第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律1.元素周期律(1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。(2)实质:元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。2.同周期、同主族元素性质递变规律第二节　元素周期律1 | 元素性质的周期性变化规律


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多最外层电子数递增(除第一周期,均为1→8)相同原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小,阴离子逐渐减小,r(阴离子)>r(阳离子)逐渐增大性质化合价最高正化合价由+1→+7(O、F除外)负化合价=-(8-主族序数)(H除外)最高正化合价=主族序数(O、F除外)


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律续表3.微粒半径的大小比较(详见定点1)项目同周期(左→右)同主族(上→下)性质元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强,阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱,阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱


H+
-
O
2
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律4.Al(OH)3的制备与Al(OH)3的两性(1)在试管中加入2 mL 1 mol·L-1的AlCl3溶液,然后滴加氨水至过量,观察到的实验现象是产生白色胶状沉淀。反应的离子方程式是Al3++3NH3·H2O  Al(OH)3↓+3N 。(2)将(1)中所得的Al(OH)3沉淀分装在两支试管中,向其中一支试管中滴加2 mol·L-1盐酸,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的离子方程式为Al(OH)3+3H+= = = = Al3++3H2O。向另一支试管中滴加2 mol·L-1 NaOH溶液,观察到的实验现象是白色沉淀逐渐溶解,得到澄清溶液,反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-= = = = Al +2H2O。(3)结论:Al(OH)3是两性氢氧化物。5.元素金属性和非金属性的比较(详见定点2)4


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律1.金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属区和非金属区分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现金属性,又能表现非金属性。2 | 元素周期表和元素周期律的应用


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律2.元素的“位、构、性”关系及应用(详见定点3)3.元素周期表和元素周期律的应用


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律知识辨析1.在短周期元素中,原子的电子层数越多,原子半径就一定越大。这种说法是否正确?不正确。短周期元素中,并不是原子的电子层数越多,对应原子半径就越大。如第二周期的Li原子的半径比第三周期的Al、Si、P、S、Cl原子的半径大。2.短周期元素的最高正价等于主族序数,也等于最外层电子数。这种说法是否正确?不完全正确。一般来说,短周期主族元素的最高正价=主族序数=最外层电子数,但O、F比较特殊,O元素无最高正化合价,F元素没有正化合价。3.原子得电子越多,其对应元素非金属性越强;原子失电子越多,其对应元素金属性越强。这种说法是否正确?不正确。元素的非金属性、金属性强弱与得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。如金属性:Na>Al,非金属性:Cl>S。


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律4.元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强。这种说法是否正确?不正确。有的元素存在多种不同价态的氧化物,能用来判断非金属性强弱的依据是最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。5.金属元素不可能具有非金属性,非金属元素不可能具有金属性。这种说法是否正确?不正确。元素的金属性、非金属性并不是完全分开的,处于金属区与非金属区分界线附近的元素,既有一定的金属性,又有一定的非金属性。


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律1 粒子半径的大小比较(“四同”规律)  1.同周期——“序大径小”同周期(稀有气体元素除外),从左到右,原子半径逐渐减小。如第三周期中:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大”　　同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。如:r(Li)r(Cl)。


第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”带电荷数越多,粒子半径越小。如:r(Fe3+)r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。


2-
S
①和③　B.只有②　C.只有③　D.体粒子组进和④A思路点拨　解答本题需能理解粒子半径的大小比较方法,并能结合具①行灵活应用。解析    同种元素的原子和离子比较,电子数越多半径越大,同主族元素的离子,核外电子层数越多离子半径越大,故
,粒半径:ClMg2+>Al3+,;错误②电子数:Na+Cl-,而随核外电子层数增多,离子半径逐渐增大,即
2-r(Ca),r(Rb)>r(K),比较以):r(Rb原子半径>r(Ca)。
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律知识


看元素原子失去电子的难易程度,原子越易失去
电子,其金属性越强。具体判断方法:(1)根
据金属活动性顺序判断:金属活动性顺序中越靠前,金属性越强。(2)根
据单质的反应判断:单质与水或非氧化性酸反应越,剧烈对应元素的金属性越强。(3)根
据最高价氧化物对应水化物的碱性判断:碱性越强,对应元素的金属性越强。(4)根
据溶液中置换反应判:活断泼较不活金属能将的泼的金属从其盐溶液中置换出
来。如根F据e+Cu2+  Fe2++Cu,可知金属性:Fe>Cu。(5)根
据氧化性或还原性判断:单还原性越强或阳离子氧化性越弱,质的金属性越强。 2 元素金属性和非金属性的比较
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律1.元素金属性的比较　　比较元素金属性强弱,实质是


据在周期表中的位置一般来说:判断,左边比右边比上方元素或下方的金属性强。2.元素非金属性的比较　　比较元素非金属性强弱,实质是
看,子得到电子的难易程度,原子越易得到电子元素原其非金属性越强。具体判断方法:(1)根
据与H2反应难易:与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强。(2)根
据氧化性或还原性判断:单,越强或阴离子还原性越弱质氧化性非金属性越强。(3)根
据最高价氧化物对应水化物的酸性判断:酸性越强,对应元素的非金属性越强。(4)根
液中据溶置换:活反应判断泼活属能将较不的非金泼的非金属从其盐溶液中置换出
来。如根lC据2+2Br-  2Cl-+Br2,可知非金属性:Cl>Br。(5)根
周期表中的位据在置右判断:一般来说,边比左边或上方比下方元素的非金属性强。
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律(6)根


事实不能说明 金属性或非金属性相对强弱的是元素的(　    )选
项事实推论A与
冷反应,Na比水Mg剧烈金属性:Na>MgBCa(OH)2的碱性强于Mg(OH)2金属性:Ca>MgCSO2与NaHCO3溶液反应生
成CO2非金属性:S>CDH2+Cl2  2HCl、H2+I2  2HI非金属性:Cl>IC
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律 典例　下列


掌握元素金属性和非金属性的比较方法,在解答实际问题时,能进行灵活分析与判断。解析    与
冷水反应越,烈金属剧单质越活泼,其元素金属性越强,即根据与冷应,Na比Mg水反剧烈,可知金属性:Na>Mg,A项正确;最高价氧化物对应水化物碱性越强,其元素金属性越强,B项
错误;最高价含酸性越强氧酸的,其元素非金属性越强,根
应生SO2与NaHCO3溶液反据成CO2,可说明:H2酸性SO3>H2CO3,而H2SO3不是S元素的最高价
含氧酸,则无法推出项非金属性S>C,C:错误;根Cl2、I2与H2据的化合反应,可知H2与Cl2的化合比H2与I2的化合容易,可
推断非金属性:Cl>I,D项正确。
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律思路点拨　解答本题需


决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质,元素在周期表中的位
置反映了元素的原子结构和元素的主要性质,故三者之间可相互推断。3 元素的“位、构、性”关系及应用
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律元素的原子结构


据原子或离子的结构示意图推断①已
知原子结构示意图,则周期数数=电子层,最外层电子数=主族序数。如果
已知离子的结构示意图,则需将其转化为原子结构示意图来确定。②电子层结构相同的微粒:阴离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的
前面,阳离子对应的元素在具有相同电子层结构的稀有气体元素的下一周期的左
边位置,简称“阴前阳下”。(2)根
据元素的特征来推断元素的位置:如根据“形成化合物最多的元素”“空气中
含量最多的元素”“地壳中含量最多的元素”等特征来推断。(3)根
据元素周期表中短周期特殊结构推①元素周期表中第一周期只有两种元素断:H和He,H元素所在的第
ⅠA族左侧H素分布;②无元e为0族元素,0族元素为元素周期表的右
侧边界,0族元素右侧没有元素分布。
第1讲　描述运动的基本概念第四章 物质结构 元素周期律(1)根


在元素周期表中的相对位置如图