周期表中元素性质的变化规律

（一）元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。

(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。

2．比较金属性、非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。

反应越易，说明其金属性就越强。

2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。

3/金属间的置换反应。

依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。

4/金属阳离子氧化性的强弱。

阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。

(2)非金属性强弱的依据1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。

越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。

2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。

酸性越强，说明其非金属性越强。

3/非金属单质问的置换反应。

非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。

如Br2 + 2KI == 2KBr + I24/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。

还原性越强，元素的非金属性就越弱。

3．常见元素化合价的一些规律(1)金属元素无负价。

金属单质只有还原性。

(2)氟、氧一般无正价。

(3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。

(4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。

元素周期表左右上下性质
在元素周期表中，反映了元素的性质的递变规律。

其变化规律如下：
1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减（零族元素除外）。

失电子能力逐渐减弱，获电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

元素的最高正化合价从左到右递增（没有正价的除外），最低负化合价从左到右递增（第一周期除外，第二周期的O、F 元素除外）。

2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径递增，失电子能力逐渐增强，获电子能力逐渐减弱，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

4.2.1 元素性质的周期性变化规律基础落实知识要点一元素性质的周期性变化规律1.原子结构的变化规律（1）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现的变化，除第一周期外，同周期从左到右，最外层电子数从1→8。

（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现变化，同周期从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐（稀有气体除外）。

（3）随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化，最高正价从→，负价从→，（第二周期氧无最高正价、氟无正价）。

2.元素性质的变化规律随着原子序数的递增，同周期主族元素的金属性逐渐、非金属性逐渐，呈现周期性的变化。

知识要点二元素周期律1.内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈的规律。

2.实质：元素性质的周期性变化是元素的必然结果。

对点题组题组一原子半径、化合价的变化规律1.（2019·淄博高一检测）原子序数为 11～17 的元素，随核电荷数的递增而逐渐减小的是（）A.电子层数B.最外层电子数C.原子半径D.元素最高正化合价2.下列说法中正确的是（）A.非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数B.非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数C.最外层有2 个电子的原子都是金属原子D.金属元素只有正价和零价，而非金属元素既有正价又有负价又有零价3.原子N S O Si半径 r/10-10m 0.75 1.02 0.74 1.17根据以上数据，P原子的半径可能是（）A.1.10×10-10mB.0.80×10-10mC.1.20×10-10mD.0.70×10-10m4.下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的是（）A.C、N、O、FB.Na、Be、B、CC.P、S、Cl、ArD.Na、Mg、Al、Si题组二元素性质的变化规律5.(2019·沈阳高一检测)如图是部分短周期元素原子（用字母表示）最外层电子数与原子序数的关系。

“知识梳理”栏元素周期表中规律的总结一、编排规律1、原子序数=质子数=核电荷数=原子核外电子数2、周期序数=原子核外电子层数3、主族序数=最外层电子数=价电子数4、1到7周期可容纳元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32（目前7周期只有26种）。

5、主族（除ⅠA族）中，非金属元素种数＝族序数－2。

二、“定性”规律1、若主族元素族数为m，周期数为n，则：①m-n＜0时为金属，且值越小，金属性越强；②m-n＞0时是非金属，越大非金属性越强；③m-n＝0时多为两性元素。

如钫位于第7周期第ⅠA族，m-n=-6＜0，钫的金属性最强；F位于第二周期VIIA族，m-n=5＞0，F的非金属性最强；铝位于第3周期IIIA族，m-n＝0，铝为两性元素。

2、对角线规律：左上右下的两主族元素性质相似。

如铍与铝的化学性质相似，均能与强酸和强碱反应。

3、金属与非金属的分界线附近，金属大都有两性，非金属及其某些化合物大都为原子晶体（如晶体硼、晶体硅、二氧化硅晶体、碳化硅晶体等）。

4、若将表中第ⅤA与ⅥA之间分开，则左边元素氢化物的化学式，是将H写在后边（如SiH4、PH3、CaH2等）；而右边元素氢化物的化学式，是将H写在前边（如H2O、HBr等）。

5、符合下列情况的均是主族元素：①有1～3个电子层的元素（He、Ne、Ar除外）。

②次外层有两个或8个电子的元素（稀有气体除外）。

③最外层电子数多于2个的元素（稀有气体除外）。

三、“序差”规律1、同一周期IIA、IIIA族元素的原子序数相差可能是1、11或25。

2、同一主族相邻周期元素的原子序数之差可能是2、8、18、32。

3、“左上右下”规律：上下相邻两元素，若位于ⅢB之左（如ⅠA、IIA族），则原子序数之差等于上一元素所在周期的元素种数；若位于ⅢB之右（如IIIA～0族），则原子序数之差等于下一元素所在周期的元素种数。

四、“定位”规律1、比大小定周期。

比较该元素的原子序数与0族元素的序数大小，找出与之相邻的0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。

非金属氧性化渐性强渐氢化物渐稳定强还原熔氢原子沸化性半点物渐径渐渐熔强渐大稳沸金大定点属最高价氧化物的水合物的酸性渐强渐性最高价氧化物的水合物的碱性渐强大渐强原子半径渐大化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 ＋6 ＋6 ＋6 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7＋3 ＋4 ＋3 ＋3 ＋3 ＋1 ＋2 ＋4 ＋4 ＋5 化合价最高正价渐高＋3 ＋2 ＋2 ＋2 ＋3 ＋4＋2 ＋3＋1 ＋1－4 －3 －2 －11. 元素周期表中元素性质的递变规律2.3.几个规律:①.金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易；单质的还原性（或离子的氧化性）；M(OH)n的碱性；金属单质间的置换反应；原电池中正负极判断，金属腐蚀难易；非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易；单质的氧化性（或离子的还原性）；最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱；非金属单质间的置换反应。

② .半径比较三规律：阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。

(1)电子层数越多,半径越大(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小(3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大③ .元素化合价规律主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。

化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价；④. 熔沸点高低的比较：原子晶体>离子晶体>分子晶体⑤. 1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。

⑥ .电子式的书写原子的电子式离子的电子式：分子或共价化合物电子式离子化合价电子式同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)ⅤA族。

元素周期表中元素的周期性和化学性质元素周期表是化学领域中的重要工具，它将所有已知的化学元素按照一定的规律进行排列，使得我们能够更好地理解元素的周期性和化学性质。

本文将探讨元素周期表中元素的周期性和化学性质，并分析其背后的原因。

元素周期表的排列方式是基于元素的原子序数，从左上角的氢开始，逐行递增，直到右下角的氡。

这种排列方式使得具有相似化学性质的元素能够排列在同一列中，形成了周期性的规律。

首先，让我们来看看周期表中的周期性。

周期表中的每一行被称为一个周期，而每一列被称为一个族。

在同一周期中，原子序数逐渐增加，原子结构也逐渐变化。

这种周期性变化可以通过观察元素的原子半径、电离能、电负性等性质来体现。

在同一周期中，原子半径逐渐减小。

这是因为随着原子序数增加，电子层逐渐填充，核电荷也逐渐增加，使得电子云收缩。

相对应地，原子的电离能逐渐增加，即需要更多的能量才能将电子从原子中移除。

这也解释了为什么同一周期中，从左到右，元素的化学性质逐渐变化，从金属向非金属过渡。

在同一族中，元素的化学性质相似。

这是因为它们具有相同的电子结构，即外层电子数相同。

这些外层电子决定了元素的化学性质，因为它们参与元素之间的化学反应。

例如，第一族元素都只有一个外层电子，它们容易失去这个电子，形成正离子。

而第七族元素具有七个外层电子，它们容易获得一个电子，形成负离子。

这种周期性的变化使得我们能够预测元素的化学性质，并且为化学反应的研究提供了基础。

元素周期表中的周期性和化学性质背后的原因是量子力学的理论。

量子力学描述了微观粒子的行为，包括电子在原子中的运动。

根据量子力学的理论，电子存在于离散的能级中，每个能级最多容纳一定数量的电子。

这些能级和电子的排布方式决定了元素的电子结构，从而决定了元素的周期性和化学性质。

总结起来，元素周期表中元素的周期性和化学性质是由元素的原子序数和电子结构所决定的。

周期表的排列方式使得具有相似性质的元素能够排列在一起，形成了周期性的规律。

化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表是分类、排序、研究元素性质的重要工具，是当今化学教育进程中不可缺少的重要内容。

元素周期表不仅起到分类和记录化学元素的作用，同时，它还揭示了化学元素之间独特的规律，以及化学性质的规律性变化。

一般来说，遵循周期表排列的元素有92种，包括金属元素和非
金属元素两种。

元素周期表中的元素根据原子序数从左往右依次增大，从上到下依次增多，其基本的规律是：随着原子序数的增大，元素的性质也随之发生着变化。

周期规律是周期表中最显著的特点，也是周期表科学价值的体现。

在周期表中，金属元素和非金属元素之间形成了一定的周期规律。

金属元素从左到右，由质子数由小到大，成锐利的变化，数目从少到多，排列成锥状的周期性变化；非金属元素从左到右，由质子数由小到大，成锐利的变化，数目从少到多，排列成椭圆状的周期性变化。

此外，周期表中金属元素和非金属元素存在着特定的分割线，它们以不同部分分布在单独的分组中，金属元素呈现出纵向分布，而非金属元素则是横向分布，从而排列出特定的规律性。

另外，周期表中除去金属元素和非金属元素外，还有一系列的“转折元素”，它们包括氢、硫、氮、氧、氟、铍、硼、氯等元素，以及
有机化合物中的碳元素。

这些元素具有单质和化合物两种形态，可以有效地调节物质的物理性质，发挥着重要的作用。

最后，周期表还有一个很重要的特点，就是元素的化学性质随原
子序数的变化而发生规律性变化，并且呈现出性质左右和上下对称的特点。

这种规律性左右上下对称的特性可以帮助我们更好地记忆和理解元素的性质，使得学习者能够很容易地学习和掌握元素周期表。