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
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。
高中化学元素周期表中主族元素性质递变规律
元素周期表中主族元素性质递变规律金属性强弱的判断依据1．单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越容易，说明其金属性越强。
2．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性越强，反之则越弱。
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里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4．金属活动性顺序按Au顺序，金属性逐渐减弱。
5．元素周期表中，同周期元素从左至右金属性逐渐减弱；同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6．原电池中的正负极：一般情况下，活泼金属作负极。
7．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。
非金属性强弱的判断依据:1．同周期元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素，从上到下，随着陔电荷数的增加，非金属性减弱。
2．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强，反之则越弱。
3．气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强。
4．单质跟氢气化合的难易程度：越易与H2反应，说明其非金属性越强。
5．与盐溶液之间的置换反应：非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的非金属性比乙强。
如，说明溴的非金属性比碘强。
6．相互化合后的价态：如，说明O 的非金属性强于S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金属性强于S。
•元素周期律定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:微粒半径大小的比较方法：1．同周期元素的微粒同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，如半径：Na>Mg >Al，Na+>Mg2+‘>Al3+。
2．同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，如半径：3．电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，如半径：(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
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
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。
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、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）。
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 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周期表中特殊位置的元素族序数等于周期数的元素：H、Be、Al；族序数等于周期数2倍的元素：C、S；族序数等于周期数3倍的元素：O；周期数是族序数2倍的元素：Li；周期数是族序数3倍的元素是：Na；最高正价不等于族序数的元素是：O、F。
⑤元素性质、存在、用途的特殊性形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N；，元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：S；元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。
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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
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
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
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
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）化学键是指：。
（2）化学反应的实质是指：。
（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）
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