元素周期表及周期律
元素周期律和元素周期表
AD
4、同一主族的两种元素的原子序数之差不可能 是（ ） D A、16 B、26 C、36 D、46
5、某周期IIA族元素的原子序数为x，则同周期的 IIIA 族元素的原子序数为( )D A、只能是x+2 B、可能是x+8或x+18 C、只能是x+1 D、可能是x+1或x+11或x+25
6、国际无机化学命名委员会在1989年作出决
主族序数=最 外层电子数
零 族 （ 1 个） 稀有气体 元素 （最右边一个纵行）
归纳：三短三长一不全；七主七副零Ⅷ族
元素的种类及稀有气体元素的原子序数
周期序数 元素种类 稀有气体 原子序数 1 2 2 8 3 8 18 4 18 36 5 18 54 6 32 86 7 (32) (118)
2 10
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 弱酸 中强 强酸 最强 物的酸碱性 氧化物 酸 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性和非 金属性递变 随着原子序数的递增，金属性逐渐减弱，
34号：
第三周期第ⅢA 族。
第四周期第ⅥA 族。
53号：
第五周期第ⅦA 族。
2、 主族元素在周期表中所处的位置，取 决于该元素的 （A）最外层电子数和原子量 （B）原子量和核外电子数 （C）次外层电子数和电子层数 （D）电子层数和最外层电子数
D
3、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
元素周期律和元素周期表
结论1：随着核电荷数的递增，
元素周期表和周期律
指导材料科学
元素周期律在材料科学中有着广泛的 应用，如合金设计、催化剂选择等。
指导化学反应预测
根据元素周期律，可以预测不同元素 之间的化学反应可能性、反应速率和 产物等。
PART 03
元素周期表中的元素分类
REPORTING
活化能
随着原子序数的递增，元素的活化能呈现一定的周期性变化，影响着化学反应 的能量需求和反应速度。
PART 06
元素周期表与材料科学
REPORTING
WENKU DESIGN
金属材料的性质与应用
金属材料的物理性质
蚀性。
核外电子排布
原子序数决定了元素的核 外电子排布，进而影响元 素的性质。
元素性质
随着原子序数的递增，元 素的性质呈现周期性的变 化。
元素性质的周期性变化
01
电负性
在同一周期中，随着原子序数的递增，元素的电负性逐渐增强；在同一
族中，随着电子层数的增加，元素的电负性逐渐减弱。
02
原子半径
在同一周期中，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小；在同一族中，
1863年，英国化学家 威廉·奥德姆提出了“ 二元体系”分类法， 即将元素按照性质和 原子量进行分类。
1869年，俄国化学家 门捷列夫提出了第一 张元素周期表，将元 素按照原子量递增的 顺序进行排列，并预 测了一些尚未发现的 元素。
元素周期表的构成与排列
现代元素周期表由长周期和短 周期两个主要部分组成，长周 期包括镧系和锕系，短周期包
2
元素周期表中的一些预测结果并不完全准确，例 如某些元素的性质和位置不符合周期规律。
元素周期表和元素周期律
周 纵向
ⅠA到ⅦA
期 18个纵行 7个副族（仅由长周期元素组成的族）ⅠB到ⅦB
表
第VⅢ族（3个纵行，含Fe、Co、Ni等9种元素）
0族（稀有气体元素）
思考1 ：16个族的排列顺序如何？ 2个1到8
思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？
思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
元素周期律和元素周期表
知识回顾：元素周期表的结构
七个横行七周期，三短三长一不全； 十八纵行十六族，七主七副八和零。
元
横向 7个周期
3个短周期（第1、2、3周期）元素种数2、8、8 3个长周期（第4、5、6周期）元素种数18、18、32 1个不完全周期（第7周期） 目前排有26种元素
素
7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）
5s25p6
6 32
6s2
6s26p6
1、1－6周期元素外围电子排布
随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期
性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布 重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化
一、原子核外电子排布的周期性变化
2、元素周期表的分区
按照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
（2）确定元素在化合物中的化合价。
（3）确定元素金属性、非金属性的强弱。
I1越大 则元素的非金属性越强 I1越小 则元素的金属性越强
三、元素电负性周期性变化
1、定义 用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。 2、衡量标准 F-4.0
问题解决
化学元素周期表,元素周期律精读笔记
一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.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结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，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8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
1-2 元素周期律和周期表
性质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸） 的反应情况
与冷水反应缓慢，与沸 与冷水剧烈反 与酸迅速反应放 水迅速反应，放出氢气， 应放出氢气 出氢气 与酸剧烈反应放出氢气
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
金属性的强弱: Na > Mg > Al
内容 原子半径 电子层结构 失电子能力 得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 大→小 电子层数相同、 最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大 小→大 电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
最高正价+1→+7 最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱 水化物酸碱性 酸性逐渐增强 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
元素性质呈周期性变化
归纳出
原子半径 大→小 (稀有气体元素突然增大)
化合价：+1→+7 －4→－1 (稀有气体元素为零)
元素周期律
3.微粒半径大小的判断规律 一层、二核、三电子
影响 半径 大小 的因素
①电子层数： 电子层数越多，原子半径越大 ②核电荷数： 当电子层数相同时核电荷数增多，使原子 半径有减小的趋向。 ③核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子 半径有增大的倾向。
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA
ⅥA ⅦA
0
1
2 3 4 5 6 7
金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
化学元素周期表与周期律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属
非金属
判断元素金属性强弱的方法
①单质与水或酸反应置换出氢气的难易 程度；
②最高价氧化物对应水化物（即氢氧化 物）碱性的强弱； ③按金属活动性顺序表
④金属间的置换反应；
⑤金属阳离子的氧化性的强弱；
原子序数 元素符号 单质与水(或 酸)反应情况 氢氧化物 碱 性强弱
化学元素周期表与周期律
1﹑元素周期表的编排
㈠编排依据： 元素周期律 ㈡编排原则：
⑴ ⑵ 按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的元素排列成一个横行.
⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增 的顺序从上到下排成纵行.
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 三个短周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 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
三个长周期
第6周期 32种元素 一个不完全周期 第7周期，应有32种元素， 现有26种元素。
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA-VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB-VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
同周期元素，从左向右，随着原子序数的递增， 减小 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 增强 增强 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 减弱 减弱 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 增强 金属性依次____。
同主族元素结构和性质的递变：
同主族元素，从上到下，随着原子序数的递增， 增大 原子半径依次____，原子核对核外电子的吸引能 减小 减弱 力依次_____，故原子得电子能力依次_____，失 增强 增强 电子能力依次_____，所以金属性依次_____，非 减弱 金属性依次_____。
元素周期律
元素周期表
1.周期
元素周期表有7个横行，也就是7个周期。具有相 同的电子层数，而又按照原子序数递增的顺序排 列的一系列元素，称为一个周期。 周期的序数就是该周期原子具有的电子层数。 各周期里元素的数目不同，第一周期只有2个元 素，第二、第三周期各有8个元素。第四、五、 六、七周期元素都比8个元素多。第一、二、三 称为短周期，其余称长周期。
微粒半径大小比较的一般规律 1.先看电子层，电子层数越多，半径越大 2. 电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越 大，半径越小。 3. 电子层数相同，核电荷数也相同，看最外 层电子数，电子数越多，半径越大。
四.元素主要化合价的周期变化
原子序数
元素名称
1
氢
2
氦
3
锂
4
铍
5
硼
6
碳
7
氮
第16号元素是硫也是非金属。它的最高价氧化物是 SO3,SO3对应的水化物是H2SO4。硫酸是一种强酸。在 加热时硫可以与氢气化合，生成气态氢化物硫化氢。
第17号元素氯也是非金属。它的最高价氧化物是Cl2O7, 对应的水化物是HClO4,它是已知酸中最强的酸。氯气与 氢气在光照或点燃时会发生爆炸而化合，生成气态氢化 物氯化氢。
一.核外电子 排布的周期性
部分元素原子 的电子层排布
通过上表可以发现，每隔一定数目的元素，会重复出 现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。也就是 说，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈 周期性的变化。
原子半径的周期性变化 同一周期内，从ⅠA到ⅦA（卤族）随着原子序数的递 增，原子半径由大变小。如Na原子的半径为： 1.86×10 -10米递减到0.99×10 -10米。 同一主族内，从上到下，随着元素电子层的增加，原 子半径增大。
-元素周期律_知识点总结
元素周期表与周期律知识总结知识结构图：一·周期表结构二·“位，构，性”的相互推导元素周期律三·原子结构四·碱金属五·卤素一.周期表结构1.元素周期表注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线B元素周期表中几个量的关系：（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（2）周期序数=核外电子层数（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8C主族元素化合价(1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同（3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=82. 推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数；（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。
最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
3推算元素的原子序数的简便方法同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）同一周期相邻两主族元素的原子序数差值4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数二.“位、构、性”的相互推导失电子能力↓⇒金属性↑1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓得电子能力↓⇒非金属性↓（1）原子核对最外层电子的引力核电核数↓ ⇒F↓半径↓ 半径↑ （主）同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）2.位置与结构（1） 周期数=电子数主族序数=3位置与性质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。
元素周期律
元素周期律(表)(总5页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 （1）性质比较：相同点：最外层电子数： 原子半径： 周 不同点： 失电子能力：期 （左—右） 金属性：得电子能力：非金属性：相同点：同 电子层数： 一原子半径：主 不同点：失电子能力：族 （上—下） 金属性：得电子能力：非金属性：应水化物的酸碱性单质的熔点变化金属单质的熔点递增非金属单质的熔点递减熔点最低的是各周期的惰性元素金属单质的熔点递减非金属单质的熔点递增元素周期表中主族元素性质的周期性递变规律结论：原子结构与元素在周期表中的位置的关系1、原子核外电子层数== 周期序数2、主族元素的最外层电子数==族序数==主族元素最高正价（O、F 除外）3、原子核外电子数==原子序数==质子数==核电荷数4、主族元素最高正价+ |最低负价|==8三、核素、同位素1、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫核素如：11H、21H、31H各为一种核素2、同位素：具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素如：氧元素有168O、178O、188O三种同位素3、同位素的特性：（1）同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。
四、相对质量1、原子的相对原子质量：指一种原子的实际质量与126C的实际质量的1/12的比值，也称同位素的相对原子质量。
2、元素的相对原子质量：指某元素各同位素的相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比的乘积之和。
=M1·a% + M2·b% +……3、元素的近似相对原子质量：是用同位素的质量数及其所占的原子个数比计算出来的平均值。
元素周期律和元素周期表(全部)
第四周期 第ⅦA族
决定
原子结构
决定
元素在周期表中的位置 性质 较强的非金属性
决定
原子结构
反映
决定 反映
元素性质
反映 决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度； （即反应的剧烈程度） ②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱；
③金属间的置换反应。
9、写出下列1-20号元素符号：
（1）Na元素的原子序数为11，相L邻i、的K同族元素是：
（ （23） ）短族周序期 数元 等素 于中 周，期族序序数数2倍H＝的、周元B期e素序、有数A：的l Ｃ元素S有： （4）周期序数＝族序数2倍的有： Li、Ｃa
10、在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2
1. 编制的依据：—元——素——周—期——律——
把—电——子—层—数——相—同——的元素排成一个横行 横行
按—原——子—序—数——递—增——的顺序从左到右排列
把—最—外——层—电—子——数—相—同——的元素排成一个纵行
纵行
(He例外)
按——电—子—层——数—递—增——的顺序从上到下排成
二、周期表的结构
判断元素非金属性强弱的依据
A．H2、D2、T2 B .金刚石和足球烯C60 C . H2O和D2O D . 16O和18O
质子数相同，电子总数相同的粒子互称等 电子体，它们结构相似，物质性质相近。
如N2和CO，N2O和CO2
□1919年，Langmuir提出等电子原理：原子数 相同、电子总数相同的分子，互称为等电子体。 等电子体的结构相似、物理性质相近。
元素化合价
原最低负价
1.2元素周期律与元素周期表
2、每隔一定数目的元素的原子，重复出现原子的半 径由大到小的变化趋势——随着原子序数的递增， 元素原子的半径呈现周期性的变化 3、每隔一定数目的元素的原子，重复出现化合价正 价由 +1到+7、负价由-1到-4的变化趋势——随着原 子序数的递增，元素化合价呈周期性变化
元素周期律：
元素的性质随着原子序数的递增而呈 现周期性的变化的规律
2.元素的原子半径的周期性变化
②以原子序数为横坐标、原子的半径为纵坐标，绘折线图。
原子序数与元素的原子半径 0.18 0.16 0.14 0.12 0.1 0.08 0.06 0.04 0.02 0
11 3 12 13 4 5 14 15 16 17
原子半径
6
7
8
9
1
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 原子序数
③以原子序数为横坐标、元素的最高化合价和最低化 合价为纵坐标，用不同颜色的笔出绘折线图。
原子序数与元素的最高化合价和最低化合价 8
最高化合价和最低化合价
7 6 5 4 2 1 0 -2 -4 -6 1 2 0 3 4 5 1 2 3 1 0 0 6 7 8 9 -1 10 11 12 13 14 15 16 17-1 18 -2 -2 -3 -3 -4 -4 4 2 3 4 5 6
（D ）
A．KCl
B．Na2S C．Na2O D．K2S
练习4:
考点3：微粒半径大小比较
下列微粒半径之比大于1的是（ B
）
A．r(K+)/r(K)
C．r(S)/r(P)
B．r(Ca)/r(Mg)
D．r(Cl)/r(Cl－)
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。
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与水反应的剧烈程度增强
3 Li LiOH NaOH KOH RbOH CsOH
11Na 最高价氧化物水化物碱性增强 19K 解释： 37Rb 从上往下，电子层增多，半径增大； 55Cs 失电子能力增强，金属性增强。
卤族元素与H2的反应
单质 F2 Cl2 Br2 I2
反应条件
冷暗处爆炸 光照或点燃 5000C高温 高温持续加热
2、必须掌握元素在周期表中的位置 和原子结构的关系：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子核外电子数
周期序数＝原子的电子层数 主族序数＝元素原子最外层电子数=最高正价
回顾 随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布 元素原子半径 元素主要化合价
呈现周期性变化
（二）元素在周期表中的位置与性质的关系
1。同周期：
主族序数=最外层电子数 ②副族: 完全由长周期元素构成的族
七副：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB
③0族： 稀有气体元素构成的族
④Ⅷ族： 包括8、9、10三列
小结：
（1）族数（16） ：七主、七副、0和Ⅷ （2）主族族序数 ＝ 最外层电子数 （3）族的排列顺序：
主→副→Ⅷ →副→主→0
练习： X、Y、Z是周期表中相邻的三种短周期元素，X
第82号元素：
第六周期第ⅣA 族。
2、Na元素的原子序数为11，相邻的。元素周期表分区
（1）金属区： 周期表的左下方 （2）非金属区：周期表的右上方 （3）稀有气体区：周期表的最右方
[总结]
1、必须熟悉周期表的结构： 18纵行：7主、7副、0与VIII； 7横行 ：三长、三短、一不全， 镧系、锕系排下边。
和Y同周期，Y和Z同主族，三种元素原子的最外层电子
数之和为17，核内质子数之和为31，则X、Y、Z是
A．Mg、Al、Si
B．Li、Be、Mg
C．N、O、S
D．P、S、O
• 1、第三周期第IVA族的元素原子序数是：14 • 2、短周期元素中， • 族序数＝周期序数的元素有：H，Be，Al • 族序数等于周期序数2倍的元素有：C，S • 周期序数＝族序数2倍的有：Li
（1）周期数（7） ：三短、三长、一不全 （2）周期序数 ＝ 核外电子层数 。 （3）每一周期都是从 碱金属开始，
过渡到卤素，到稀有气体结束 。 （4）镧系元素：共15种。
锕系元素：共15种。
4。族
（1）族的分类及表示 ①主族: 由短周期和长周期共同构成的族
七主：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
化学方程式
生成氢化 物稳定性
H2 + F2 = 2HF
光照
H2 + Cl2 = 2HCl
很稳定 稳定
5000C
H2 + Br2 = 2HBr
较不稳定
△
H2 + I2
2HI 很不稳定
（二）元素在周期表中的位置与性质的关系
2。同主族：
单质氧化性逐渐减弱与H2反应越来越难，
9F 17Cl
生成的气态氢化物的稳定性越来越弱
还原性减弱，氧化性增强 氧化性减弱，还原性增强
最高价化合物对应水化物 碱性减弱，酸性增强 的酸碱性
酸性减弱，碱性增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
金
3属
性
4逐
渐
5
增 强
6
7
B
非
金
Al Si
属
性
Ge As
逐 渐
Sb Te
增 强
Po At
2 锂铍
硼碳氮氧氟 氖
3
钠
镁
Ⅲ B
Ⅳ B
Ⅴ B
Ⅵ B
Ⅶ B
Ⅷ
Ⅰ B
Ⅱ B
铝
硅
磷硫
氯
氩
4 钾钙钪钛钒铬锰铁钴镍铜锌镓锗砷硒溴 氪
5 铷锶钇锆铌钼锝钌铑钯银镉铟锡碲锑碘 氙
6 铯钡镧铪钽钨铼锇铱铂金汞铊铅铋钋砹 氡
7 钫镭锕
……
3。周期
（1）周期是指一横行，共分7个周期
（2）周期序数=电子层数
小结：
金属性逐渐增强
练习1
• 金属性最强的元素（不包括放射性元素） 是 Cs ；
• 最活泼的非金属元素是 F ；
• 最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元 素是 Cl ；
• 最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元 素（不包括放射性元素）是 Cs 。
原子结构决定元素在周期表中的位置，决定性质 原子结构
原子序数= 核电荷数 周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
8 8 18 18 32
相邻周期元素原子序数之差
练习:1. 推算原子序数为6,13,34,53,88,82的元素在
周期表中的位置。
第6号元素：
第二周期第ⅣA 族。
第13号元素：
第三周期第ⅢA 族。
第34号元素：
第四周期第ⅥA 族。
第53号元素：
第五周期第ⅦA 族。
第88号元素：
第七周期第ⅡA 族。
三、元素周期表及其应用
（一）元素周期表的结构
2。元素周期表的编排原则
⑴ 按原子序数的递增顺序从左到右排列 ⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行（周期） ⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下 排成纵行。（族）
（2）族的分布位置
Ⅰ A
0
1
氢
Ⅱ A
Ⅲ A
Ⅳ A
Ⅴ A
Ⅵ A
Ⅶ A
氦
电子层数 金属性、非金属性强弱
最外层电子数 （主族）最外层电子数 = 最高正价
最外层电子数－8 = 负价
表中位置
同位素－化学性质相同
元素性质
相似性 同主族
递变性（从上至下，金属性增强，非金属性减弱） 同周期 递变性（从左到右，金属性减弱，非金属性增强）
HClO4 HBrO4 HIO4
最高价氧化物水化物酸性减弱
35Br 解释：
53I 从上往下，电子层增多，半径增大；
得电子能力减弱，非金属性减弱。
（二）元素在周期表中的位置与性质的关系
2。同主族：
Li F 从上往下，电子层增多，半径增大 Na Cl 失电子能力增强，金属性增强; K Br
得电子能力减弱，非金属性减弱。 Si I Cs
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
• ●同周期元素原子核外电子层数相同， • ●从左往右，
核电荷数递增，最外层电子数逐渐增加， 原子半径逐渐减小， 失去电子的能力逐渐减弱，金属性减弱， 得到电子的能力逐渐增大，非金属性增强。
Li
Na
K
Rb
Cs
（二）元素在周期表中的位置与性质的关系
同周期、同主族元素的递变规律
项目
同周期（左－右） 同主族（上－下）
原
核电荷数
子
最外层电子数
结 构
电子层数
原子半径
化合价
依次增大 逐渐增多
相同 逐渐减小 周期性变化
依次增加
相同 依次递增 逐渐增大
基本相同
元素的金属性和非金属性金属性减弱，非金属性增强 非金属性减弱，金属性增强
性 质
单质的氧化性还原性