元素性质的周期性变化
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
元素基本性质的周期性
只有当 时，对称性较高的半充满和全充满时，②占主导地位。
短周期：
从Na —— Cl, 7个元素，r下降了55 pm,相邻元素之间，平均下降值为55/6 = 9.16pm. (Ar为范德华半径，所以比较大）
长周期：
从Sc —— Ni, 8个元素，r下降了29 pm,相邻元素之间，平均下降值为29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga为 结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以r不但没减小，反而有所增加。同样，Kr为范德华半径，所以比较大).
3)范德华半径:单原子分子(He, Ne等),原子间靠范德华力,即分子间作用力结合(未成键),在低温高压下形成晶体,核间距的一半为范德华半径。
2.原子半径在周期表中的变化规律
1)同周期中,从左——向右，分两个方面看:
①Z —增大，对电子吸引力增大，r —减小，
②Z —增大，电子增加，之间排斥力增大，r —增大。
首先,要明确:失去电子后, Z*增加, r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.
Li: I2/I1= 14.02倍,增大14倍,不易生成+2价离子,所以Li+容易形成
Be: I2/I1= 1.95倍, I3/I2= 8.45倍,所以Be2+容易形成.
注意:这是分子活泼性的比较,而不是原子活泼性的比较.首先看键能:
再看电子亲合能：
所以：
综合考虑: H5< H6, ,即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大,所以, F2比Cl2更容易得到电子.
四电负性
电离能I:表示元素原子形成正离子的能力大小;
4.2.1 元素性质的周期性变化规律
4.2.1 元素性质的周期性变化规律基础落实知识要点一元素性质的周期性变化规律1.原子结构的变化规律（1）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现的变化，除第一周期外，同周期从左到右，最外层电子数从1→8。
（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化，同周期从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐（稀有气体除外）。
（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，最高正价从→，负价从→，（第二周期氧无最高正价、氟无正价）。
2.元素性质的变化规律随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐、非金属性逐渐，呈现周期性的变化。
知识要点二元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。
2.实质：元素性质的周期性变化是元素的必然结果。
对点题组题组一原子半径、化合价的变化规律1.（2019·淄博高一检测）原子序数为 11～17 的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（）A.电子层数B.最外层电子数C.原子半径D.元素最高正化合价2.下列说法中正确的是（）A.非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数B.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数C.最外层有2 个电子的原子都是金属原子D.金属元素只有正价和零价，而非金属元素既有正价又有负价又有零价3.原子N S O Si半径 r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17根据以上数据，P原子的半径可能是（）A.1.10×10-10mB.0.80×10-10mC.1.20×10-10mD.0.70×10-10m4.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是（）A.C、N、O、FB.Na、Be、B、CC.P、S、Cl、ArD.Na、Mg、Al、Si题组二元素性质的变化规律5.(2019·沈阳高一检测)如图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系。
元素性质的周期性变化的规律
元素性质的周期性变化的规律元素性质的周期性变化是指元素的一些物理和化学性质随着元素原子序数的增加而出现规律性变化的现象。
这一周期性的变化反映了元素内电子结构的变化。
本文将从周期表的发现开始，介绍元素性质周期性变化的规律、主要原因以及应用。
周期表的发现元素周期表是化学家门捷列夫于1869年提出的化学元素分类图表。
在这个表中，元素按照原子序数的递增排列，同时可以根据元素的周期性变化进行分组。
化学家门捷列夫根据元素的性质绘制了第一版的周期表，并发现了元素周期性变化的规律。
1.原子半径：随着元素原子序数的增加，原子半径呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
在同族内，随着原子序数的增加，原子半径逐渐增加。
2.电离能：电离能是指从一个原子或离子中移去一个电子所需要的能量。
随着元素原子序数的增加，第一电离能呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，第一电离能逐渐减小。
3.电负性：电负性是指元素吸引和结合电子的能力。
随着元素原子序数的增加，电负性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐增加。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的电负性逐渐减小。
4.酸性：酸性是指物质在溶液中释放出H+离子的能力。
随着元素原子序数的增加，酸性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的酸性逐渐增强。
5.金属性：金属性是指元素的物理和化学性质，如导电性、延展性和反射性等。
随着元素原子序数的增加，金属性呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐减弱。
在同族内，随着原子序数的增加，元素的金属性逐渐增强。
6.化合价：化合价是指一个原子和其他原子形成化合物时与其他原子相连的价数，即原子化学价。
随着元素原子序数的增加，化合价呈现周期性变化。
在同周期内，随着原子序数的增加，元素的最高可达价数逐渐增加。
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。
化学元素的周期性规律性质
化学元素的周期性规律性质化学元素是构成物质的基本单位，它们的性质和行为对于化学研究和工业应用至关重要。
化学元素的周期性规律性质是指元素周期表中元素性质的有规律的周期性变化。
本文将探讨化学元素的周期性规律性质，并分析其对于化学研究和应用的意义。
1. 原子半径周期性变化原子半径是指元素的原子的半径大小。
在周期表中，元素的原子半径呈现一定的周期性变化规律。
一般来说，从左至右，原子半径逐渐减小，因为电子层的数量增加，但核电荷不变，所以电子云受到的吸引力增强，原子半径减小。
而从上至下，原子半径逐渐增大，因为电子层数目增加，电子云远离原子核，原子半径增大。
这一周期性变化对于元素的化学反应和物理性质有重要影响。
2. 电离能周期性变化电离能是指在气态下，一个原子中最外层电子脱离原子形成阳离子所需的能量。
周期表中，电离能呈现一定的周期性变化规律。
从左至右，电离能逐渐增大，因为原子半径减小，原子核对最外层电子的吸引力增强，电子更难被脱离。
而从上至下，电离能逐渐减小，因为原子半径增大，最外层电子与原子核之间的吸引力减弱，电子更容易被脱离。
电离能的周期性变化对于元素的化学反应和电子结合行为具有重要的影响。
3. 电负性周期性变化电负性是指原子吸引和保持共价化合物中的电子对的能力。
周期表中，电负性呈现一定的周期性变化规律。
从左至右，电负性逐渐增大，因为原子半径减小，核电荷增强导致原子对电子的吸引力增强。
而从上至下，电负性逐渐减小，因为原子半径增大，核电荷增强对电子的吸引力减弱。
电负性的周期性变化对于元素在化学反应中的电子转移和共价键形成具有重要影响。
4. 金属性和非金属性的周期性变化周期表中的元素可以分为金属和非金属。
从左至右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
金属具有良好的导电性和热导性，而非金属多为绝缘体或者半导体。
金属与非金属在化学反应中表现出不同的性质和行为，这一周期性变化对于元素的化学性质具有重要的指导意义。
综上所述，周期表中化学元素的周期性规律性质对于我们理解元素的性质和行为具有重要的意义。
元素性质的周期性变化规律
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
素能应用
典例1下列性质的递变关系正确的是( ) A.氢化物的稳定性:NH3>H2O>HF B.碱性:NaOH>KOH>Mg(OH)2 C.原子半径:Si<P<S<Cl D.最高正价:Cl>Si>Al>Na 答案D 解析氢化物的稳定性:NH3<H2O<HF,A项错误;碱 性:KOH>NaOH>Mg(OH)2,B项错误;原子半径:Si>P>S>Cl,C项错误。
() 答案(1)× (2)× (3)× (4)× (5)√ (6)× (7)×
知识铺垫
新知预习
自主测试
2.根据元素周期律比较下列各组性质。
(1)金属性:K
Na
Mg,
非金属性:F
O
S。
(2)碱性:Mg(OH)2
Ca(OH)2
KOH。
(3)酸性:HClO4
H2SO4
HClO。
(4)热稳定性:CH4
NH3
难→易
氢化物
稳定性 逐渐增强
元素金属性 元素非金属性
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐减弱 逐渐增强
易→难
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
探究一
探究二
素养脉络
随堂检测
2.同周期、同主族元素原子结构及性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时,核电荷数越大,原子核对外层电子的 引力越大,原子半径越小(稀有气体元素原子除外),失电子能力减弱, 而得电子能力增强,故随核电荷数的递增,金属性逐渐减弱,非金属 性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时,电子层数越多,原子半径越大, 原子核对最外层电子的引力越小,越易失电子,元素的金属性越强, 非金属性越弱。
元素周期表的八大规律
元素周期表的八大规律元素周期表是描述化学元素周期性及其物理及化学性质的一张表，它是化学科学的基础，对于化学家而言是无可替代的工具。
元素周期表中包含着很多规律，其中最重要的八大规律如下：1. 周期性规律：元素周期表的水平行称为周期，每个周期有着相同的周期性特征。
相邻的元素具有相同的原子核外层电子构态，因此具有相似的化学性质。
周期增加，元素原子半径逐渐减小，电子云密度增加，原子半径的变化量随原子序数的增加逐渐减小；2. 主族规律：主族元素的外层电子数为同一数字，因此它们具有相似的化学性质，比如同一主族元素的原子半径随着原子序数的增加呈现逐渐增加的趋势；3. 周期律规律：每个周期都有一个最多能容纳2n²（n为周期数）个电子的壳，因此周期表中的元素周期性地重复着原子核外层电子数目的增加以及原子性质的变化；4. 金属性规律：周期表中左下角为金属元素，右上角为非金属元素，中央为逐渐转变为金属的半金属元素。
金属元素具有良好的导热、导电性能，而非金属元素就没有；5. 氢氦规律：氢和氦两个元素在周期表中独立显示，氢氦组成的第一组与剩余各组的区别很大；6. 原子电负性规律：化学键的类型与它们围绕的元素原子电负性差异有关，原子电负性随着原子序数的增加而递增，而原子质量则随着原子序数的增加而递增；7. 原子半径规律：原子半径随着原子序数的增加呈现逐渐减小的趋势，但是由于电子壳层的分布不同，因此第一主量子数n的大小对原子半径的影响比其他量子数要大；8. 电离能规律：与原子半径相比，第一电离能的增加速度要更快。
由于原子核中的原子的密度增加，使得原子半径逐渐减小，原子中的电子与原子核之间的距离变小，因而需要更多的能量才能够将电子从原子中逸出。
元素周期表中的各种规律与元素基本特征密切相关，这些规律不仅揭示了元素物理和化学性质的发展变化趋势，而且为现代化学技术的发展做出了贡献。
高中化学精品教案：《元素性质的周期性变化规律》 教学设计
元素性质的周期性变化规律一、教材分析本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。
第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。
第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。
本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。
在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标【教学目标】1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
高中化学必修一 专题第四章第二节 元素性质的周期性变化规律
规律：
同周期，从左到右（随着原子序数的递增）， 最外层电子数：化
锂 铍硼 碳 氮氧 氟 钠 镁 铝 硅磷 硫氯
规律：同周期，从左到右（随着原子序数的递增）， 最高正价：+1→+7（O/F除外，第一周期除外） 最低化合价：-4→-1→0 （第一周期除外） 呈现周期性变化
【评价任务二】
(2020·南通高一检测)下列不能说明氯的非金属性比硫强的事实是
①HCl比H2S稳定 ②HCl和H2S的水溶液前者的酸性强 ③HClO4酸性比H2SO4强 ④Cl2能与H2S反应生成S ⑤氯原子能得1个电子变成稳定离子,而硫原子能得两个电子
⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3,S与Fe反应生成FeS
结论：氢氧化铝是两性氢氧化物
金属元素性质
Na
Mg
Al
最高价氧化物对 NaOH 应水化物碱性 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性
氢氧化物 (弱碱性)
元素金属性： Na Mg Al (减弱)
资料3：非金属性质的变化规律
经验事实
单质与氢气反 应的条件
最高价氧化物 对应的水化物 （含氧酸）酸 性强弱
Si 高温
H2SiO3 弱酸
P 磷蒸气 与氢气 能反应
H3PO4 中强酸
S 加热
H2SO4 强酸
Cl 光照或点燃 时发生爆炸
而化合
HClO4 无机酸中最强
酸
元素非金属性： Si P S Cl (增强)
思考：通过实验比较和信息获取，你得出的结论是什么?与最初的推测一致吗? 由此,你对原子结构与元素性质的关系又有哪些认识?
2、设计反思：
评价上述方案,哪些方案可行性高？
条件、操作简单，现象明显 酚酞变红、气泡等
高中化学《元素性质的周期性变化规律》课件
活动二 探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律 问题讨论：根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测
出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?
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
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
活动一 元素原子半径和主要化合价的周期性变化规律
原子半径的变化规律(稀有气体除外)
周期序号 第一周期 第二周期 第三周期
原子序数
原子半径(nm)
结论
1→2 3→9 11→17
…… 0.152→0.071_大__→__小__ 0.186→0.099_大__→__小__
第四章 第二节 元素周期律
学业质量水平
Academic quality level
1. 能结合有关数据了解元素原子核外电子排布、原 子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期 律并理解其实质。 2. 能以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为 例，设计实验并根据相关实验事实探究同周期元素 性质的变化规律。 3. 会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进 “证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。
（1）元素的金属性强弱判断依据:
①金属与水或酸反应越容易置换出H2，反应越剧烈，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应 、阳离子的氧化性。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，反应越剧烈，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物（最高价含氧酸）酸性越强，非金属 性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应、阴离子的还原性。
元素的周期性与性质规律
元素的周期性与性质规律元素是构成物质的基本单位，它们以多种形式存在于自然界中。
然而，元素并非孤立存在，它们之间存在着一定的周期性和规律性。
本文将探讨元素的周期性和性质规律，并分析背后的原因。
1. 周期表及元素周期律周期表是一种以元素相似性为基础的排列方式，将元素按递增的原子序数进行分类。
根据周期表，元素周期律可归纳为以下几个规律：1.1 周期性表现元素周期表呈现出周期性的特征，即元素的性质随着原子序数增加而定期重复。
例如，钠、铜、银等元素在有限周期内具有相似的化学性质。
1.2 周期表族别元素周期表还将元素按相似性分为不同的族别。
同一族别的元素在化学性质上有相似之处，如第一族的碱金属元素具有活泼的金属性质。
2. 元素周期性规律元素周期性的规律主要表现在物理性质、化学性质和原子结构等方面。
2.1 原子半径元素周期表中，从左到右，在同一周期内，原子半径逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，吸引外层电子向原子核靠拢。
2.2 电离能电离能是指从一个电离态转变为另一个电离态所需的能量。
在周期表中，从左到右，在同一周期内，电离能逐渐增加。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，外层电子与原子核的吸引力增强。
2.3 电负性电负性是元素吸引共用电子对的能力。
在周期表中，从左到右，在同一周期内，电负性逐渐增加。
这是由于原子核的吸引力增加，更强烈地吸引周围的电子。
2.4 金属性在周期表中，从左到右，在同一周期内，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
这是由于金属性元素倾向于失去电子，而非金属性元素倾向于获得电子。
3. 周期性规律背后的原因这些元素周期性规律的出现是由于原子结构和电子排布的变化所导致的。
3.1 原子核的正电荷原子核的正电荷随着原子序数的增加而增加，从而吸引外层电子向原子核靠拢，导致原子半径减小，电离能增加。
3.2 外层电子的屏蔽效应外层电子与原子核之间存在内层电子的屏蔽效应。
随着原子序数的增加，内层电子数量增多，屏蔽效应增强，减弱了原子核对外层电子的吸引力，导致电负性减小。
化学元素周期表的周期性趋势
化学元素周期表的周期性趋势化学元素周期表是化学家们组织和分类元素的重要工具。
通过周期表，我们可以了解和预测不同元素的性质和行为。
其中，元素周期表的周期性趋势是一种有规律的现象，它描述了元素性质随着电子排布的不同而发生变化。
本文将探讨周期表中的主要周期性趋势，包括原子半径、电离能、电负性和化合价。
一、原子半径原子半径是指元素原子核和最外层电子之间的距离。
在周期表中，原子半径呈现出明显的趋势。
一般来说，原子半径随着周期增加而减小，原因是核电荷增加，外层电子数目不变，导致电子靠近原子核，减小了半径。
然而，在同一周期中，由于电子层数增加，电子云扩散，原子半径也会增加。
二、电离能电离能是指从一个原子中移除一个或多个电子所需的能量。
周期表中，电离能也呈现出一定的规律。
一般而言，随着周期数的增加，电离能逐渐增加。
原因是元素周期表中的元素电子层数增加，电子与核的吸引力增强，使得电离能变大。
此外，在同一周期中，由于核电荷增加，原子半径减小，电离能也会增加。
三、电负性电负性是描述一个原子在共价化合物中吸引电子的能力。
元素周期表中，电负性也呈现出一定的周期性趋势。
一般认为，从左上角到右下角，电负性逐渐增加。
原因是随着周期数和原子序数的增加，原子核电荷数增加，电子云靠近原子核，电负性增加。
四、化合价化合价是指一个原子与其他原子结合形成化合物时的“连接性”。
周期表中，化合价也存在一定的规律。
原子的化合价一般等于其最外层电子数目。
从周期表可以看出，元素周期表中的元素化合价有规律地变化，例如，主族元素的化合价一般是它们最外层电子的数目。
以上是化学元素周期表的主要周期性趋势。
这些趋势为研究元素的性质和行为提供了有效的参考。
通过对周期性趋势的了解，我们可以更好地理解元素的特性，预测元素的反应性和化学性质，并在实验和工程中应用这些知识。
综上所述，化学元素周期表的周期性趋势是一种重要的现象，它描述了元素性质在周期表中的有规律的变化。
元素性质的周期性变化
二、元素周期律
1、随着原子序数的递增，元素原子的
电子层排布、原子半径和主要化合价都
呈现周期性变化
周期性变
科学探究
化：重复
元素的金属性和非金出属现性律的是规否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
金属性强弱的判断依据
金属单质与水或酸反应置换出H2的难易程度 金属的最高价氧化物对应的水化物 —氢氧化物的碱性强弱
同周期
原子半径的大小比较
同周期（电子层数相同），从左到右原子半径逐 渐减小
同主族（最外层电子数相同），从上到下原子半径 逐渐增大
比较下列各组微粒的半径大小：
1.r: Na > Na+ 电子层数不同
2.r: Na+ < O2-
核外电子层排布相同，核电荷数不同
3.r: O < O2-
氧离子比氧原子多了2个电子，电子之间的排斥力增大
逐渐增强
单质与H2反应难易 程度
非金属性强弱
越来越容易 逐渐增强
通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与非金属性变化情况如何？
11～18号元素性质的变化中得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
Ar
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素
重点：同一周期元素，随原子序数增大， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
小结
1、元素的原子半径 2、元素的主要化合价
元素的性质
3、元素的金属性和非金属性
随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
元素周期律
本质：原子最外层电子排布的周期性
16S
17Cl 18Ar
0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 ----
元素性质的周期性变化规律-PPT课件
四种微粒半径的大小顺序应是S2->Cl->Na+>Al3+,B项正 确;C项中Na、Mg、Al、S原子的电子层数相同,核电荷 数越大者,其半径越小,故其半径大小顺序为Na>Mg>Al >S,C项错误;D项中粒子半径K+>Na+,D项错误。
【规律方法】“三看”法比较简单粒子的半径大小 (1)“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多, 半径越大。 (2)“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径 越小。 (3)“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外 电子数越多,半径越大。
②向AlCl3溶液中逐滴加入NaOH溶液至过量,现象:_先__ _产__生__白__色__沉__淀__,_后__白__色__沉__淀__溶__解__,反应方程式: _A_l_C_l_3_+_3_N_a_O_H_=_=_=_=__3_N_a_C_l_+_A_l_(_O_H_)_3_↓__、_N_a_O_H_+_A_l_(_O_H_)_3 _=_=_=_=__N_a_A_l_O_2+_2__H_2O_
NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 金属性:Na>Mg>Al
【情境·思考】 日常生活中常用到铝制品,如铝锅,但铝锅长时间盛放 酸性或碱性食物容易腐蚀。
(1)铝的金属性较活泼,易与O2等反应,但铝锅可长期使 用,试说明原因。 提示:铝与氧气反应,在铝锅表面生成致密的氧化物保 护膜,阻止铝与氧气继续反应,故铝锅可长期使用。
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
元素性质的周期性变化规律
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
2.非金属元素Si、P、S、Cl性质的比较
元素 最高正化合价
Si
P
+4
+5
S ⑧ +6
最高价氧化物的化学式 SiO2
P2O5
⑨ SO3
最高价氧化物对应水化物
H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4
的酸性强弱
单质与H2反应的条件 高温
磷蒸气与H2 加热 能反应
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑤
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
评价检测·素养提升
续表
白色沉淀溶解,溶液变澄清。离子方程式为 ⑥
白色沉淀不溶解
a.NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,Al(OH)3是两性氢氧化物; b.金属性:⑦ Na>Mg>Al
(3)两性氢氧化物:既能与强酸反应又能与强碱反应,且均生成盐和水的 氢氧化物。如Al(OH)3既能溶于盐酸又能溶于NaOH溶液。
自主学习·必备知识
互动探究·关键能力
评价检测·素养提升
互动探究·关键能力
探究点一 粒子半径比较
情境探究 材料一:我们生活在由化学元素构成的世界中,人体和地球一样,也是由各种 化学元素组成的,如人的大脑中含有丰富的钠、钾、镁等元素,骨筋和骨组织 中含有丰富的锂、镁、钾等元素。 材料二:海洋是蔚蓝色的资源宝库,海洋中含有的元素约为 80多种,其中氯、 钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、硅、氟共12种一般称为常量元素,
加热前,镁条表面附着了少量无色气泡,加 镁与冷水几乎不反应,能与沸水反应,化学方 热至沸腾后,有较多的无色气泡冒出,溶液 程式为② 变为浅红色