元素周期表和周期律的应用陈
元素周期表中的周期性规律及实际应用
元素周期表中的周期性规律及实际应用元素周期表是化学领域中的基础工具，它呈现了元素的有序排列，并展示了元素之间的周期性规律。
这些规律不仅为我们理解元素的性质提供了线索，而且在实际应用中也具有重要的意义。
本文将介绍元素周期表中的周期性规律及其实际应用。
一、周期性规律1. 原子半径的变化规律在元素周期表中，原子半径一般由左上到右下逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，吸引电子的能力增强。
同时，不同元素的电子层数也不同，导致电子与核之间的距离不同。
这种规律使得我们能够预测元素间的化学反应，并解释某些元素的特殊性质，如金属和非金属的区分。
2. 电离能的变化规律电离能是指从一个原子或分子中剥离出一个电子所需要的能量。
在元素周期表中，电离能一般由左下到右上逐渐增加。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，吸引电子的能力增强。
同时，电子层数也逐渐减少，使得电子与核之间的吸引力增强。
电离能的变化规律可以解释元素的化学活性，以及化学反应中的电子转移过程。
3. 电负性的变化规律电负性是衡量原子争夺共享电子能力的指标。
在元素周期表中，电负性一般由左上到右下逐渐增加。
这是因为原子核的正电荷逐渐增加，吸引共享电子的能力增强。
电负性的变化规律帮助我们理解共价键的形成，预测分子间的相互作用，以及预测一些化学反应的进行方向。
二、实际应用1. 元素周期表在材料科学中的应用元素周期表的周期性规律为材料科学提供了重要的指导。
例如，在选取合适材料用于制造电池时，我们可以根据元素周期表中的电负性规律，选择适合的正极和负极材料，以提高电池的性能。
此外，元素周期表还被用于设计新材料，如新型合金、催化剂和半导体材料等，以满足社会发展的需求。
2. 元素周期表在药物研发中的应用元素周期表也在药物研发中发挥了重要作用。
根据元素周期表中原子半径和电负性的变化规律，药物研发人员可以选择合适的元素组合，设计出具有特定药效的化合物。
这些化合物可以与生物体内的靶点相互作用，发挥治疗作用。
元素周期表及应用
根据元素周期表预言新元素的存在
• 类铝（镓）的发现：
❖ 1875年，法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛 斯山的闪锌矿时发现一种新元素，命名为镓， 测得镓的比重为4.7，不久收到门捷列夫的来 信指出镓的比重不应是4 .7，而是5.9~6.0， 布瓦博德朗是唯一手里掌握金属镓的人，门捷 列夫是怎样知道镓的比重的呢？经重新测定镓 的比重确实是5.94，这结果使他大为惊奇，认 真阅读门捷列夫的周期论文后，感慨地说“我 没有什么可说的了，事实证明了门捷列夫理论 的巨大意义”。
C．Cs＋具有很强的氧化性
D．CsHCO3受热不易分解
1869年 门捷列 夫发表 的第一 张元素 周期表
★粒子半径大小比较的规律
1 同一主族元素的原子和离子, 电子层数越多的,其半径越 大. r(Na)＜r(K) r(F)＜r(Cl)
r(Na+)＜r(K+) r(F-)＜r(Cl-)
２同周期元素的原子,核电荷数越大的，
K Br 得电子能力减弱，非金属性减弱。
Si I
Cs
一般地,元素单质密度逐渐增大;
金属熔沸点逐渐减小,非金属熔沸
点逐渐增大
（二）元素在周期表中的位置与性质的关系
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
Li F 从左往右，核电荷增大，半径减小
Na Cl 失电子能力减弱，金属性减弱; K Br 得电子能力增强，非金属性增强。
1、 学习和研究化学的规律和工具
2、研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找半导 体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料。
元素周期表发现元素的规律与应用
元素周期表发现元素的规律与应用元素周期表是化学领域中一项重要的成就，它按照元素的原子序数、元素周期和元素性质等进行了分类和排列。
通过研究元素周期表，科学家们发现了元素的一些规律，并在实际应用中取得了极大的成功。
本文将重点探讨元素周期表发现元素的规律和其应用。
一、元素周期表发现的元素规律元素周期表的最基本特点是按照元素的原子序数递增进行排列。
早期的元素周期表只有一些简单的规律，但随着化学研究的深入，科学家逐渐发现了更多元素的规律。
1. 周期规律元素周期表中横行被称为一个周期，周期表明了元素性质的周期变化。
在同一个周期中，元素的电子层结构相同，其性质也会有一定的相似性。
例如，氢、锂和钠都位于第一周期中，它们都是活泼的金属元素，容易失去电子成为阳离子。
2. 原子序数规律元素周期表中每个元素都有一个唯一的原子序数，即原子核中质子的个数。
这个序数是元素的特征之一，也是元素在周期表中排列的基础依据。
原子序数递增的规律使得相邻元素在性质上有一定的相似性。
3. 周期性性质规律元素周期表中包括了丰富的元素性质信息。
例如，金属元素在周期表的左侧，它们具有良好的导电性和热导性；非金属元素则位于周期表的右侧，它们大多为气体且导电性差。
同时，同一周期中元素性质的递增变化也是一种周期性规律体现。
二、元素周期表的应用元素周期表的发现不仅仅是理论上的突破，它对实际应用也有着广泛的影响。
以下是一些元素周期表应用的例子。
1. 元素合成与分解通过对元素周期表的研究，科学家们可以预测元素的化学性质和反应行为。
这使得他们能够合成新的元素和化合物，或者通过分解物质来获得所需的元素。
2. 物质性质预测元素周期表中的性质规律为科学家们预测新元素的性质提供了依据。
根据元素的位置和周期性性质，科学家可以预测新元素的物理和化学性质，为进一步的实验研究提供指导。
3. 工业应用元素周期表的应用不仅局限于学术研究领域，还广泛应用于工业生产。
通过对元素周期表的深入了解，人们可以更好地利用元素的性质来开发新材料和新技术，如使用特定金属元素制作高效的催化剂，利用半导体材料制造电子器件等。
元素周期表中的周期性规律与实际应用案例
元素周期表中的周期性规律与实际应用案例元素周期表是化学中一个非常重要的工具和基础知识，它以一种有序的方式展示了所有已知元素的组织和特性。
其中，元素周期表中的周期性规律是指元素在元素周期表的排列中，具有一定的重复性和可预测性。
本文将介绍元素周期表的周期性规律，并举例说明其在实际应用中的案例。
一、周期性规律元素周期表按照特定的原则进行排列，其中最重要的是元素的原子序数。
元素周期表的周期性规律可以表现为以下几个方面：1. 原子半径：原子半径是指原子的大小，通常以原子核到最外层电子云的距离来表示。
在元素周期表中，原子半径呈现出周期性变化的规律，即从左到右逐渐减小，从上到下逐渐增大。
这是由于原子核的正电荷逐渐增加，吸引外层电子的能力增强所致。
2. 电离能：电离能是指在一个原子或离子中去除一个电子所需要的能量。
元素周期表中的电离能也呈现出周期性的变化规律，即从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小。
这是由于原子核的正电荷逐渐增加，电子与原子核之间的吸引力增强。
高电离能的元素往往对电子的捐赠能力较差，而低电离能的元素则相反。
3. 电负性：电负性是指原子或离子吸引和捐赠电子能力的强弱程度。
元素周期表中的电负性也呈现出周期性的变化规律，即从左到右逐渐增大，从上到下逐渐减小。
这是由于原子核的正电荷逐渐增加，吸引外层电子的能力增强。
高电负性的元素往往更容易吸引和捐赠电子。
4. 化合价：化合价是指一个元素在化合物中与其他元素结合时所显示的化学价态。
元素周期表中的化合价也呈现出周期性的规律，即从左到右逐渐变化，从上到下逐渐增大。
一般来说，元素的化合价与其电子数有关，而元素的电子数在元素周期表上具有一定的规律性。
二、实际应用案例元素周期表的周期性规律在化学和其他科学领域中有着广泛的应用，以下是一些实际应用的案例：1. 元素的性质预测：通过分析元素周期表中的周期性规律，可以预测未知元素的性质。
例如，我们可以根据元素的位置和周期性规律来预测其化合价、电离能等特性。
元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点26 元素周期律及其应用一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．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，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。
②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
化学元素周期表及其应用解析
化学元素周期表及其应用解析介绍化学元素周期表是化学中一张非常重要的图表，它是描述元素结构、特性和按照一定规律组织的周期律表。
它是由俄国化学家季莫费耶夫和德国化学家门德莱夫分别于1869年和1871年独立发明的。
化学元素周期表通过排列元素的原子序数，将元素划分为周期性的、有规律的周期。
它不仅仅是化学中的基本表格，还被广泛应用于科学研究、工业生产和教育教学。
元素周期表的组成化学元素周期表由序号、元素符号、元素名称、相对原子质量和元素分类等部分组成。
序号：序号指的是按原子数排列元素的编号。
元素符号：元素符号是缩写的化学符号，由不同字母组合而成，表示不同的元素，比如氢元素 H、氮元素 N、氧元素 O等。
元素名称：元素名称是指匹配元素符号的正式名称，如氢 H 的正式名称是 hydrogen、氮 N 的正式名称是 nitrogen等。
相对原子质量：相对原子质量是指原子核质量与质子数之比，在元素周期表中为每一个元素的质量指标。
因为一些元素有几种同位素，所以相对原子质量可对应不同的同位素。
元素分类：元素分类是按物理和化学性质分类的。
相对原子量的单位是amu（atomic mass unit），约等于质子或中子的质量，一个质子或一个中子的质量约为1.007 amu。
为了给元素分类，周期表按照周期性和反应性将元素分类为主族元素、过渡族元素和族元素。
周期表的应用1. 预测元素化学性质根据周期表，我们可以在不做实验的情况下预测元素的化学性质和反应性质。
因为有着相似物质性质的元素在周期表上通常被划分到同一组中，因此，我们可以推断出它们的恒定化学性质。
例如，元素周期表上同一组的化学性质类似，所以大家都能预见铵离子含金属离子减去一到四个电子所形成的阳离子，具有相似的使它们遵守相同的硬碱规则。
这也等于说，周期表对于改善化学实验室实验的教学效果是不可或缺的。
2. 解释原子结构和周期律周期表还可以帮助我们了解原子的结构和周期律。
周期表的布局实际上代表了由主量子数、角量子数和磁量子数所组成的原子壳层电子结构的周期性。
元素周期表元素周期律应用
例2
C
A.M与Q在同一周期 B.单质与稀盐酸反应的速率为L<Q C.M与T形成的化合物具有两性 D.L2+与R2-的核外电子数相等
拓7. 展 某元素X的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述
D 不正确的是( )
A．该元素的原子最外层上有6个电子
B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3 C．该元素是非金属元素
周期表中位于对角线位置的元素性质相似，尤其以Li—Mg、 Be—Al、B—Si三组元素体现明显。如Be、Al是两性元素，Al2O3、 BeO是两性氧化物，Be(OH)2、Al(OH)3都能与强碱(NaOH、KOH等) 反应。
例1
C
3.元素的化合价与在周期表的位置的关系
(1)主族元素最高正化合价＝_主__族__序__数___＝最__外__层__电__子__数________
则下列判断正确的是（ ） A.原子半径按X、Y、Z依次增大
CD
B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强
C.单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强
D.氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
3.用1～18号元素及其形成的化合物的化学式填空。
（1）原子半径最小的元素是___H______。 （2）除稀有气体外，原子半径最大的元素是___N__a____,
它的原子结构示意图是_________ 。
（3）与水反应最剧烈的金属是__N__a_____ 。 （4）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_N__a__O__H_ 。
请你为布瓦博德朗解释一下。
第一章 物质结构 元素周期表 第二节 元素周期律
第四课时 元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
化学中的元素周期表及其应用
化学中的元素周期表及其应用元素周期表是化学中一项重要的工具，用于组织和分类元素。
它的发展历史可以追溯到19世纪，并且在化学研究和应用中起着重要的作用。
本文将介绍元素周期表的组成、结构以及在化学领域中的应用。
一、元素周期表的组成和结构元素周期表按照元素的原子序数（即元素的核外电子数）和化学性质进行排列。
目前，元素周期表中已经发现了118个元素，这些元素按照一定的规则排列在7个横排和18个竖排中。
在元素周期表中，横排被称为周期，代表元素的主能级。
竖排被称为族，代表元素的化学性质。
元素周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间则是过渡元素。
元素周期表中的每个方格都包含了一个元素的符号、原子序数、相对原子质量等信息。
这些信息帮助科学家们快速了解元素的基本特性，并且为化学研究提供了重要的参考资料。
二、元素周期表的应用1. 元素周期表的化学反应预测通过元素周期表，我们可以预测不同元素在反应中的化学行为。
根据元素所在的周期和族，我们可以判断元素的电子配置和化学键的形成方式，从而预测化学反应的性质和可能的产物。
这为化学反应的设计和优化提供了指导。
2. 元素周期表在材料科学中的应用元素周期表对材料科学研究有着重要的意义。
通过周期表中元素的排列规律，科学家们可以选择不同的元素组合，设计出具有特定性质和用途的材料。
例如，钢铁中的铁和碳的组合，使其具备了良好的强度和韧性，成为重要的结构材料。
另外，通过研究元素周期表中的过渡元素和稀土元素，科学家们能够设计出具有特殊性能的催化剂、光电材料和蓄能材料，应用于节能环保和能源领域。
3. 元素周期表在有机合成中的应用有机合成是化学领域的一个重要分支，用于合成有机分子和化合物。
元素周期表在有机合成中起着关键的作用。
通过选择不同元素和它们的组合方式，化学家们可以设计合成路线，选择合适的试剂和反应条件，实现目标化合物的高效合成。
4. 元素周期表在教育中的应用元素周期表是教育中的重要工具，在化学课程中被广泛应用。
文案介绍元素周期表的结构和应用帮助学生掌握元素的基本特性和周期规律提高化学学科的学习效果
文案介绍元素周期表的结构和应用帮助学生掌握元素的基本特性和周期规律提高化学学科的学习效果元素周期表是化学学科中必不可少的一部分，它是化学元素按一定规律排列的表格。
它的结构和应用对于学生掌握元素的基本特性和周期规律，以及提高化学学科的学习效果起着重要的作用。
一、元素周期表的结构元素周期表的结构主要包括元素符号、原子序数、相对原子质量和元素名称等元素信息。
其中，元素符号用来表示元素的缩写，如H表示氢元素，C表示碳元素。
原子序数指的是元素原子核内的质子数，用整数表示，如氢元素的原子序数为1，碳元素的原子序数为6。
相对原子质量指的是元素相对于氢元素的质量比值，以C12为标准。
元素周期表按照原子序数的增序排列，同时根据元素的性质和周期规律进行分组。
具体来说，元素周期表可以分为横行称为周期和竖列称为族，其中周期数代表元素外层电子壳的数量，族数代表元素最外层电子的性质。
二、元素周期表的应用1. 元素的基本特性元素周期表将所有已知元素进行了分类和整理，使我们能够清楚地了解每种元素的基本特性。
通过查阅元素周期表，我们可以获取元素的符号、原子序数、相对原子质量等重要信息。
例如，我们可以看到氧元素的符号为O，原子序数为8，相对原子质量为16.00。
这些信息有助于我们研究元素的性质和特点。
2. 周期规律的掌握元素周期表的排列方式使得周期性规律一目了然。
周期表上横向的周期数和竖向的族数，都蕴含着元素性质的周期性变化。
通过观察元素周期表，我们可以发现一些周期规律，如原子半径、电离能、电负性等的变化趋势。
这些规律的发现和理解，为我们进一步研究元素和化学反应提供了重要的线索和依据。
3. 化学学科的学习效果提升元素周期表不仅是化学学科的基础知识，也是我们学习化学的有力工具。
通过深入学习元素周期表，我们可以更好地理解元素之间的相互关系和相互作用，从而更好地理解化学反应和化学方程式。
对于化学学科的学习者来说，熟练掌握元素周期表的结构和运用方法，有助于加深对化学知识的理解，提高学习效果。
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
3.元素周期律的应用和意义 3.元素周期律的应用和意义 (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式， (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习 元素周期表是元素周期律的具体表现形式 化学的一种重要工具。 化学的一种重要工具。 (2)可预测或推测元素的原子结构和性质 (2)可预测或推测元素的原子结构和性质 (3)在科学研究和生产上也有广泛的应用 (3)在科学研究和生产上也有广泛的应用 (4)在哲学方面， (4)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数 在哲学方面 递增引起元素性质发生周期性变化的事实， 递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证 了事物变化的量变引起质变的规律性。 了事物变化的量变引起质变的规律性。
2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应 同一周期X 三种元素， 的水化物的酸性 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法中判断 错误的是（ 错误的是（ A ） A.阴离子半径 A.阴离子半径 X>Y>Z HX>H2Y>ZH3 X>Y>Z X>Y>Z B.气态氢化物稳定性 B.气态氢化物稳定性 C.元素的非金属性 C.元素的非金属性 D.单质的氧化性 D.单质的氧化性
元素周期律的内容和实质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 原子的核外电子排布随原子序数的递增而呈现周期性变 化。
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的位、 1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用 元素的位 位置 决定 反映 反映 结构 决定 反映 性质 决定
3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 某元素的最高正价与负价的代数和为4, 最外层电子数为（ 最外层电子数为（ C ） A.4 B.5 C.6 D.7 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4， 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO 某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 这种元素的气态氢化物的化学式是（ 这种元素的气态氢化物的化学式是（ A ） A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4
元素周期表与元素周期律应用
元素周期表与元素周期律应用元素周期表是化学中重要的工具，它把所有已知的化学元素按照一定的规律排列起来。
元素周期律则描述了这些元素的性质以及它们在周期表中的排列规律。
本文将探讨元素周期表与元素周期律在化学应用中的重要性。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表以元素的原子序数（即元素的核电荷数）为基础，将元素分为七个水平行，称为周期。
同时，元素周期表按照元素的化学性质进行分组，形成了八个垂直列，称为族或者群。
这种排列使我们能够快速地了解元素的基本信息，例如原子量、化学符号、元素名称等。
2. 元素周期表中的周期趋势元素周期表的排列不仅仅是一种视觉上的分类，它还反映了元素性质的周期变化。
例如，原子半径、电子亲和能、电离能等物理性质和化学性质在周期表中具有明显的变化趋势。
这些趋势有助于我们理解元素的行为特性，并且在实际应用中起到重要的指导作用。
3. 元素周期律的应用元素周期律不仅仅是一种对元素性质的描述方式，它还为许多应用提供了基础。
以下是几个常见的元素周期律应用的例子：3.1 化学方程式的预测通过观察元素周期表，我们可以推测化学反应中元素的可能的氧化态和化合物的生成。
这使得我们可以预测反应的产物，并在实验室中进行合成或分解反应。
3.2 原子核的稳定性根据元素周期表，我们可以了解到原子核中质子和中子的比例。
通过分析这些比例，我们可以预测原子核的稳定性和放射性衰变的可能性。
3.3 元素的性质预测元素周期律中的周期趋势可以帮助我们预测元素的性质。
例如，元素在同一族中的性质往往相似，因此我们可以推断某个未知元素的性质，只需观察其所在的族。
3.4 元素的周期性趋势元素周期表中的周期趋势有助于我们理解元素的周期性变化。
例如，通过观察元素的电离能趋势，我们可以了解到元素中电子结构的变化，从而推测出元素的化学活性。
4. 实际应用举例元素周期表与元素周期律的应用不仅限于学术领域，它们在实际应用中也发挥着重要作用。
以下是一些具体的应用举例：4.1 材料科学元素周期表提供了材料科学研究的基础。
元素周期表和元素周期律的应用ppt课件演示文稿
课前自主学案
自主学习
一、元素的金属性和非金属性
二、元素的化合价与元素在周期表中位置之间 的关系 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA 主族 S 元素符号 Na Mg Al Si P 最外层电 1 2 3 4 5 6 子数 最高正化 ＋4 ＋5 ＋6 ＋1 ＋2 ＋3 ___ 合价 最低负化 －4 －3 －2 合价 ⅦA Cl 7
解析：选D。根据题意可设最高价氧化物的水化 物的化学式为 HaXOb 。由化合物中各元素化合 价的代数和为零得：a×(＋1)＋(＋m)＋(－2)×b ＝0，即a＝2b－m。 3．电子层数相同的三种元素 X、Y、Z，已知其 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为 HXO4＞ H2YO4＞H3ZO4。下列判断错误的是( ) A．原子半径：X＞Y＞Z B．气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 C．非金属性：X＞Y＞Z D．气态氢化物的还原性：HX＜H2Y＜ZH3
(1) 如在周期表中 ________________ 金属与非金属 的分界处，
可以找到半导体材料。
(2) 在 ____________ 过渡元素 中寻找催化剂和耐高温、耐
腐蚀的合金材料。 (3)在元素周期表的右上角，寻找制取农药的元 素。
思考感悟
金属只有还原性，非金属只有氧化性对吗？ 【提示】 金属没有负化合价，在反应中化合 价只能升高，所以只有还原性；但非金属化合 价可以升高，也可以降低，因此既有氧化性，
又有还原性。
自主体验 1．现代无机化学理论的基石之一——元素周期 律，是1869年门捷列夫在总结前人经验的基础
上发现的，对新元素的发现、化学理论和实验
等研究工作起到了指导作用。元素周期律揭示 的规律包括以下内容： ①元素的性质随相对原子质量的递增呈周期性 的变化
元素周期表和元素周期律的应用
相同(He除外) 小→大
最高正价由＋1到＋
主要化合价 7价除(O、F) 最低负 价由－4到－1价 金属性 非金属性 依次减弱 依次增强 依次增强 依次减弱 一般相同
三、元素周期表的应用 1．认识同周期(以第 3 周期为例)元素性质的递变规律 同一周期元素从左到右金属性 依次减弱 ，非金属性依次增强。 (1)Na、Mg、Al 的金属性由强到弱的顺序为 Na>Mg>Al 。 (2)Si、P、S、Cl 的非金属性由强到弱的顺序为 Cl>S>P>Si 。 2．认识同主族元素的性质及递变规律 同主族元素从上而下金属性 依次增强 ，非金属性依次减弱 。 (1)ⅠA 族(碱金属)元素的金属性Li < Na < K < Rb < Cs (2)ⅦA 族元素的非金属性 F > Cl >Br > I
AC
3.依据元素周期表及元素周期律，下列推测正确 的是( B ) A．H3BO3的酸性比H2CO3的强 B．Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强 C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强 D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子 序数：R>M
4．X、Y、Z是三种短周期元素，其中X、Y位 于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最 外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外 电子数比Y原子少1。下列说法正确的是(双选) ( ) A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z<Y<X B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可 表示为H3YO4 C．三种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物 最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z>Y>X
体现 (3)位置―――→原子结构和元素性质 或推测 同一周期(左→右)→最外层电子数递增→非金 属性增强，金属性减弱
化学元素周期表及其应用
化学元素周期表及其应用化学元素周期表是化学家们总结出来的描绘元素基本属性和化学反应规律的工具。
其基本结构是由一系列化学元素按照元素电子结构、化学性质、物理性质等方面的相似程度排列而成的表格。
元素周期表的创制者是俄国化学家陀马斯·门捷列夫，他的贡献在于整合了许多化学研究的成果，形成了元素周期律的基础框架。
本文将简要介绍周期表的结构、元素分类、周期性规律以及在实际应用中的重要性。
一、周期表结构原始的周期表只包含了几十个元素，但随着科技的发展和人类对自然的认知加深，它一直在扩展。
现代周期表中已知的化学元素数量已经超过 100 种，并被进一步细化和分类。
元素周期表的基本结构如下：1. 头部、脚部和两侧区域：头部指周期表的最上方，包括 H （氢）和 He（氦）两个元素；脚部指周期表的最下方，包括反应性很强的金属元素和非金属元素；两侧指周期表的左右两侧区域，包括难分类的元素群。
2. 周期：周期指在水平方向上排列的一排元素，周期表中一共有七个周期。
每个周期按照元素电子结构的变化而命名为 K, L, M, N, O, P, Q 周期。
在周期表中，元素的电子结构随周期逐渐归一，即每个周期中所有元素最外层电子的数目和位置一致。
3. 主族和副族：周期表竖排排列的元素被称为族，它们按照元素电子结构中最外层电子数的不同被分为主族与副族两类。
主族元素的最外层电子数目相同，例如第一族元素（氢、锂、钠等）的最外层电子数目是1；而副族元素的最外层电子数目不同，但皆存在于同一能级，例如第一副族元素（镁、钙、锶等）的最外层电子数目是2。
二、周期性规律元素周期表是研究元素化学特性和物理性质规律的重要工具。
下面介绍几个周期表中最为重要的周期性规律。
1. 周期性：在周期表中，不同周期中的元素有着越来越大的原子半径和重量。
而周期表中的主族元素的最外层电子数目随周期号逐渐增加，这是周期性变化的一个很好的例子。
2. 原子半径：原子半径指原子中心到最外层电子所在轨道边缘的距离。
元素周期表及其应用
2 8 18 7
第四周期 第ⅦA族
决定
元素在周期表中的位置
原子结构
决定
性质
较强的非金属性
原子结构
决定 反映
元素性质
反映
决定
反映
决定
元素在表中位置
二、认识同周期元素 的递变规律
金属性和金属活动性
金属活动性是指金属单质的一种性质，它反映 了金属在水溶液中失去电子形成阳离子能力的 大小。 金属性是指元素的原子失去电子成为阳离子的 能力的强弱，它是原子固有的一种性质。 金属性可用来描述金属元素,也可用来描述非金 属元素,而金属活动性则只能用来描述金属单质, 不能用来描述非金属元素或非金属单质. 金属性强的元素，一般来说它的活动性也大， 但也有不一致的情况。例如Na与Ca、Sn与Pb、 Cu与Ag。
加稀硫酸 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液
现象：
金属元素性质
Na
Mg
Al
跟沸水反应 跟酸较为 单质和水（或酸） 跟冷水剧 放H ；跟酸 迅速反应 2 烈反应 的反应情况 剧烈反应放 放H2 H2
最高价氧化物对 NaOH强碱 应水化物碱性 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性 氢氧化物
HF
最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是
F
HClO4
氟是最活泼的非金属元素、无正价的非金属元素、无含氧酸 的非金属元素、无氧酸可腐蚀玻璃的非金属、组成气态氢化物 最稳定的非金属元素、也是阴离子的还原性最弱的非金属元素
金 属 性 增 强
19钾
Rb
37铷 Cs
55铯
非 金 属 性 减 弱
9氟 Cl
17氯 Br 35溴 I 53碘
元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性
元素周期表及其应用
逐渐增强
逐渐减弱
练习
2、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个 或2个电子的元素是 （ D） A．金属元素 B．稀有气体元素 C．非金属元素 D．无法确定为哪一类元素
练习
3、A、B、C是周期表中相邻的三种元素且原子序数依 次增加，其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三种 元素原子最外层电子数之和为17，质子数之和为31，则 A、B、C分别为什么元素？
1→8 逐渐增多 逐渐减小 逐渐升高 逐渐减弱
逐渐增强
同主族元素即同一纵行元素，最外层电 子数相同，随着核电荷数的递增
电子层数 原子半径 化合价
非金属性（得电子能力）表1-6 氧化性 金属性（失电子能力）还原性
逐渐增多
逐渐增大
基本相同 逐渐减弱 逐渐增强
以第ⅧA族为例：
F
非金属性逐渐减弱
1.单质氧化性逐渐减弱
第VIII 族： 三个纵行，位于Ⅶ B 与ⅠB中间 0族：
稀有气体元素
主族序数 = 最外层电子数 =最高化合价
2．找出氮、硫、钠、铝、氖等元素在元素 周期表中的位置(所在的周期和族)，分析这 些元素的原子核外电子层数、最外层电子 数和元素所在的周期序数的关系。
除氖元素外，其他各元素原子的最外层电 子数与该元素所在的族序数有什么关系?
一、我们因梦想而伟大，所有的成功者都是大梦想家：在冬夜的火堆旁，在阴天的雨雾中，梦想着未来。有些人让梦想悄然绝灭，有些人则细心培育维护，直到它安然度过困境，迎来光明和希望，而光明和希望 总是降临在那些真心相信梦想一定会成真的人身上。——威尔逊
二、梦想无论怎样模糊，总潜伏在我们心底，使我们的心境永远得不到宁静，直到这些梦想成为事实才止；像种子在地下一样，一定要萌芽滋长，伸出地面来，寻找阳光。——林语堂 三、多少事，从来
元素周期表和元素周期律的应用 课件 高一上学期化学人教版(2019)必修第一册
小试牛刀
3、运用元素周期律分析，下列推断中错误的是 D
A. 已知Ra是第七周期第IIA族元素，故Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱 性强
B. 已知As是第四周期第VA族元素，故AsH3的稳定性比NH3的稳定性弱 C. 已知Cs是第六周期第IA族元素，原子半径比Na的原子半径大，故Cs
2．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
如何变化？
(1)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( × )
(2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7( ×) (3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强( ×) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物，与氨水、盐酸均可反应( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀( √ ) (6)元素的氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强
1、X、Y、Z均是短周期元素，X、Y位于同一周期，X、Z的
最低价离子分别为X2-和Z-，且Y+和Z-离子具有相同的电子层结
构．下列说法正确的是（D ）
X、Y、Z的位置是？
A. 原子最外层电子数：X>Y>Z 正确顺序？
B. 对应气态氢化物的稳定性：X>Z 如何比较？
C. 离子半径：X2->Y+>Z- 正确顺序？
同周期:递变性
一、元素“位置—结构—性质”之间的关系
1.结构与位置的互推 工具：(1)电子层数=周期数。
(2)质子数=原子序数。 (3)主族元素原子最外层电子数=主族序数。 (4)主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),最低负价=主族序数-8。
元素周期表和元素周期律的应用
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演讲人姓名
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C
X、Y是元素周期表中Ⅶ A族中的两种元素,下列叙述中能说明X的非金属比Y强的是 （ ） X原子的电子层数比Y原子的电子层数多 X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低* X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
Thank y2、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数， D 最外层电子数，E 电子层数 。填写下列各空：
⑴ 原子(核素)种类由_____决定
⑵ 元素种类由_____决定
⑶ 元素同位素由 _____决定
⑷ 元素在周期表中的位置由______决定
⑸ 元素的原子半径由_______决定
⑹ 元素主要化合价由______决定
⑺ 元素的化学性质主要由______决定
⑻ 价电子通常是指_______
A B
A
B
D E
A E
D
D
D
门捷列夫于1869年提出
“元素的性质随着原子量的递增而呈周期性的变化”的元素周期律，并编制了第一张《元素周期表》。
01
他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似 氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” ……“按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写 下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。
元素周期表及元素周期律 的三大意义
⑵研究发现新物质
预言新元素，研究新农药，寻找新的半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料、寻找新的矿物质。
自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性 逐渐减弱。
非金属性逐渐增强
As Te Po At 非金属性逐渐增强
元素周期表与元素周期律的应用
同主族元素化合价特点
请写出下列化合物中N和P的化合价
-3
-3
NH3 PH3
对比N和P的最高价可以发现什么规律？
结论：非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电 子数；而它的最低负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的 电子数。即，最高正价与最低负价绝对值之和为8（H则为2）
NaOH、Na2CO3、Na2O、KCl、LiCl等 化合物中，碱金属的化合价均为+1价。
碱金属元素的最外层电子数等于其在化 合物中的最高正价等于主族序数
2
同主族元素化合价特点
请画出B和Al的原子结构示意图 并预测其氯化物的化学式应该如何书写
BCl3
AlCl3
+4
CO2
+5
HNO3
+5
P2O5
规律总结：主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数， 因为族序数与最外层电子数相同（O、F除外）
4
同主族元素化合价特点
ⅠA
ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
ⅦA
+1
+2
+3
+4
+5Байду номын сангаас
+6
+7
最低负价：-1
无正价 无正价
最低负价：
-4
-3
-2
-1
规律总结
温故：同一周期，从左到右核电荷数依次增多，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，金属 性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 知新：同一主族，从上到下，电子层数逐渐增多 ，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 。
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同种元素原子形成的粒子，核外电子数越多，粒
子半径越大。
如r(Na+)<r(Na)；
r(Cl—)>r(Cl)
；
(2H.不) ①同>同元rr((周素FH期粒e+))元子>。素半r(，径Fe原的2+子比)序较>r数：(F越e大3+，)、原r子(H半—径)越>小r(
仅
限主族元素)。如
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)
氧化物化学式 Ga2O3 电子层数： 原子核外有四个电子层 氯化物化学式 GaCl3 最外层电子数： 有三个电子
是金属元素和非金属呢？最高价氧化物的 水化物的酸碱性与铝的比较强弱?
铝 2.70
660.37℃（熔点）
26.98（相对原子量）
锌 419.58℃ 类铝?
65.41
锗 5.32
937.4℃
的?
硅
2.它是一种具有什么性能的材料? 半导体
3.最初使用的锗也是有此性能的材料,镓和
硒也有.查阅周期表,找出它们分别在周期
表中的位置,得出什么结论?为什么?
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
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
元素 Na Mg Al Si P
S
Cl
氧化物 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
水化物 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸碱性 强碱 中强碱 两性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
如：r(S2—)>r(Cl—) >r(K+)>r(Ca2+)、 r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r （Al3+）。
④稀有气体元素的原子，半径比与它相邻的卤素原 子的原子半径大，如r(Ar) >r(Cl)。
⑤核电荷数、电子层数、电子数都不相同的粒子，一 般可以通过一种参照粒子进行比较。
复习回顾：
非金属性依次增强
得电子能力依次增强
依 次 增 强
原 子 半 径 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 减 小
得 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金 属 性 依 次 增 强
原子半径依次增大
失电子能力依次增强
金属性依次增强
第三周期元素的最高价氧化物对应水化物酸碱性
72.64
铟 156.61℃
114.8
类铝（Ea） 镓（Ga）
1871年门捷列夫预言 1875年发现后测定
原子量约为69
原子量约为69.72
密度约为5.9~6.0g/cm3 密度约为5.94g/cm3
熔点应该很低 熔点为530.1℃
可用分光镜发现其存在 镓是用分光镜发现的
最高价氧化物Ga2O3 最高价氧化物Ga2O3
强
金属性逐渐增强
Po At
（1）半导体材料
结论:在金属和非金属楼梯型交界处 附近寻找半导体材料,如锗.硅等.
（2）催化剂
① 汽车尾气处理: 铂-铑 2NO+2CO==2CO2+N2
②有机物催化加氢:
C2H2+2H2
NCi2H6
加热
此类反应中也可使用Pd或Pt代 替Ni为催化剂
铁触媒
③合成氨工业: N2+H2
1.通过位置预测新元素的性质和原子结构
原子序数 : 116 周期表中位置 : 第七周期 VI A族 核外电子层数: 7 最外层电子数: 6 最高正价: +6
最高价氧化物: MO3 最高价氯化物: MCl6 是否为金属元素? 是否为放射性元素?
2.寻找特定的材料或某一用途的材料
思考:
1. 太阳能电池板,是用什么元素的单质制作
（4） 在元素周期表的右上角，寻找 制取农药的元素。
此外,在工业致冷剂的研制,矿物的寻 找,农药的制造等方面,元素周期律和元素周 期表均有非常重要的指导作用.
3、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
结构
位置
决定
反映
反映
反映
决定
决定
性质
注意：解题过程中应注意的问题 (1)原子结构与元素周期表
①核外电子层数＝周期序数。 ②主族元素的最外层电子数＝主族序数。 (2)化合价与元素周期表 ①主族元素最高正价(O、F除外)＝主族序数
如铝原子和氧原子，可以通过硼原子转换， r(Al)>r(B) >r(O)，
也可以通过硫原子转换，r(Al)>r(S) >r(O)。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、通过位置预测原子结构和元素的性质
思考:你能推出“类铝”（铝的下方）即镓的哪些 性 化合质价?原子结构+?3Ga 原子序数: 13+18=31
易→难
(6)气态氢化物的稳定 不稳定→ 稳定→不
性
稳定
稳定
同周期元 同主族元
性质
素从左到 素从上到
右
下
(7)最高价氧化物的水 化物的酸性
碱性减弱，酸性逐渐增强
元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl
最外层电 子数
1
2
3
4
5
6
7
最高正化 合价
＋1
＋2
＋3
_＋__4
＋5
＋6 ＋__7_
最低负化 合价
－4 －3 －2 －1
粒子半径的比较：
1.同种元素粒子半径大小比较：
同一周期各元素，阴离子半径一定大于阳离子半
径 如r(O2—) > r(Li+)。
②同主族元素，电子层数越多， 原子半径越大，同 价 态的离子半径大小也如此 如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)， r(F—)<r(Cl—)<r(Br—)<r(I—)，
③电子层结构相同（核外电子排布相同）的不同粒 子，核电荷数越大，半径越小。
NH3
④工业制硫酸: SO2+O2
V2 O5
SO3
结论:在过渡元素中寻找催化剂材料.
（3）耐高温.高强度.耐腐蚀的合金材料
钛. 钼. 钨. 铬 等可以用来合成此类合金. 飞机起落架: 钛. 钒. 铁. 铝 组成的多钛 合金 飞机发动机叶片: 镍. 铁. 碳. 钴 组成的 镍钴合金.
结论:从过渡元素中寻找此类合 金材料.
＝最外层电子数。 ②主族元素中最低负价绝对值＝8－主族序数
(限第ⅣA～ⅦA族)。
3．元素性质的周期性变化
同周期元 同主族元
性质
素从左到 素从上到
右
下
(1)原子半径
大→小 小→大
(2)得电子能力
弱→强 强→弱
(3)氧化性
弱→强 强→弱
(4)非金属性
弱→强 强→弱
(5)生成气态氢化物的 难易程度
难→易