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课件网) 元素周期律 专题1 微观结构与物质的多样性 二、元素周期律 1 2 3 8 8 2 周期性 1、电子排布的周期性变化 2、原子半径的周期性变化 原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 3～10 11～18 结论1、：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 变化。 原子半径 结论2、 随着元素原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。 ①电子层数：电子层数越多，半径越大 ②原子核对外层电子的引力：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小 微粒半径大小取决于 半径比较的规律： （1）同一列自上而下，电子层数增加，原子半径增大。 （2）同一行自左到右，电子层数不变，核电荷数增加， 原子半径减小。 “序小径大” 结论 3、随着元素原子序数的递增，元素主要化合价呈周期性的变化。 3、元素的主要化合价的周期性变化 元素化合价与最外层电子排布的关系 最高正价=最外层电子数（除O、F无正价） 最高正价+|最低负价|= 8 4、、元素的金属性与非金属性的强弱 元素金属性比较： ①元素单质越容易从水或酸中置换出氢气,金属性越强。 ②元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性越强。 Al(OH)3两性氢氧化物 NaOH 强碱 Mg(OH)2中强碱 金属性 Na > Mg > Al 原子序数 11 12 13 元素符号 Na Mg Al 单质与水(或酸)反应情况 氢氧化物 碱性强弱 元素的金属性与非金属性的强弱 元素非金属性比较： ①单质与氢气反应越容易，元素的非金属性越强 ②气态氢化物越稳定对应元素的非金属性越强 ③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强对应元素的非金属性越强 高温 光照或点燃爆炸化合 磷蒸气 加热 原子序数 14 15 16 17 元素符号 Si P S Cl 单质与H2化合的难易 气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性 稀有气体元素 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 单质和水(或酸）反应情况 冷水剧烈 热水较快 盐酸剧烈 盐酸较快 4、金属性与非金属性的周期性变化 逐渐减弱 周期性 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 在电子层数相同的情况下，从左到右，原子序数增大，金属性减弱，非金属性增强 原子序数 金属性 非金属性 3～9 11～17 结论4：随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现 变化。 随着原子序数的递增 1、元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 2、元素原子半径呈现周期性变化 3、元素化合价呈现周期性变化 4、元素的金属性和非金属性呈现周期性变化 元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化的规律 实质：元素性质的周期性变化是元素 原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 元素周期律 N3- O2- F- Na+ Mg2+ Al3+ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ 半径比较的规律： （1）同一列自上而下，电子层数增加，原子半径增大。 （2）同一行自左到右，电子层数不变，核电荷数增加， 原子半径减小。 （3）同一元素，阴离子半径＞原子半径 阳离子半径?原子半径。 （4）具有相同电子层结构的离子，原子序数越大，离子 半径越小。 ①He: ②Ne: S2- Cl- K+ Ca2+ ③Ar: “序小径大” H- Li+ Be2+ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ 补充练习2 1.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） r(K) > r(Na) > r(Li) r(Mg2+) > r(Na+) > r(F-) r(Na+) > r(Mg2+) > r(Al3+) R(Cl-) > r(F-) > r(F) B 2、在水溶液中，RO3n-和S2-发生反应的离子方程式如下： RO3n-+3S2-+6H+=R-+3S↓+3H2O 则RO3n-中R元素的化合价是 ，R元素的原子 最外层电子数是 。 +5 7 补充练习2 3、X和Y两种元素的原子，在化学反应中都容易失去两个电子，形成稳定结构，X的原子半径小于Y的原子半径， ... ...
