1、第二节 元素周期律（一）元素性质的周期性变化律一、元素周期律1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化，这一规律叫做元素周期律2、实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果二、微粒半径大小比较1、同种元素的微粒：阴离子原子阳离子；低价离子高价离子2、电子层数越多，半径越大3、电子层数相同时，原子序数越小，半径越大，即“序小径大”判断元素金属性和非金属性强弱的方法：金属性单质与水或酸反应难易程度； 最高价氧化物的水化物的碱性强弱；置换反应：FeCuSO4FeSO4Cu。（2）非金属性单质与氢气化合的难易程度；生成的氢化物稳定性；最高价氧化物的水化物（含氧酸
2、）酸性强弱；置换反应：2NaBrCl22NaClBr2。（）同周期比较：金属性：NaMgAl与酸或水反应：从易难碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3非金属性：SiPSCl单质与氢气反应：从难易氢化物稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性(含氧酸)：H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4（）同主族比较：金属性：LiNaKRbCs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易碱性：LiOHNaOHKOHRbOHCsOH非金属性：FClBrI（卤族元素）单质与氢气反应：从易难氢化物稳定：HFHClHBrHI（）金属性：LiNaKRbCs还原性(失电子能力)：LiNaKRbCs氧化性(得电子能力)：Li
3、NaKRbCs非金属性：FClBrI氧化性：F2Cl2Br2I2还原性：FClBrI比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）电子层数：层大径大 （2）核电荷数：序大径小 （3）核外电子数：电大径大四、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。1.离子键与共价键的比较键型离子键共价键概念阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式通过得失电子达到稳定结构通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子阴、阳离子原子成键元素活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键）非金属元素之间离子化合
4、物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，AB型，如，HCl。非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，AA型，如，ClCl。2.电子式：用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。（二）元素周期表和元素周期
5、律的应用一、元素周期表中金属元素和非金属元素的分区沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹跟铝、锗、锑、钋之间画一条虚线，虚线的左下方是金属元素，右上方是非金属元素。元素周期表的左下方是金属性最强的元素Cs，右上方是非金属性最强的元素F。最后一个纵行是稀有气体元素。由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，因此位于分界线附近的元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。注：1、F元素只有-1价与0价，没有正化合价；O除了在与F形成化合物中是正化合价外，没有其他形式的正价2、短周期元素中，若元素原子的最外层电子数为偶数，则该元素的化合价一般为偶数； 若元素原子的最外层电子数为奇数，则该元素的化
6、合价一般为奇数二、元素的结构、位置与性质之间的关系1、常见关系式：（1）周期数=电子层数 （2）主族元素的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正价数（除个别元素外） （3）质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数 （4）最低负价的绝对值=8-主族序数（仅限第IVA族-第VIIA族） 2、10电子和18电子结构的微粒（1）10电子结构：Ne、F-、O2-、Na+、Mg2+、Al3+、HF、H2O、NH3、CH4、NH4+、OH-（2）18电子结构：Ar、Cl-、S2-、K+、Ca2+、HCl、H2S、PH3、SiH4、H2O2、N2H4三、元素周期表和元素周期律的应用1、利用周期律和周期表对元素性质进行系统研究，可为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索2、在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料，如硅、锗、镓等3、在元素周期表右上方的非金属元素中选择低毒高效农药所含有的元素，如氟、氯、硫、磷、砷等4、在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料，如铱等
