《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
元素性质的递变规律
金属元素形成的盐类性质也随着金属活泼性的变化而变化。例如，钾盐易溶于水且多为无色晶体，而铜盐则多呈蓝色 且溶解度较小。
配合物性质变化规律
金属元素在形成配合物时，其配位数和稳定性也随着金属活泼性的变化而变化。例如，过渡金属元素可 以形成多种配位数的配合物，并且其稳定性随着配位数的增加而增加。
元素性质的递变规律
目 录
• 元素周期表与元素性质 • 原子结构与元素性质 • 金属元素性质递变规律 • 非金属元素性质递变规律 • 递变规律在化学反应中应用 • 总结与展望
01 元素周期表与元素性质
元素周期表简介
元素周期表是按照元素的原子序数（即核内质子 数）从小到大排列的二维表格。
周期表横行为周期，纵列为族，具有相似化学性 质的元素被归入同一族中。
要点二
应用元素性质递变规 律
元素性质递变规律在化学、材料科学 、能源科学等领域具有广泛的应用前 景。未来，人们将更加注重将元素性 质递变规律应用于实际生产和科研中 ，推动相关领域的快速发展。
要点三
拓展元素周期表
目前已知的元素种类有限，未来随着 科学技术的不断进步，人们有望发现 更多的新元素。这些新元素的发现将 进一步拓展元素周期表的范围和内涵 ，为元素性质递变规律的研究和应用 提供新的思路和方向。
VS
电离能反映元素原子失去电子的难易 程度，与元素的金属性、非金属性密 切相关。一般来说，金属元素的第一 电离能较小，非金属元素的第一电离 能较大。
03 金属元素性质递变规律
金属元素通性
具有金属光泽
金属元素通常具有特征性的金 属光泽，如金色、银色等。
导电性
金属元素具有良好的导电性， 是电子工业中重要的材料。
含氧酸
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
元素性质的递变规律
元素性质的递变规律
1、原子半径
（1）同一周期，随着核电荷数的增大，原子半径依次减小
（2）同一主族，随着电子层数逐渐增多，原子半径依次增大
2、金属性和非金属性
金属性——元素的原子失电子能力的强弱
原子半径大，最外层电子数少，越易失电子
非金属性——元素的原子得电子能力的强弱
原子半径小，最外层电子数多，越易得电子
（1）同一周期，随着核电荷数的增大，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）同一主族，随着核电荷数的增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、元素气态氢化物的热稳定性
（1）同一周期，非金属性增强，元素气态氢化物的热稳定性逐渐增强。
（2）同一主族，非金属性减弱，元素气态氢化物的热稳定性逐渐减弱。
4、主族元素最高价氧化物对应的水化物酸、碱性
（1）同一周期，从左到右，元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
（2）同一主族，从上到下，元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
2020届高三专题复习《原子结构与性质——元素性质的递变规律》
福建省泉州2019年秋高三专题复习--原子结构与性质—元素性质的递变规律—一、单选题（本大题共20小题）1.基态原子的核外电子排布为4d105s1的元素应在（）A.s区、第五周期、IA族B.ds区、第五周期、IB族C.d区、第四周期、IB族D.ds区、第五周期、IA族2,某元素基态原子的外围电子排布为3d54s2,则下列说法错误的是（）A.该元素为Mn元素B.该元素最高化合价为+7C.该元素属于d区元素D.该元素原子最外层共有7个电子3.根据下列五种元素的电离能数据（单位：kJ.molT）,判断下列说法不正确的是（）元素代号11h13：4 Q2080400061009400R500460069009500S7401500770010500T5801800270011600U420310044005900A.元素的电负性最大的可能是Q元素B.R和S均可能与U在同一主族C.U元素可能在元素周期表的S区D.原子的价电子排布为ns2npi的可能是T元素4,下列说法正确的是（）A.元素周期表每一周期元素原子的最外层电子排布均是从ns】过渡到ns2np6B.所有的非金属元素都分布在p区C.原子核外电子排布式为Is】的原子与原子核外电子排布式为1s22s】的原子的化学性质相似D.元素周期表中第HIB族到第U B族的10个纵行的元素都是金属元素，统称过渡金属兀素5, 在元素周期表中，伯元素与铁元素同族，则祐元素位于。
A. s 区B. p 区C. d 区D. ds 区6, 第一电离能最小的金属、电负性最大的的非金属、常温下呈液态的金属（价电子排布为5d 106s 2）分别位于下面元素周期表中的（）—. 11 1Illi Illi ___iill till . _ J . ■ 1. ■ .-i _ . ； . ■血i i i i i i 1 1 1 | 1 11 1■ ill • • i i 1 11::::::ds ；1::: J f 1 1 1 1 1 1------1 J 1 1 i 1 11i i i 1 i i DC i i i i i i ■ a • 1 e >11A. s 区、p 区、ds 区B. s 区、p 区、d 区C. f 区、p 区、ds 区D. s 区、f 区、ds 区7, 现有①、②、③三种元素的基态原子的电子排布式如下：①ls 22s 22p 63s 23p 4；②ls 22s 22p 63s 23p 3； （3）ls 22s 22p 5.则下列有关比较中正确的是（ ）A.第一电离能：③〉②>①B.原子半径：①'②〉③C.电负性：③ > ② > ①D.最高正化合价：③ > ① > ②8, 己知X 、Y 是主族元素，I 为电离能，单位是kJ-mol 1.根据如表所列数据判断，错误的是（ ）A. 元素X 的常见化合价是+1价B. 元素Y 是IIIA 族元素C. 若元素Y 处于第3周期,它的单质可与冷水剧烈反应D. 元素X 与氯元素形成化合物时,化学式可能是XC1元素II I 2【3I4X500460069009500Y 58018002700116009,某元素的第一电离能至第七电离能（kJ/mol ）如下:II I2I 3I4I 5I 6I75781817274511575148301837623293该元素最有可能位于元素周期表的族是（）第2页，共33页A.I A b.ha c. nA D.IVA10.下列说法中正确的是（）①s p3杂化轨道是由同一个原子中能量最近的S轨道和P轨道混合起来形成的一组能量相同的新轨道②同一周期从左到右，元素的第一电离能、电负性都是越来越大③分子中键能越大，表示分子拥有的能量越高④所有的配合物都存在配位键⑤所有含极性键的分子都是极性分子⑥熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物⑦所有的原子晶体都不导电A.①②③B.①⑦C.④⑥⑦D.①④⑥11.下列叙述正确的个数是O①配位键在形成时，是由成键双方各提供一个电子形成共用电子对②s-s6键与s-p6键的电子云形状相同③Ge的核外电子排布式为：［Ar］4s24p2,属于P区元素④下列分子键角大小由大到小为：COS>BC13>CC14>H2O>P4⑤冰中存在极性共价键和氢键两种化学键的作用⑥C u（OH）2是一种蓝色的沉淀，既溶于硝酸、浓硫酸，也能溶于氨水中⑦中心原子采取sp3杂化的分子，其立体构型不一定是正四面体形⑧键长：C-H⑨第一电离能：SiA.1B.2C.3D.412.气态中性原子失去一个电子转化为气态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能（11）,气态正离子继续失去电子所需要的最低能量依次称为第二电离能（【2），第三电离能03）……右表是第3周期部分元素的电离能［单位：eV（电子伏特）擞据。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
原子结构与元素性质的递变规律
原子得、 失电子能力
得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱
得电子能力逐渐减弱 失电子能力逐渐增强
元素的第 一电离能
增大的趋势
逐渐减小
元素的电负 性
元素金属性、 非金属性
逐渐增大
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减小
金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱
原子结构与元素性质的递变规律
项目
原子核外 电子排布
同周期（从左→右） 电子层数相同，最外层电子数逐渐 增多，1→7（第一周期1→2）
同主族（从上→下） 最外层电子数相同，电子层数递增
原子半径
逐渐减小（0族除外）
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
逐渐增大
元素主要 化合价
最高正价由+1→+7（O，F除外） 最低负价由-4→-1
最高正价=主族序数（O，F除外） 非金属最低负价=主族序数-8
同主族元素性质的递变规律
同主族元素性质的递变规律主族元素是指具有相同价电子层最外层电子数的元素，它们的化学性质有着一定的规律和规律。
在化学中，我们可以通过分析这些规律来预测和解释元素的化学行为。
以下是同主族元素性质的递变规律的一些重要方面。
1.原子和离子半径的变化规律主族元素的原子半径（或离子半径）随着周期数的增加而逐渐增加。
这是因为，随着周期数的增加，原子核内的质子数量也在增加，使得原子核更加吸引外层电子。
相应地，电子云被拉近，原子半径减小。
然而，在同一周期内，由于外层电子数不变，所以原子和离子半径随着原子核电荷的增加而逐渐减小。
因此，原子半径和离子半径在周期表中的变化呈现周期性的趋势。
2.电离能的变化规律主族元素的第一电离能随着周期数的增加而增加。
这是因为，随着周期数的增加，原子半径减小，原子核电荷增加，使得原子核对外层电子的吸引力增强。
因此，更多的能量（电离能）需要提供给外层电子，才能将其从原子中移走。
而在同一周期中，由于外层电子数不变，所以第一电离能也随着原子核电荷的增加而逐渐增加。
总体上，电离能呈现周期性的趋势，周期性地增加。
3.电负性的变化规律主族元素的电负性随着周期数的增加而增加。
这是因为，原子核对外层电子的吸引力取决于原子核的电荷和电子与原子核之间的距离。
随着周期数的增加，原子半径减小，原子核电荷增加，电子与原子核之间的距离减小，使得原子核对外层电子的吸引力增强，从而增加了电负性。
在同一周期中，由于外层电子数不变，所以电负性也随着原子核电荷的增加而逐渐增加。
总体上，电负性呈现周期性的趋势，周期性地增加。
4.首次电子亲和能的变化规律主族元素的首次电子亲和能随着周期数的增加而增加。
首次电子亲和能指的是一个原子吸收一个电子所释放的能量。
随着周期数的增加，原子半径减小，原子核电荷增加，使得原子核对外层电子的吸引力增强。
因此，外层电子更难被移除，所以需要更多的能量才能将电子增加到原子中，从而增加了首次电子亲和能。
元素周期表中同周期,同主族元素性质的递变规律
同周期（从左到右）
同主族（从上到下）
最外层电子数（价电子）
由1逐渐增到7
相同
主要化合价
最高正价由+1——+7
负价由-4——-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强非金属气态氢化物源自生成越容易，稳定性逐渐增强
生成越难，稳定性减弱
原子得、失电子能力
失电子由易到难，得电子由难到易
得电子由易到难，失电子由难到易
元素周期表中同周期，同主族元素性质的递变规律
同主族元素性质的递变规律
同主族元素性质的递变规律对于同主族元素来说，它们具有相似的原子结构，包括相同的电子层排布和相似的价电子配置。
这使得它们在化学反应中的行为和性质相似。
在同一周期的元素中，随着原子序数的增加，电子层的能量逐渐增加，原子半径逐渐变大。
这一变化规律可以通过考察同一周期元素的原子半径来说明。
原子半径是指原子核和最外层电子之间的平均距离。
原子半径的变化往往反映了元素性质的变化。
一般来说，在同一周期的元素中，原子半径随着原子序数的增加而增加。
这是因为随着电子层的增加，电子云的半径也会增大。
此外，随着电子层数的增加，电子间的排斥力也会增强，导致电子云膨胀。
因此，同一周期元素的原子半径会逐渐增大。
同主族元素的性质也受到原子核的带电量和电子层结构的影响。
原子核的带电量通过元素的原子序数来体现，它决定了元素的化学反应性和离子化趋势。
具体来说，同一周期的元素，原子核的带电量随着原子序数的增加而增加。
在同一周期的元素中，原子核带电量的增加会导致价层电子与核之间的吸引力增强，进而影响元素的化学反应性。
随着原子核带电量的增加，元素原子更容易失去或获得电子，因此化合价也会逐渐增加。
另外，由于同一周期的元素具有相同的价电子环境，它们的化学性质也有较大的相似之处。
例如，同一周期的元素在与氧发生化合反应时，往往形成相似的氧化物。
此外，同一周期的元素还表现出相似的离子化趋势。
随着原子序数的增加，原子核带电量增加，原子的电离能也会增加，因此，同一周期元素的电离能会逐渐增大。
同样地，随着原子核带电量的增加，元素形成阴离子的能力也会增加。
总之，同主族元素的递变规律是由它们的原子半径、原子核带电量和电子层结构所决定的。
随着原子序数的增加，同一周期的元素的性质逐渐变化，但仍然保持着相似性。
这种递变规律为我们理解元素周期表中元素的性质提供了一种有序的方式。
元素性质的递变规律
f区元素
最后1个电子填充在f轨道上，价电子构 型是：（n－2）f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14 (n－1)d 0～2ns2，它包括镧系和锕系元素 （各有14种元素）。
小结
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 （ f区 镧系和锕系 n－2）f 0～14ns2
2、已知钠元素的I1=496KJ/mol。则Na（g） －e－→Na＋（g）时所需的最小能量为 496KJ
元素第一电离能大小与原子失电 子能力有何关系？
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 难 原子越 失去电子，金属性越 弱 。
探 究 学 习
课堂练习
1、下列叙述中正确的是 （C ） A、同周期元素中，VIIA 族元素的原子半 径最大 B、VIA族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 C、室温时，零族元素的单质都是气体 D、同一周期中，碱金属元素的第一电离能 最大
Li＞Na＞ K N＞C＞Be＞B
He＞Ne＞Ar
P＞S＞Al＞Na
课堂练习
根据第一电离能的定义， 你能说出什么是第二电离能、 第三电离能......吗？讨论后 回答
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(用I1表示)，从一价气态基态正离 子中再失去一个电子所需消耗的最低能量叫 做第二电离能(用I2表示)，依次类推，可得 到I3、I4、I5…… 同一种元素的逐级电离能的大小关系
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
元素性质的递变规律
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
s d ds
p
f
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5 按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 ds区 区：s区、d区、ds区、p区、f区。
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
－ ２S1－2 － ３S1－2 － ４S1－2 － ５S1－2 － ６S1－2 － ３d1－9 4s2 － 4d1－9 5s2 － 4f1－14 － 5d1－10 － 3d104s1－2 － 4d105s1－2 － 5d106s1－2
【规律总结】 规律总结】
1、周期数=电子层数 、周期数 电子层数 2、主族元素： 、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数 原子的最外层电子数=价电子数 族序数 原子的最外层电子数 价电子数 副族元素： 副族元素： 大多数族序数=（ 大多数族序数 （n-1)d+ns的电 子数 价 的电 子数=价 电子数 族序数=原子的最外层电子数 ⅠB、ⅡB族序数 原子的最外层电子数 、 族序数
ⅢＡ－ ⅦＡ
０族 1S2
2S22p1 －5 3S23p1 －5 4S24p1 －5 5S25p1 －5 6S26p1 －5
2S22p6 3S23p6 4S24p6 5S25p6 6S26p6
周 期 １ ２ ３ ４ ５ ６
元 素 数 目 2 8 18 18 32 32
外围电子排布 Ｂ－Ⅱ ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ － － 1S1
～ (n－1)d10ns1～2 － 价层电子构型是 ， 即次外层d 即次外层d轨道是充满的，最外层
第二单元元素性质的递变规律
观察思考：为什么钠元素的常见价态为+1价， 镁元素的为+2价，铝元素的为+3价？ 化合价与原子结构有什么关系？
三. 电负性 1、电负性的概念： 、电负性的概念：
电负性是元素的原子在化合物中 能力的标度。 的 吸引电子能力的标度。元素的电负 性越大， 性越大，表示其原子在化合物中吸引 电子的能力越强。 电子的能力越强。
• 1. 从元素原子的第一电离能数据的大小可以 判断出（ c ） A、元素原子得电子的难易 B、元素的主要化合价 C、元素原子失电子的难易 D、核外电子是分层排布的 • 2.下列元素中，第一电离能最小的（ A ） A、 K B、 Na C、P D、Cl
应用
电离能与元素的化合价
（化合价是元素性质的一种体现）
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号 区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号
各区元素特点
包括元素 价电子排布 化学性质 ⅠA、ⅡA族 s区 ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ns2np1～6 p区 ⅢA～ⅦA族 大多为非金属 ⅢA～ⅦA族 d区 ⅢB～Ⅷ族 (n－1)d1～9ns1～2 过渡元素 ⅢB～ ds区 ⅠB、ⅡB族 ds区 ⅠB、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 过渡元素 － f区 镧系和锕系 (n – 2)f (n－1)d ns 过渡元素
2、1—6周期元素原子弹外围电子排布
周期 元素 外围电子排布 最多可容纳的 ⅠA族 数目 ⅠA族 0族 外围电子数 1 2 1s1 1s2 2 2 8 2s1 2s22p6 8 8 3 8 3s1 3s23p6 18 4s1 4s24p6 4 8 5 8 18 5s1 5s25p6 6 6s1 6s26p6 32 8
解疑答惑
• Mg(1s22s22p63s2)正处于全满状态，能量较 低，比较稳定，所以不易失去电子。 同理分析：P和S 同理分析： 和 P(1s22s22p63s23p3)半满状态，比较 稳定，所以不易失去电子。
高中化学 专题2 第二单元 元素性质的递变规律课件 苏教版选修
1．下列各组元素属于p区的是
()
A．原子序数(yuánzǐ xùshù)为1、2、7的元素
B．S、O、P
C．Fe、Ar、Cl
D．Na、Li、Mg
解析：原子序数(yuánzǐ xùshù)为1、2、7的元素分别为氢、氦、
氮，所在区分别是s区、p区、p区。C选项中铁在d区，Ar、Cl均在p
第五页，共44页。
4．第一电离能可以衡量元素的气态原子(yuánzǐ)失去一个电子的 难易程度。同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，同主族从 上到下元素的第一电离能逐渐减小。
5．电负性可以衡量元素在化合物中吸引电子的能力。同周期从左 到右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐减 小。
第二十三页，共44页。
3．下列各组元素的电负性大小顺序正确(zhèngquè)的是
()
A．S<N<O<F
B．S<O<N<F
C．Si<Na<Mg<Al
D．Br<H<Zn
解析：电负性的周期性变化和元素的金属性、非金属性的周
期性变化是一致的。同一周期内从左到右，元素的电负性增
大，同一主族内从上至下电负性减小。根据这一规律判断，
第九页，共44页。
2．元素周期表的分区 (1)分区： 根据元素原子的____外_围__(_w_à_i_w_é_i_)_电_的特征，将元素周期表分 成s区、p区、d区、ds区、子f排区布五个区域。 (2)各区包含元素特点： ①s区：包含___Ⅰ__A_、__Ⅱ__A_两族元素，除氢元素外，其余都是 _______活__泼__(_h_u_ó元p素o)，外围电子(diànzǐ)排布特征为ns1～2。
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【想一想】 划分区的依据是什么？ s区、d
区、ds区、p区分别有几个纵列？
依据外围电子的排布特征， 看最后一个电子填充的轨道类型。
.
s区元素
最后1个电子填充在 n轨s 道上， 价电子的构型是ns或1 ns，2 位于周 期表的 侧左，包括 和IA ⅡA族，它们都是 活泼，金容属易失去 电子形成 或 价+1离子+。2
原子结构
决 定反映
元素性质
决定 反映 反映 决定
元素在表. 中位置
（1）同一周期元素结构和性质具有 一定的递变性：从左到右原子半径 逐渐 减小 ，失电子能力逐渐减弱， 得电子能力逐渐 增强 ，元素的金 属性逐渐 减弱，非金属性逐渐增强， 对应氢化物的稳定性逐渐 增强 ；最 高价氧化物对应的水化物的酸性逐 渐 增强 ；碱性逐渐 减弱 ；
.
d区元 素它们的价层电子构型
是(n－1)d1～，9n最s2后1个电子基本 都是填充在 轨(道n－上1，)d位于
长周期的中部。这些元素都 是 ，常有金可属变化合价，为
过渡元素。它包 括 ⅢB～族Ⅷ元素。.
ds区元素
价层电子构型是 (n－1)，d10即ns次1～外2 层d轨道是 的，充最满外层轨道上 有1～2个电子。它们既不同于s 区，也不同于d区，称为ds区， 它包括 Ⅰ族B，和处ⅡB于周期表d区 和p区之间。它们都是 ，金也属属 过渡元素。
2、同一主族元素的原子外围电子 排布相同，不同的. 只是电子层数。
【交流与讨论2】
稀有气体元素、非金属元素、过渡 金属元素（副族和Ⅷ族元素）原子的外 围电子排布有什么特点？
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第四周期过渡元素核外电子排布
.
.
.
.
.
.
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个 区：s区、d区、ds区、p区、f区。
.
课本表2-5 1-6周期元素的外围电子排布
8
2s1 2s22p6
8
8Leabharlann 3s1 3s23p68
1
4s1 4s24p6
8
81
5s1 5s25p6
8
83
6s1 6s26
8
2
. p6
【结论】
1、随着原子序数的增加，元素原 子的外围电子排布呈现周期性的变化。
每隔一定数目的元素，元素原子 的外围电子排布重复出现从ns1到 ns2np6的周期性变化。
.
【复习回顾】
1、什么是元素周期律？ 元素周期律是指元素性质随核电荷数
递增发生周期性的递变。
2、元素周期律的实质是什么？ 元素性质的周期性变化是元素原子的
核外电子排布的周期性变化的必然结果。
.
3、简述元素周期表的结构。
7横18纵 3长3短1不全 7主（A）7副（B）零 Ⅷ3 4、元素周期表中位、构、性三者关系如何？
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p区元 素最后1个电子填充在 n轨p 道 上，价电子构型是 ns，2n位p1～于6 周期表 侧，右 包 括 ⅢA～ⅦA族、零元族素。大部分为 元素。非金属
.
s区和p区的共同特点是： 最后1个电子都排布在最外层， 除零族外，最外层电子的总 数等于该元素的 族序数。除零 族外，s区和p区的元素都是 主族元素。
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5.已知某元素在周期表中位于第五周 期、ⅥA族位置上。试写出该元素基 态原子的价电子排布式、电子排布式 并分析该元素在哪区？
价电子排布为5s25p4，
专题二 原子结构与元素的性质 第二单元 元素性质的递变规律 第一节 原子核外电子排布的周期性
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【学习目标】
• 1．理解元素周期律及其实质。 • 2．了解原子结构与元素性质的关系。 • 3．认识元素在周期表中的位置与其原子的电子 层结构的关系。 • 4、理解元素周期表的分区及各区元素特点。 • 5．感受元素周期律与周期表在化学学习、科学 研究和生产实践中的重要作用与价值。
.
f区元素
最后1个电子填充在f轨道
上，价电子构型是：（n－2）
f 0～14ns2,或(n – 2)f 0～14、
(n－1)d 0～2ns2，它包括镧
系和锕系元素（各有14种元
素）。
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小结 各区元素特点：
ⅠA、ⅡA族 ns1、ns2 活泼金属 ⅢA～零族 ns2np1～6 大多为非金属
ⅢB～Ⅷ (n－1)d1～9ns2 过渡元素
s区、d区、ds区的元素最外 层电子数为1-2个电子，在反应 中易失去，所以都是金属。
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反馈 练 习
1、按电子的排布，可把周期表里的 元素划分成5个区，以下元素属于p 区的【 C 】
A.Fe B.Mg C.P
2、某元素原子价电子构型3d54s2，其 应在【 D 】 A.第四周期ⅡA族 B.第四周期ⅡB族 C.第四周期ⅦA族 . D.第四周期ⅦB族
【巩固练习】
1.已知一元素的价层电子结构为3d54s2， 试确定其在周期表中的位置。
第四周期，ⅦB族。 2.试确定32号元素在周期表中的位置。
第四周期，ⅣA族
3.判断处于第三周期，ⅣA族元素的 电子排布式、原子序数。
[Ne]3s23p2，第. 14号元素
课堂练习
4.已知某元素的原子序数 为25，试写出该元素原子的 电子排布式，并指出该元素 在周期表中所属周期、族和 区。
ns1 ns2 ns2npn1 s2npns2npns2np ns2np
2
3
4
5
++ + + + + +
1 2 3 4-4 5-3 6-2 7-1
最高正价:+1→+7;最低负价:-4→-1
金属性减弱非金属性增强
同周期从左到右半径逐渐减小
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【交流与讨论1】
（1）同一周期元素原子的外围电子 排布呈现什么样的变化规律？ （2）同一主族元素原子的外围电子 排布呈现什么样的变化规律？
Ⅰ族B、ⅡB族(n－1)d10ns1～ 过渡元素 2
镧系和锕系（n－2）f0～14ns2 过渡元素
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【规律总结】
1、周期数=电子层数
2、主族元素： 族序数=原子的最外层电子数=价电子数
副族元素： 大多数族序数=（n-1)d+ns的电 子数=价 电子数
ⅠB、ⅡB族序数=原子的最外层电子数
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【思考】为什么s区、d区、ds 区的元素都是金属(除H外)？
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（2）同一主族元素结构和性质具 有一定的相似性和递变性：同一主 族，从上到下：原子半径逐渐增大， 失电子能力逐渐 增强 ，得电子能 力逐渐 减弱 ，金属性逐渐增强， 非金属性逐渐 减弱 ；对应氢化物 的稳定性逐渐 减弱 ；最高价氧化 物对应的水化物的酸性逐渐 减弱； 碱性逐渐 增强 ；.
【小结】