离子。

而第七族元素具有七个外层电子，它们容易获得一个电子，形成负离子。

这种周期性的变化使得我们能够预测元素的化学性质，并且为化学反应的研究提供了基础。

元素周期表中的周期性和化学性质背后的原因是量子力学的理论。

量子力学描述了微观粒子的行为，包括电子在原子中的运动。

根据量子力学的理论，电子存在于离散的能级中，每个能级最多容纳一定数量的电子。

这些能级和电子的排布方式决定了元素的电子结构，从而决定了元素的周期性和化学性质。

总结起来，元素周期表中元素的周期性和化学性质是由元素的原子序数和电子结构所决定的。

周期表的排列方式使得具有相似性质的元素能够排列在一起，形成了周期性的规律。

化学元素周期表的规律总结

化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表是分类、排序、研究元素性质的重要工具，是当今化学教育进程中不可缺少的重要内容。

元素周期表不仅起到分类和记录化学元素的作用，同时，它还揭示了化学元素之间独特的规律，以及化学性质的规律性变化。

一般来说，遵循周期表排列的元素有92种，包括金属元素和非
金属元素两种。

元素周期表中的元素根据原子序数从左往右依次增大，从上到下依次增多，其基本的规律是：随着原子序数的增大，元素的性质也随之发生着变化。

周期规律是周期表中最显著的特点，也是周期表科学价值的体现。

在周期表中，金属元素和非金属元素之间形成了一定的周期规律。

金属元素从左到右，由质子数由小到大，成锐利的变化，数目从少到多，排列成锥状的周期性变化；非金属元素从左到右，由质子数由小到大，成锐利的变化，数目从少到多，排列成椭圆状的周期性变化。

此外，周期表中金属元素和非金属元素存在着特定的分割线，它们以不同部分分布在单独的分组中，金属元素呈现出纵向分布，而非金属元素则是横向分布，从而排列出特定的规律性。

另外，周期表中除去金属元素和非金属元素外，还有一系列的“转折元素”，它们包括氢、硫、氮、氧、氟、铍、硼、氯等元素，以及
有机化合物中的碳元素。

这些元素具有单质和化合物两种形态，可以有效地调节物质的物理性质，发挥着重要的作用。

最后，周期表还有一个很重要的特点，就是元素的化学性质随原
子序数的变化而发生规律性变化，并且呈现出性质左右和上下对称的特点。

这种规律性左右上下对称的特性可以帮助我们更好地记忆和理解元素的性质，使得学习者能够很容易地学习和掌握元素周期表。

同周期、同主族元素性质的递变规律

稳定性逐渐增强，还原性逐渐减稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增
弱，酸性逐渐增强
强，酸性逐渐增强
简单微粒半径的比较方法
①同一周期元素，随原子序数递增，原子半径减小；例：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）原子半径 ②同一主族元素，随电子层数递增，原子半径增大例：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）
同周期、同主族元素性质的递变规律
性质
以第3周期为例同周期(左→右)
以IA和VIIA族为例同主族(左→ 右)
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
原子结构
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
元素性质
化合物
元素的金属性和非金属性单质的氧化性和还原性最高价氧化物的水化物的酸碱性气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性
①同一种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例：r（Cl ）＞r（Cl），r（Fe）＞r（Fe ）＞r（Fe ）
②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小例：r（O ）＞r（F ）＞r（Na ）＞r（Mg ）＞r（Al ）离子半径 ③同一主族元素的离子，核电荷数越大，半径越大例：r（Li ）＜r（Na ）＜r（K ）＜r（Rb ）＜r（Cs ）； r（O ）＜r（S ）＜r（Se ）＜r（Te ） ④既不同周期、也不同主族的离子可选一种离子参照比较。例：比较r（K ）与r（Mg ），可选r（Na ）为参照，可知r（K）＞r（Na)＞r(Mg )
①最高正价由+1→+7;
② ①最高正价和合价 ②主族序数=最外层电子数=元素

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。

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。

所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。

结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。

3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。

2)递变性(从锂到铯)：①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。

2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。

3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。

三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。

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。

元素周期表的规律总结

元素周期表的规律总结元素周期表是化学中的重要工具，它按照元素的原子数、电子配置和化学性质等特征进行了分类和排列。

在元素周期表中，元素按照一定的规律排列，这些规律揭示了元素之间的联系和特性。

本文将对元素周期表的规律进行总结。

1. 元素周期表的排列方式元素周期表是按照元素的原子序数（即原子核中质子的数目）从小到大进行排列的。

每个元素周期表中的横行被称为一个周期，周期数表示电子层的数目，而纵列被称为一个族，族数表示元素原子中的最外层电子数。

2. 原子序数和元素性质的关系原子序数的增加与元素性质的变化存在一定的规律性。

原子序数增加1，意味着元素的化学性质会有相应的变化。

例如，同一周期内，随着原子序数增加，原子的半径减小，原子核的吸引力变强，因此元素的电负性也会变大。

3. 周期性规律元素周期表中的元素具有周期性规律。

这是由于元素的电子层结构造成的。

每个元素都有一定数量的电子层，电子层的数量会影响到元素的性质。

在元素周期表中，每个周期都对应着一个新的电子层的出现，这种新的电子层会影响元素的化学性质。

4. 元素性质的周期性变化元素周期表中的元素性质也会随着原子序数的变化而出现周期性变化。

这种周期性变化主要表现在原子半径、电离能、电负性和金属与非金属的过渡等方面。

（1）原子半径：原子半径随着原子序数的增加而减小，但在同一周期内，随着电子层数的增加，原子半径逐渐增大。

（2）电离能：电离能是指从一个原子上去掉一个电子所需的能量。

随着原子序数的增加，电离能也会增加。

通常情况下，从左至右、从下至上，原子的电离能逐渐增大。

（3）电负性：元素的电负性是指原子对电子的亲和力。

电负性随着原子序数的增加而增加。

在元素周期表中，非金属元素通常具有较高的电负性，而金属元素通常具有较低的电负性。

（4）金属与非金属特性：元素周期表中，金属元素主要位于周期表的左侧和中间部分，而非金属元素主要位于周期表的右侧。

金属元素具有良好的导电性、热传导性和延展性等特性，而非金属元素则具有较弱的导电性和热传导性，通常为脆性物质。

元素性质的周期性变化规律

自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
2.非金属元素Si、P、S、Cl性质的比较
元素最高正化合价
Si
P
+4
+5
S ⑧ +6
最高价氧化物的化学式 SiO2
P2O5
⑨ SO3
最高价氧化物对应水化物
H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4
的酸性强弱
单质与H2反应的条件高温
磷蒸气与H2 加热能反应
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑤
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
评价检测·素养提升
续表
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑥
白色沉淀不溶解
a.NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物; b.金属性:⑦ Na>Mg>Al
(3)两性氢氧化物:既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐和水的氢氧化物。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
评价检测·素养提升
互动探究·关键能力
探究点一粒子半径比较
情境探究材料一:我们生活在由化学元素构成的世界中,人体和地球一样,也是由各种化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织中含有丰富的锂、镁、钾等元素。材料二:海洋是蔚蓝色的资源宝库,海洋中含有的元素约为 80多种,其中氯、钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、硅、氟共12种一般称为常量元素,
加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加镁与冷水几乎不反应,能与沸水反应,化学方热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,溶液程式为② 变为浅红色