元素周期表中同周期，同主族元素性质的递变规律
项目 同周期（从左到右） 同主族（从上到下）
最外层电子数（价电子） 由1逐渐增到7 相同
主要化合价
最高正价由+1——+7
负价由-4——-1
最高正价相同
原子半径
逐渐减小（稀有气体除外）
逐渐增大
金属性与非金属性
金属性减弱，非金属性增强
金属性增强，非金属性减弱
单质的氧化性、还原性
还原性减弱，氧化性增强
氧化性减弱，还原性增强
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性减弱，酸性增强
酸性减弱，碱性增强
非金属气态氢化物
生成越容易，稳定性逐渐增强
生成越难，稳定性减弱
原子得、失电子能力
失电子由易到难，得电子由难到易
得电子由易到难，失电子由难到易
实验活动3 同周期、同主族元素性质的递变的实验报告
[实验目的]
1．加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2．体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
3．掌握常见药品的取用、液体的加热以及萃取等基本操作。
4．能准确描述实验现象，并根据现象得出相应结论。
[实验原理]
同周期元素从左到右，金属性渐弱，非金属性渐强。同主族元素从上到下，非金属性渐弱，金属性渐强。元素金属性的强弱可以从元素的单质跟水或酸溶液反应置换出氢气的难易，或由元素最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；元素非金属性的强弱可以从元素最高价氧化物水化物的酸性强弱，或跟氢化合生成气态氢化物的难易以及氢化物的稳定程度来判断，另外也可以由非金属单质是否能把其他元素从它们的化合物里置换出来加以判断。
[实验用品]
试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴。
钠、镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、1 mol/L MgCl2溶液、1 mol/L AlCl3溶液、1 mol/L NaOH溶液、酚酞溶液。
[实验步骤]
1．同主族元素性质的递变
(1)在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制的氯水。观察颜色变化，并与氯水的颜色进行比较。
(2)在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI溶液中滴入3滴溴水。观察颜色变化，并与溴水的颜色进行比较。写出反应的化学方程式。
2．同周期元素性质的递变
(1)取100 mL小烧杯，向烧杯中注入约50 mL水，然后用镊子取绿豆大小的一块钠，用滤纸将其表面的煤油擦去，放入烧杯中，盖上玻璃片，观察现象。反应完毕后，向烧杯中滴入2～3滴酚酞试液，观察现象。
(2)取两支试管各注入约5 mL的水，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中。若前面两支试管反应缓慢，可在酒精灯上加热，反应一段时间再加入2～3滴酚酞试液，观察现象。
元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
1 1、元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律:(熟记)
性 质 同周期(从左→右) 同主族(从上→下)
电子层结构
原子半径
失电子的能力
得电子的能力
金属性
非金属性
主要化合价
最高氧化物对应水化物的 碱性
酸性
气态
氢化物
形成难易程度
稳定性
阴离子的还原性
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
金属性强弱 非金属性强弱
与水或酸反应,置换出 的易难 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
最高价氧化物水化物 强弱 最高价氧化物水化物 强弱
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的其元素非金属性弱,
阴离子还原性弱的其元素非金属性强
原电池中 为活泼金属,正极较不活泼金属
同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性 ;非金属性
同主族中,由上到下,随着核电荷数的增加,金属性 ;非金属性
3.认真观察下表,填空并画出金属与非金属的交界线,标出其附近的元素符号。
金属性逐渐 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0
1 非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6 元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
2 7 金属性逐渐
1.预测未知物的位置与性质
2.寻找所需物质
在
能找到制造半导体材料,如 ;
在 能找到制造农药的材料,如
1 / 5 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.
