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Ⅰ族～A
Ⅶ族由长周期元素和短周期元素共同构成的族最外层电子数=主族序数=价电子数零族第18纵行最外层电子数为8（He除外）副族B
Ⅰ族～B
Ⅶ族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外），最外层电子数只有1～7个第Ⅷ族第8、9、10纵行（1）元素周期表中最外层电子数规律：最外层电子数为1的元素有主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）；最外层电子数为2的元素有主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）；最外层电子数在3—7之间的元素一定是主族元素；最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
第五单元 物质结构与元素周期律第15讲 元素周期律与元素周期表【复习目标】1、以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。2、以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。3.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。4.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。5.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。【知识梳理】考点一元素周期表和元素周期律1．元素周期表的结构：元素周期表的结构位置与结构的关系周期周期序数元素的种数① 周期序数＝原子核外电子层数②对同主族(nA族)元素，若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数；若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为同周期的元素种数短周期第一周期2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族A
（2）元素周期表中数目规律：元素种类最多的是第IIIB族（32种）；同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1，第4、5周期相差11，第6、7周期相差25；设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 (n+1)2/2，偶数周期为(n+2)2/2。（3）元素周期表中分界线规律：位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。（4）元素周期表中对角线规律：金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。（5）元素周期表的应用：预测元素的性质；按周期表的位置在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。2．元素周期律：定义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果核外电子排布同周期，从左至右，最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化原子半径同周期，从左至右，原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据主要化合价同周期，从左至右，最高正价由由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1， (稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数=8-｜最低负价｜元素的性质同周期，从左至右，金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水
氢，最高价氧化物的水化物的碱性越强，热稳定性越强；非金属性越强，单质的氧化性越强，对应离子的还原性越弱，单质与
氢气反应越剧烈，氢化物越稳价氧化物的水化物的酸性越强。定，最高（2）微粒
半径大小比较半同周期随原子序数递增，原子中的规律径减小。如：r（Na）
＞r（MMg））r＞Al（＞r（Si）
＞r（P）＞r（S）r（Cl）同主族＞随原子序数递增，原子或离子半径减小。如：r（Li）
＜r（Na））r＜k（＜r（Rb）
r（Cs），＜r（Li+））r（Na+＜＜r）+（k＜r（Rb+）r（＜Cs+），r（F—）
＜r（Cl—）＜r（Br—）—r（I＜）同电子层核电荷数越大，离子半径越小。如：r（O2—）
＞r（F—））r（＞a+N＞r（Mg2+）
＞r（Al3+）同元素阴
,原子大于离子大于原子阳离子,低价阳离子大于高价阳）r（Cl离子。如：-＞r（Cl），r（Fe）
＞r（Fe2+）（r＞Fe3+）（3）元素金属性（非金属性）相对强弱的
判断规律元素的性质本
质判断子元素金属性元素的原子失电的一般依据的能力（与失电子的数目
氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱水
溶液中单质间的置换反应原电
无关），原子越容易失
池中的正负液(Mg—Al-极aOH溶--N例外)阳
去之子，元素金属性越强；反电则弱。与水或酸(非氧化性)反应置换出
离子在电解池中阴极上的放电顺子元素的非金属性元素的原序得电子的能力（与得电子的数目
氢气化合的难易气
态氢化物的稳定性最高价氧化物对应水化物的酸性强弱水
无得），原子越容易关到电子，元素非与
溶液质单质间的置换反中（单应作氧化剂）阴
离子的还原性
化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律（1）在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。同主族元素，从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。金属性越强，单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱，单质与水或酸反应越剧烈，越容易置换出
题1、下列说法正确的是 。①原子序数为15的元素的原子半径小于N原子半径②第ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素③Li、Na、K、Rb的氧化物对应水化物的碱性依次减弱④B、C、N、O、F原子半径依次增大⑤第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小⑥A
Ⅰ族元素的金属性比AⅡ族元素的金属性强⑦A
Ⅵ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也⑧原子序数为最高12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3⑨元素性质呈现周期性变化的
根本原因是原子半径呈周期性变化⑩非金属元素呈现的最低化合价，其
绝⑪若M＋和R对值等于该元素原子的最外层电子数2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R>M⑫第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强【解
析1】原子序数为5的元素为磷，其原子半径大于N原子半径，①错误；在周期表中，同一周期，从左至右元素非金属性逐渐增强，
卤最是同周期中非金属性素强的元素，②正确
；从Li到Rb，金属性依次增强，所错对应的以的碱性依次增强，③碱误；同周左元素从期
向半，原子右径逐渐减小，④错误素同周期非金；元属阴离子半径比金属元素阳错误子半离，⑤径大
；不同周期时，可能ⅠA族元素比错误A族Ⅱ金属性弱，⑥元素；ⅥA族元素的
氢稳物中，H2化O比H2S、H2Se、H2Te定，H2O的沸点也正高，最⑦确为原子序是；12的元素数
镁正Mg，OH)2的碱性大于Al（OH）3，⑧(确本；元素性质呈现性变化的根周期
原因误原子是核外电子排布呈周期性变化，⑨错的的非金属元素的最低化合价；绝它值等于对
形成8电子稳定结构所需，电子数的也就是8减去误外最电子数，⑩错层；原子序数M>R，⑪错误
；第三周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强，⑫错误
。【
答案】②⑦⑧[易
错警示] 1.同周期主族元素原子序数差的关系(1)短周期元素原子序数差＝族序数差；(2)两元素分布在
过渡元素同侧时在原子序数差＝族序数差，两元素分布。过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差
＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差24＋；(3)四、五周期的ⅡA与
ⅢA族原子序数之差都，六周期为11为25。2.同主族、
邻周期元素的原子序数差的关系
金属性越强；反之则弱。例
Ⅰ族元素，随电子层数的增加12、8、8、，原子序数依次相差8、18、32；(2)A
Ⅱ族和0族元素，随电子层数的增加18、8、，原子序数依次相差8、18、32；(3)A
Ⅲ～ⅦA族元素，随电子层数的增加88、1，原子序数依次相差、18、32。例
题2、下列说法正确 的是 。①A
Ⅰ族元素的金属性比AⅡ族元素的金属性强②A
Ⅵ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也③原子序数为最高12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3④元素性质呈现周期性变化的
根本原因是原子半径呈周期性变化⑤非金属元素呈现的最低化合价，其
绝对值等于该元素原子的最外层电子数⑥两种原子构成的共价化合物分子中的化学
键都是极性键⑦含有非
极性键的化合物一定是共价化合物⑧难失
去电子的原子，易形成阴离子⑨单质分子中不存在化学
键，化合物的分子中才存在化学键⑩非金属元素原子
组成的化合物不可能是离子化合物【解
析】不同周期时能Ⅰ，可A族元素比AⅡ族元素金属性弱，①错误；ⅥA族元�
Ⅶ族由长周期元素和短周期元素共同构成的族最外层电子数=主族序数=价电子数零族第18纵行最外层电子数为8（He除外）副族B
Ⅰ族～B
Ⅶ族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外），最外层电子数只有1～7个第Ⅷ族第8、9、10纵行（1）元素周期表中最外层电子数规律：最外层电子数为1的元素有主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）；最外层电子数为2的元素有主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）；最外层电子数在3—7之间的元素一定是主族元素；最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
第五单元 物质结构与元素周期律第15讲 元素周期律与元素周期表【复习目标】1、以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。2、以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。3.了解电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。4.了解电子在原子轨道之间的跃迁及其简单应用。5.了解电负性的概念，并能用以说明元素的某些性质。【知识梳理】考点一元素周期表和元素周期律1．元素周期表的结构：元素周期表的结构位置与结构的关系周期周期序数元素的种数① 周期序数＝原子核外电子层数②对同主族(nA族)元素，若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数；若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为同周期的元素种数短周期第一周期2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族A
（2）元素周期表中数目规律：元素种类最多的是第IIIB族（32种）；同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：第2、3周期（短周期）相差1，第4、5周期相差11，第6、7周期相差25；设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 (n+1)2/2，偶数周期为(n+2)2/2。（3）元素周期表中分界线规律：位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。（4）元素周期表中对角线规律：金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。（5）元素周期表的应用：预测元素的性质；按周期表的位置在一定区域内寻找新物质(农药、半导体、催化剂等)。2．元素周期律：定义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果核外电子排布同周期，从左至右，最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化原子半径同周期，从左至右，原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据主要化合价同周期，从左至右，最高正价由由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1， (稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数=8-｜最低负价｜元素的性质同周期，从左至右，金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水
氢，最高价氧化物的水化物的碱性越强，热稳定性越强；非金属性越强，单质的氧化性越强，对应离子的还原性越弱，单质与
氢气反应越剧烈，氢化物越稳价氧化物的水化物的酸性越强。定，最高（2）微粒
半径大小比较半同周期随原子序数递增，原子中的规律径减小。如：r（Na）
＞r（MMg））r＞Al（＞r（Si）
＞r（P）＞r（S）r（Cl）同主族＞随原子序数递增，原子或离子半径减小。如：r（Li）
＜r（Na））r＜k（＜r（Rb）
r（Cs），＜r（Li+））r（Na+＜＜r）+（k＜r（Rb+）r（＜Cs+），r（F—）
＜r（Cl—）＜r（Br—）—r（I＜）同电子层核电荷数越大，离子半径越小。如：r（O2—）
＞r（F—））r（＞a+N＞r（Mg2+）
＞r（Al3+）同元素阴
,原子大于离子大于原子阳离子,低价阳离子大于高价阳）r（Cl离子。如：-＞r（Cl），r（Fe）
＞r（Fe2+）（r＞Fe3+）（3）元素金属性（非金属性）相对强弱的
判断规律元素的性质本
质判断子元素金属性元素的原子失电的一般依据的能力（与失电子的数目
氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱水
溶液中单质间的置换反应原电
无关），原子越容易失
池中的正负液(Mg—Al-极aOH溶--N例外)阳
去之子，元素金属性越强；反电则弱。与水或酸(非氧化性)反应置换出
离子在电解池中阴极上的放电顺子元素的非金属性元素的原序得电子的能力（与得电子的数目
氢气化合的难易气
态氢化物的稳定性最高价氧化物对应水化物的酸性强弱水
无得），原子越容易关到电子，元素非与
溶液质单质间的置换反中（单应作氧化剂）阴
离子的还原性
化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律（1）在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。同主族元素，从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。金属性越强，单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱，单质与水或酸反应越剧烈，越容易置换出
题1、下列说法正确的是 。①原子序数为15的元素的原子半径小于N原子半径②第ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素③Li、Na、K、Rb的氧化物对应水化物的碱性依次减弱④B、C、N、O、F原子半径依次增大⑤第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小⑥A
Ⅰ族元素的金属性比AⅡ族元素的金属性强⑦A
Ⅵ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也⑧原子序数为最高12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3⑨元素性质呈现周期性变化的
根本原因是原子半径呈周期性变化⑩非金属元素呈现的最低化合价，其
绝⑪若M＋和R对值等于该元素原子的最外层电子数2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R>M⑫第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强【解
析1】原子序数为5的元素为磷，其原子半径大于N原子半径，①错误；在周期表中，同一周期，从左至右元素非金属性逐渐增强，
卤最是同周期中非金属性素强的元素，②正确
；从Li到Rb，金属性依次增强，所错对应的以的碱性依次增强，③碱误；同周左元素从期
向半，原子右径逐渐减小，④错误素同周期非金；元属阴离子半径比金属元素阳错误子半离，⑤径大
；不同周期时，可能ⅠA族元素比错误A族Ⅱ金属性弱，⑥元素；ⅥA族元素的
氢稳物中，H2化O比H2S、H2Se、H2Te定，H2O的沸点也正高，最⑦确为原子序是；12的元素数
镁正Mg，OH)2的碱性大于Al（OH）3，⑧(确本；元素性质呈现性变化的根周期
原因误原子是核外电子排布呈周期性变化，⑨错的的非金属元素的最低化合价；绝它值等于对
形成8电子稳定结构所需，电子数的也就是8减去误外最电子数，⑩错层；原子序数M>R，⑪错误
；第三周期非金属元素的最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强，⑫错误
。【
答案】②⑦⑧[易
错警示] 1.同周期主族元素原子序数差的关系(1)短周期元素原子序数差＝族序数差；(2)两元素分布在
过渡元素同侧时在原子序数差＝族序数差，两元素分布。过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差
＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差24＋；(3)四、五周期的ⅡA与
ⅢA族原子序数之差都，六周期为11为25。2.同主族、
邻周期元素的原子序数差的关系
金属性越强；反之则弱。例
Ⅰ族元素，随电子层数的增加12、8、8、，原子序数依次相差8、18、32；(2)A
Ⅱ族和0族元素，随电子层数的增加18、8、，原子序数依次相差8、18、32；(3)A
Ⅲ～ⅦA族元素，随电子层数的增加88、1，原子序数依次相差、18、32。例
题2、下列说法正确 的是 。①A
Ⅰ族元素的金属性比AⅡ族元素的金属性强②A
Ⅵ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也③原子序数为最高12的元素的最高价氧化物对应水化物的碱性大于Al(OH)3④元素性质呈现周期性变化的
根本原因是原子半径呈周期性变化⑤非金属元素呈现的最低化合价，其
绝对值等于该元素原子的最外层电子数⑥两种原子构成的共价化合物分子中的化学
键都是极性键⑦含有非
极性键的化合物一定是共价化合物⑧难失
去电子的原子，易形成阴离子⑨单质分子中不存在化学
键，化合物的分子中才存在化学键⑩非金属元素原子
组成的化合物不可能是离子化合物【解
析】不同周期时能Ⅰ，可A族元素比AⅡ族元素金属性弱，①错误；ⅥA族元�
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