元素性质的周期性变化
元素周期表中元素性质的周期性分析
元素周期表中元素性质的周期性分析元素周期表是化学中最为重要的工具之一，它将所有已知的化学元素按照一定的规律和顺序排列起来。
这个表格不仅提供了元素的基本信息，还揭示了元素性质的周期性规律。
本文将对元素周期表中元素性质的周期性进行分析。
1. 原子半径的周期性变化原子半径是指原子的大小，一般以原子核到最外层电子轨道的距离来衡量。
从周期表中可以观察到，原子半径随着周期数的增加而减小，而在同一周期中，随着原子序数的增加，原子半径也逐渐减小。
这是因为，随着电子层数的增加，外层电子与原子核之间的屏蔽效应增强，使得电子云收缩，从而导致原子半径减小。
2. 电离能的周期性变化电离能是指从一个原子中移除一个电子所需的能量。
周期表中的电离能呈现出周期性变化的趋势。
在周期表的左侧，电离能较低，而在右侧则较高。
在同一周期中，电离能随着原子序数的增加而增加。
这是因为，原子核的正电荷数目增加，电子与原子核之间的吸引力增强，因此移除电子所需的能量也相应增加。
3. 电负性的周期性变化电负性是指原子吸引和保持电子的能力。
周期表中，电负性随着原子序数的增加而增加。
在同一周期中，电负性从左至右逐渐增加。
这是因为，随着原子序数的增加，原子核的正电荷数目增加，吸引外层电子的能力也随之增强。
4. 化合价的周期性变化化合价是指一个原子在化学反应中与其他原子结合的能力。
周期表中，化合价也呈现出一定的周期性变化。
通常来说，同一族元素的化合价相似，因为它们具有相似的电子配置。
然而，在周期表的不同区域，化合价的变化也是有规律的。
在周期表的左侧，元素的化合价较低，而在右侧则较高。
这是因为，原子核的正电荷数目增加，原子对外层电子的吸引力增强，使得元素更容易失去或获得电子，从而影响其化合价。
5. 金属性和非金属性的周期性变化元素周期表将元素分为金属、非金属和类金属三大类。
金属位于周期表的左侧和中间部分，具有良好的导电性和热导性，而非金属位于周期表的右侧，大多数具有较高的电负性。
《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
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。
实验六 元素性质的周期性变化
实验六元素性质的周期性变化
【实验目的】
1.认识钠、镁、铝单质及其化合物性质的递变规律
2、通过实验比较氮、碳、硅三种元素非金属性的强弱
【实验原理】
金属性强弱判断标准：(1)单质与水反应越剧烈，金属性越强。
(2)单质与非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
(3)最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
(4)置换反应中，金属性较强的可置换出金属性较弱的。
非金属性强弱判断标准：(1)由对应氢化物的稳定性判断。
氢化物越稳定，非金属性越强，
(2)由和氢气化合的难易程度判断。
化合反应越容易，非金属性越强。
(3)由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断，酸性越强，非金属越强；
(4)由对应最低价阴离子的还原性判断，还原性越强，对应非金属性越弱；
(5)由置换反应判断，非金属强的单质可置换出非金属性较弱的。
【实验器具】
仪器：烧杯、酒精灯、小刀、砂纸、铁架台（带铁夹）、胶头滴管、火柴、试管、
试剂：镁带、铝片、钠、钾、碳酸钙、0.5mol•L-1氯化铝溶液、0.5mol•L-1氯化镁溶液、6mol•L-1氢氧化钠溶液、浓氨水、酚酞、1mol•L-1盐酸、稀硝酸、硅酸钠溶液
【实验过程与结论】
6-1钠、镁、铝的金属性强弱
1.不同周期不同主族元素性质的比较
预测非金属N、C、Si 非金属性由强到弱顺序为___________________,
理由：。
请设计一个实验证实你的预测：
而钠元素的焰色反应为很浓的黄色，掩盖了钾元素很浅的紫色，导致无法判断)。
【问题讨论】
如何设计一个实验证明氯的非金属性大于硫。
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。
元素的周期性性质随原子序数的变化规律
元素的周期性性质随原子序数的变化规律化学元素的周期性性质是指元素在元素周期表中，随着原子序数的增加或减少而发生变化的一类性质。
这些性质包括原子半径、离子半径、电离能等。
通过研究元素的周期性性质，我们可以更好地了解元素的性质及其在化学反应中的作用和行为。
下面将从原子半径、离子半径、电离能等方面探讨元素的周期性性质随原子序数的变化规律。
1. 原子半径的变化规律原子半径是指元素原子的半径大小。
通常情况下，原子半径从左上角到右下角逐渐减小。
这是因为在元素周期表中，原子序数增加时，原子核的电荷数也增加，这会使电子云受到更强的吸引力，导致原子半径变小。
此外，周期表中同一周期元素的原子半径也会逐渐减小，这是因为随着周期数增加，元素的价层（外层电子层）也增加，原子半径缩小。
2. 离子半径的变化规律离子半径是指离子的半径大小。
通常情况下，阳离子的半径比原子半径要小，而阴离子的半径则比原子半径要大。
这是因为在形成离子时，原子会失去或获得一个或多个电子，从而改变了电子云的结构。
当原子失去电子形成阳离子时，电子云缩小，离子半径减小。
相反，当原子获得电子形成阴离子时，电子云扩大，离子半径增大。
3. 电离能的变化规律电离能是指将一个原子的一个电子从其原子态转变为离子态所需要的能量。
整体来看，电离能随原子序数的增加而增加。
这是因为随着原子序数的增加，原子的核电荷数也增加，外层电子离核的距离变远，电子被核吸引的力减小，因此需要的能量越大。
另外，也可以观察到周期表中的某些特殊情况，如第一电离能和第二电离能之间的差异。
在同一周期中，第一电离能比较低，而第二电离能则比较高，这是因为当一个电子被挪走后，原子变得更加稳定，因此要再次移动一个电子需要更多的能量。
总结来说，元素的周期性性质随原子序数的变化规律是一个逐渐增加或减少的趋势。
原子半径从左上角到右下角逐渐减小，离子半径则是阳离子比原子半径小，阴离子比原子半径大。
电离能整体上随原子序数的增加而增加，但某些特殊情况下存在差异。
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。
化学元素周期表的周期性性质
化学元素周期表的周期性性质化学元素周期表是化学领域中的基础知识，其中包含了丰富的信息和规律。
该周期表按照元素的原子序数排列，并将它们分为一组一周期的方式展示。
通过研究周期表，我们可以了解元素的周期性性质及其在化学反应中的行为。
本文将详细探讨化学元素周期表的周期性性质。
1. 原子半径的周期性变化原子半径指的是原子中心到最外层电子轨道的距离。
在周期表中，原子半径呈现出一定的周期性变化。
一般而言，原子半径随着原子序数的增加而减小。
这是由于核电荷的增加导致了电子云的收缩。
然而，在同一周期内，原子半径会随着电子层的增加而增加。
这是因为电子层的增加会增加电子层之间的屏蔽效应，从而减小核电荷对外层电子的吸引力，使得原子半径增大。
2. 电离能的周期性变化电离能是指在气态下，从一个原子中去掉一个最外层电子所需的能量。
周期表中的电离能也呈现出一定的周期性变化。
一般来说，原子的电离能随着原子序数的增加而增大。
这是由于随着原子序数的增加，核电荷也会增加，电子与核之间的相互作用力增加，从而需要更多的能量才能将电子从原子中移除。
类似于原子半径，同一周期内的电离能会随着电子层数的增加而减小，这是因为电子层数的增加减小了核电荷对外层电子的吸引力。
3. 电负性的周期性变化电负性是指一个原子吸引和结合电子的能力。
周期表中的元素的电负性也呈现出一定的周期性变化。
一般而言，原子的电负性随着原子序数的增加而增大。
这是由于原子中的电子数增加，从而增强了核对外层电子的吸引能力。
然而，电负性在同一周期内并不会有明显的变化。
4. 化合价的周期性变化化合价是指元素在化合物中与其他元素结合时所具有的价数。
周期表中的元素的化合价也呈现出一定的周期性变化。
一般来说，原子的化合价可以通过其所在族别来确定。
例如，位于ⅠA族的元素通常具有+1的化合价，而位于ⅤA族的元素则通常具有-3的化合价。
5. 金属性与非金属性的周期性变化周期表中的元素还可以根据它们的化学性质被分为金属性和非金属性。
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。
元素性质的周期性变化规律
3．下列各组微粒半径比较，错误的是( )
A．Cl－<Br－<I－
B．Al3＋>Mg2＋>Na＋
C．Rb>K>Na
D．P>S>O
B [Cl－、Br－、I－最外层电子数相同，Cl－、Br－、I－电子层数 依次增多，所以离子半径Cl－<Br－<I－，故A正确；Al3＋、Mg2＋、Na ＋核外电子排布相同，Al3＋、Mg2＋、Na＋核电荷数依次减小，所以离 子半径Al3＋<Mg2＋<Na＋，故B错误；Rb、K、Na最外层电子数相 同，Rb、K、Na电子层数依次减少，所以原子半径Rb>K>Na，故C 正确；P、S电子层数相同，核电荷数P<S，所以原子半径P>S；S、 O最外层电子数相同，电子层数S>O，所以原子半径S>O，所以 P>S>O，故D正确。]
单质
单质与水(或酸) 的反应现象
化学方程式
与冷水 剧烈 反 2Na＋2H2O=== Na 应，放出 氢气 2_N__a_O_H__＋__H_2_↑__
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH_强___碱
与冷水反应
_缓__慢_，与沸水
Mg＋2H2O ==△===
Mg _迅__速__反应，放出 _M__g_(_O_H__)2_＋__H__2↑__； Mg(OH)2_中___强___碱
4．下列微粒半径大小的比较中，正确的是( ) A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na
B [四种离子核外电子数相同，随着核电荷数的增多，离子半 径依次减小，即微粒半径：Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜O2－，A项错；因S2 －、Cl－比Na＋、Al3＋多一个电子层，则S2－、Cl－半径比Na＋、Al3＋ 大，再根据“序小径大”的规则，则微粒半径：S2－＞Cl－＞Na＋＞ Al3＋，B项正确；Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，C项错； Na、K、Rb、Cs最外层电子数相同，电子层数依次增多，半径依次 增大，D项错。]
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
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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。
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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
元素性质的周期性变化的根本原因
元素性质的周期性变化的根本原因首先，电子结构对元素性质的周期性变化起着决定性作用。
元素的化学性质主要由其原子的外层电子结构所决定。
在元素周期表的左侧，元素的原子序数较小，外层电子较少，尤其是在1、2和3周期，元素最外层只有一个或两个电子。
在这些元素中，原子的电子云相对较轻松地被其他原子接受或失去。
因此，这些元素倾向于与其他元素发生化学反应，形成化合物。
这部分元素被称为活泼金属。
相比之下，元素周期表右侧元素的原子序数较大，外层电子较多。
这些元素的外层电子被更多的内层电子屏蔽，使得最外层电子被吸引得更紧，因此更难被其他原子接受或失去。
这些元素倾向于与其他元素形成共有键或配位键，或者形成涉及电子转移的氧化还原反应。
此外，在元素周期表的一些位置（例如气体元素的最右侧），元素原子的最外层填满了8个电子（即稳定的八个外层电子），这被称为八个外层电子规则（octet rule），这些元素更加稳定且不易发生化学反应，被称为惰性气体。
其次，原子核结构也对元素性质的周期性变化有影响。
原子核带正电荷，并且其中的质子和中子对电子云相斥力，因此核中的不同质子数和中子数会影响到电子云的外部形态。
原子的原子半径、电子亲和能和电离能等物理性质都会受到核中质子数和中子数的影响。
随着原子序数的增加，原子核中质子和中子的数量也会增加，进而对电子云产生吸引力，并导致原子半径的减小。
此外，原子核的核电荷增加也会加强对电子云中电子的吸引力，使得电子亲和能增加，即获取外层电子的能力增强。
同时，随着原子序数的增加，外层电子与原子核之间的排斥力也会增加，导致电子离子化能增大，即失去外层电子的能力减弱。
综上所述，元素性质的周期性变化的根本原因可以归结为电子结构和原子核结构。
电子结构决定了元素的化学性质，而原子核结构则影响元素的物理性质。
这两方面的变化共同决定了元素在周期表中性质的周期性变化。
了解元素周期性变化的根本原因，对于预测和理解元素行为，进行元素之间的比较以及物质的性质研究都具有重要的意义。
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1) 主族：
由短周期元素和长周期元素共同构成的族。 表示方法：在族序数后面标一“A”字。ⅠA、 ⅡA、ⅢA、…
最外层电子数=族序数
2) 副族：
完全由长周期元素构成的族。
表示方法：在族序数后标“B”字。如ⅠB、ⅡB、
ⅢB、…
3) 第VⅢ族： （“八、九、十” 三个纵行）
4) 0族：
稀有气体元素，第十八列
1、元素周期表的编排规则是什 么？
2、从横向、纵向分别如何划分？
一、元素周期表的结构
1.周期（横行）
具有相同的电子层数而又按原子序数递增的 顺序排列的一系列元素，称为一个周期。
周期序数=电子层数
周期
短周期： 第一、二、三周期 长周期： 第四、五、六周期
不完全周期： 第七周期
三长三短一不全
2. 族（纵列）
随着原子序数递增，元素的性质呈现周期性变化
Hale Waihona Puke 决定结构的周期性变化性质的周期性变化
反映
（最外层电子数、原子半径）
（化合价、金属性、非金属性）
结论：性质呈周期性变化的本质是核外电子 排布呈周期性变化
一维元素周期表
一维表使用不方便，如何扩容成 二维的？
怎样分割比较科学？
二维的周期表
一层
电子 H He
元素周期表
第一课时
吴晓燕
引言
元素周期表之歌
学习目标： 1、元素如何在元素周期表中进行 排序？ 2、元素周期表与元素周期律有怎 样的关系？
知识回顾
• 什么是元素周期律？
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性 变化的规律叫元素周期律。
主要包括： 1.原子半径呈周期性变化 2.元素主要化合价呈周期性变化 3.元素的金属性或非金属性呈周期性变化
周期律与周期表的关系
周期表的其他表现形式
当堂训练
第33页“思考与练习”练习1 4mins
作业
练习册第12~14页
二层 电子
Li Be B C N O F Ne
三层 电子
Na Mg Al Si P S Cl Ar
四层 电子
K Ca …… Ga Ge As Se Br Kr
五层 电子
Rb Sr …… In Sn Sb Te I Xe
六层 电子
Cs Ba …… Tl Pb Bi Po At Rn
学习活动
• 请阅读书上33页的知识，并归 纳出：