1、27. 元素周期律-背诵笔记第 1 页 共 7 页27. 元素周期律元素周期律精细精细梳理梳理一一元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律118 号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价号元素的原子核外电子排布、原子半径和主要化合价第第一一周周期期原子序数12元素名称氢氦元素符号HHe核外电子排布原子半径/nm0.037主要化合价+10第第二二周周期期原子序数345678910元素名称锂铍硼碳氮氧氟氖元素符号LiBeBCNOFNe核外电子排布原子半径/nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.0
2、71最高正价或最低负价+1+2+3+44+53210第第三三周周期期原子序数1112131415161718元素名称钠镁铝硅磷硫氯氩元素符号NaMgAlSiPSClAr核外电子排布原子半径/nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099最高正价或最低负价+1+2+3+44+53+62+71027. 元素周期律-背诵笔记第 2 页 共 7 页1. 最外层最外层电子排布的周期性变化电子排布的周期性变化118 号号元素元素的的原子原子的的最外层电子数变化图最外层电子数变化图规律规律随着原子序数的递增随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子元素原子的最外层电子排布呈现排布呈
3、现 18 的周期性变化的周期性变化(第一周期除外第一周期除外)2. 原子半径的周期性变化原子半径的周期性变化118 号号元素元素的的原子原子的原子半径的原子半径变化图变化图规律规律随着原子序数的递增随着原子序数的递增， 元素的原子元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化半径呈现由大到小的周期性变化【温馨提示】【温馨提示】主族元素原子及 0 族元素原子半径变化示意图27. 元素周期律-背诵笔记第 3 页 共 7 页3. 元素化合价的周期性变化元素化合价的周期性变化118 号号元素元素的的化合价化合价变化图变化图规律规律随着原子序数的递增随着原子序数的递增， 元素的化合元素的化合价呈周期性变化，即同
4、周期：价呈周期性变化，即同周期：最高正价最高正价： 17(O、 F 无正价无正价)最低最低负价：负价：41二二元素周期律元素周期律1. 内容内容：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。2. 元素的性质包括：元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等。3. 实质：实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果。4. 主族元素的周期性变化规律主族元素的周期性变化规律内容同周期(左右)同主族(上下)原子结构原子半径依次减小依次增大核电荷数依次增大依次增大电子层数相同依次增多最外层电子数依次增多相同元素的性质金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减
5、弱主要化合价最高正价 = 最外层电子数(O、F 除外)；最低负价 = 最外层电子数(主族序数)8(限 IVAVIIA 非金属元素)。最高正价 = 最外层电子数(主族序数)(O、F 除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物稳定性气态氢化物的稳定性逐渐增强气态氢化物的稳定性逐渐减弱【温馨提示】【温馨提示】1. 元素的金属性与非金属性(1)元素的金属性：指素原子失去电子能力。原子半径越大、最外层电子数越少，原子核对外层电子吸引力越弱，元素原子越容易失去电子，即金属性越强。(2)元素的非金属性：指元素原子得到电子能力。原子半径越小， 最外
6、层电子数越多， 原子核对外层电子吸引力越强， 元素原子越容易得到电子， 即非金属性越强。27. 元素周期律-背诵笔记第 4 页 共 7 页2. 元素的金属性与非金属性强弱规律分析(1)同周期中，从左到右，原子半径减小，最外层电子数增加，失去电子能力减弱，得到电子能力增强，金属性减弱，非金属性增强。(2)同主族中，由上往下，原子半径增大，最外层电子数相同，失去电子能力增强，得到电子能力减弱，金属性增强，非金属性减弱。三三微粒半径大小的比较方法及规律微粒半径大小的比较方法及规律【方法与技巧方法与技巧】“三看三看”法比较简单微粒的半径大小法比较简单微粒的半径大小“一看一看”电子层数：电子层数：当电子
7、层数不同时，一般电子层数越多，半径越大“二二看看”核电荷数：核电荷数：当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小“三三看看”核外电子数：核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大1. 原子原子(1)同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小。例如，r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(Cl)(2)同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大。例如，r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Na)(2)阴离子半径总比相应原子半径大。例如，r(Cl)r(Cl)(3)同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大。例如，r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(
8、Cs)(4)同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大。例如，r(F)r(Cl)r(Br)r(Mg2+)r(Al3+)主族主族IAIA、IIAIIA、IIIAIIIA、IVAIVA、VAVA、VIAVIA、VIIAVIIA、0 0周期周期1 12 23 34 45 56 67 7非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强金金属属性性逐逐渐渐增增强强非非金金属属性性逐逐渐渐增增强强稀稀有有气气体体元元素素BAlSiGeAsSbTePoAtTs非金属非金属金属金属27. 元素周期律-背诵笔记第 5 页 共 7 页(6)同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。例如，r(N3)r(O2)
9、r(F)【注意注意】同周期：同周期：r(阴离子阴离子)r(阳离子阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，阴离子比阳离子电子层多一层。例如，r(S2)r(Na)(7)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。例如，r(S2)r(Cl)r(K)r(Ca2)(8)同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。例如，r(Fe)r(Fe2)r(Fe3)【温馨提示温馨提示】1. 稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。例如，r(Ar)r(Cl)。2. 不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。 比较 S 与 F 的原子半
10、径大小， 先找 O 做参照， 因为 O 与 F 同周期， r(F)r(O)； 而 O 与 S 同主族， r(O)r(S)，所以 r(F) Mg(OH)2Al(OH)3，则金属性：NaMgAl依据单质与水或非氧化性酸反应置换出氢气的难易程度或剧烈程度来比较：越容易反应或反应越剧烈，则对应元素的金属性越强。例如，Zn 与盐酸反应比 Fe 与盐酸反应更容易，则金属性：ZnFe依据金属单质之间的置换反应来比较：若 xny=xym，则 y 比 x 金属性强。例如，ZnCu2=Zn2Cu，则金属性：ZnCu依据单质的还原性或离子氧的化性强弱来比较：单质的还原性越强(或离子的氧化性越弱)，则对应元素的金属性
11、越强。例如，氧化性：Mg2Na，则金属性：MgNa依据金属活动性顺序来比较：一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。例如，Fe 排在 Cu 的前面，则金属性：FeCu。2. 元素非金属性强弱的判断方法元素非金属性强弱的判断方法(1)非金属性：非金属性：元素的原子得到电子能力。【注意注意】比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。(2)结构比较法：结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。27. 元素周期律-背诵笔记第 6 页 共 7 页
12、(3)位置比较法位置比较法：同周期元素，从左到右，随原子序数增加，非金属性增强。同主族元素，从上到下，随原子序数增加，非金属性减弱。非金属性最强的元素为氟非金属性最强的元素为氟。(4)根据元素单质及其化合物的相关性质判断根据元素单质及其化合物的相关性质判断依据最高价氧化物的水化物酸性强弱来比较：酸性越强则对应元素的非金属性越强例如，酸性：HClO4(最强酸)H2SO4(强酸)H3PO4(中强酸)H2SiO3(弱酸)，则非金属性：Cl S P Si依据非金属元素单质与 H2化合的难易程度来比较：化合越容易，非金属性越强例如，F2与 H2在黑暗中就可反应，Br2与 H2在加热条件下才能反应，则非金
13、属性：FBr依据形成气态氢化物的稳定性来比较：气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强例如，稳定性：HFHCl，则非金属性：FCl根据简单阴离子还原性的强弱：还原性越强，该元素的非金属性越弱。例如，还原性：S2Cl，则非金属性：则非金属性：Cl S。根据化合物中各元素的化合价：化合价为正，非金属性弱；化合价为负，非金属性强。例如，CO2中4C、2O，则非金属性：O C。依据与同一种金属反应，生成化合物中金属元素的化合价的高低进来比较：化合价越高，则非金属性越强例如，CuCl2CuCl2，2CuS=Cu2S，即得非金属性：ClS。【温馨提示温馨提示】1.一般来说一般来说，元素的非金属性的强弱判断方法与单质的氧化性强弱判断方法是相一致的。但不是绝对的，例如氮元素非金属性很强，N2很稳定，氧化性比较弱。2. 一般来说，一般来说，气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。但不是绝对的，例如 CH4的稳定性强于 NH3，而碳的非金属性却弱于 N 的非金属性。27. 元素周期律-背诵笔记第 7 页 共 7 页
