逐 渐 减
逐 渐 减
逐
逐
渐
渐
增
增
Br
大
弱
弱
弱
弱
强
强
I
元素周期律
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 化规律。
实质：原子的核外电子排布周期性的 变化。
三、 位、构、性的关系
结构
反映 决定
决定 反映
位置
推测 判断
性质
（1）结构与位置的关系
元素周期表中 结构
原子序数＝质子数 周期序数＝电子层数
答案：C
2、已知元素砷（As）的原子序数为 33，下列叙述正确的是（ ）
A、砷元素的最高化合价为+3 B、砷元素是第四周期的主族元素 C、砷的气态氢化物很稳定 D、砷的氧化物的水溶液呈强碱性
答案：B
3、A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次 减小，A与C的核电荷数之比为3∶4，D能分别与 A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下 列叙述正确的是（ ）
3.下列各组元素中，按原子半径依次增大的顺序排列
的是（ D ）
A.Na、Mg、Al
B.Cl、S、P
C.Na、N、F
D.Cl、Br、I
4.下列递变规律不正确的是（ C ） A.Na、Mg、Al还原性依次减弱
B.I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C.C、N、O原子半径依次增大
D.P、S、Cl最高正价依次升高
随着原子序数的递增
引起了 核外电子排布呈周期性变化
最外层电子数1→8 （K层电子数1→2）
决定了
同周期元素原子半径 大→小
化合价：+1→+7 －4→－1
元素性质呈周期性变化 元素的金属性、非金属性、最高价
归纳出
氧化物对应的水化物的酸碱性、非 金属元素氢化物的稳定性
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.
A、X只能是第二周期的元素 B、a一定比b小 C、（b-a+m+n）一定等于16 D、Y只能是第二周期的元素
答案：B
7、X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层
电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化
合物的化学式不可能是（ ）
A、XYZ B、X2YZ C、X2YZ2
D、X2YZ3
答案：A
8. 甲、乙、丙分别为短周期元素的最高价氧
①预测新元素
②寻找半导体材料 ③合成新农药 ④寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金 ⑤进行“位置，结构，性质”的推导
1、下列递变情况不正确的是（ C ） A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原 性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定 性依次增强 C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb最高价氧化物的水化物碱性依次增强
化物对应水化物，它们两两相互反应可生成 正盐和水，甲和乙生成盐X；乙和丙生成盐Y。 X的焰色反应为黄色；乙受热分解产物是某 种天然宝石的主要成分。请回答下列问题：
（1）乙的化学式为：
同周期元素结构和性质递变规律
结构：钠（活泼金属）→ 硅（非金属元素） →氯（活泼非金属） →氩 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
核电荷数 11 12 13 14 15 16 17 18
（原子序数）
原子半径
→ 得失电子 失电子能力 减弱 → 元素性质 金属性 减弱
递增
递减
→ 得电子能力 增强 → 非金属性 增强
逐
逐
逐
逐
逐
Na
渐
渐
渐
渐
渐
K Rb
增 大
增 强
增
增
强
强
增 强
Cs
离子的 氧化性
逐 渐 减 弱
2、非金属性（以卤素为例）：从上至下非金属性逐渐减弱
卤素 原子 原子得电 单质的 半径 子能力 氧化性
结合氢 最高价氧化物对 离子的 HX 的能力 应水化物的酸性 还原性 酸性
F Cl
逐 渐 增
逐 渐 减
逐 渐 减
答案：A
5、X、Y均为元素周期表中前20号元素， 其简单离子的电子层结构相同，下列说法 正确的是（ ）
A.由mXa+与nYb-,得m+a=n－b B.X2－的还原性一定大于Y－ C.X,Y一定不是同周期元素 D.若X的原子半径大于Y,则气态氢化物的 稳定性HmX一定大于HnY
答案：B
6、有aXm+和bYn-两种简单离子（X、Y都是短周期元 素），已知Yn-比Xm+多两个电子层，下列关系式说 法正确的是（ ）
+7 +6 +5 +4 +3 +2 +1
-1 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
-2 -3 -4
结论2、随着元素原子序数的递增，电子 层相同的元素主要化合价呈现周期性的 变化。
*** 化合价与最外层电子数关系
a、最高正价 = 最外层电子数
（氧，氟例外，氟无正价，氧无最高正价） b、最外层电子数大于或等于4则出现负价
Mg + 2H2O ==△== Mg(OH)2+H2↑ 镁元素的金属性比钠弱
实验:取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL（1mol/L） 盐酸反应。 现象:镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈。
结论： Mg + 2HCl ==== MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl ==== 2AlCl3+ 3H2↑ 结论：镁元素的金属性比铝强
c、负化合价数绝对值 = 8 – 最外层电子数 （金属元素无负化合价，H例外）
原 子 半 径 递 变 图
原子半径大小变化
预测11~17号元素的金属性、非 金属性的变化规律
讨论第三周期元素性质的递变规律
放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液， 观察现象；过一会加热至沸腾，再观察现象。
镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不 变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡溶液变 为红色。
（3）位置与性质的关系
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
强
金属性逐渐增强
Po At
四、元素周期表和元素周期律的应用
学习和研究化学的重要工具
在周期表中一定的区域内 寻找特定性质的物质
体现量变和质变的辩证关系
表现：（1）单质的还原性
（2）置换出H2的能力 （3） 氢氧化物碱性
（1）单质的氧化性
（2）和H2化合的能力 （3） 最高价含氧酸酸性
同主族元素结构和性质递变规律
1、金属性（以碱金属为例）：从上至下金属性逐渐增强
碱金属 原子 原子失电 单质的 半径 子能力 还原性
置换氢 的能力
氢氧化物 的碱性
Li
同周期中，随着原子序数的增加，元素的非金属性 逐渐增强。
同一周期元素 结论： Na Mg Al Si P S Cl
元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递 变规律:
Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
用结构观点解释： 同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多, 原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增 强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.
1、金属单质与水或酸的反应
与冷水剧 与沸水反
烈反应
应
剧烈反应， 且发生燃 剧烈反应
烧
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
结论：Na、Mg、Al从水或酸中置换氢气 的能力依次减弱。
2、最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH
Mg(OH)2 Al(OH)3
（ 强碱 ）
中强碱
（ 两性氢氧） 化物
结论：Na、Mg、Al的最高价氧化物对应 水化物的碱性依次减弱。
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
一、原子核外电子排布
1、电子层 ：K L M N O P Q 在离核较近的区域内运动的电子能量较 低，在离核较远的区域内运动的电子 能量较高
2、电子排布的规律 (1) 电子总是尽先占据能量低的轨道。
(2) 每层最多填充电子数 2n2
(3) 最外层电子数不能超过 8个，次外 层电子数不能超过 18个，倒数第三层 不能超过32个。
同周期中，随着原子序数的增加，元素的金属性 逐渐减弱。
再探元素周期律
元素金属性强弱的判断依据
1、金属单质从水或酸溶液中置换出 H2 的难易程度
2、最高价氧化物对应水化物的碱性 强弱
非金属性强弱的比较
性质
Si
P
S
Cl
单质与氢 气反应条
件
高温
磷蒸气与氢 需加热 光照或点
气能反应
燃
含氧酸的 H4SiO4
最高或最低化 合价变化
1-2 1 3 -10
2
12 1→8
---------
0.152nm 0.071nm
大小
+1 0
+1 +5 -4 -1 0
11-18 3 1 → 8 0.186nm
+1 +7
0.099nm 大小
-4 -1 0
结论1 随着元素原子序数的递增，元素原子的核