同周期元素性质的递变规律
化学：1.3.1《认识同周期元素性质的递变规律》15009
14Si
15P
16S
17Cl
P2O5 对应最高价氧化物 SiO2 最高价氧化物的水 H SiO H PO 4 4 3 4 化物
SO3
Cl2O7
H2SO4 HClO4
最高价氧化物对应 水化物酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强 加热 加热 点燃或光照 HCl
单质与H2反应条件 高温
气态氢化物及稳定 性 结论
元素原子失电子能力（金属性）的强弱， 可以采用下列方法间接判断： 1、比较元素单质与水（或酸）反应 置换 出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元 素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物的
碱性强弱。一般说来，碱性越强，元素原子
失电子的能力越强。
实验探究
同时完成学案表格
钠、镁、铝失电子能力比较 试剂： 酚酞溶液，PH试纸，面积相同的镁条 和铝条，MgCl2溶液，金属钠（切成小块）， 盐酸（1mol/L），NaOH溶液，AlCl3溶液， 蒸馏水. 仪器： 烧杯，试管，玻璃片，酒精灯，试管夹。
结论
镁与盐酸反应 迅速，并放出 反应缓慢 气泡
强碱
中强碱
两性氢氧 化物
失电子能力（金属性） 逐渐减弱
方法导引
元素原子得电子能力的强弱，可以采用 下列方法间接判断： 1、元素单质与氢气化合的难易程度，一 般说来，反应越容易进行，元素原子得电 子的能力越强。 2、比较气态氢化物的稳定性，气态氢化 物越稳定，元素原子得电子的能力越强。 3、比较元素最高价氧化物对应水化物的 酸性强弱。一般说来，酸性越强，元素原 子得电子的能力越强。
金 属 非金属
≥4 易得e-(8-n个)
一、认识同周期元素性质的递变
高中化学精品课件：同周期元素性质的递变规律
化合价
+3
Al2O3
Al(OH)3
+2
MgO
Mg(OH)2
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 MgSO4
Na2CO3 NaNO3
盐 物质类别
元素位置 元素
元素 性质
任务2
化合价
实验验证Na、Mg、Al三种 +3
元素原子失电子能力的强弱 +2
2. 比较元素最高价氧化物对应水化物的酸 性。一般来说，酸性越强，元素原子得 电子的能力越强。
物质
元素位置
原子 结构
元素
元素 性质
1.单质的氧化性
同周期元素性质的递变规律
或还原性； 2.非金属气态氢
化物的稳定性；
3.最高价氧化物
对应水化物的酸
物质
性或碱性 物质
性质
电子层数 核电荷数 最外层电子数
原子 结构
Al2O3 MgO
Al(OH)3 Mg(OH)2
方法 导引
比较元素原子失电子能力强弱的方法 ： 1.比较元素的单质与水（或酸）反应置 换出氢的难易程度； 2.比较元素最高价氧化物对应水化物的 碱性强弱，一般来说，碱性越高，元 素原子失电子能力越强。
+1
Na2O、 Na2O2
NaOH
0 Na、Mg、Al
物质 单质 氧化物
碱
要求： 1.设计实验 2.完成报告 3.汇报交流
原子 结构
元素位置 元素
元素 性质
Al(NO3)3 AlCl3 MgCl2 物质类别
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。
元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点26 元素周期律及其应用一、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周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。
②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
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。
1同周期元素性质的递变
3.判断元素原子得失电子难易的方法 判断元素原子得失电子难易的方法
元素原子得电子难易（氧化性强弱）的判断 元素原子得电子难易（氧化性强弱）
a单质与H2化合越易，生成氢化物越稳定，则 原子得电子能力越强，氧化性越强； b与同种金属反应越容易，金属被氧化程度越 高，则原子得电子能力越强，氧化性越强； c最高价氧化物对应水化物 酸性越强，则原子 得电子能力越强，氧化性越强； d活泼非金属置换不活泼的非金属，活泼非金 属更易得电子，氧化性越强。
规律：同主族元素，从上到下 规律：同主族元素，
a金属性增强，非金属性减弱； b还原性增强，氧化性减弱； c最高正价和最低负价相同（金属无负价，O、 F无正价）； d最高价氧化物对应水化物 碱性增强，酸性减 弱； e非金属气态氢化物形成由易到难，稳定性减 弱，酸性增强，还原性增强。
原因：同族元素，从上到下： 原因：同族元素，从上到下：最外层电子 数相同，化学性质相似； 数相同，化学性质相似；随着原子序数递 电子层数递增，原子半径增大 增大， 增，电子层数递增，原子半径增大，核对 外层电子引力减小 失电子能力增强 减小， 增强， 外层电子引力减小，失电子能力增强，得 电子能力减弱 减弱。 电子能力减弱。
1.同周期元素性质的递变 同周期元素性质的递变
规律：同一周期，从左向右 规律：同一周期，
a金属性减弱，非金属性增强； b还原性减弱，氧化性增强； c最高正价由＋1递增到＋7,最低负价由－4递 增到－1； d最高价氧化物对应水化物 碱性减弱，酸性增 强； e非金属气态氢化物形成由难到易，稳定性增 强，酸性增强，还原性呢？
3.判断元素原子得失电子难易的方法 判断元素原子得失电子难易的方法
元素原子失电子难易（还原性强弱）的判断 元素原子失电子难易（还原性强弱）
认识同周期元素性质的递变规律
氢化物的水溶液显中性，硫的气态氢化物的水溶液显酸性，故
D不正确。只有选项B符合题意。
4．ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ2012·福州高一检测)现有甲、乙、丙三种元素，其原子
序数都不超过20。有关信息如下：
下列关于甲、乙、丙元素相关的分析正确的是( A．甲的单质难溶于水 B．乙的气态氢化物遇湿润的pH试纸变红色或蓝色 C．丙的最高价氧化物对应的水化物是强碱 D．丙的单质与冷水剧烈反应
⑤项中HClO不是氯元素对应的最高价含氧酸；⑥项的非金属单
质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属的价态越高， 说明非金属元素原子得电子能力越强；⑦项是作为氧化剂的非 金属单质在水溶液中置换另一种非金属单质；⑧项是利用元素 在周期表中的相对位置进行判断的；⑨项是比较简单非金属阴
离子的还原性强弱，简单非金属阴离子的还原性越强，对应非
Al，D错误。
【误区警示】解答本题时容易出现的错误 一是混淆同周期元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性变化规 律，二是忽略各个周期中金属、非金属元素数目而造成误选。
6．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X+与Z2具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( A．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X+>Z2C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 )
2．已知H2S+Cl2====S↓+2HCl，4NH3+3O2====2N2+6H2O，据此能 否确定N和O、S和Cl的非金属性强弱？ 提示：能。H2S+Cl2====S↓+2HCl说明单质的氧化性Cl2＞S； 4NH3+3O2====2N2+6H2O说明单质的氧化性O2＞N2，故非金属性Cl ＞ S， O＞ N。
同周期、同主族元素性质递变规律
解析： 根据同周期元素原子半径变化规律判断， 原子 半径：S＞Cl。 答案：D
纵观近几年学业水平考题， 可发现题目往往要同学们 比较同周期或同主族元素的金属性或非金属性强弱， 只要 熟练掌握第 3 周期以及碱金属、 卤素的元素位置关系， 抓 住同周期、同主族元素性质的变化规律，即可应对考试。
1．同周期元素随着原子序数的递增，其对应的简单 离子的半径逐渐减小。(×) [分析] 如 r(Cl－)＞r(Na＋)。
答案：C
5．(2016· 广州学考模拟)下列各组元素的性质递变情 况错误的是( )(导学号 58540199)
A．N、O、F 原子最外层电子数依次增大 B．N、O、F 原子半径依次增大 C．Na、Mg、Al 元素最高正化合价依次升高 D．Li、Na、K 的金属性依次增强
解析：N、O、F 原子最外层电子数依次为 5、6、7， 逐渐增多，A 正确；N、O、F 是同周期元素的原子，从 左到右，原子半径依次减小，B 错误；Na、Mg、Al 元素 最高正化合价依次为＋1、＋2、＋3，依次升高，C 正确； Li、Na、K 是同主族元素，从上到下的金属性依次增强， D 正确。
2．短周期元素中，原子半径最大的是 Na，最小的是 He。(×) [分析] 原子半径最小的是 H。
3．最强的含氧酸是 HFO4。(×) [分析] HClO4。 F 无正价，不存在 HFO4，最强的含氧酸是
4．周期表中，右上方元素非金属性最强，即 He 的 非金属性最强。(×) [分析] 非金属性最强的是 F。He 属于惰性元素， 讨
8．(2016 年 6 月· 广东学考)短周期非金属元素甲～戊 在元素周期表中相对位置如下表所示， 下列判断正确的是 ( )
A．原子半径：甲＞乙 B．原子核外电子层数：乙＜丁
高中化学_认识同周期元素性质的递变规律教学设计学情分析教材分析课后反思
《必修2》第一章原子结构与元素周期律第三节元素周期表的应用第一课时认识同周期元素性质的递变规律【学习目标】以第三周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律了解元素“位、构、性”三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。
3、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”探究，培养学生获取信息能力；通过利用原子结构的理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。
4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用【学习重难点】1、同周期元素性质的递变规律2、“位、构、性”之间的关系。
【学习建议】建议边探究边实验方法，让学生根据设计方案开放性的交流探索【课前预习区】1、写出第3周期元素的元素名称、元素符号，并画出其原子结构示意图：2、第3周期元素原子的结构是如何递变的？3、复习Na、Al、S、Cl2的化学性质；并写出相应的化学反应方程式。
4、第三周期元素原子核外电子排布规律为。
根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为；其中主要体现为得电子；主要体现为失电子，性质稳定。
【课堂互动区】【问题组一】1、请回忆所学知识，从氧化还原反应的角度看Na、Mg、Al在化学反应中表现还原性还是氧化性？其实质是什么？2、根据元素周期律预测Na、Mg、Al失电子能力的大小？【实验探究】请根据【方法导引】并以下所给实验用品设计实验比较Na、Mg、Al三种元素原子失电子能力的强弱.【方法导引】元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、比较元素单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。
置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。
2、比较元素最高价氧化物对应水化物（碱）的碱性强弱。
一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。
试剂：表面积相同的镁条和铝条，金属钠（切成小块），蒸馏水，盐酸（1mol/L），酚酞溶液。
元素周期表递变性规律
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。
推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
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(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。
2020化学新鲁科必修：认识同周期元素性质的递变规律含解析
第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律[目标导航]1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。
2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。
3.了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系。
4.初步学会利用元素周期表。
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1.钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的比较实验方案实验操作实验现象实验结论钠、镁、铝与水的反应钠与水剧烈反应；镁与水加热前不反应，加热后反应缓慢，有无色气泡冒出，溶液变为浅红色；铝与冷水无现象，与热水无现象钠与冷水反应，反应方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；镁与冷水不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2＋H2↑；铝与水不反应镁和铝与酸的反应两支试管内都有无色气泡冒出，但放镁条的试管中生成气体速率较快镁、铝都能置换出酸中的氢，但镁更容易，反应的化学方程式为Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑比较NaOH、Mg(O H)2的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3比较NaOH、Al(O H)3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解结论钠、镁、铝元素原子失去电子能力：Na>Mg>Al 2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较元素Si P S Cl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易由难到易气态氢化物化学式SiH4PH3H2S HCl 稳定性很不稳定不稳定较稳定很稳定由弱到强最高价氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物的水化物化学式H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸性弱酸中强酸强酸强于硫酸由弱到强结论硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力：Si＜P＜S＜Cl 【议一议】1.元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？答案不一定，元素原子得(失)电子能力与得失电子的难易有关，而与得失电子的多少无关。
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。
实验探究活动同周期、同主族元素性质递变规律
实验研究活动1同周期、同主族元生性质的递变规律实验目的1. 经过实验研究同周期、同主族元生性质的递变规律。
2. 依据实验事实比较元素金属性、非金属性的强弱。
3. 学习运用化学实验方法研究元生性质变化的规律。
实验原理钠、镁、铝元素位于元素周期表第三周期，氯、溴、碘元素位于ⅦA族，经过对这些元生性质变化的剖析，能够认识同周期、同主族元生性质的变化规律。
元生性质能够经过该元素的单质或化合物的某些化学性质来说明。
元素的金属性越强，他的单质越简单从水或酸中置换出氢，该元素最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，他的单质越简单与氢气形成气态氢化物，形成的气化物越稳固，该元素最高价氧化物的水化物的酸性越强。
活动性较强的金属单质或非金属单质，能够将活动性较弱的金属或非金属从他们的盐溶液中置换出来。
仪器与药品仪器：250mL烧杯，试管，滴管，小刀，滤纸，玻璃片，镊子，砂纸，酒精灯，火柴，试管夹，白色点滴板。
药品：钠，镁条，铝条，蒸馏水，2mol/L盐酸，酚酞溶液，新制氯水，溴水，氯化钠溶液，溴化钠溶液，氯化钾溶液，淀粉溶液。
实验步骤实验1 钠和水的反响用镊子从试剂瓶中拿出金属钠，在玻璃片上垫一片滤纸，用小刀切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干表面的煤油。
向一只250mL烧杯中加入150mL水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠放入烧杯中，察看并记录实验现象。
实验注意事项：使用干净的烧杯；不可以用手直接接触金属钠；察看钠和水的反响现象时不可以距离反响容器太近，最好用玻璃玻璃片遮住烧杯；切下的钠的表皮和未使用的钠要1放回试剂瓶。
实验2 镁和水的反响将已经用砂纸打磨除掉氧化膜的一小段镁条放入一只干净的试管中，向试管中加入适量的水，再向试管中滴加两滴酚酞溶液，察看有无明展现象。
而后加热试管，认真察看并记录实验现象。
实验3 氯水和溴化钠溶液、碘化钾溶液的反响在白色点滴板的三个孔穴中分别滴入氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钾溶液各三滴，再向各孔穴中分别滴入两滴新制氯水，而后向各孔穴中分别滴加一滴淀粉溶液，认真察看并记录实验现象。
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）。
同周期元素性质的递变规律
【思考与交流】
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 提示：
最外层电子数逐渐增多 原子半径逐渐变小
【思考与交流】
2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
离子方程式是--A=-H-l=(+-O=-+-H=O-[)-A3H-+l-－(O-O=-HH=-－-=)-4=-]－-H--2-O------。
谢谢观赏
化合越来越容易
氯
光照或 点燃
气态氢 化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 不很稳定 稳定 氢化物的稳定性越来越强
结论： 得电子能力
Si < P < S < Cl
同周期非金属元素原子的得电子能力从左到右逐渐增强
归纳总结
原子序数
11
元素符号
Na
单质和水 冷水剧烈
非金属单质 与氢气反应
12 Mg
热水
13
14
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
3.如何设计实验证明你对Na、Mg、Al失电子能力相对强弱的 预测？
方法导引：元素原子失电子能力强弱的判断依据：
（1）比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。 置换反应越容易发生，元素原子失电子能力越强。
一认识同周期元素性质的递变规律1元素原子得失电子能力强弱的判断方法namgal性质比较元素namgal单质与水反应单质与盐酸反应最高价水化物化学式碱性结论原子失去电子能力逐渐减弱与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢与热水反应迅速剧烈反应剧烈反应naohmgoh强碱中强碱两性氢氧化物与沸水缓慢反应非常剧烈sipscl性质比较元素sicl单质与氢气反应难易气态氢最高价氧化物对应水酸性结论不稳定稳定sihhcl得失去电子能力逐渐增强弱酸中强酸强酸最强酸第三周期元素化学性质非金属性逐渐增强金属性逐渐增强2同周期元素的递变规律17413同周期元素性质递变的原因在同一周期中各元素的原子的核外电子层数相同但左到右核电荷数依次增多原子半径逐渐减小稀有气体除外原子失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐增强从而使同周期元素的性质呈现规律性的递变即金属性逐渐减弱非金属性逐渐增例1xy是同周期非金属元素已知x原子半径比y原子半径大则下列叙述中正确ax的最高价氧化物的水化物的酸性比y强bx的阴离子比y的阴离子的还原性强cx的非金属性比y的弱dx的气态氢化物比y的稳定bc例2同周期的三种元素xyz它们的最高价氧化物的水化物分别是hxob非金属性
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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元素
14Si 15P 16S
17Cl
氢化物 化学式
SiH4
化合条件
高温下少量反应
PH3 磷蒸气，困难
H2S 加热反应
HCl 光照或点燃化合
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
非金属性：Si < P < S < Cl
元素
14Si 15P 16S
17Cl
氧化物 最高价氧化物的水化物
SiO2 H2SiO3 硅 酸 P2O5 H3PO4 磷 酸 SO3 H2SO4 硫 酸 Cl2O7 HClO4 高氯酸 非金属性：Si < P < S < Cl
元素符号 电子排布
元素化合价与最外层电子排布的关系
Li Be B
C
N
O
F
+1 +2 +3
+4
+5
—
—
——
—
-4
-3
-2
-1
Na Mg Al Si
P
S
Cl
主要化合 +1 +2 +3
+4
+5
+6
+7
（1价）元素—最高正— 化合—价=元-4素原-子3 最外-层2 电子-数1
（2）元素最高正化合价+|元素最低负化合价
原子半径/nm
3~9元素
原子半径/nm
11~17元素
原子半径/nm
Li 0.152
Na 0.186
原子半径变化规律
Be 0.089 Mg 0.160
B 0.082
Al 0.143
C 0.077
Si 0.117
N 0.075
P 0.110
200 180 160 140 120 100
80 60 40 20
|=8
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子层 排布、原子半径和主要化合价呈现周期性变化。
同周期元素金属性、非金属性是否也随着 原子序数的变化而呈现规律性的变化，呈现什 么样的规律变化？
单质与水或酸反应置换出氢的难易 最T高ext价氧化物的水化物的碱性强弱
Text 单质间的置换关系
与氢气化合的难易程度及氢化物的稳定性
最T高ext价氧化物的水化物的酸性强弱 Text 单质间的置换关系
元素金属性变化规律
冷水
热水 盐酸 结论
Na
Mg
Al
剧烈反应
缓慢反应
没有明显 现象
-
能反应 微弱反应
-
剧烈反应 缓慢反应
Hale Waihona Puke Na、Mg、Al金属性逐渐减弱
1、Na、Mg、Al金属性逐渐减弱。 2、电子层数相同的原子，随着原子序数的增加金属性 减弱。
淮阳中学化学组夏伟
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
K Ca
电子层排布规律
原子序数
1-2 3-10 11-18
电子层数
1 2 3
最外层电子 数
1→2
1→8
1→8
同周期元素原子的 电子层数相同，最 外层电子数随原子 序数的增加依次增 加（1→8）（除第 一周期1→2）
随着原子序数的递增，元素原子 的电子层排布呈现周期性变化。
0
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
原子序数
3---9
11---17
O 0.074
S 0.102
F 0.071
Cl 0.099
随着原子序数 的递增，元素 原子的半径呈 现周期性变化 （除稀有气体 元素）
原子半径的主要影响因素：核对外层电子的吸引、电子间的排斥
Na
Mg
Al
Si
P
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
同族原子， 随着电子层 数增多，核 对外层电子 的引力减弱， 半径增大。
化合价变化规律
3~9号元素 最高正化合价 最低负化合价 11~17号元素 最高正化合价 最低负化合价
Li Be B C
N
OF
+1 +2 +3 +4 +5 — —
— — — -4 -3 -2 -1
Na Mg Al Si
P
S Cl
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
— — — -4 -3 -2 -1
化合价变化规律
随着元素核 电荷数的递 增,元素的化 合价呈现周 期性的变化
元素符号
电子排布
主要化合 价
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弱酸 中强酸 强酸 更强酸
1、下列的氢氧化物中，碱性最强的是
()
A． Ca(OH)2 B． NaOH
C． RbOH
D． Al(OH)3
2、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ）
A、C、N、O、F B、K、Mg、C、S
C、F、Cl、Br、I D、Li、Na、K、Rb
3．同周期的X、Y、Z三元素, 其最高价氧化物水化物的 酸性由弱到强的顺序是:H3ZO4<H2YO4<HXO4, 则下列 判断正确的是 A．原子半径 X>Y>Z B．非金属性 X>Y>Z C．阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序由强到弱 D．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序由弱到强
Na
Mg
Al
Si
P
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
同周期原子， 随着原子序数 的递增，核对 外层电子的引 力逐渐增强， 原子半径逐渐 减小（稀有气 体元素除外）
原子半径的主要影响因素：核对外层电子的吸引、电子间的排斥