元素性质递变的周期性
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元素性质的递变规律(元素电负性的周期性变化)
三、电负性的应用
1、元素电负性数值的大小可用于衡量 元素的金属性、非金属性的强弱。 一般认为，电负性 大于 2.0的元 素为非金属元素，电负性 小于 2.0的 元素为金属元素。
2、通过电负性判断化学键的类型
一般认为，如果两个成键元素间 的电负性差值大于1.7，他们之间通常 形成 离 子 键；如果两个成键元素间 的电负性差值小于1.7，他们之间通常 形成 共 价 键。
巩固练习 3、电负性差值大的元素之间形成的化学键主要 为( B ) 差值若为零时呢? A.共价键 B.离子键 C.金属键 D.配位键
4、下列不是元素电负性的应用的是( A.判断一种元素是金属还是非金属 B.判断化合物中元素化合价的正负 C.判断化学键的类型 D.判断化合物的溶解度
D)
巩固练习
6、在下列空格中，填上适当的元素符号。 (1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素 是 Na ，第一电离能最大的元素是 Ar ； 电负性最小的元素是 Na ，电负性最大的 元素是 Cl 。 (2)在元素周期表中，第一电离能最小的元 素是 Cs ，第一电离能最大的元素是 He ； 电负性最小的元素是Cs ，电负性最大的元 素是 F 。(不考虑放射形元素!)
巩固练习 7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中 含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的 原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数 之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素， D元素在第3周期中电负性最大。 (1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 O Ca Na Cl (2)写出上述元素两两化合生成的离子化合物的 化学式。
CaO
Nห้องสมุดไป่ตู้2O
Na2O2 CaCl2
NaCl
3、电负性数值的大小能够衡量元 素在化合物中吸引电子能力的大小
《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
元素性质的递变规律
盐类性质变化规律
金属元素形成的盐类性质也随着金属活泼性的变化而变化。例如，钾盐易溶于水且多为无色晶体，而铜盐则多呈蓝色 且溶解度较小。
配合物性质变化规律
金属元素在形成配合物时，其配位数和稳定性也随着金属活泼性的变化而变化。例如，过渡金属元素可 以形成多种配位数的配合物，并且其稳定性随着配位数的增加而增加。
元素性质的递变规律
目 录
• 元素周期表与元素性质 • 原子结构与元素性质 • 金属元素性质递变规律 • 非金属元素性质递变规律 • 递变规律在化学反应中应用 • 总结与展望
01 元素周期表与元素性质
元素周期表简介
元素周期表是按照元素的原子序数（即核内质子 数）从小到大排列的二维表格。
周期表横行为周期，纵列为族，具有相似化学性 质的元素被归入同一族中。
要点二
应用元素性质递变规 律
元素性质递变规律在化学、材料科学 、能源科学等领域具有广泛的应用前 景。未来，人们将更加注重将元素性 质递变规律应用于实际生产和科研中 ，推动相关领域的快速发展。
要点三
拓展元素周期表
目前已知的元素种类有限，未来随着 科学技术的不断进步，人们有望发现 更多的新元素。这些新元素的发现将 进一步拓展元素周期表的范围和内涵 ，为元素性质递变规律的研究和应用 提供新的思路和方向。
VS
电离能反映元素原子失去电子的难易 程度，与元素的金属性、非金属性密 切相关。一般来说，金属元素的第一 电离能较小，非金属元素的第一电离 能较大。
03 金属元素性质递变规律
金属元素通性
具有金属光泽
金属元素通常具有特征性的金 属光泽，如金色、银色等。
导电性
金属元素具有良好的导电性， 是电子工业中重要的材料。
含氧酸
金属元素形成的盐类性质也随着金属活泼性的变化而变化。例如，钾盐易溶于水且多为无色晶体，而铜盐则多呈蓝色 且溶解度较小。
配合物性质变化规律
金属元素在形成配合物时，其配位数和稳定性也随着金属活泼性的变化而变化。例如，过渡金属元素可 以形成多种配位数的配合物，并且其稳定性随着配位数的增加而增加。
元素性质的递变规律
目 录
• 元素周期表与元素性质 • 原子结构与元素性质 • 金属元素性质递变规律 • 非金属元素性质递变规律 • 递变规律在化学反应中应用 • 总结与展望
01 元素周期表与元素性质
元素周期表简介
元素周期表是按照元素的原子序数（即核内质子 数）从小到大排列的二维表格。
周期表横行为周期，纵列为族，具有相似化学性 质的元素被归入同一族中。
要点二
应用元素性质递变规 律
元素性质递变规律在化学、材料科学 、能源科学等领域具有广泛的应用前 景。未来，人们将更加注重将元素性 质递变规律应用于实际生产和科研中 ，推动相关领域的快速发展。
要点三
拓展元素周期表
目前已知的元素种类有限，未来随着 科学技术的不断进步，人们有望发现 更多的新元素。这些新元素的发现将 进一步拓展元素周期表的范围和内涵 ，为元素性质递变规律的研究和应用 提供新的思路和方向。
VS
电离能反映元素原子失去电子的难易 程度，与元素的金属性、非金属性密 切相关。一般来说，金属元素的第一 电离能较小，非金属元素的第一电离 能较大。
03 金属元素性质递变规律
金属元素通性
具有金属光泽
金属元素通常具有特征性的金 属光泽，如金色、银色等。
导电性
金属元素具有良好的导电性， 是电子工业中重要的材料。
含氧酸
化学人教版(2019)必修第一册4.2.1元素性质的周期性变化规律(共23张ppt)
实验操作
实验现象及离子方程式
②向试管中加入2 mL 1 mol/L MgCl2溶 液，然后滴加氨水，
向一支试管中滴加2 mol/L盐酸，边滴加边
振荡
直到不再产生白色
白色沉淀溶解，溶液变澄清。
发生反应的离子方程式为 _M__g_(_O_H__)2_＋__2_H__＋_=_=_=_M__g_2_＋__ _＋__2_H__2O__
结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐__增__强__
3.同周期元素性质的递变规律 ――同―一―周―期―从―左―到―右―，――金N―属a―M性―g逐―A渐l―S_―i减_P_―弱_S_―_C，―l ―非―金―属―性―逐―渐―_―增__―强__―_→
4．元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。元素的性质 包括__原__子__半__径__、__主__要__化__合__价__、__金__属__性__和_非__金__属__性___等。
小结
物质的性质
单质与H2反应
氢化物 HX
稳定性 还原性
置换反应
最高价氧化物的水化物的酸性
F 无正价，无含氧酸。
递变规律(F2→I2) 越来越难
HF>HCl>HBr>HI F－＜Cl－＜Br－＜I－
Cl2>Br2>I2（F2遇水就反应） HC+7lO4＞HBrO4＞HIO4
高氯酸
同主族 ＋ |最低负价|＝8 （O、F、金属除外）
氢化物及其最高价含氧酸的关系
氢化物 最高价氧化物 对应的水化物
ⅣA RH4
H2RO3
ⅤA RH3
H3RO4或HRO3
ⅥA H2R
H2RO4
ⅦA HR
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
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。
最新-高中化学 223《元素性质的递变规律》——元素电负性的周期性变化课件 苏教版选修3 精品
元素周期律的实质：
元素性质变化的周期性取 决于元素原子核外电子排布的 周期性
元素性质的递变规律
元素电负性的周期性变化
鲍林研究电负性的手稿
电负性：用来描述不同元素的原子对电子吸引 力的大小。电负性越大的原子பைடு நூலகம்对电子的吸引 力越大。
电负性是原子吸引电子的能力大小的一种度量。 指定氟的电负性为4.0，并以此为标准确定其他元 素的电负性
电负性大小与金属、非金属的关系：
电负性＜1.8 为金属 电负性＝1.8为“类金属” 电负性＞1.8 为非金属
➢同族元素在性质上的相似性，取决于原子 的价电子排布的相似性；而同族元素在性 质上的递变性，取决于原子的核外电子层 数的增加。
➢主族元素是金属元素或是非金属元素取决 于原子中价电子的多少。通常原子核外价 电子少的元素为金属元素，价电子多的元 素为非金属元素，外于二者之间的元素兼 有金属元素和非金属元素的性质。
金属性逐渐减弱 电
负
性
金
的
属
周
性
期
逐
性
渐
变
减
化
弱
电负性与化学键的类型：
一般认为：如果两个成键元素原子 间的电负性差值大于1.7，它们之间通常 形成离子键；如果两个成键原子间的电 负性差值小于1.7，它们之间能常形成共 价键。
除了元素的性质外，物质的许多 性质也呈现周期性变化，如：单质的 熔点、沸点、熔化热、汽化热；氢化 物、氯化物、氧化物的生成热、熔点 和沸点等，都呈现出规律性的变化趋 势。
高三化学元素周期律与元素周期表
1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个
长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表 （七个横行） 其中第7周期为不完全周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
族
16个 （共18个纵行）
副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
⑤ (d)
元素性质的递变规律
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
族
半径由大变小
1半
2径
3
由 小
4
变 大
5
6
7
非金属性逐渐增强
非
金
B
金
属
属
性
Al Si
性
逐
渐
Ge As
逐 渐
增 强
Sb Te
增 强
金属性逐渐增强
Po At
再见
网上订花 买花 订花 网上订花 买花 订花
A、非金属性强弱为：X>Y>Z
B、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、Z
C、原子半径大小是：X<Y<Z
D、对应阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱
3．指出原子序数为5、17、20、35的元素的 位置在哪里？（用周期和族表示）
4．下列各组原子序数表示的两种元素，能形 成AB2型离子化合物的是( A )
7、 X、Y、Z为短周期三种元素，已知
X和Y同周期，Y和Z同主族，又知三种元 素原子最外层电子数总和为14，而质子数 总和为28，则三种元素为（D） （A）N、P、O （B）N、C、Si （C）B、Mg、Al （D）C、N、P
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。
元素的性质及递变规律
元素的性质及递变规律
元素的性质包括两个大性质：元素的金属性和元素的非金属性。
在元素周期表中，同一横行，从左到右，元素的金属性递减，元素的非金属性递增；同一主族，从上到下，元素的金属性递增，元素的非金属性递减。
与元素金属性变化规律一致的性质有：微粒的半径；还原性；金属单质与水或酸反应放出H2的难易程度；金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
与元素非金属性变化规律一致的性质有：氧化性；非金属单质与H2化合的难易程度；氢化物的稳定性；非金属元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。
元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径依次增大
失电子能力依次增大
金属性依次增强
得 电 子 能 力 依 次 增变规律
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素
（上→下）
最外层电子数
逐渐增多（1e→8e）
相同
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
主要化合价
最高正价逐渐增大
（＋1→＋7）
最低负价＝－(8－主族 序数)
最高正价、最低负 价相同
最高正价＝主族序 数
最高价氧化物对 碱性逐渐减弱，酸性逐 酸性逐渐减弱，碱
应水化物酸碱性
渐增强
性逐渐增强
非金属元素气态 氢化物的稳定性
元素的金属性和 非金属性
逐渐增强
金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强
逐渐减弱
非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强
非金属性依次增强
得电子能力依次增大
金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 增 大
原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 减 小
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。
元素性质的递变规律(元素第一电离能的周期性变化).
当原子核外电子排布在能量相等的 轨道上形成全空、半满、全满结构 时，原子能量较低，该元素具有较 大的第一电离能。
3、规律： 同周期元素第一电离能的反常现象：
ⅢA＜ ⅡA ⅥA ＜ ⅤA
归纳总结
4、影响第一电离能的因素：
（1）原子半径的变化，对原子核对核外电 子的吸引力 （2）核外电子排布（全空、半满、全满） （3）形成稳定结构的倾向
一、电离能
1、定义：
气态原子或 离气子态失去一个电子所需要的
能量叫最做小电离能。符号为 .单位是 .
I
KJ/mol
注意：
1、必须处于气态
2、是元素的一种性质
3、表示原子或离子失去电子的难易程度
4、处于基态的气态原子失去一个电子， 生成+1气态阳离子所需要的能量称为第一 电离能。
气原态子失去一个电子形成＋1 阳气离态子
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探 究 学
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
习
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 原子越 难失去电子，金属性越 弱。
电离能的应用：判断金属原子在气态时 失去电子的难易程度
探从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此 究Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电 学子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。镁 习元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁
容因观此易察镁失分易去析形两成个下电M表子g电2，＋，离而而不能不易数易失据形去成回第M三答g个问3＋电。题子：，
探
究 元素的第一电离能有什么变
3、规律： 同周期元素第一电离能的反常现象：
ⅢA＜ ⅡA ⅥA ＜ ⅤA
归纳总结
4、影响第一电离能的因素：
（1）原子半径的变化，对原子核对核外电 子的吸引力 （2）核外电子排布（全空、半满、全满） （3）形成稳定结构的倾向
一、电离能
1、定义：
气态原子或 离气子态失去一个电子所需要的
能量叫最做小电离能。符号为 .单位是 .
I
KJ/mol
注意：
1、必须处于气态
2、是元素的一种性质
3、表示原子或离子失去电子的难易程度
4、处于基态的气态原子失去一个电子， 生成+1气态阳离子所需要的能量称为第一 电离能。
气原态子失去一个电子形成＋1 阳气离态子
2、已知Na元素的I1=496 KJ·mol-1,则Na (g) -e→Na +(g) 时所需最低能量为 496 KJ .
探 究 学
元素第一电离能大小与原 子失电子能力有何关系？
习
第一电离能越小，原子越 容易 失去 电子，金属性越 强 ；第一电离能越大， 原子越 难失去电子，金属性越 弱。
电离能的应用：判断金属原子在气态时 失去电子的难易程度
探从表中数据可知：Na元素的I2远大于I1，因此 究Na容易失去第一个电子，而不易失去第二个电 学子；即Na易形成Na＋，而不易形成Na2＋ 。镁 习元素的I1、I2相差不大，I3远大于它们，说明镁
容因观此易察镁失分易去析形两成个下电M表子g电2，＋，离而而不能不易数易失据形去成回第M三答g个问3＋电。题子：，
探
究 元素的第一电离能有什么变
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考点二 元素周期律及应用
知识 梳理
沙场 练兵
元素原子半径的周期性变化
元素化合价
元素主要化合价的周期性变化
原子序数
化合价的变化
1~2 3~10
11~18
+1→0
+1→+5 ； -4→-1→0
+1→+7；
-4→-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素
化合价呈现周期性的变化。
元素的最高正价=最外层电子数（O、 F及稀有气体元素除外）
4
56
7
8
Be B C
NOF
2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 27
原子半 径
0.37 1.22 1.52 0.89 0.82 0.77 0.75 0.74 0.71
10—10m 化合价 +1
0 +1
+2 +3 +4 +5 —2 —1 —4 —3
原子序数 10 11 12 13 14 15 元素符号 Ne Na Mg Al Si P
第五章 物质结构 元素周期律
第2讲 元 素 周 期 律 及 应 用
银川六中 陈晓宇
考纲要求
1.掌握元素周期律的实质 2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递 变规律与原子结构的关系。 3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质 递变规律与原子结构的关系。 4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性 质的递变规律。
离子的氧化性、 渐 增强
渐 减弱
还ɡ原性
性
质 气态氢化物稳定性
阴离子还原性逐 阴离子还原性逐
渐 减弱
渐 增强
逐渐 增强
逐渐 减弱
最高价氧化物对应的 碱性逐渐_减__弱___ 碱性逐渐_增__强__
水化物的酸碱性 酸性逐渐_增__强___ 酸性逐渐_减__弱__
非 金 属 性 递增
金
属
非
性
金
递
属 性
(3)
实
依 最高价氧化物 对应水化物碱性强弱比较：碱性强 的对应元素金属性强
验
比 较
依与水、酸反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应 越剧烈，对应元素金属性越强
法 依单质的还原性强弱：还原性越强，对应元素的金属
性越强
实
依阳离子氧化性的强弱：氧化性越弱，对应元素的金 属性越强
正价与负价的关系 |最低负化价|+|最高正化价|=8
非金属元素一般具有可变的化合价，如 C、N、P、S、Cl等
元素 原化的子合性半价质径随着元素原子序数的
递增而呈周期性的变化。 这个规律叫做元素周期律。
元素的性质为什么会出现周期性变化呢？
（结构
性质）
原子序数 1 9 元素符号 H
电子层结构 1
23 He Li 2 21
沙场练兵
1.判断正误，正确的划“√”，错误的划“×”
(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)电子层数越多，半径越大( ×) (3)在主族元素中，最高正化合价均等于主族序数( ×)
0
—4 —3 —2 —1
知识梳理
1.定义 元素的性质随原子序数 的递增而呈 周期性变化的规律。 2.实质 元素原子 核外电子排布周期性变化 的结果。
3.具体表现形式
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
核电荷数
逐渐 增大
逐渐 增大
原 电子层数
相同
逐渐 增多
子 原子半径
逐渐 减小
逐渐 增大
结
阳离子逐渐 减小 阴离子逐渐
实
的非金属性越强
验 依单质与同一物质反应的难易程度：越易进行反应，
比 较 法
对应元素的非金属性越强 依置换反应：非金属性较强的元素单质能置换出非
金属性较弱的元素单质
6.元素周期表、元素周期律的应用 (1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素 (2)预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2 ＞ Al(OH)3， Ca(OH)2 ＞ Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
减弱
左下右上位：左下方元素非金属性 较弱
(3)
依最高价氧化物 对应水化物酸性强弱比较：酸性强
实 验
的对应元素非金属性强
依与H2反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应越
比 较 法
剧烈，对应元素非金属性越强 依单质的氧化性强弱：氧化性越强，对应元素的非金
属性越强
依简单阴离子的还原性强弱：还原性越弱，对应元素
增
递
增
金属最强
金属与非金属分界线附近的元素既表现出一定的金 属性也表现出一定的非金属性。
金属性递增
4.元素金属性强弱的比较 (1)结构比较法：最外层电子数 越少，电子层数 越多，元 素金属性 越强 。
同周期：从左到右，元素金属性 减弱
(2)位置比较法
同主强
验
比
依单质与同一物质反应的难易程度：越易进行反应，
较 对应元素的金属性越强
法 依原电池正负极：一般来说，作负极的金属对应元素
的金属性强
5.元素非金属性强弱的比较 (1)结构比较法：最外层电子数 越多 ，电子层数 越少 ，非 金属性 越强 。
同周期：从左到右，非金属性 增强
(2)位置比较法同主族：从上到下，非金属性
16 17 18 S Cl Ar
电子层结构 2 8 2 8 1 2 8 2 2 8 3 2 8 4 2 8 5 2 8 6 2 8 7 2 8 8
原子半 径
1.60 1.86 1.60
10化—合10m价
0 +1 +2
1.43 1.17 1.10 1.02 0.99 1.91
+3 +4 +5 +6 +7
②推测未知元素的某些性质
如 ： 已 知 Ca(OH)2 微 溶 ， Mg(OH)2 难 溶 ， 可 推 知 Be(OH)2难 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律， 可推知元素砹(At)应为有 色固体，与氢不 化合，HAt 稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不 溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、 Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找， 如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
构 离子半径
逐渐 增大
减小 r(阴离子) ＞ r(阳离子)
最高正化合价由 ＋1 →
相同
化合价 ＋7 (O、F除外)负化合价 最高正化合价＝主
性
＝－(8－主族序数) 族序数(O、F除外)
质 元素的金 属性和非 金属性
金属性逐渐 减弱 非金属性逐渐 增强
金属性逐渐 增强 非金属性逐渐 减弱
阳离子氧化性逐 阳离子氧化性逐