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高中化学必修二1.2《物质结构-元素周期律》ppt

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人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT

人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT

ds区，它包括
族，Ⅰ处B于和周Ⅱ期B 表d区和p区之间。它们都
是 ，也属过金渡属元素。
f区元素最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素 （各有15种元素）。
小结
包括元素 s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素 最后1个电子填充在 ns 轨道上，价电子的构型是__n_s1___ 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA族，它们都是 _活__泼__金__属，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。
p区元素最后1个电子填充在 轨道np上，价电子构型是 ，ns2np1～6 位于周期表 右侧，包 ⅢA～Ⅶ族A、元零素族。大部分为 元素非。金属
d区元它素们的价层电子构型是 (n－，1)最d1后～81n个s2电子基本都是填充
在 轨道上(n，－位1于)d长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变
化金合属价，为过渡元素。它包括 族元素。 ⅢB～Ⅷ
ds区元价层电子构型是
(n－，1)即d1次0n外s1层～2d轨道是 的，最充外满
层素轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为
元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素 的原子序数是( )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第 _______族,下列关于它的性质的说法中错误的是( ) Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱 C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸

人教版化学必修二1.2《元素周期律》经典课件(共39张PPT)

人教版化学必修二1.2《元素周期律》经典课件(共39张PPT)
▪ （1）X、Y、Z的原子半径顺序为_X__＞__Y_＞_。Z
▪ （2）X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_Z_＞__Y__＞_。X
▪ （3）气态氢化物的化学式分别_X_H_3_、__H_2_Y_、__H_Z,
▪ 它们稳定性强弱为__X_H_3_＜__H_2_Y_＜__H_Z_________。 ▪ （4）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为
２、科学预言新元素及预测它们的原子结构 和性质。 这在门捷列夫后得到证实。
1869年门捷列夫在编排出第一个元素周期表后, 预言了三种新元素及其有关的性质,这三种元素随后 比被发现,它们分别是1875年发现的镓（Ga）、1879 年发现的钪（Sc）、1886年发现的锗（Ge），而且 它们的相对原子质量和密度等有关性质都与门捷列 夫的预言惊人的相符。
（1）你能确定元素R 在周期表的位置 是第_三__周期、第_V_I_A_族吗？
（2）它是金属还是非金属？_非__金__属__。 （3）它的最高价是 +6 ，最低价是 -2 ，最 高价氧化物的化学式__R_O__3 ___，该氧化物对应 的水化物的化学式__H_2_R_O_4_。（以R来表示）
（4）该水化物呈碱性还是酸性？ 酸性
元素的金属性的强弱： 先看同周期的 Na Mg Al (从左到右）
1、钠常温下与水剧烈反应，而镁只有在加热时才 能与水缓慢反应，而铝一般与水不反应。
金属性：Na > Mg > Al
2、碱性 NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 强碱 中强碱 弱碱
同一周期从左到右金属性逐渐减弱
同一周期从左到右，原子半径依次减小，原 子核对最外层电子的引力逐渐增强，失电子 能力依次减弱，所以金属性依次减弱
三、元素周期律和表的应用

高中化学必修二元素周期律PPT课件

高中化学必修二元素周期律PPT课件
• ② 在离核较近的区域运动的电子能量较低， 在离核较远的区域运动的电子能量较高， 原子核外的电子总是尽可能地先从内层排 起；
1234567
K L MN OP Q
由内到外，能量逐渐升高
第2页/共28页
3. 核外电子的排布规律
(1)各电子层最多容纳2n2个电子； (2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；
分界线左边是金属元素，分界线右边是非 金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见 下图：
第7页/共28页
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5
金 属 性 逐 渐 增 强
B
非金属区
Al Si
Ge As
金属区 Sb Te
非零
金
属 性
族
逐
渐 增
元
强
6
Po At 素
7
周期序数＝电子层数
主族序数＝最外层电子数
第10页/共28页
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数 ＝8－负价数
最外层电 子数和原 子半径
原子得 失电子 的能力
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
第11页/共28页
（3）位置决定性质： 同周期：从左到右，递变性
金属性第8逐页/共渐28页增强
1、 ①根据同周期、同主族元素性质的递变规律 可推知：金属性最强的元素是—铯—（—Cs—） , 位于 第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是—氟—（—F）— ,位于第2周期第ⅦA族（右上角 ）。 ②位于—分界—线—附—近 的元素既有一定的金属性， 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。

高中化学必修二第一章《物质的结构 元素周期律》ppt课件

高中化学必修二第一章《物质的结构 元素周期律》ppt课件
“位、构、性”的关系。2、自主学习。引导自主探究， 分析化合价与元素在周期表中位置的关系。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。 • 教学重点：周期表、周期律的应用 • 教学难点：“位、构、性”的推导 • 教具准备：多媒体、实物投影仪
小结：元素金属性强弱的判断
则下列说法判断 的是错误
A
A. 阴离子半径 X > Y > Z
B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C. 元素的非金属性 X > Y > Z
D. 单质的氧化性 X > Y > Z
5、某元素的最高正价与负价的代数和
为4,则该元素的最外层电子数为:
C
A、4 B、5 C、6 D、7
6、某元素最高价氧化物对应水化物的化学
小结：元素非金属性强弱的判断
①单质与H2化合的难易程度 （与H2化合越容易，说明非金属性 越强 ）
②形成的气态氢化物的稳定性 （形成的气态氢化物越稳定，则非金属性 越强 ）
③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性 的强弱（酸性越强，说明非金属性 越强 ） ④非金属单质之间的置换 （非金属性 强 的置换非金属性 的弱）
式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学
式是
A
A、HX
B、H2X
C、XH3
D、XH4
3、元素周期律的应用和意义
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形 式，是学习化学的一种重要工具。
（2）可预测或推测元素的原子结构和性质
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原 子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化 的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质 变的规律性。

人教版化学必修二第一章物质结构元素周期律(共29张PPT)

人教版化学必修二第一章物质结构元素周期律(共29张PPT)

剧烈反应
氯 Cl 讨论1：前18号元+素1的7核2外电8子7排布有什么变化规律？
在水中溶解度较小
SiH4 低温分解
溴 Br +35 2 818 7 越容易置换出 H2 说明该金属的金属性越强。
① 与H2 化合的难易程度及生成气态氢化物的稳定性。 第ⅦA 族：卤族元素 (氟F、氯Cl、溴Br、碘I、砹At) ③ 电子总是先占据能量较低的电子层，然后再占据能
强
强
2、同主族元素的递变规律
①、碱金属元素
原子半径 金属性 与水反应 与O2反应
锂Li +3 2 1
小
弱
较慢 加热Li2O
钠Na +11 2 8 1
较快
常温Na2O 加热Na2O2
钾 K +19 2 8 8 1
剧烈
常温K2O2 加热KO2
铷Rb +37 2 8 18 8 1
爆炸
铯Cs +55 2 8 18188 1 大
讨论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子半径有什么变化规律？
结论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子核对电子的引力逐渐增加，原子半径逐渐减小。当 电子层数增加后，原子半径又逐渐减小。 既原子半径呈现周期性变化。
讨论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元 素的主要化合价有什么变化规律？
(易挥发)
I2
紫黑 固体
(易升华)
熔沸点 溶解性
低 在在
水有
中
机 溶
溶剂
解中
度 较
溶 解 度
小较
高
大
溴水：橙黄色
溴的CCl4：橙红色 碘水：棕黄色 碘的CCl4 ：紫红色

人教版高中化学必修二1.2.2《元素周期律》ppt课件

人教版高中化学必修二1.2.2《元素周期律》ppt课件

第一章
第二节
第2课时
第35页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
7．D 由题意知，a－m＝b－n＝c＋n＝d＋m，又 m>n， 则①错，②正确。主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族 序数，阴离子所带的负电荷数为 8－族序数，故 Z、R 位于 X、 Y 的上一周期，且 Z 在 R 后，X 在 Y 后，故③正确，④错。综 合以上情况，D 项正确。
减小
增大 减小
增大
第一章
第二节
第2课时
第16页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 堂练习
限时：20 分钟
总分：60 分
第一章
第二节
第2课时
第17页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
)
二合一
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 元素最高正价依次升高 C．N、O、F 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 的金属性依次增强
第23页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
＋ ＋ － －
二合一
7．四种主族元素的离子 aXm 、bYn 、cZn 、dRm (a、b、c、 d 为元素的原子序数)，它们具有相同的电子层结构，若 m>n， 对下列叙述的判断正确的是( ①a－b＝n－m ②元素的原子序数 a>b>c>d ③元素非金属性 Z>R ④最高价氧化物的水化物的碱性 X>Y A．只有③ C．只有①②③ B．①②③④ D．只有②③
第一章
第二节

高中化学必修二第一章《物质的结构 元素周期律》ppt课件(4)


那么它的质量数是多少？
( 33 )
解：因为 S2- 的核外电子数是18，即硫原子得到 2 个电 子后，是18，那么硫原子的核外电子数是16，则 16+17=33。
周期表的编排原则 一、元素周期表 1、按照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成一个横行
2、把最外层电子数相同的元素（个别例外） 按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行
• 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
课堂练习
• 7、某元素X，它的原子最外层电子数是次 外层电子数的2倍，则X在周期表中位于 （AC ）
电子
原子核
质子
中子
电性和电量
ห้องสมุดไป่ตู้
1个电子带一 1个质子带一个 个单位负电荷 单位正电荷
不显电性
质量/kg 9.109×10-31 1.673×10-27 1.675×10-27
相对质量①
1/1836
1.007
1.008
思考与交流
原子组成的表示方法
X 质量数 ——A
核电荷数 ——Z
——元素符号
（核内质子数）
课堂练习
• 5、第三周期第IVA族的元素原子序数是：14
• Na元素的原子序数为11，相邻的同族元素的
原子序数是： 3、19
• 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：
• 周期序数＝族序数2倍的有：

人教版高中化学必修2《元素周期律》说课ppt课件


本节结合元素周期表，原子结构与元 素性质的关系→元素物理性质和化学性质 →核外电子与元素性质的关系 又引出原子核与元素性质关系：介绍核素、 同位素
第二节，利用周期表的横向结构进一步认 识元素周期律，通过周期来体现元素性质与 原子结构的关系 从周期表前三周期元素，原子核外电子 排布入手，分析电子层数的不同和最外层电 子数的递增关系
教学难点
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第一章 物质结构 元素周期律
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第一节 第二节 第三节
元素周期表 元素周期律 化学键
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地位和功能 元素周期律和物质结构是化学中的重要 理论知识，也是中学化学中的重要内容。 通过这部分知识的学习，可以使学生对所 学元素化合物等化学知识进行综合、归纳， 从理论进一步认识、理解。同时，也作为 理论指导，为学生继续学习化学打基础。 这部分知识作为化学 2( 必修 ) 的内容，既 是必修化学的重要内容，也是选修化学的 基础。
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元素周期表先于元素周期律呈现。 1.在初中学生初步了解元素周期表。 2.周期表直观，在此基础上认识周 期律更容易。 3.化学史上以门捷列夫为代表的科 学家先排出元素的分类表，再总结归 纳出元素周期律。
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第一节，以初中化学为基础，从化 学史引入，直接呈现周期表。 重点利用周期表的纵向结构认识原 子结构与元素性质的递变关系。
以前两节物质结构和元素周 期律知识为基础，进一步学 习物质结构基础知识、物质 的形成以及化学反应的本质
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课时建议
第一节
元素周期表
2课时
第二节
第三节
元素周期律
化学键

人教版化学必修二1.2 元素周期律 课件(共25张PPT)


合价
- 4 - 3 - 2 -1
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小
H
Li
Be
B
C
N
Na Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
原子 序 数
1
2
元素 名称
氢氦
元素 符号
H
He
电子 排 布
1
2
原子半径
10-10m 0.37 1.22
主要化 + 1
合价
0
请阅读和比较 1-18号元素的有关 数据从中能找出什 么规律？
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂铍
硼
碳
氮
氧氟氖
元素 符号
Li
Be
B
C
N O F Ne
电子 排布
2,1
2,2
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
AB
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
3.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
4.下列递变规律不正确的是
放少许镁 液后不变色。后镁与沸水反
带于试管中， 应较剧烈，产生较多气泡，

人教版高中化学必修二《元素周期律》ppt课件


通过对前面所学知识的归纳和比较， 过程与方法
掌握“位、构、性”的关系。 培养学生辩证唯物主义观点，培养学 情感、态度 生科学创造品质以及理论联系实际的 与价值观 能力。
自学导引
一、元素周期表的分区 元素周期表中以B、Al、Si、Ge、As、Sb、Te、Po、 At为分界线。 1．金属元素在分界线的________。 2．非金属元素在分界线的________。 3．稀有气体在________一列。
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第3课时 元素周期表和元素周期律的应用
自学导引 规律技巧 典例导析
随堂演练 课时作业
三维目标
1.掌握元素周期表和元素周期律的应用。 2.了解元素周期表中金属元素、非金属元 知识与技能 素的区分。 3.掌握元素的性质、原子结构、元素在周 期表中的位置之间的关系。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元 素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越 强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高 价氧化物对应水化物的酸性就越强。
(4)对角线规则：沿金属元素与非金属元素分界线方向 对角(左上角与右下角)的两主族元素的化学性质相似，这 一规律以第二、三周期元素间尤为明显，如铍与铝的化学 性质相似。
7．正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢 百分率最高的元素是C。
8．所形成气态氢化物最稳定的元素是F。 9．最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是Cl。 10．所形成的化合物种类最多的是C。 11．原子序数、电子层数、未成对电子(单电子)数三 者均相等的是H。 12．只有负价无正价的是F。
13．单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。 14．气态氢化物在水中的溶解度最大的是N。 15．最轻的金属是锂[ρ(Li)＝0.535g/cm3]。 16．同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的元 素是H。 17．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是Al。 18．其单质可作半导体材料的是Si。 19．地壳中含量最高的元素是氧[ω(O)＝48.60%]。
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M = A1×n1% + A2×n2% + A3×n3% + ……
4、原子核外电子的排布规律
低
高
+KL M N O P Q
2 8 18 32
① 按照能量由低到高，分层排布。
② 每层上最多能够容纳的电子数为2n2。
③ 电子总是先占据能量较低的电子层，然后再占据能 量较高的电子层。且最外层不超过8个电子，次外层不 超过18个电子，倒数第三层不超过32个电子。
难
易
气态氢化
SiH4
PH3
物稳定性： 低温分解 常温分解
弱
最高价氧 化物对应 的水化物 的酸性
SiO2 H2SiO3 很弱的酸
弱
P2O5 H3PO4 中强酸
非金属性： 弱
H2S 加热分解
SO3 H2SO4 强酸
HCl 高温分解
强
Cl2O7 HClO4 最强酸
强
强
2、同主族元素的递变规律
①、碱金属元素
金属
Sb Te Po At
强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
副族元素的核外电子排布特点：最外层1~2个电子， 次外层9~18个电子。
副族元素的价电子一般比较复杂，发生反应时可失去 最外层上的电子，还可能失去次外层上的电子，甚至 会失去倒数第三层的电子，因此副族元素一般都具有 多种可变的化合价。
副族元素的族序数一般等于其价电子数
③ 第Ⅷ族：第 8、9、10 三个纵行的元素。
周期序数等于电子层数。
短周期：第1、2、3周期(所含元素的种数较小)。
长周期：第4、5、6周期(所含元素的种数较多)。
不完全周期：第7周期(元素还没有完全被发现)。
三、元素周期表的结构
2、族：把最外层电子数相同的元素排在同一纵行， 称为同族元素。
① 主族(A)：第1、2、13、14、15、16、17纵行的元素， 分别为第ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。
层，下层溶液为紫红色。
反应： Cl2 + 2I- ＝ 2Cl- + I2
实验3：把溴水滴入到KI溶液中，再加入CCl4，振荡静置。 现象：溶液由无色变为棕黄色，加入CCl4振荡静置后溶液分
层，下层溶液为紫红色。
反应： Br2 + 2I- ＝ 2Br- + I2
3、“对角”规 则
A
B 原子半径：rC > rA > rB 或 rC > rD > rB
讨论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子半径有什么变化规律？
结论2：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，原 子核对电子的引力逐渐增加，原子半径逐渐减小。当 电子层数增加后，原子半径又逐渐减小。 既原子半径呈现周期性变化。
讨论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，元 素的主要化合价有什么变化规律？
O
18 8
O
12 6
C
13 6
C
14 6
C
同位素之间的物理性质相差较大， 但化学性质几乎完全相同。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子
叫做一种核数。 元素的种类是由质子数决定的。
核素(原子)的种类是由质子数和中子数共同决定的。
现在我们发现了120多种元素，但我们却发现了1000 多种核素(原子)。
氩Ar
+11 2 8 1 +12 2 8 2 +13 2 8 3 +14 2 8 4 +15 2 8 5 +16 2 8 6 +17 2 8 7 +18 2 8 8
讨论1：前18号元素的核外电子排布有什么变化规律？
结论1：随着核电荷数的逐渐增加，电子层数的逐渐增 加，最外层电子数由1增加到8，又重复由1增加到8。 既核外电子排布呈现周期性变化。
Na Mg Al Si P S Cl
原子半径： 大
小
失电子： 易
难
得电子： 难
易
金属性： 强
弱
非金属性： 弱
强
金属性：金属原子失去电子的性质(金属单质的还原性)
• 金属性强弱的比较方法 ① 从水中或酸中置换出 H2 的难易程度。
越容易置换出 H2 说明该金属的金属性越强。 ② 最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
副族元素和第Ⅷ族元素都是金属元素，称为过渡金属
④ 第 0 族：第 18 纵行的元素。
0 族元素最外层电子数均达到饱和(氦为2，其余均为8)， 因此它们的化学性质稳定，一般不与其他物质反应，称 为 0 族元素，也就是稀有气体元素。
四、元素周期表中的“位”、“构”、“性”递 变规律
1、同周期元素的递变规律
持续加热发生可逆反应， HI不稳定
弱
卤素单质的物理性质
单质 色态
F2
淡黄绿 气体
Cl2
黄绿 气体
深棕红
Br2 液体
(易挥发)
I2
紫黑 固体
(易升华)
熔沸点 溶解性
低 在在
水有
中
机 溶
溶剂
解中

度 较
溶 解 度
小较
高
大
溴水：橙黄色
溴的CCl4：橙红色 碘水：棕黄色 碘的CCl4 ：紫红色
卤素单质之间的置换反应：
原子的符号：ZAX
例1：在
35 17
Cl
中有
17
个质子， 18
个中
子， 17 个电子，其质量数为 35 。
2、元素、同位素、核素 元素：具有相同核电荷数(质子数)的同类原子的总称。 同位素：质子数相同而中子数不同的同种元素原子之
间互称为同位素。
1 1
H
H氕
2 1
H
D氘
3 1
H
T氚
16 8
O
17 8
二、元素周期律
随着原子序数的递增，元素核外电子排布的周 期性变化，元素的性质也呈现周期性变化的规 律叫做元素周期律。
原子 电子 最外层 原子半径 主要 序数 层数 电子数 的变化 化合价
金属性非金属 性的变化
1~2 1
1→2 ----------- ----------- -----------
3~10 2
第ⅣA 族：碳族元素 (碳C、硅Si、锗Ge、锡Sn、铅Pb) 第ⅤA 族：氮族元素 (氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi)
第ⅥA 族：氧族元素 (氧O、硫S、硒Se、碲Te、钋Po)
第ⅦA 族：卤族元素 (氟F、氯Cl、溴Br、碘I、砹At)
② 副族(B)：第3、4、5、6、7、11、12纵行的元素， 分别为第ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 、ⅠB、ⅡB族。
第一章 物质结构 元素周期律
一、原子结构
质子 +
原子核
原子
中子
核外电子 -
原子核的体积很小，质量很大，原子的所有质 量几乎全部集中在原子核上。
核外电子的质量很小，但占据的空间却很大， 绕着原子核作高速旋转。
1、一组数量关系 原子序数 = 质子数 = 核电荷数 = 核外电子数
质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)
①、碱金属元素
颜色状态 熔沸点 结论：
锂Li +3 2 1
银白，柔软 较低 高 碱金属元素 的原子结构
钠Na +11 2 8 1
银白，柔软 较低
上体现出相 似性和递变
钾 K +19 2 8 8 1 银白，柔软 较低
性，引起了 元素的性质
铷Rb +37 2 8 18 8 1 银白，柔软 较低
上也体现出 相似性和递
1→8 大→小 逐渐升高 金属→非金属
11~18 3
1→8 大→小 逐渐升高 金属→非金属
三、元素周期表的结构
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化， 我们就以原子序数为依据，把所有的元素排列在一张 表中，就得到元素周期表。 1、周期：把电子层数相同的元素排在同一横行，称为 同一周期的元素。
碱性越强，说明该金属的金属性越强。 ③ 相互之间的置换反应。
金属性强的金属能够置换出金属性弱的金属
非金属性：非金属原子得到电子的性质 (非金属单质的氧化性)
• 非金属性强弱的比较方法 ① 与H2 化合的难易程度及生成气态氢化物的稳定性。
越容易与H2 化合说明非金属性越强 生成的气态氢化物越稳定说明非金属性越强 ② 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。 酸性越强，说明该非金属的非金属性越强。 ③ 相互之间的置换反应。 非金属性强的单质能够置换出非金属性弱的单质
1、同周期元素的递变规律
Na
Mg
Al
与水反应： 与冷水剧烈反应 与热水反应 与沸水反应
与酸反应： 剧烈反应
反应较快 反应较慢
易
难
最高价氧 化物对应 的水化物
NaOH 强碱 碱性强
金属性： 强
Mg(OH)2 Al(OH)3 中强碱 两性氢氧化物
碱性弱
弱
1、同周期元素的递变规律
Si
P
S
Cl
与H2反应： 高温反应 高温反应 加热反应 燃烧或爆炸
原子半径 金属性 与水反应 与O2反应
锂Li +3 2 1
小
弱
较慢 加热Li2O
钠Na +11 2 8 1
较快
常温Na2O 加热Na2O2
钾 K +19 2 8 8 1
剧烈
常温K2O2 加热KO2
铷Rb +37 2 8 18 8 1
爆炸
铯Cs +55 2 8 18188 1 大
强
爆炸
钫Fr
2、同主族元素的递变规律
结论3：当电子层数相同时，随着核电荷数的增加，最 外层电子数逐渐增加，元素的主要化合价逐渐升高。 当电子层数增加后，元素的主要化合价又逐渐升高。 既元素的主要化合价呈现周期性变化。