元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次减小 原子半径依次增大
失电子能力依次增大
原 子 半 径 依 次 减 小
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增 大
非 金 属 性 依 次 增 强
元素周期表中元素性质的递变规律
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
最（高＋价 1→氧＋化7物）对应水化物酸碱性 最 （高＋价1→氧＋化7物）对应水化物酸碱性
失 逐最渐高增 价多氧（化1物e对→应8e水）化物酸碱性 金 原 最非高金正 属价元、素最气低态负氢价化相物同的稳定性 电 最非低金负 属价元＝素－气态(8－氢主化族物序的数稳)定性 属 子 最酸低性负 逐价渐＝减－弱，(8－碱主性族逐序渐数增)强 子 半 酸（性＋逐 1→渐＋减7弱），碱性逐渐增强 性 元非素金周 属期元表素中气元态素氢性化质物的递稳变定规性律 能 径 非酸金性属 逐元渐素减气弱态，氢碱化性物逐的渐稳增定强性 依 逐（渐＋增 1→多＋（71）e→8e） 力 依 元最素低的 负金价属＝性－和(8－非主金族属序性数) 次 碱酸性逐渐减弱，酸碱性逐渐增强 依 次 碱逐性渐逐 增渐多减（弱1e，→酸8e性）逐渐增强 增 元最素高周 正期价表、中最元低素负性价质相的同递变规律 次 增 酸碱性逐渐减弱，碱酸性逐渐增强 强 增 元素周期表中元素性质的递变规律 大 酸碱性逐渐减弱，碱酸性逐渐增强 大 碱（性＋逐 1→渐＋减7弱），酸性逐渐增强
化学元素周期表变化规律
同主族相同主族元素原子依次增大到大同主族由同主族最高正价相同同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐减弱同主族逐渐减弱同主族酸性减弱碱性增强同周期金属性逐渐减弱非金属性增强金属性非金属性同周期增强气态氢化物稳定性同周期酸性逐渐增强碱性减弱最高价氧化物对应水化物酸碱性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。
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。
元素性质的递变规律完整版课件
时 栏
素的性质主要指_原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属___性__、_
目 开
__非__金__属__性__、__第__一__电__离__能__、__电___负__性__等____。
关
(1)同周期主族元素的化合价规律：同一周期主族元
素的最高正价逐渐 升高 ，数值上等于 主族序数 ；
下列说法错误的是
()
A．第一电离能 Y 可能大于 X
本 课
B．气态氢化物的稳定性：HnY 大于 HmX
时 栏
C．最高价含氧酸的酸性：X 对应的酸的酸性强于 Y
目 开
对应的酸的酸性
关
D．X 和 Y 形成化合物时，X 显负价，Y 显正价
解析 据电负性 X>Y 可推知，原子序数 X>Y，由于 X、
Y 为同周期元素，故第一电离能 Y 一般小于 X，非金属
(1)键合电子与电负性：元素相互化合时，原子中用于形成
___化__学__键___的电子称为 键合电子 。电负性用来描述不同元
本
素的原子对键合电子 吸引力 的大小。
课
时
(2)电负性的意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引
栏 目
力 越大 。
开
关
(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为 4.0 作为相对标准。
①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力 弱 ，
元素的化合价为 正值 。
本 ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力 强 ，
课 时
元素的化合价为 负值 。
栏 目
(3)判断化学键的类型
开 关
①如果两个成键元素间的电负性差值 大于 1.7，它们之间
元素周期表中同一族元素的性质与变化规律
元素周期表中同一族元素的性质与变化规律元素周期表是描述元素性质和规律的一种有序排列方式。
每个元素周期表中的族都有着相似的性质和变化规律。
本文将着重探讨元素周期表中同一族元素的性质与变化规律，以便更好地理解元素的特性。
1. 能够导电和热导性同一族的元素通常都具有相似的导电和热导性能。
例如，位于第一族的元素氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）以及铷（Rb）都是金属元素。
金属元素一般具有良好的导电性和热导性，这是因为它们的原子结构中存在自由电子，能够在电流或热传导过程中迅速传递能量。
2. 原子半径的趋势同一族元素的原子半径通常会呈现一定的变化规律。
随着周期表中原子序数的增加，同一族元素的原子半径会逐渐增大。
这是因为原子的电子层逐渐增加，导致外层电子与原子核之间的距离增加，从而使原子半径增大。
3. 电离能的变化电离能指的是一个原子中的电子脱离原子核所需的能量。
同一族元素的电离能通常也会呈现一定的变化规律。
对于主族元素，同一族元素的电离能一般是递增的，即从顶部元素到底部元素，电离能逐渐升高。
这是因为随着周期数的增加，原子的半径增大，外层电子离原子核的吸引力减弱，因此脱离原子需要的能量也相应增加。
4. 化合价的变化同一族元素的化合价往往存在规律性的变化。
例如，第一族元素氢具有+1的化合价，锂具有+1化合价，钠具有+1化合价，钾具有+1化合价。
同样地，第二族元素镁（Mg）有+2化合价，钙（Ca）有+2化合价，锶（Sr）有+2化合价等。
这种化合价的变化规律可以有助于我们预测同一族元素在化学反应中的行为。
5. 相似的化学性质同一族元素通常具有相似的化学性质。
这是因为同一族元素的外层电子结构相同，决定了它们之间的共有化学性质。
这些共有性质使得同一族元素在化学反应中展现出相似的行为，并且可以很容易地被分类和归纳。
总结起来，元素周期表中同一族元素的性质与变化规律可以归纳为导电性和热导性、原子半径的变化、电离能的变化、化合价的变化以及相似的化学性质。
元素周期表 元素性质的变化规律
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 _____________________________________________________ ____________________________________________________。
同主族同周期元素性质递变规律探究
同主族同周期元素性质递变规律探究同主族同周期元素性质递变规律是指在元素周期表中，同一主族（即同一列）和同一周期（即同一横行）的元素，在一定程度上存在着性质的递变规律。
这种递变规律是由于元素的原子结构和电子排布的变化所引起的，以下将对同主族同周期元素性质递变规律进行探究。
1.同主族元素性质递变规律：同一主族的元素具有相似的外层电子配置，因此它们的化学性质有很多共同点。
主要有以下几个规律：(1)原子半径递增规律：同一主族元素的原子半径随着周期数的增加而逐渐增大。
这是因为随着周期数的增加，核电荷数也逐渐增加，而外层电子又在同一能级上，因此电子屏蔽效应增大，使得电子云更加扩散，导致原子半径增大。
(2)电离能递减规律：同一主族元素的第一电离能随着周期数的增加而逐渐降低。
这是由于随着周期数的增加，电子屏蔽效应增强，外层电子离核距离增加，对核的吸引力减弱，因而电子更容易被移去。
(3)电负性递增规律：同一主族元素的电负性随着周期数的增加而逐渐增加。
原子的电负性是指原子吸引价电子的能力，而原子的吸引力与原子半径和核电荷数有关。
同一主族元素的核电荷数逐渐增加，而半径逐渐变大，使得同一主族元素的电负性增加。
2.同周期元素性质递变规律：同一周期的元素具有相似的内层电子配置，因此它们的化学性质也有很多共同点。
主要有以下几个规律：(1)原子半径递减规律：同一周期元素的原子半径随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。
这是由于周期数的增加，进一层的电子壳不断增加，而内层电子壳并没有明显增加，因此电子云边界更加靠近核，使得原子半径减小。
(2)电离能递增规律：同一周期元素的第一电离能随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐增大。
这是由于主量子数的增加，原子中的价电子离核距离增加，外层电子屏蔽效应增强，导致原子对电子的吸引力增大，因而电子更不容易被移去。
(3)电负性递减规律：同一周期元素的电负性随着主量子数（或周期数）的增加而逐渐减小。
元素周期表递变规律
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1.1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。
1.2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1.3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1.4元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
1.5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。
1.6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。
1.7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，其氧化物的氧离子氧化性越弱；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。
2.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；（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。
最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
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—1—4元素周期表
1—1—4元素周期表学习目标：初步学会运用元素周期表；知道同周期、同主族元素性质的递变规律。
理解元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间关系；，运用直接观察法学习元素周期表的结构，运用逻辑推理方法研究学习同主族元素性质的递变规律.学习重点：元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间关系学习难点：元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间关系一．同周期元素性质的递变规律【思考与交流】完成下表数越多→原子半径越_____→原子核对核外电子的吸引力越_____→失电子能力_____，得电子能力____→金属性_____，非金属性______。
得出结论：同一主族元素的原子，最外电子层电子数相同，核电荷数越多→原子半径越_____→原子核对核外电子的吸引力越_____→失电子能力_____，得电子能力____→金属性_____，非金属性______。
【思考与交流】1、在上图方框内说明元素金属性、非金属性的递变规律。
2、在图中适当的位置写出金属性最强的元素和非金属性最强的元素符号（放射性元素除外）。
3、指出虚线右上方、左下方区域的元素是金属元素还是非金属元素。
4、图中临近虚线两侧的元素既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
这给了我们什么启示？三．元素周期表的意义【阅读教材】第9页1.2.练习1.根据元素周期表回答下列问题（1）金属性最强的元素，非金属性最强的元素是。
（2）在第3周期中（除去稀有气体）原子半径最小的元素是，非金属性最强的元素是。
（3）ⅦA族中，原子半径最大的元素是，非金属性最弱的元素是。
（4）适合做半导体材料的元素在找。
适合做催化剂的金属元素在找。
2.某元素最高价氧化物的化学式为RO2且气态氢化物中氢的质量分数为25%，该元素的原子核内中子数等于质子数。
（1）写出该元素的元素符号（2）指出该元素在周期表中的位置（3）猜测该元素具有的性质有那些。
同主族同周期元素性质递变规律探究
同主族同周期元素性质递变规律探究同主族元素是指元素周期表中同一族元素，它们的最外层电子结构相同，具有相似的化学性质。
同周期元素是指顺序排列在同一周期的元素，它们的最外层能级相同，表现出相似的化学性质。
在元素周期表中，元素的性质随着原子序数的增加而变化，同时也受到同主族和同周期元素的影响。
本文将对同主族同周期元素性质递变规律进行探究。
同主族元素的性质递变规律主要涉及原子半径、电离能、电负性、金属性、化合价等方面。
首先来看原子半径。
原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，因为原子核的电荷数增加，电子层的数量增加，电子云逐渐靠近原子核，原子半径变小。
而在同一周期中，同主族元素的原子半径随着原子序数的增加而增大，这是因为原子中的电子数增加，增加了电子层的数量，使得电子云靠近原子核的程度减少，原子半径变大。
其次是电离能。
电离能是指从一个原子或离子中剥离一个电子所需的能量。
电离能随着周期数的增加而逐渐增加，这是因为原子核的电荷数增加，电子层的数量增加，原子核对电子的吸引力增强，所以电离能增大。
在同一周期中，同主族元素的电离能随着原子序数的增加而逐渐减小，这是因为原子核的电荷数不变，但电子层的数量增加，使得外层电子云的层数增加，原子核对外层电子的吸引力减弱，所以电离能减小。
第三是电负性。
电负性是元素从其他元素中获取电子的能力。
电负性随着周期数的增加而逐渐增加，在同一周期中也会有递增的趋势。
这是因为随着原子核的电荷数增加，吸引外层电子的能力增强，所以电负性增大。
在同一主族中，电负性则随着原子序数的增加而递减，这是因为随着电子层数增加，对原子核的吸引力减弱，所以电负性减小。
第四是金属性。
金属性是指元素表现出的金属特性，如良好的导电性、导热性和延展性等。
金属性随着周期数的增加而逐渐减弱，在同一周期中也会有递减的趋势。
这是因为原子核的电荷数增加，电子层的数量增加，原子核对外层电子的吸引力增强，导致电子在金属中的移动变得更加困难，所以金属性减弱。
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
(完整版)同主族元素性质的递变规律
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
主要化合价
最高正价+1→+7
最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱
水化物酸碱性
酸性逐渐增强
非金属元素气态氢 形成：难→易
化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
思考与交流
你能理解“位(位置)—— 构(结构)——性(性质)”三者之 间的关系吗？
例2 ：某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素 最高价氧化物对应水化物的化学式可能为 （ B）
A．H2RO3
B．H2RO4
C．HRO3
D．H3RO4
例题3：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序 数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子 数之比为1∶2。写出这些化合物的化学式是_____
____________________________。
都易失电子， 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
请您小结
同一主族元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性
逐渐减弱。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
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。
F2 Cl2 Br2 I2
变化 规律
色态
淡黄绿色 气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体
依次加深
密度
1.69g\L (15℃) 3.214 g\L (0℃) 3.119 g\cm3 (20℃) 4.93 g\cm3
熔点℃ 沸点℃
-219.6 -188.1
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
同主族元素性质递变
10. 第三周期中半径最大原子
N 11.最高价氧化物对应的水化物与其气态氢化物反应生成盐的是____ Li 12.最轻的金属是＿＿＿＿＿＿
2.镭是周期表中第七周期第ⅡA的元素，下 列关于镭的性质的叙述中，不正确的是 （ B ） A.在化合物中呈现+2价 B.氢氧化物显两性 C.单质能够与水剧烈反应生成氢气 D.碳酸盐难溶于水
卤族元素单质与氢气化合的反应条件
F2 反应条件 暗处 爆炸 Cl2 Br2 I2
光照或 点燃
剧烈 稳定
加热 缓慢
较稳定
不断 加热
缓慢 不稳定 易分解
反应程度
氢化物的 很稳定 稳定性
练习
1.下列说法不符合递变规律的是（ D ） A 、F2 、 Cl2、 Br2、 I2的氧化性逐渐减弱
B 、F— 、 Cl —、 Br —、 I — 的还原性逐渐增强
最值填空
1. 2. 3. 4. 5.
6.
7. 8. 9.
金属性最强的元素（不包括放射性元素）是 Cs ； F 最活泼的非金属元素是 ； Cl 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是 ； 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素（不包括放射性元素 Cs 。 是 HF 最稳定的氢化物是 短周期中原子半径最大的元素(除稀有气体) Na 短周期中原子半径最小的元素(除稀有气体) 短周期中金属性最强的元素 短周期中非金属性最强的元素 Na F 半径最小原子 H
A.锂、钠、钾元素的原子核外电子层数随着 核电荷数的增加而增多
B.第2周期元素从锂到氟，得电子能力逐渐增 强 C.因为钠比钾容易失去电子，所以钠比钾的 还原性强 D.O与S为同主族元素，且O比S的得电子能 力强
小结
元素周期表中每一周期、每一主族 的元素，其性质总是呈现规律性的 变化，所以元素周期表是我们学习 化学的重要工具，也成为化学家的 得力工具，为研究物质结构，发现 新元素，寻找新材料提供了很多有 价值的指导。
同族元素的性质递变规律为
同族元素的性质递变规律为
同主族元素性质递变规律是：从上到下原子序数逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减小，失电子能力逐渐增大，元素金属性逐渐增大，非金属性逐渐减小，气态氢化物稳定性逐渐减小。
主族元素是化学上对元素的一种分类，是指周期表中s区及p区的元素。
主族元素另外一种定义是除了最外层电子层以外的电子层的电子数都是满电子的化学元素。
周期表中除了过渡金属、镧系元素、锕系元素、惰性气体之外的都是主族元素。
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。
列表大体呈长方形，某些元素周期中留有空格，使特性相近的元素归在同一族中，如碱金属元素、碱土金属、卤族元素、稀有气体等。
这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。
由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系，因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用，作为分析化学行为时十分有用的框架。
《同周期、同主族元素性质的递变》 讲义
《同周期、同主族元素性质的递变》讲义在化学的世界里，元素的性质变化有着一定的规律，其中同周期和同主族元素性质的递变是非常重要的内容。
理解这些规律，对于我们深入研究化学、预测化学反应、掌握物质的性质等都具有极其重要的意义。
一、同周期元素性质的递变元素周期表中，同一周期的元素从左到右，原子序数依次增大，电子层数相同，核电荷数逐渐增多，原子半径逐渐减小。
1、核电荷数和电子层数在同周期中，随着原子序数的增加，核电荷数逐渐增大，而电子层数保持不变。
这意味着原子核对外层电子的吸引力逐渐增强。
2、原子半径由于核电荷数的增加，对电子的吸引作用增强，使得原子半径逐渐减小。
例如，在第三周期中，钠（Na）的原子半径大于镁（Mg），镁的原子半径又大于铝（Al）。
3、化合价同周期元素的化合价从左到右呈现出从＋1 价逐渐升高到＋7 价（氟、氧一般没有正价），然后再降低的趋势。
从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
例如，钠是典型的金属元素，化学性质活泼，容易失去电子；而氯是典型的非金属元素，容易得到电子。
5、单质的还原性和氧化性金属单质的还原性逐渐减弱，非金属单质的氧化性逐渐增强。
例如，钠单质的还原性强于镁单质，氯气的氧化性强于硫单质。
6、最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
以第三周期为例，氢氧化钠（NaOH）是强碱，氢氧化镁Mg(OH)₂是中强碱，氢氧化铝Al(OH)₃是两性氢氧化物，硅酸（H₂SiO₃）是弱酸，磷酸（H₃PO₄）是中强酸，硫酸（H₂SO₄）是强酸，高氯酸（HClO₄）是最强的无机酸。
二、同主族元素性质的递变同主族元素，从上到下，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，核电荷数也在增加，但对最外层电子的吸引力逐渐减弱。
1、原子半径和电子层数电子层数增多是导致原子半径增大的主要原因。
例如，碱金属元素中，锂（Li）的原子半径小于钠（Na），钠小于钾（K）。
2、化合价主族元素的最高正化合价等于主族序数（氧、氟除外）。
元素周期表中元素性质的递变规律
专题一主要知识点1. 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 nROm）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：详细见《导学》P24
原子晶体>离子晶体>分子晶体
⑤1-20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，。
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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。
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
种原子
种原子
存在范围
非金属单质,如H2
共价化合物,如H2O2(特例)
离子化合物,如Na2O2(特例)
共价化合物,如CO2
离子化合物,如NaOH、K2SO4、NH4Cl
5、甲烷、乙烯、苯、乙醇、乙酸的化学性质
有机物
官能团
化 学 性 质(写出化学方程式)
甲烷
乙烯
苯
乙醇
乙酸
同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性;非金属性
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