下载文档原格式
元素周期表中的电负性与原子性质的周期性变化元素周期表是化学中非常重要的工具，它系统地排列了所有已知元素。
这种排列方式揭示了元素之间的一些周期性变化，如原子性质和电负性。
本文将探讨元素周期表中电负性与原子性质的周期性变化，并解释其背后的科学原理。
一、周期表的基本结构元素周期表由一系列水平排列的行和垂直排列的列组成。
每个元素都有其原子序数、电子配置和原子质量等信息。
行被称为周期，列被称为族。
周期从左至右增加原子序数，而族则根据元素的化学性质和原子结构进行划分。
在周期表中，相似性质的元素通常出现在同一族中。
二、电负性的定义与意义电负性是描述一个原子结合时对电子的亲和力的物理量。
通常使用鲍林（Pauling）电负性来进行量化，其取值范围在0到4之间。
电负性越高的元素越倾向于吸引共享电子，而电负性较低的元素则更容易失去电子。
电负性的理解对于解释化学键的性质非常重要。
三、电负性的周期性变化在元素周期表中，电负性表现出一种周期性变化。
以周期表第一周期的氢（H）和氦（He）为例，氢的电负性相对较低，而氦的电负性接近0。
然而，当我们沿周期表向右移动时，电负性逐渐增加。
例如，氮（N）和氧（O）分别有3.04和3.44的电负性，而氟（F）的电负性更高，达到3.98。
这种周期性变化是由于原子核的正电荷增加和电子外壳的排布方式。
周期性变化的一个重要规律是电负性在周期表中随着原子序数的增加而增加。
这是因为原子序数越大，原子核中的正电荷越多，对外层电子的吸引力也就越强。
另外，原子半径的变化和电子层数的增加也会影响电负性的变化。
在同一周期中，随着电子层数的增加，原子半径也会增大，导致电负性减弱。
四、电负性与化学反应的关系电负性的周期性变化对于化学反应具有重要影响。
元素之间的化学反应通常涉及电子的转移或共享。
根据电负性的差异，可以预测化学键的类型和性质。
例如，当两个元素的电负性相近时，它们往往会形成共价键；而当电负性的差异较大时，它们可能会形成离子键。
化学常用名词解释化学是研究物质的组成、结构、性质以及变化规律的基础科学。
1、物理变化：没有生成新物质的变化。
如石蜡的熔化、水的蒸发2、化学变化：生成新物质的变化。
如物质的燃烧、钢铁的生锈化学变化的本质特征：生成新的物质。
化学变化一定伴随着物理变化，物理变化不伴随化学变化。
3、物理性质：不需要化学变化就表现出来的性质。
如颜色、状态、气味、密度、溶解性、挥发性、硬度、熔点、沸点、导电性、导热性、延展性等。
4、化学性质：物质在化学变化中表现出来的性质（可燃性、助燃性、氧化性、还原性、稳定性）。
如铁易生锈、氧气可以支持燃烧等。
5、纯净物：只由一种物质组成的。
如N2 O2 CO2 P2O5等。
6、混合物：由两种或多种物质混合而成的。
如空气、蔗糖水等（里面的成分各自保持原来的性质）7、单质：由同种元素组成的纯净物。
如N2 O2 S P等。
8、化合物：由不同种元素组成的纯洁物。
如CO2 KClO3 SO2 等。
4、蜡烛燃烧实验（描述现象时不可出现产物名称）（1）火焰：焰心、内焰（最明亮）、外焰（温度最高）（2）比较各火焰层温度：用一火柴梗平放入火焰中。
现象：两端先碳化；结论：外焰温度最高（3）检验产物H2O：用干冷烧杯罩火焰上方，烧杯内有水雾CO2：取下烧杯，倒入澄清石灰水，振荡，变浑浊（4）熄灭后：有白烟（为石蜡蒸气），点燃白烟，蜡烛复燃5、吸入空气与呼出气体的比较结论：与吸入空气相比，呼出气体中O2的量减少，CO2和H2O的量增多（吸入空气与呼出气体成分是相同的）6、学习化学的重要途径——科学探究一般步骤：提出问题→猜想与假设→设计实验→实验验证→记录与结论→反思与评价化学学习的特点：关注物质的性质、变化、变化过程及其现象；7、化学实验（化学是一门以实验为基础的科学）。
元素周期表的周期趋势元素周期表是化学家们用来系统地组织元素的工具，它提供了关于元素性质和特征的重要信息。
周期表的排列方式将元素按照原子序数的递增顺序排列，并将具有相似性质的元素放在同一垂直列中。
随着元素周期表的阅读，我们可以看到一些明显的周期趋势，这些趋势显示了元素性质随着原子序数的变化而变化的规律。
一、原子半径趋势原子半径是指原子的物理大小，它是通过测量原子间的距离来确定的。
在元素周期表中，从左至右，原子半径逐渐减小，这是因为原子核中质子的数量增加，而电子的外层数目相对不变。
对于同一周期的元素，由于电子层增加，原子半径增大。
例如，氧原子比炭原子更大。
二、电离能趋势电离能是指从一个原子中移除最外层电子所需的能量。
在周期表中，从左到右，原子的电离能增加。
这是因为原子半径的减小导致原子核对电子的吸引力增强。
相反，从上到下，电离能逐渐减小，因为电子外层的距离增加，与原子核的吸引力减弱。
例如，氧原子的电离能高于碳原子。
三、电负性趋势电负性是元素对电子的吸引力或亲合力的度量。
从左到右，元素的电负性逐渐增加。
这是因为原子半径减小，电子云趋于更接近原子核，所以对电子的亲合力增强。
相反，从上到下，电负性逐渐减小，原子半径增加，电子云更分散，对电子亲合力较弱。
例如，氧原子的电负性高于碳原子。
四、金属活性趋势金属活性是指金属元素与其他元素反应形成化合物的倾向。
从左到右，金属活性逐渐减弱。
这是因为原子半径减小，电子云更靠近原子核，所以对于其他元素的反应能力减弱。
相反，从上到下，金属活性逐渐增强，原因同上。
例如，钠是一个非常活泼的金属，能与氧反应形成氧化物。
五、氧化态的变化在元素周期表中，某些元素的氧化态具有明显的变化趋势。
从左到右，多数元素的最高氧化态逐渐增加。
这是因为在原子核中的质子数量增加，原子对电子的吸引力增强，因此与氧原子形成化合物的能力增强。
从上到下，氧化态的变化没有明显的规律。
例如，钠的最高氧化态是+1，而氧的最高氧化态是-2。
元素周期律元素性质的周期性变化规律课后篇素养形成合格考达标练1.(2020河北沧州高一检测)已知铍(Be)的原子序数为4。
下列对铍及其化合物的叙述正确的是()A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.相同条件下,单质铍与酸反应比单质锂与酸反应剧烈C.氢氧化铍碱性比氢氧化钙的强D.单质铍跟冷水反应产生氢气项,Be、B同周期,根据“序大径小”可知原子半径:Be>B;B项,金属性:Li>Be,故单质锂与酸反应比单质铍与酸反应剧烈;C项,金属性:Ca>Be,故碱性:Ca(OH)2>Be(OH)2;D项,活泼性:Mg>Be,Mg与冷水不反应,故Be与冷水不反应。
2.下列变化不可能通过一步实验直接完成的是()A.Al(OH)3Al O2-B.Al2O3Al(OH)3C.Al Al O2-D.Al3+Al(OH)3解析Al(OH)3+OH-Al O2-+2H2O;2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑;Al3++3NH3·H2OAl(OH)3↓+3N H4+,只有B项不能一步实现。
3.下列事实不能用元素周期律解释的只有()A.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3B.酸性:H2CO3>H2SiO3C.碱性:NaOH>LiOHD.热稳定性:HF>HBr项,碳酸钠的热稳定性比碳酸氢钠强与元素周期律没有关系,A不能用元素周期律解释;B项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱,B能用元素周期律解释;C项,同主族自上而下金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,C能用元素周期律解释;D项,同主族自上而下非金属性逐渐减弱,氢化物的热稳定性逐渐减弱,D能用元素周期律解释。
4.(双选)(2020天津耀华中学高一期末)已知1~18号元素的离子a W3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,下列关系正确的是()A.质子数:c<dB.离子的还原性:Y2->Z-C.氢化物的稳定性:H2Y>HZD.原子半径:X<WW3+、b X+、c Y2-、d Z-都具有相同的电子层结构,则原子序数:c<d<b<a;质子数=原子序数,a则质子数:c<d,A正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其阴离子的还原性越弱,还原性:Y2->Z-,B正确;非金属性:Y<Z,元素非金属性越强,其气态氢化物越稳定,氢化物的稳定性:H2Y<HZ,C错误;原子序数:b<a,且X、W为同一周期,则原子半径:X>W,D错误。
化学规律知识点总结化学规律是指在化学反应和化学现象中，物质的特定性质和变化规律所遵循的定律或规律。
这些规律是通过大量实验和观察所得到的总结和归纳，它们帮助我们理解和解释化学现象，并且可以用来预测化学反应和物质的性质。
在化学学科中，化学规律是基础知识，对于理解和掌握化学知识具有非常重要的意义。
在本文中，我将对一些常见的化学规律进行总结和介绍，希望能够帮助读者更好地理解和掌握化学知识。
一、周期表和元素周期律周期表是一种用来组织元素的工具，它将元素按照其原子序数和化学性质进行了分类和排列。
周期表中的水平行被称作周期，垂直列被称为族。
周期表的绝大多数版本都是由门捷列夫提出的形式。
周期表的排列依据是原子序数增加的规律性重复。
即元素的周期函数性质随着原子序数的增加呈现周期性变化。
根据化学性质的周期律规律，门捷列夫创制了周期表。
门捷列夫制表时，把元素按原子量升序排列，并且对第一周期元素类似性的定则认为是首要的，在之后其他元素也可以用广泛性来排列。
而且，门捷列夫发现，每个周期表中的特定种类族是具有类似性的。
这样就提出了门捷列夫周期表的立足，吼[转过来以至于找men17可以]假发此致都元素的[转过来自述上]按重子扁慷究酸及盛[转回来然]本等性进行了分析种族。
至于列向三[持转三做准一块]单列化合啊按列元素则是[málléiç及化上文士湾及]一种[转回來nl称的有无]的和离散排列。
周期表按原子量的大小排列，周期函数性质有奇偶性和周期性。
德波尔理论可以解释周期表的规律性（现代量子化学）。
经典周期表元素是由门捷列夫发现的，周期表按原子序数的增长规律性、所示周期函数性质的基本原理。
根据周期表的特点，人们构建了不同的周期表，用以总结和归纳元素的性质和规律。
二、阿氏体和马氏体的转变和规律阿氏体和马氏体是固体相变的两种形态，在金属学中有着重要的意义。
阿氏体是钢经过淬火后所得到的一种组织，而马氏体是一种在一定条件下产生的新的金相组织。
第3节元素性质及其变化规律第1课时原子半径及其变化规律元素的电离能及其变化规律发展目标体系构建1.认识元素的原子半径、第一电离能等元素性质的周期性变化。
2.知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致原子半径、第一电离能周期性变化的原因。
3.了解元素周期律的应用价值。
1．影响因素2．变化规律规律原因同周期元素(从左到右) 原子半径逐渐减小(除稀有气体元素外)增加的电子产生的电子间的排斥作用小于核电荷增加导致的核对外层电子的吸引作用同主族元素(自上而下) 原子半径逐渐增大电子层数的影响大于核电荷增加的影响同周期过渡元素(从左到右) 原子半径逐渐减小，但变化幅度不大增加的电子都排布在(n－1)d轨道上，不同元素原子的外层电子(n s)受到原子核吸引作用及内层电子排斥作用的总体效果差别不大利用原子半径和价电子数，可以定性解释元素周期表中元素原子得失电子能力所呈现的递变规律。
(1)同周期元素(从左到右)⎩⎨⎧ 电子层数相同核电荷数增大―→原子半径减小→原子核对外层电子的吸引作用增强―→元素原子失去电子的能力越来越弱，获得电子的能力越来越强(除稀有气体元素外)。
(2)同主族元素(自上而下)⎩⎨⎧ 价电子数相同电子层数增多―→原子半径增大―→原子核对外层电子的吸引作用减弱―→元素原子失去电子的能力越来越强，获得电子的能力越来越弱。
(3)同周期元素和同主族元素原子结构递变的综合结果是：位于元素周期表中金属元素与非金属元素分界线周围元素的原子获得或失去电子的能力都不强。
二、元素的电离能及其变化规律1．电离能(1)概念：气态基态原子或气态基态离子失去一个电子所需要的最小能量。
(2)符号：I ，单位：kJ·mol －1。
2．电离能的分类M(g)――――――→第一电离能(I 1)失去1个e －M ＋(g)――――――→第二电离能(I 2)失去1个e －M 2＋(g)――――――→第三电离能(I 3)失去1个e －M 3＋(g)…且I 1＜I 2＜I 3。
