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第四章 物質結構 元素周期律
第二節 元素周期律
周期 族
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2 3 4 5 6 7
半徑增大
金屬性增強
非金屬性減弱
從左到右，周期性變化規律？
【舊知回顧】還記得同主族從上到下元素性質的變化規律么？
同主族元素從上到下，元素的核電荷數逐漸 ，電子層數逐漸 ，原子半徑逐漸 ，金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。
增大
增多
增大
增強
減弱
同主族從上到下，電子層數 （1~7，電子層數= ）
同周期從左到右，最外層電子數 （1~8，最外層電子數= ）
規律1：隨著元素核電荷數的遞增，原子的核外電子的排布呈周期性變化
【學習任務一】核外電子排布律
遞增
遞增
周期序數
主族序數
觀察下表：第二、三周期的元素的原子半徑。請同學們討論，隨著元素核電荷數的遞增，元素的原子半徑有怎樣的變化規律？
第二周期 Li Be B C N O F Ne
原子半徑/pm 152 111 88 77 70 66 64 —
第三周期 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半徑/pm 186 160 143 117 110 104 99 —
【學習任務二】同周期原子半徑律
*稀有氣體元素的原子半徑測定與相鄰非金屬元素的測定依據不同，數據不具有可比性故沒有列出。
【學習任務二】同周期原子半徑律
同主族從上到下，原子半徑 。
同周期從左到右，原子半徑 。
規律2：隨著核電荷數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變化（稀有氣體元素除外）
遞增
遞減
重要！！！
①電子層數
②原子核對外層電子的引力（核電荷數）
③外層電子之間斥力
微粒半徑大小取決于
【知識補充】
原子半徑大小的影響因素（一般規律）
微粒半徑大小的比較規律
1）原子半徑的比較
從上到下，原子半徑逐漸增大（電子層數越多）
從左到右，原子半徑逐漸減小（核電荷數越大）
r(Li)< r(Na)< r(K)
r(Na) >r(Mg) > r(Al)
例： O2－ > F－ > Na+ > Mg2+ > Al3+
(第二周期陰離子）
(第三周期陽離子）
(3)電子層結構相同的離子，核電荷數越大，半徑 。
(2) 電子層結構不同的離子，電子層數越多,半徑 。
舉例: r(Li+) < r(Na+) < r(K+ )
電子層n: 1 2 3
r(F－) < r(Cl－) < r(Br－) < r( I－)
n：2 3 4 5
2）離子半徑的比較
(1)同種元素的微粒： 陽離子<中性原子<陰離子
核外電子數越多，半徑 。
舉例： r(Cl)< r(Cl－)
r(H+) 越大
越大
越小
觀察第二、三周期元素的最高正化合價與最低化合價。
主族中，同周期從左往右，元素的最高正價重復出現由+1到+7遞增，最低負價由－4到－1遞增的變化。（O、F和稀有氣體元素除外）
同主族從上到下，元素的最高正價和最低負價相同。
0
+7
+6
+5
+4
+3
—
+2
—
+1
—
最高正化合價
最低負化合價
Ar（氬）
Cl（氯）
S（硫）
P（磷）
Si（硅）
Al（鋁）
Mg（鎂）
Na（鈉）
11~17號元素
0
—
－1
—
－2
+3
—
+2
—
+1
—
最高正化合價
最低負化合價
Ne（氖）
F（氟）
O（氧）
N（氮）
C（碳）
B（硼）
Be（鈹）
Li（鋰）
3~9號元素
+4
+5
規律3：隨著核電荷數的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化。
－4
－3
－3
－4
－2
－1
【學習任務三】化合價變化律
總結 ①元素最高正價 == 原子最外層電子數=族序數
　　 元素最低負價 == 原子最外層電子數—8
②金屬元素無負價；O無最高正價，F無正價
最高化合價
最低化合價
+1
+2
+3
+4
－4
+5
－3
+6
－2
+7
－1
【知識補充】
元素化合價與最外層電子數的關系
【思考與討論】隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價呈現什么規律性的變化？P108
原子序數 電子層數 最外層電子數 原子半徑的變化 （不考慮稀有氣體） 最高或最低化合價變化
1～2 1 1→2 —— +1 0
3～10 0.152nm→0.071nm 大→小 +1 +5
-4→-1→0
11～18
結論： 2
1→8
3
1→8
0.186nm→0.099nm
大→小
-4→-1→0
+1 +7
同周期，從左到右（隨著原子序數的遞增），最外層電子數：1→8 逐漸增加（第一周期除外），原子半徑：大→小（稀有氣體除外）
最高正價：+1→+7（O/F除外，第一周期除外）‘最低化合價：-4→-1→0 （第一周期除外）
呈周期性變化
金屬性：
元素原子失電子的能力（還原能力）
非金屬性：
元素原子得電子的能力（氧化能力）
判斷依據是什么呢？
注意：
金屬性（非金屬性）的強弱只與原子失（得）電子的能力有關，與失（得）電子的多少無關。
【思考】元素的金屬性、非金屬性是否也呈現周期性變化？
經過前面的學習我們已經知道，同主族元素，從上到下，隨著半徑的增大，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，那同周期從左到右元素的金屬性與非金屬性是否也呈現周期性變化呢？
【學習任務四】第三周期元素性質的遞變
同周期左到右：電子層數同，原子半徑↘
Na Mg Al Si P S Cl Ar
【探究】第三周期元素性質的遞變——P109
理論分析：根據第三周期元素原子的核外電子排布規律，你能推測出該周期元素金屬性和非金屬性變化規律么？
吸引力( )
非金屬性逐漸( )
失電子能力逐漸( )
得電子能力逐漸( )
金屬性逐漸( )
遞增
減弱
減弱
增強
增強
原子序數 11 12 13
元素符號 Na Mg Al
與冷水反應
與熱水反應 ——
與酸反應 ——
劇烈反應，溶液變紅
無明顯現象
較劇烈，溶液變淺紅
結論：鈉、鎂、鋁單質金屬性強弱的順序是：
鈉 > 鎂 > 鋁
劇烈，大量氣泡
較劇烈，有氣泡
無明顯現象
無明顯現象
實驗證明：
1.比較與水或酸置換出H2能力
2.Na、Mg、Al的氫氧化物堿性比較——比較與水反應后滴加酚酞時溶液顏色
單質 與水反應條件 劇烈程度 顏色 結論
Na 與冷水反應 劇烈
Mg 與熱水反應 較劇烈 Al 不與水反應 劇烈 紅色
紅色較淺
無明顯現象
鈉 > 鎂 > 鋁
同周期，從左往右，金屬性逐漸減弱
越左下角越強
氫化物化學式
元素
14Si
15P
16S
17Cl
化合條件
穩定性
SiH4
PH3
H2S
HCl
高溫下少量反應
磷蒸氣，困難
加熱反應
光照或點燃化合
很不穩定
不穩定
較不穩定
穩定
3.非金屬氣態氫化物的穩定性
3.最高價氧化物對應水化物的酸性
非金屬元素 Si P S Cl
最高價氧化物對應水化物的酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中強酸 H2SO4 強酸 HClO4
強酸
結論：非金屬性：Si < P < S < Cl
同一周期，從左到右，非金屬性遞增
越右上角越強
11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl
與水反應的劇烈程度減弱；
與酸反應的劇烈程度減弱；
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
強堿 中強堿 兩性
最高價氧化物水化物堿性減弱
金屬性減弱
與H2反應越容易，越劇烈；
SiH4 PH3 H2S HCl
簡單氣態氫化物越穩定；
非金屬性增強
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸 中強酸 強酸 最強酸
最高價氧化物水化物酸性增強。
單質還原性減弱；
單質氧化性增強；
【小結】
元素金屬性、非金屬性變化規律
【總結】
元素周期表和元素周期律的應用
周期 族 Ⅰ A Ⅱ A Ⅲ A Ⅳ A Ⅴ A Ⅵ A Ⅶ A 0
1
2 B
3 Al Si
4 Ge As
5 Sb Te
6 Po At
7
金屬性逐漸增強
非金屬性逐漸增強
非金屬性逐漸增強
金屬性逐漸增強
金屬
非金屬
Cs
F
一、金屬性與非金屬性的遞變
二、“位-構-性”的關系
三、尋找新物質
1.半導體材料——金屬與非金屬分界線
2.研制農藥——氟、氯、硫、磷、砷
3.催化劑和耐高溫耐腐蝕的合金元素——過渡元素

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