元素周期律精
物质结构、元素周期律精解精析
《物质结构、元素周期律精解精析》一、知识储备1、原子的组成数量关系：质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N）质子数（Z ）=核电荷数=核外电子数=原子序数2、结构示意图结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。
如：Cl 原子Cl －离子3、元素周期表中的基本规律①周期数=原子核外电子层数 主族序数=最外层电子数=最高正化合价（O 、F 除外）②最高正化合价+最低负化合价的绝对值=8③同周期ⅡA 族与ⅢA 族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。
这里注意，同学们往往容易疏忽第4到第7周期增加了过渡元素。
④同主族相邻元素的原子序数（IA 族、ⅡA 族）关系为：下一周期元素的原子序数-上一周期元素的原子序数=上一周期元素的数目。
⑤每一周期排布元素的数目为（设n 为周期数）:奇数周期为(n ＋1)2/2、偶数周期为(n ＋2)2/2。
⑥半径规律：在元素周期表中，原子半径同周期——从左到右逐渐减小（0族除外）；同主族——从上到下逐渐增大；离子半径同主族——同价离子从上到下逐渐增大，同周期——阴离子半径大于阳离子半径。
同学们解题时往往容易误认为在同一周期中离子半径也是从左到右逐渐减小的。
⑦单质的沸点规律：元素周期表中，同一主族从上到下，金属元素（部分金属特殊）对应的单质的沸点由高到低；非金属元素对应的单质的沸点由低到高。
⑧氢化物的沸点：在元素周期表中，同一主族从上到下，非金属元素的氢化物的沸点一般从低到高，但注意NH 3、H 2O 、HF 中由于氢键的存在，使他们的沸点比同主族其他氢化物的沸点要高。
⑨金属元素原子的最外层电子数一般小于4，而非金属元素原子的最外层电子数一般大于或等于4，但H 、He 、B 原子的最外层电子数均小于4，其中H 、B 为非金属，He 为稀有气体元素；虽然Ge 、Sn 、Pb 、Sb 、Bi 的最外层电子数大于或等于4，但他们为金属元素。
元素周期律PPT
同周期元素结构和性质递变规律
结构：钠（活泼金属→ 硅（非金属元素） →氯（活泼非金属） →氩 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核电荷数 11 12 13 14 15 16 17 18
（原子序数）
原子半径
→ 得失电子 失电子能力 减弱 → 元素性质 金属性 减弱
递增
递减
→ 得电子能力 增强 → 非金属性 增强
答案：C
2、已知元素砷（As的原子序数为33 下列叙述正确的是（ ）
A、砷元素的最高化合价为+3 B、砷元素是第四周期的主族元素 C、砷的气态氢化物很稳定 D、砷的氧化物的水溶液呈强碱性
答案：B
3、A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次 减小A与C的核电荷数之比为3∶4，D能分别与A、 B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z下列叙述 正确的是（
（3位置与性质的关系
ⅠA ⅡA
1
2
金
属
3
性
逐
4
渐 增
5
强
6 7
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
非金属性逐渐增强 B
非 金
Al Si
属 性
逐
Ge As
渐
增
Sb Te
强
金属性逐渐增强
Po At
四、元素周期表和元素周期律的应用
学习和研究化学的重要工具
在周期表中一定的区域内 寻找特定性质的物质
体现量变和质变的辩证关系
同周期中随着原子序数的增加，元素的非金属性逐 渐增强
同一周期元素 结论： Na Mg Al Si P S Cl
元素金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强
根据实验可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变 规律:
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。
在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。
这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。
二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。
原子序数的增大决定了元素的性质的变化。
2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。
即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。
这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。
3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。
（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。
（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。
（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。
三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。
其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。
周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。
四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。
比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。
这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。
这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。
2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。
比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。
周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。
元素周期律精细总结
中子N（核素）原子核质子Z → 元素符号原子结构 ： 决定原子呈电中性 电子数（Z 个）：化学性质及最高正价和族序数 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
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1.微粒间数目关系质子数（Z ）= 核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ） 中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数 阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数 2．原子表达式及其含义A 表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数； d 表示微粒中X 原子的个数；c± 表示微粒所带的电荷数；±b 表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）1．原子核中没有中子的原子：1 1H 。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be 、18Ar ； ②最外层电子数是次外层电子数2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne ；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li 、14Si 。
3．电子层数与最外层电子数相等：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(1)．常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子：He 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
决定X)(A Z 原子(A Z X)原子核 核外电子(Z 个)质子(Z 个) 中子(A-Z)个——决定元素种类——决定同位素种类——最外层电子数决定元素的化学性质X AZ c ±d±b②10个电子的微粒。
元素周期律
02
生物分子的结构和功能与其组成的元素密切相关，如蛋白质中的氨基酸种类和 顺序、DNA中的碱基种类和排列顺序等。
03
通过元素周期律可以深入了解生物分子的结构和功能之间的关系，为生物分子 的设计和改造提供理论依据和方法指导。
05
结论
元素周期律的意义
元素周期律对化学元素的性质进行了 归纳和预测，为化学学科的发展提供 了重要的理论基础。
元素周期律的重要性
科学意义
元素周期律是揭示元素之间内在联系和规 律的重要发现，为现代化学和物理学的发 展提供了重要的理论基础。
应用领域
元素周期律在材料科学、生物学、医学等 领域有着广泛的应用。例如，根据元素周 期律可以预测新材料的性质和功能，有助 于材料科学的发展；同时，元素周期律也 提供了生物体内元素的相互作用和影响规 律，有助于生物学和医学的研究。
元素周期律帮助人们更好地理解了化 学元素的性质、结构和反应性能，为 材料科学、生物学、药学等学科的发 展提供了有力支撑。
元素周期律的发现推进了现代科学的 发展，也为其他学科的研究提供了新 的思路和方法。
对未来科学的启示
元素周期律的研究为未来科学的发展 提材料 的发现和制备。
特点
副族元素的最外层电子数不固定，它们的电子构型较为 复杂，因此具有不同的化学性质。
惰性气体元素
定义
惰性气体元素是周期表中的零族元素，包括氦、氖、氩、氪 、氙和氡等。
特点
惰性气体元素的原子具有稳定的电子构型，它们不易与其他 元素形成化学键，因此具有非常稳定的化学性质。
04
元素周期律的应用
化学工业
02
元素周期表
元素周期表的组成
横行
称为周期，表示原子核外电子排布的周期性变化 。
元素周期律
△
金属性：Na ＞ Mg 镁与盐酸反应比铝与盐酸反应更剧烈。
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑
镁
铝
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑
金属性：Mg ＞ Al
Al2O3既能与盐酸反应，也能与NaOH反应，属两性氧化物。
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
同一主族元素 金属性和非金属变化
• 预测：从上到下，失电子能力逐渐增强，得 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。 • 以碱金属和卤族元素为例： 碱金属：从上到下，金属性逐渐增强 卤素：从上到下，非金属性逐渐减弱， 金属性逐渐增强。
思考：
Li
元素的性质呈现出周期性的变化，那 么这种周而复始是不是又回到了原来的起点了呢？ 每一主族的元素性质相似，是不是完全相同？
NaOH溶液→
Al2O3 + 2NaOH = H2O + 2NaAlO2
←Al(OH)3
偏铝酸钠
ＡlCl3溶液 → 稀硫酸→
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3↓+ 3NaCl 2Al(OH)3 + 3H2SO4 = Al2(SO4)3+6H2O
←Al2(SO4)3 溶液Al(OH)3→ NaOH源自液→和钠与水的反应作对比。
Conclusion 结论
1. 锂、钠、钾都能与水反应 2. 反应越来越剧烈。
Preduction演示
1.铷与铯能与水反应吗？ 2.反应剧烈程度如何？
碱金属单质与水反应
Li
Na
K
Rb
Cs
Conclusion 结论
元素周期律总结
★ 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
★ 元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
一、 元素周期表的结构周期 族 二、 元素性质的递变规律①七主七副两特殊，三短三长一不全1. 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(氧化性)递减，非金属性(还原性)递增；（2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
2. 最高价氧化物和水化物的酸碱性短周期 长周期 不完全周期 第七周期 （26）（锕系） 第一周期 2 第二周期 8 第三周期 8 第四周期 18 第五周期 18 第六周期 32（镧系） 主族 （7个） ⅠA~ⅦA 副族 （7个） ⅠB~ⅦB(III B 共32种)第Ⅷ族（1个） 三个纵行 0族 （1个） 稀有气体元素元素的金属性越强，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，气态氢化物越稳定。
3. 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。
4. 原子、离子半径的比较1．原子的半径大于相应阳离子的半径，小于相应阴离子的半径。
2．同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
3．电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
对照稀有气体原子结构，可归纳为“阴前阳下，径小序大”。
5、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，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，其金属性也就越强，反之则弱。
③金属间的置换反应。
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单质还原性越强，金属性越强。
⑤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。
元素周期律周期表
同周期由左至右逐渐变小
变化规律： 变化规律： 2、原子半径 、
同主族由上而下逐渐增大
与离子半径关系：原子半径 相应的阴离子半径 与离子半径关系：原子半径<相应的阴离子半径 半径>相应的阳离子半径 原子 半径 相应的阳离子半径 意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。 意义：原子半径的大小可判断得失电子的难易，大易失。
比较微粒大小的依据（三看） 比较微粒大小的依据（三看）
一看电子层数： 一看电子层数：电子层数越多半径越大 ： Na>Na+ 二看核电荷数：电子层数相同时， 二看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大半径越小 O>F S2->Cl-
三看电子数：电子层和核电荷数都相同时， 三看电子数：电子层和核电荷数都相同时，电子数越多半 径越大。 径越大。 Cl->Cl
2．下列各组物质性质的比较中，错误的是 A 熔点：Ca＞K＞Rb＞Cs B 酸性：H2CO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 C 半径：K＋＞Na＋＞O2－＞F－ D 热稳定性：SiH4＜NH3＜PH3＜H2O
3．下列各组中，判断正确的是（ ） ．下列各组中，判断正确的是（ A．碱性：Ca(OH)2 > Ba(OH)2 B．酸性 HI > HCl ．碱性： ．酸性: C．金属性 Be > Na D．非金属性 N > P ．金属性: ．非金属性:
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA 1
ⅢA ⅣA ⅤA
ⅥA ⅦA
非
0
2
金 属 性 逐 渐 增 强
B
属
金
3 4 5 6 7
Al
Si
逐
性
Ge
As
增 强
元素周期律
5、元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性
变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。
6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律 及金属元素、非金属元素的分区：
分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属 元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：
非金属性逐渐增强
⑨硬度最大的－ 金刚石 ⑩难形成离子的元素－ C、Si
11 通常形成化合物种类最多的元素－ C
⑿常见的变价金属－ Fe（+2、+3）、Cu（＋1、＋2）
“元素之最”
最活泼的非金属： F
最活泼的金属：
Fr(Cs)
最轻的金属：
Li
最重的金属：
Os(锇22.6)
最硬的金属：
Cr
最轻的单质为：
H2
最高熔点的单质： 石墨(3650)
三、元素周期律
1、原子核外电子排布，原子半径，元素化合 价递变的规律:
①随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈 周期性变化。
②随着原子序数的递增，元素原子半径排布呈周期性变 化。
规律：同主族元素，随着核电荷数的递增，原子半径 越来越大；同周期元素，从左到右，随着核电荷数的 递增，原子半径越来越小（稀有气体除外）
a.主族元素：最高正价=原子最外层电子数=主族序 数
随着原子序数的递增，元素原子的 半径、电子层排布和化合价都呈周期性 变化！
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
比较元素的金属性强弱有哪些方法？
１单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度: 反应越剧烈，金属性越强
２最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱: 对应水化物的碱性越强，金属性越强
元素周期律和元素周期表(全部)
A. n=m+10
C. n=m+11
B. n=m+1
D. n=m+25
4.下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（ D）
（A） 2
3 11 19
4
（B）
2 10 11 18 19
（ C）
6 11 12 13 24
周期
（ 行）
长周期
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
相同点: 电子层数相同 原子结构 递变规律 原子半径逐渐减小 最外层电子1-8
周期序数 = 电子层数
2、族
IA 主族 7个
IIA 副族 7个
原子序数
原子序数
1～ 2 3～10 11～18
电子层数
达到稳定结构 最外层电 时的最外层电 子数 子数 1
1 1 2 8 8
1 2 3
2
8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子 排布呈现 周期性 变化。
原子半径
原子序数与原子半径折线图
0.2 0.18 0.16
原子半径(/nm)
0.14 0.12 0.1 0.08 0.06 0.04 0.02 0
较强的非金属性
决定
原子结构
反映 决定
反映
元素性质
反映
决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度；
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• 不是同周期也不是 同主族的元素原子 可借助某种原子参 照比较。
• r(K)>r(Na)， r(Na)>r(Al)，则 r(K)>r(Al)
同主族
其他
元素周期律
原子半径
比较以下离子半径大小 1 rC－ rC，rFe rFe2＋ rFe3＋ 2 rO2－ rF－ rNa＋ rMg2＋ rA3＋ 3ri＋ rNa＋ r＋ rRb＋ rC＋，rO2－ r2－ re2－ rTe2－ 4 r＋ rNa＋ rMg2＋ 总结离子半径大小判断的方法
第一章 第二节 第2课时 元素周期律
旧知回忆
元素周期律
1含义：元素的性质随原子的核电荷数递增发生周期性递变，这一规律叫做元 素周期律。
2实质：元素性质的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。
元素周期律 原子半径
核电荷数越大，核对电子的吸引作 用也就越大，将使原子的半径减小。
取 原子半径 决
➢ 同周期〔稀有气体元素除外〕，自左向右 ，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属 性逐渐增强、金属性逐渐减弱
➢ 同主族，自上而下，元素的电负性逐渐减 小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐 渐减弱。
元素周期律
电负性 电负性应用
➢ 判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ➢ ①金属的电负性一般小于18，非金属的电负性一般大于18，而位于非金属三角区
元素周期律 电离能 第一电离能 ➢ 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量， ➢ I1表示。
逐级电离能
➢ ＋1价气态正离子失去一个电子，形成＋2价气态正离子所需要的 最低能量叫第二电离能，用I2表示；依次类推。
元素周期律
原子半径的变化规律：
每隔一定数目的元素后，就重复出 现相似的变化趋势，原子半径从大 到小的变化，这种规律我们称之为 周期性变化。
问题：元素性质的周期性变化与物 理中的周期性变化有何不同？ 不同：不是机械重复，而是更高层次 上的重复，呈螺旋形上升。
元素主要化合价的变化规律：
每隔一定数目的元素会重复出现正价 从＋１到＋７，负价从－４到－１相 似的变化趋势，也呈周期性的变化。
问题:
同一族元素的性质相似,且随着核电 荷数增大,元素性质有一定的递变规 律,那么各族元素之间是否存在某种 内在联系？
如何找有关的规律？
过去有人曾经按照原子质量把元素 排队去找规律，但结果失败了。经 过不懈努力人们才发现元素的性质 与核电荷数有密切的关系，所以人 们按核电荷数由小到大的顺序给元 素编号，这个序号叫做元素的原子 序数。
元素的金属性与非金属性的变化规律：
元素的金属性与非金属性也随着原子 序数的递增，呈周期性的变化。
二 元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化，这个规律就叫做元素 周期律。
问题：为什么会存在这样的规律呢？
三 决定元素化学性质的主要因素是：
最外层的电子数。 Ｈ Ｈe Li Be B C N O F Ne
1--2个 1---8个
Na Mg Al Si P S Cl Ar 1---8个
结论:由于最外层的电子的排布呈周期性的 变化,所以使元素的性质呈周期性的变化。
哲学观点：
1、外因通过内因起作用。 2、物质的性质与结构有因果关系 3、量变引起质变是事物发展变化 的普遍规律
练习题
1、同NH4+中含的质子数、电子数都相等 的阳离子，它的原子序数是：
原子序数＝核电荷数＝核外电子数
元素周期律精选PPT
越多,半径越大。 钾答的案第 ：一(1)电元离素能的比电镁负的性第随一着电原离子能序大数的递增呈周期性的变化(或同周期主族元素,从左到右,电负性逐渐增大)
4.电离能 (1)定义:气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离 子所需要的最低能量叫做第一电离能。 (2)元素第一电离能的意义:可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。第一电离能数值越小,原子越容易失去一个电子;第一 电离能数值越大,原子越难失去一个电子。 (3)电离能的变化规律:每个周期第一种元素的第一电离能最小, 最后一种元素的第一电离能最大,即随核电荷数递增,元素的第一 电离能呈周期性变化。 同族元素从上到下第一电离能变小。
第(3)一判电断离元能素与的原金子属核性外、电非子金排属布性强弱:
“一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层越多,半径越大。 IL1i和越M小g,、元B素e的和金Al、属B性和就Si越符强合。对角线规则。
①电同子周 的期能主层族数元和素核电,从荷左数到的右综,原合子结具果有使的各电种子原的子能的层半数径相发同生,但随着核电荷数的增加,原子核对电子的引力逐渐增大,从而使原子半径逐渐
7的元素的原子都形成离子化合物,如H电负性为2.
(2)电负性的意义:电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。
一径的大小
I1越小,元素的金属性就越强。
(铝1)的同第电一子电层离数能:一比般镁来的说第,当一电电子离层能数大相同时,随着核电荷数的增加,其原子半径(或离子半径)逐渐减小(稀有气体除外),有“序小径大”的规律
(3)基态原子X价电子排布式为3s23p5
基态原子Y价电子排布式为3s23p4
(2)确定元质素在是化合相物中似的化的合价,被。 称为“对角线规则”。
第三周期所含元素中钠的第一电离能最小
元素周期律
2He
10Ne 18Ar
会思考的元素——寻规律
元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化
会思考的元素——寻规律
元素的原子半径（除稀有气体外）呈现周期性变化
原子序数 元素符号
原子半径 /pm 200 180
3 Li
4 Be
5 B 88 13 Al
6 C 77 14 Si
7 N 70 15 P
8 O
9 F
元素周期律德贝莱纳源自1元素周期律的发现史
Discovery history of periodic law of elements
迈耶尔
纽兰兹 门捷列夫 ……
元素周期律的发现史
人类历史 上第一张 元素列表 六元素组 正式提 出元素 周期律
1789 年
1829 年
1864 年
1865 年
1869 年
会思考的元素——寻规律
元素的主要化合价（最高正化合价与最低负化合价） 呈现周期性变化
最高正化合价 +1
最高正化合价 +1 最低负化合价
+2
+3
+4 -4
+5 -3
-2
-1
最高正化合价 +1 最低负化合价
+2
+3
+4 -4
+5 -3
+6 -2
+7 -1
会思考的元素——寻规律
元素的金属性判断
通常情况下，元素的金属性越强， 它的单质越容易从水或者酸中置换出氢； 该元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强；
会思考的元素——证规律
元素的非金属性呈现周期性变化
最外层电子数
3 元素周期律
化学课件《元素周期律》优秀ppt29 人教课标版
(或酸)反 剧烈 盐酸剧烈 较快
应情况 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
氢氧化物 强碱 碱性强弱
中强碱
两性氢 氧化物
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 14 15
16
17
元素符号 Si
P
S
Cl
单质与H2化 高温 磷蒸气 合的难易
加热
光照或点燃 爆炸化合
气态氢化物 的稳定性
很不SiH稳4定
主族序数=最外层电子数 ；
原子序数=核内质子数。
同主族元素性质递变规律
周 期 1 2 3 4 5 6 7
原 子 半 径 离 子 半 径 增 大
气 单单 态 质质 氢 氧还 化 化原 物 性性 稳 减增 定 弱强 性
，减 弱
酸最 性高 阳 减价 离 弱氧 子 ，化 的 碱物 氧 性的 化 增水 性 强化 减
例4. A和B是前三周期的元素，它们 的离子A2+和B3+具有相同的核外电 子层结构，下列说法正确的是 A C A. 原子半径:A>B
B. 原子序数:A>B
C. 离子半径:A2+>B3+
D. 质量数:A>B
常见元素化合价的一般规律
① 主族元素的最高正价等于最外层电 子数； O、F除外
②非金属元素最低负价与最高正价的 关系为：最高正价+ |最低负价| = 8 O、F除外 ③金属元素无负价（除零价外，在化 学反应中只显正价）； 既有正价又有 负价的元素一定是非金属元素；
氟里昂的发现与元素周期表
在第三周期中，单质的易燃性是 NN氢HaH2化S>3>M易物Hg燃的2>OA，毒，l，N性根H在：据3双第A这比s二H样H周3的>2OP期变H易中化3>燃，N趋，HC势H再3 ，4比比元较素 周期表中右上角的氟元素的化合物可能 是理想的
元素周期律_课件
“元素之最”
短周期元素的某些性质特点
①在自然界含量最多的元素－ 氧
②在自然界含量最多的金属元素－铝
③最活泼的非金属－ F ④最活泼的金属－ Cs ⑤常温下呈液态的金属－Hg ⑥常温下呈液态的非金属单质－ Br2 ⑦常温下易液化的单质— Cl2 ⑧最轻的单质气体－ H2
金刚石 ⑨硬度最大的－ ⑩难形成离子的元素－ C、Si 11 通常形成化合物种类最多的元素－ C ⑿常见的变价金属－Fe（+2、+3）、Cu（＋1、＋2）
第二节 元素周期律
原子核外电子运动的特征是
• 运动速度快，没有确定的轨道，可 以用电子云形象描述 • 不能确定它在某一时刻的位置 • 不能描绘它的运动轨迹
氢原子的核外电子运动特征：
1. 氢原子的电子云呈球形对称，而多电子 原子的电子云则比较复杂。 2. 电子云图上的一个小黑点， 并不表示 一个电子，而是表示 电子在某一时刻曾 在此处出现一次。
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性：从左到右逐渐减弱
非金属性：从左到右逐渐增强
三.比较粒子半径大小的规律
主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定
电子层数是影响原子半径的主要因素 电子层数相同时，核电荷数的影响较大 电子层数和核电荷数相同时,核外电子数越多半径越大 1.同种元素的粒子半径比较： ①阳离子半径<相应原子半径 ②阴离子半径>相应原子半径 r(Na+)<r(Na) r(Cl-)>r(Cl)
单质与水 冷水缓慢、沸 与酸迅速 冷水剧烈 水迅速反应， （或酸）的 与水或酸反应置换出氢的剧烈程度减弱 反应 反应 反应情况 与酸剧烈反应 最高价氧化 Al(OH)3 NaOH Mg(OH)2 物对应水化 两性氢氧 物的碱性强 强碱 中强碱 最高价氧化物的水化物的碱性减弱 化物 弱
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微粒半径比较规律：
同主族元素原子和离子半径随原子序数递增逐 渐增大；
(2)同一种元素的微粒看核外电子数。核外电子数 越多，微粒半径越大。 如r(Cl-)＞r(Cl)，r(Na+)＜r(Na)；
(1)同周期元素原子半径随原子序数递增逐渐减小。
(3)电子层结构相同时，比核电荷数。核电荷数越 大，微粒半径越小。 如: r(F－ )＞r Na+)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)。
3.下列叙述错误的是( B D ) A.金属性：Na>Mg>Al B.原子半径：Cl>S>P C.稳定性：HF>H2O>NH3 D.酸性：HClO>H2SO4
4、下列关于元素周期律的叙述正确的是（ B
）
A、随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是 从1到8重复出现 B、元素的性质随着核电荷数的递增而呈周期性变化 C、随着元素核电荷数的递增，元素的最高化合价从+1 到+7，最低化合价从—7到—1重复出现 D、元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周 期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的 周期性变化
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金属性、非金属性从化性上判断依据
金属性 非金属性
判断依据
①比较金属与水（酸） a.比较与氢气反应的难 置换出H2难易（强易）； 易程度或从生成氢化物 的稳定性；（强易强稳） ②比较最高价氧化物所 对应的水化物的碱性强 b.比较最高价氧化物所 对应的水化物的酸性强 弱； （强强） 弱；（强强） ③金属之间的置换反应 c.非金属之间的置换反 （强置换弱） 应（强置换弱）
影响原子半径的因素： 电子层数 核电荷数
离子半径的大 小应如何判断 呢？
电子层数增 多，原子半 径增大趋势
核电荷数增 多，原子半 径减小趋势。
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根据核外电子排布能否判断出各元素的最高化合价及最 低化合价？
K
元素的主要化合价
(1)金属无负价，只有正价 (2)O、F无正价 (3)
最高正价 最低负价 ＝ ＝ 最外层电子数 最外层电子数 － 8
结论：
随元素原子序数的递增，元素原子 最外层电子数重复１－８的周期性 变化（Ｈ、Ｈｅ除外）。 见Ｐ３图１－３
学导结合
3~9号元素或11~17号元素随着核电荷数的递增，原子 半径的变化规律是 ：
学导结合
原子序数
3～9 11～17
原子半径的变化
逐渐减小 逐渐减小
结论： 随着原子序数的递增重复出现从左向 右原子半径逐渐减小规律（稀有气体 元素除外） 也就是说，随着原子序数的递增，元素 原子半径呈现 周期性 变化
探究实验结果
物质 实验
K
与冷水 的反应
浮在水面 熔成火球 四处游动 爆炸声 溶液变红
Na
浮在水面 熔成小球 四处游动 咝咝响声 溶液变红
Mg
Al
与 水 反 应
没有明 显现象
与热水 的反应
有气泡产生 溶液变 浅红色
剧烈反应产 生大量气泡 有气泡产 生,但不如 Mg剧烈
与盐酸反应
Na、Mg、Al的金属性强弱顺序是： Na＞Mg＞Al Na、K的金属性强弱顺序是：Na＞K
专题1
微观结构与物质的多样性
第一单元
核外电子排布与周期律 元素周期律
掌握元素的最外层电子、原子半径和元素化 合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的 规律。 掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的 递增而呈现周期性变化的规律。 自主学习，归纳探究，通过实验探究，培养 探究能力。
学导结合
通过绘制1-18号元素原子结构示意图,你能发现随原 子序数的递增,元素原子核外电子排布有什么规律吗?
最高价氧化物的水 化物
NaOH
Mg(OH)2
Al（OH）3
碱性强弱
强碱
中强碱
两性氢氧化物
Na、Mg、Al的金属性强弱顺序是： Na＞Mg＞Al
Si、P、S、Cl的非金属性强弱比较
原子序数 元素符号
14 Si
15 P
磷蒸气
不稳定
16 S
加热 H2S
17 Cl
光照或点燃 爆炸化合
单质与H2化 高温 合的难易 难 SiH4 气态氢化物 的稳定性 很不稳定 最高价氧化 不稳定 H SiO 4 4 物对应水化 极弱酸 物的酸性 弱
易
PH3
HCl
稳定
不很稳定
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
非金属性
Si < P < S < Cl
稳定 HClO4 最强酸 强
11—17号元素的金属性、非金属性的变化规律：
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
金属性减弱
与水(酸)反应的剧烈程度减弱 ＋1 ＋2 ＋3 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
原子半径 主要化合价 金属性、非金属性
核 外 （电 最子 外排 层布 电呈 子周 数期 ）性 变 化
元素周期律：
元素的性质随着元素核电荷数 的递增而呈周期性变化的规律。
实质：元素原子的核外电子排布随着元 素核电核数的递增发生周期性变化 结构决定性质
化合价规律：
从左到右，最高正价+1 +7， （O、F除外） 最低负价-4 -1 （金属无负价） 从上到下，最高正价 与最低负价 均相同
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学导结合
随着原子序数的递增，元素原子最 外层电子排布、原子半径和元素的主要 化合价都呈周期性变化！
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
元素金属性、非金属性变化规律的探究
Na
Mg
Al Si
P
S
Cl Ar
如何设计实验证明四 如何设计实验证明 者非金属性强弱？ 三者金属性强弱？ 判断依据
原理说明
电子层数相同的原子：随着核电荷数的增加， 带正电的原子核电荷数增多，对核外带负电的 电子吸引力增大，原子半径收缩，最外层电子 失去能力越来越弱，得电子能力越来越强，故 元素的金属性减弱，非金属性增强。
11Na
12Mg
13Al
14S属性减弱
非金属性增强
总结
实 质
呈 周 期 性 变 化
①比较金属与水（酸） a.比较与氢气生成气态 氢化物难易和稳定性； 置换出H2难易； ②比较最高价氧化物的 b.比较最高价氧化物的 水化物的酸性强弱； 水化物的碱性强弱；
合作探究
Na、K
[实验1]切取绿豆大小的钠，用滤纸吸干煤油。250mL烧杯中 加入适量的水，再滴加两滴酚酞溶液，将金属钠放入烧 杯中，观察并记录实验现象。重复做钾的实验 [实验2]在试管中，放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段 镁条，向试管中加入适量的水，再向试管中滴加两滴的 酚酞溶液，观察试验现象。再加热试管，观察并记录实 验现象。 [实验3]在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜 的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2mol.L-1盐酸 2ml, 观察并记录实验现象。
元素金属性、非金属性变化规律的探究
Na
Mg
Al Si
P
S
Cl Ar
如何设计实验证明四 如何设计实验证明 者非金属性强弱？ 三者金属性强弱？ 判断依据
①比较金属与水（酸） a.比较与氢气生成气态 氢化物难易和稳定性； 置换出H2难易； ②比较最高价氧化物的 b.比较最高价氧化物的 水化物的酸性强弱； 水化物的碱性强弱；
非金属性增强
与H2反应 越容易，越剧烈
气态氢化物 稳定性越强 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 酸性增强
强碱
中强碱
碱性减弱
两性
3—9号元素的金属性、非金属性的变化规律：
3Li 4Be 5B 6C 7N 8O 9F
金属性减弱
非金属性增强
元素的金属性、非金 属性随着原子序数的递增 呈现周期性的变化。
5、下列能说明氯元素的非金属性比硫元素强的 事实是 （ D） ①HCl比H2S稳定 ②HClO氧化性比H2SO4强 ③ HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl原子最外层有7个电 子，S原子最外层有6个电子 ⑤Cl2与Fe反应生成 FeCl3，S与Fe反应生成FeS A．②⑤ B．①② C．①②④ D．①③⑤
|最高正价| ＋ |最低负价| ＝ 8
练习：某元素X形成的常见的化合物有 NaXO3、NaX 、NaXO 、XO2, 该元素的最 高价态是（ ） A ． 5 B ． 4 C ． 6 D． 7
规律：
随着原子序数的递增，元素重复出现最 高正价+1 +7，最低负价-4 -1 的变化（O、F除外）
结论：随着原子序数的递增，元素的 主要化合价呈现 周期性 变化。
金属性、非金属性在周期表中规律：
从左到右，金属性越来越弱， 非金属性越来越强 从上到下，金属性越来越强， 非金属性越来越弱 从左下到右上，金属性越来越弱， 非金属性越来越强
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练习： 1、下列元素中，原子半径最大的是 （ B ） A、锂 B、钠 C、氟 D、氯 2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学 式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化 学式（ D ） A、HX B、H2X C、XH3 D、XH4