1-4 元素周期律
元素周期表(上课用1)
族序数用罗马数字表示，且后面加A或B
活动三、周期表结构
ⅢA
0
2He
10Ne
ⅢB ⅣBⅤBⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
18Ar
36kr
54Xe
86Rn
118
活动三、周期表结构
ⅢA
0
2He
10Ne
ⅢB ⅣBⅤBⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
18Ar
36kr
ห้องสมุดไป่ตู้
都易和氧 钾比钠反应 气反应， 更剧烈，生 失去电子， 成物更复杂 表现强还 原性
都和水反 应生成碱 （强碱） 放出氢气
钾比钠反应 更剧烈，
钾与水的反应
（3）碱金属原子结构与化学性质的关系
①相同点：碱金属元素最外层电子都为_1____，容易 __失__去_,在化学反应中作_还__原__剂_，表现出强的
加入CCl4
加CCl4振荡后CCl4 层变紫红色
Cl2 + 2KI == I2 +2KCl
2.向KI溶液中 滴加溴水,振荡 后加入CCl4
溶加液CC由l4无振色荡变后棕CC黄l4，溴水和KI反应生成了I2
层变紫红色
Br2 + 2KI == I2 +2KBr
氧化性强弱顺序： F2 ＞ Cl2＞Br2＞ I2
5.俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击
含95个质子的镅原子，结果4次成功合成第4七个周第期115号
元素的原子。这4个原子生成数微秒第后七衰周期变成Ⅴ第1金1属3
第七周期
号元素。下列有关叙述正确的是(B )
Ⅲ
金A 属
A
×A．115号元素在第六周期115=118-3
第一节元素周期表
碱金属的物理性质的比较
颜色 硬度 密度 Li Na K Rb Cs 均为银白色（Cs略带金色） 柔软 较小
相 似
点
熔沸点
ⅠA
0
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
主族序数=最外层电子数
注 意
周 七 —— 2 种 第 1周期 总结: 期 主 短周期 第 2周期 —— 8 种 表 七 副 —— 8 种 里 和 第 3周期 —— 18 种 数 零 周期 第 4周期 周 族 （7个） —— 18 种 第 5周期 期 ， 长周期 —— 32 种 第 6周期 ， 最 后 第 7周期 —— 26 种 1 莫 2 忘 共 7 个主族，包括短周期和长周期元素 主族 3 第 副族 共 7 个副族，只包括在长周期中 4 族 5 族 第VIII族 包括第8、9、10 纵行 。 （16个） 6 0族 稀有气体元素 7 Ⅷ
（A） 2
3 11 19ຫໍສະໝຸດ 4（B）2 10 11 18 19
（C）
6 11 12 13 24
（D）
6 14 31 32
7
练习与思考：
3.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
4.下列说法中正确的是（C ） A.每一周期的元素都是从碱金属开始， 最后以稀有气体结束 B.同一周期中(除第一周期外)，从左 到右，各元素原子核的电子数都是从1 个逐渐增加到8个 C.第二、三周期上下相邻元素的原子 核外电子数相差8个 D.第七周期只有23种元素
元素周期表助记词
横行叫周期，共有七周期； 三四分长短，第七不完全。 纵行称作族，共有十六族； 二、三分主副，先主后副族； VIII族最特殊，三行是一族； 二次分主副，副后是主族。 一、八依次现，一、零再一遍。 锕、镧各十五，均属IIIB族。
元素周期表1
银白色, 柔软
银白色, 柔软 银白色, 柔软
180.5 1347
97.81 882.9 63.65 774
铷 铯
Rb Cs
37 55
银白色, 柔软 略带金色光泽, 柔软
1.532 1.879
38.89
688
28.40 678.4
碱金属的物理性质的比较
Li 相 似 点 颜色 硬度 密度 熔沸点 Na K 柔软 较小 较低 Rb Cs
第53号元素： 53-36=17
第五周期第ⅦA 族。
发现了化学元素周期律。他在前人的基础上，总 结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物） 的性质随着原子量（相对原子质量）的递增而呈周期性 的变化,这就是元素周期律。他根据元素周期律于1869 年编制了第一个元素周期表，把已经发现的63种元素全 部列入表里，从而初步完成了使元素系统化的任务。元 素周期律的发现激起了人们发现新元素和研究无机化学 理论的热潮，元素周期律的发现在化学发展史上是一个 重要的里程碑，人们为了纪念他的功绩，就把元素周期 律和周期表称为门捷列夫元素周期律和门捷列夫元素周 期表。1955年科学家们为了纪念元素周期律的发现者门 捷列夫，将101号元素命名为钔。
2、下列各图若为元素周期表中的一部分 （表中数字为原子序数），其中X为35的是 AD
2、推算原子序数为6,13,34,53的元素在
周期表中的位置。
第6号元素： 6-2=4 第二周期第ⅣA 族。 第三周期第ⅢA 族。 第四周期第ⅥA 族。
第13号元素： 13-10=3 第34号元素： 34-18=16
不同横行中最外层电子数相同的元素按电 子层数递增的顺序由上到下排成纵行（除 第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余 每个纵行为一族）。 主族序数＝最外层电子数
元素周期律123
氧化性与还原性 氧化性增强，
氧化性减弱
同一周期元素：电子层数相同。从左向右，核电荷 数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱， 得电子的能力逐渐增强。元素的金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
同一主族元素：最外层电子数相同。自上而下，电 子层数增多，原子半径增大，失电子的能力逐渐增 强，得电子的能力逐渐减弱。元素的金属性逐渐增 强，非金属性逐渐减弱。
元素周期表中元素性质递变规律
内容 电子层数
同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）
相同
增多
最外层电子数 原子半径
从1-8 (或1-2) 从大到小
相同 从小到大
元素主要化合价 从+1--+7或-4 ---- -1
相同
金属性
减弱
增强
非金属性
增强
减弱
得失电子能力 单质
失减弱，得增强 还原性减弱
失增强，得减弱 还原性增强，
2. 研究发现新物质 (1) 预言新元素 预测它们的结构与性质
(2) 研究新农药 非金属右上方处 (3) 寻找半导体材料、催化剂、耐高温耐腐蚀材料.
金属和非金属的交界处
过渡元素
3. 论证了量变引起质变的规律性
1. 在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到 C
A、制农药的元素 B、制催化剂的元素 C、做半导体的元素 D、制耐高温合金材料的元素
（2）一般而言，电子层数越多，半径越大
（3）同种元素的不同粒子，电子越多，半径越大。
练习：4.比较下列几组微粒的半径大小
Li与C O与S Na与Na+ Cl-与Cl
Li > C S >O Na > Na+
Cl- > Cl
化学元素周期表详解
起源简介现代化学的元素周期律是1869年的德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫首创的。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序数)排列，经过多年修订后才成为当代的周期表。
常见的元素周期表为长式元素周期表。
在长式元素周期表中，元素是以元素的原子序数排列，最小的排行最先。
表中一横行称为一个周期，一纵列称为一个族,最后有两个系。
除长式元素周期表外，常见的还有短式元素周期表，螺旋元素周期表，三角元素周期表等。
道尔顿提出科学原子论后，随着各种元素的相对原子质量的数据日益精确和原子价(化合价)概念的提出，就使元素相对原子质量与性质(包括化合价)之间的联系显露出来。
德国化学家德贝莱纳就提出了“三元素组”观点。
他把当时已知的54种元素中的15种，分成5组，每组的三种元素性质相似，而且中间元素的相对原子质量等于较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。
例如钙、锶、钡，性质相似，锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子质量之和的一半。
法国矿物学家尚古多提出了一个“螺旋图”的分类方法。
他将已知的62种元素按相对原子质量的大小顺序，标记在绕着圆柱体上升的螺旋线上，这样某些性质相近的元素恰好出现在同一母线上。
这种排列方法很有趣，但要达到井然有序的程度还有困难。
另外尚古多的文字也比较暧昧，不易理解，虽然是煞费苦心的大作，但长期未能让人理解。
英国化学家纽兰兹把当时已知的元素按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无论从哪一个元素算起，每到第八个元素就和第一一个元素的性质相近。
这很像音乐上的八度音循环，因此，他干脆把元素的这种周期性叫做“八音律”，并据此画出了标示元素关系的“八音律”表。
显然，纽兰兹已经下意识地摸到了“真理女神"的裙角，差点就揭示元素周期律了。
不过，条件限制了他做进一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且他也没有考虑到还有尚未发现的元素，只是机械地按当时的相对原子质量大小将元素排列起来，所以他没能揭示出元素之间的内在规律。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律一、原子半径同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中,从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价）,第一周期除外,第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8三、元素的金属性和非金属性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增,元素的金属性递增，非金属性递减；四、单质及简单离子的氧化性与还原性同一周期中,从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强.同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱.元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱）;同一族中,从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强.六、单质与氢气化合的难易程度同一周期中，从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
七、气态氢化物的稳定性同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。
此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充：随同一族元素中，由于周期越高,价电子的能量就越高，就越容易失去,因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。
元素周期律-PPT完整版1
C.是非金属元素 D.同周期元素中原子半径最小
元素周期律-PPT完整版1PPT-精品课件 （实用 版）
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解析 某原子的最外层有7个电子，说明位于第ⅦA族，第ⅦA族元素得到一个电 子达到稳定结构，其单质具有强氧化性，故A说法正确； F没有正价，故B说法错误； 第ⅦA族为非金属元素，故C说法正确； 同周期元素从左向右原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，因此卤族元素的原子半径 是同周期中最小的，故D说法正确。
一、元素周期表的分区及化合价规律
深度思考 (1)根据周期表中元素的金属性和非金属性递变规律分析：什么元素的金属性最强？ 什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？ 提示 铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右 上角。
(2)元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，在其气态氢化物中，R元素的化合 价为__－_(_1_2－__3_n)__。
二
新课讲授
四
达标测试
元素周期律-PPT完整版1PPT-精品课件 （实用 版）
1.下列说法正确的是 A.原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素 B.某元素的离子的最外层与次外层电子数相同，该元素一定位于第三周期
√C.第三周期元素的主族序数等于它们的最高正化合价
D.最外层电子数相同的元素的性质一定相似
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第一节元素周期表
物质结构、元素周期律 元素周期表
第一节
门捷列夫与元素周期表
第一张元素周期 表是俄国化学家 门捷列夫于1869 年绘制完成的。 他将元素按相对 原子质量由小到 大排列，化学性 质相似的元素放 在一个纵行。
第一章
物质结构、元素周期律
元素周期表
第一节
一、元素周期表的结构
原子序数：依原子核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种 编号叫原子序数。
七个横行为七个周期
周期序数 = 原子电子层数 第1周期 2 种元素 短周期 (3个) （2）周期的分类 第2周期 8 种元素 第3周期 8 种元素 第4周期 18 种元素 第5周期 18 种元素
（若排满也 是32种）
第6周期 32 种元素 不完全周期 第7周期 26 种元素
长周期 (3个)
三长三短一不全
（二）卤族元素
Br2 I2
1、卤素单质的物理性质 递 变 性
颜色
F2 Cl2
状态
熔沸点 密度
相 似 性 都有颜色 熔沸点较低 不易溶于水(除F2) 易溶于有机溶剂
气
浅 → 深 低 →
小 →
→ 液 → 固
Br2
I2
高
大
注意：溴、碘单质在不同溶剂中的颜色 Br2 I2 水溶液 黄（稀）→ 橙色（浓） 深黄（稀）→褐色（浓） 油（CCl4、苯等）溶液 橙红色 紫红色
（2）卤素与水反应
与水反应 F2 Cl2 Br2
剧烈反应，生成氟化氢和氧气 2F2+2H2O＝4HF+O2
与水缓慢反应 Cl2+H2O＝HCl+HClO 与水反应更弱 Br2+H2O＝HBr+HBrO 与水只微弱反应 I2+H2O＝HI+HIO
第一节元素周期表
例：Cl元素相对原子质量的计算 同位素的相对原 同位素 子质量(Mi)
35 17 37 17
丰度(ai) 75.77%
24.23%
Cl Cl
34.969
36.966
Cl元素相对原子质量=M1×a1 + M2×a2
= 34.969×75.77% + 36.966×24.23% = 35.453 Cl元素近似相对原子质量= A1×a1 + A2×a2 = 35×75.77% + 37×24.23% = 35.485
Rb
Cs
与H2O反应
剧烈， 生成H2
更剧烈， 轻微的爆 遇水立即 遇水立即 炸，生成 燃烧，爆 燃烧，爆 生成H2 H2 炸 炸
结论
同一主族，自上而下，金属性增强。
（2）递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不 同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大 .
③碱金属物理性质
元素 名称 锂 钠 钾 铷 铯 元素 符号 核电 荷数 颜色和状态 密度 g/cm3 0.534 0.97 0.86 1.532 1.879 熔点 O C 沸点 O C
随着核电荷数的增加，原子半径 递增 试从卤素的原子结构讨论它们的化学性质
②卤素的化学性质
1)卤素与金属反应
2Na+X2=2NaX
X=F、Cl、Br、I
2)卤素与氢气反应
名称
F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
冷暗处爆炸 光照或点燃 高温 高温、持续加热 缓慢进行
方程式
H2+F2====2HF H2+Cl2=====2HCl H2+Br2======2HBr H2+I2======2HI
原子结构与元素周期表 (1)讲解
ds区元素
ⅠB和ⅡB族
价层电子构型是(n－1)d10ns1～2，即次
外层d轨道是充满的，最外层轨道上有1～ 2个电子。它们既不同于s区，也不同于d 区，故称为ds区，它包括ⅠB和ⅡB族， 处于周期表d区和p区之间。它们都是金属， 也属过渡元素。
f区元素
镧系和锕系元素
最后1个电子填充在f轨道上，价电子构型
金属，容易失去电子形成+1 或+2价离子。
元
外围电子排布
周素
期 数 ⅠA－ⅡA ⅢB－Ⅷ ⅠＢ－ⅡＢ ⅢＡ－ ０族
目
ⅦＡ
１2
1S1
1S2
２8
２S1－2
2S22p1 －5 2S22p6
３ 18 ３S1－2
3S23p1 －5 3S23p6
４ 18 ５ 32 ６ 32
４S1－2 ５S1－2 ６S1－2
３d1－9 4s2 4d1-9 5s2
p区
S区
d区
ds区
下午12时23分
f区
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（H除外）
p区 ⅢA～ⅦA族和0族元素 ns2np1～6
大多为非金属
d区 ⅢB～ⅦB族和Ⅷ族 (n－1)d1～ ds ⅠB、ⅡB族 1(n0n－s11～)2d10ns1～2 区 镧系和锕系
金属 0 2 3 14 15 30 ？
元素 数目
31
由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填 充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不 是单调的，每一周期里元素的数目不总是一 样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。 因而，我们可以把元素周期系的周期发展形 象的比喻成螺壳上的螺旋。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
知识网络 中子N原子核质子Z原子结构 ：电子数（Z 个）核外电子 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、原子结构示意图随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）元素周期律 ②、原子半径的周期性变化③、元素主要化合价的周期性变化④、元素的金属性与非金属性的周期性变化①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七主七副零和八三长三短一不全最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：Li<Na<K<Rb<Cs具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：F --<Cl --<Br --<I --4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
人教版高中化学必修 化学2 第一章 第一节 元素周期表(第1课时)
6
55
56
5771
72
73
74
75 76
77 78 79
80 81
82
83
84 85 86
7
87
88
89103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧系
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
锕系
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
VIII
IB
IIB
Sc
Ti
21 钪 22钛
V 23钒
1
2
IA H 1氢 Li 3锂 Na 11钠 K 19钾
IIA Be 4铍 Mg 12镁 Ca 20钙
3
4
2020/4/25
Cr 24铬
Mn 25锰
Fe 26铁
Co 27钴
Ni 28镍
Cu 29铜
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al 13铝
IVA C 6碳 Si 14硅
另外，特别族名称：第ⅦA 族—卤族元素
第 0 族—稀有气体元素
2020/4/25
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
18
一、元素周期表
课堂小结： 1、元素周期表的结构：
七主七副七周期，Ⅷ族零族镧锕系。
2、元素原子结构与其在周期表中位置的关系：
第一章1元素周期表
（4）碱金属的物理性质
元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯 元 素 符 号 Li Na K Rb Cs 核 电 核 数 3 11 19 37 55 颜色和状态 密度 3 （g/cm ） 熔点 。 ( C) 沸点 。 （ C）
银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软 略带金色光 泽，柔软
出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金
属性越强。
已知金属A可与冷水反应，金属 B和热水才能反应，金属C和水不能 反应，判断金属A、B、C金属性强 弱如何？
金属性
A〉 B〉 C
元素金属性强弱判断依据：
a、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的 难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
b、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱 性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越 强。
化学必修2 第一章 物质结构 元素周期律
1
元素周期表（3课时）
德米特里·门捷列夫，19世 纪俄国化学家，他发现了元素周 期律，并就此发表了世界上第一 份元素周期表。1907年2月2日， 这位享有世界盛誉的俄国化学家 因心肌梗塞与世长辞，那一天距 离他的73岁生日只有六天。他的 名著、伴随着元素周期律而诞生 的《化学原理》，在十九世纪后 期和二十世纪初，被国际化学界 公认为标准著作，前后共出了八 版，影响了一代又一代的化学家。
已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中 强碱、 Al(OH)3为两性氢氧化物， 则Na、Mg、Al的金属性强弱顺序 如何？
金属性
Na〉Mg〉Al
元素金属性强弱判断依据：
a、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的 难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
一轮复习 元素周期律元素周期表
• •
•
5、元素周期表的应用
1.寻找用于制取农药的元素 2.寻找半导体材料
3.寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料
二、元素周期律:
元素的性质随原子序数的递增而发生周期性的变化， 这一规律叫元素周期律 每一周期最外层电子 1、原子核外电子排布的周期性变化 数由1到8（第一周
+6 2 4
期 1到 2）
2、原子半径周期性变化
1 电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小 2 电子层数相同，核电荷数越大，半径越小 3 电子层数不同，层多半径大 4 原子核相同，化合价高的半径小 注：Li的半径大于第三周期Al---Cl
比较下列微粒的半径的大小：
（1）Ca
> (3) Cl- > Cl
AI
(2)
Na+
<
Na
3、金属元素与非金属元素渐变界线图
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA
非金属性逐渐增强
ⅥA ⅦA
非 金 属 性 逐 渐 增 强
0
1
2 3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si Ge As Sb
金属性逐渐增强
Te Po At
1、 原子35X处于周期表中 它的原子核中有 45 个中子
四
周期 ⅦA 族
C．x＋8
D．x＋18
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别为m和n，则 下列关于m和n的关系不正确的是____________(填序号)。 A．n＝m＋1 C．n＝m＋25 B．n＝m＋11 D．n＝m＋18
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B上一周期)，A、B所在周期分别有m种
第五章 物质结构
1.1.1元素周期表
族
纵行
共七个主族 副族： Ⅰ B , Ⅱ B , Ⅲ B , Ⅳ B ,Ⅴ B , Ⅵ B , Ⅶ B 共七个副族 0族： 稀有气体元素 三个纵行(8、9、10），位于Ⅶ B 第Ⅷ族：
与ⅠB中间
七主七副零八族
族的别称
2、哪周期元素种类最多？族呢？
注 意
周 —— 2 种 第 1周期 总结: 期 短周期 第 2周期 —— 8 种 表 —— 8 种 里 第 3周期 —— 18 种 数 第 4周期 周期 周 —— 18 种 第 5周期 （7个） 期 长周期 —— 32 种 第 6周期 ， 第 7周期 —— 32 种 1 2 共 7 个主族，包括短周期和长周期元素 主族 3 共 7 个副族，只包括在长周期中 4 副族 族 5 第VIII族 包括第8、9、10 纵行 6 （16个） 0族 稀有气体元素 7
卤素的用途
卤素在工业生产、大众生活领域和科学 研究中有着广泛的用途
SF6是很稳定的气体，在高温下也不分解， 氟 ：
因此可作为理想的气体绝缘材料。大量的氟气用 于制取氟的有机化合物，如氟利昂-12(CCl2F2)用 于制冷剂，CCl3可用作杀虫剂，CBr2F2可用作灭火 剂。液态氟也是火箭、导弹和发射人造卫星方面 所用的高效燃料。
难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性 强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。 3、可以根据对应阳离子氧化性强弱判断。金属 阳离子氧化性越弱，则单质金属性越强。
卤族元素
小资 料
氟的发现是一篇悲壮的历史
氟是卤族中的第一个元素，但发现得最晚。从1771年瑞典化 学家舍勒制得氢氟酸到1886年法国化学家莫瓦桑分离出单质氟经 历了100多年时间。 在此期间，戴维、盖· 吕萨克、诺克斯兄弟等 很多人为制取单质氟而中毒，鲁耶特、尼克雷因中毒太深而献出 了自己的生命。
元素周期律+元素周期表
元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。
质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。
电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。
周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。
主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。
副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。
元素周期律： 定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。
发现者：门捷列夫。
内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。
同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。
分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。
共价半径： 定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。
共价半径 < 真实半径。
⾦属半径： 定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。
⾦属半径 = 真实半径。
范德华半径： 定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。
范德华半径 > 真实半径。
适⽤范围：稀有⽓体。
②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。
同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。
③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。
特例：铍 > 硼。
氮 >氧。
镁 > 铝。
磷 > 硫。
砷 > 硒。
定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。
符号：I。
单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。
常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。
第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。
第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。
④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。
高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 元素周期表HeLi Be B C N O F Ne Na Mg24.Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223 ]Ra[226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律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个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 == 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族数 == 最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
3、物理特性：①颜色逐渐加深；②密度不断增大（Na＞K）；③熔沸点逐渐降低；④均是热和电的良导体。
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1-4 元素周期律
【本节要点】
一、元素周期律的实质
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。
三、几个规律
（1）微粒半径大小的比较：
①当最外层电子数相同（同主族）时，电子层数越大，半径越大。
②当电子层数相同（同周期）时，核电荷数越大，半径越小。
当电子层数和最外层电子数都相同(即有相同的电子层结构)时，核电荷数越大，半径越小（2）元素化合价规律：
①最高正价＝最外层电子数；
②最高正价数和负化合价绝对值之和为8。
③在化合物中，氟元素只有负价；氧元素一般不显负价；金属元素只有正价；
（3）元素性质、存在、用途的特殊性
①最高正价不等于族序数的元素是：O、F；
②形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C；
③空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N；
④常温下呈液态的非金属单质元素是：Br；
⑤最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：Be、Al；
⑥元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是：N；，
⑦元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是：S；
⑧元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：S。
(4）元素周期表在科技上的指导作用
①在金属与非金属分界线左下方为金属元素（H除外），右上方为非金属，所以分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性，既能与酸反应，又能与碱反应（如Be、Al等）
②还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。
③在金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。