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第31讲 元素周期表、元素的性质-【精梳精讲】2024年高考化学大一轮精品复习课件（新教材）
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这是一份第31讲 元素周期表、元素的性质-【精梳精讲】2024年高考化学大一轮精品复习课件（新教材），共60页。
1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
考点二 元素周期律 电离能、电负性
答题规范(3) 电离能规范答题的两个类型
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
1.世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家 绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2.编排原则1)周期:把 相同的元素，按 的顺序,从左至右排成的横行。2)族:把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行。
一. 元素周期表的结构
3. 元素周期表的结构
短周期：3个(第一、二、三周期)
长周期：4个(第四、五、六、七周期)
主族：7个(ⅠA -ⅦA 族)
副族：8个(ⅢB -ⅦB族、第Ⅷ族和ⅠB 、ⅡB族)
所含元素种类：2 8 8
18 18 32 32
周期序数=电子层数=能层序数
主族族序数=原子最外层电子数=价电子数
3. 第六周期镧系元素和第七周期锕系元素各15种，它们原子电子层结构和性质相似，为了使元素周期表的结构紧凑，各放入同一个格子内，另外分列于周期表的下面
4. 锕系元素中92号U(铀)以后的元素，多为人工核反应制得，称为“超铀元素”，且均为放射性元素。
1.周期序数 = 原子核外电子层数
2. 短周期元素：即指1→18号元素
一八又一零，二、三主副分
1.主族序数 = 原子最外层电子数
2.八个副族 共60多种元素，统称为过渡元素且全部为金属，又称为过渡金属。
①最外层电子数：1~2个。
②在反应中，除最外层电子参加反应外，内层电子往往也会参加反应。
3. 含元素种数最多的族是 。
(包括镧系、锕系元素和钪、钇共32种)
超铀元素——92号元素以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素。
铍Be 镁Mg 钙Ca 锶Sr 钡Ba 镭Ra
碳C 硅Si 锗 Ge 锡Sn 铅 Pb
氧O 硫S 硒Se 碲Te 钋 P
氮N 磷P 砷As 锑Sb 铋Bi
在下表中用实线补全元素周期表的边界
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
标出族序数及镧系、锕系的位置
8 9 10
在下表中用虚线补全过渡金属元素的边界
画出金属与非金属的分界线。
规律一: 同周期ⅡA与ⅢA元素原子序数可能相差 ？
第6、7周期是10+1+14=25
第4、 5周期是10 +1=11
规律二：同一主族相邻上下两种原子序数之差？
下层原子序数=上层原子序数+上层元素种数
第ⅢA-----0族：
下层原子序数=上层原子序数+下层元素种数
确定33号、55号、96号、112-117号的元素在元素周期表中的位置
He Ne Ar Kr Xe Rn Og
一 二 三 四 五 六 七
稀有气体的 原子序数：
1. 根据原子核外电子排布
确定元素在元素周期表中位置关系
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(1)周期表中位于第8纵行的铁元素属于第 族。(2 周期表中最活泼的非金属元素位于第 纵行。(3)所含元素超过18种的周期是第 、 周期。
1.根据元素周期表结构填写下列空白：
(4) 含元素种数最多的族是 ，物质种数最多的族是 ，因为 。
2.(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_________________________。
x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m和n，则m和n的关系为______________________。
3.若A、B是相邻周期同主族元素(A在B上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为_________________。
(A、B在ⅢA～ⅦA族时)
(A、B在ⅠA族和ⅡA族时)
3. 甲、乙是周期表中同主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（ ） A. x + 2 B. x + 4 C. x + 8 D. x + 18
同主族两种元素原子序数相差可能为2、8、18、32或它们的和
4. 某元素原子最外电子层上只有两个电子（ ） A、一定是金属元素 B、一定是ⅡA族元素 C、一定是过渡元素 D、可能是金属也可能不是金属元素
解析：最外层只有2个电子的元素可能是ⅡA族元素或稀有气体元素氦,也可能是过渡元素,如:Zn、Cd、Sc(ⅢB)、Ti(ⅣB)等。
5.A、B、C、D、E五种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，已知E的原子序数为X，则五种元素的原子序数之和不可能为：A .5X B .5X+10 C . 5X+14 D. 5X+25
① 若为2、3、4周期元素
则A为X-18，C为X+18。
五种元素的原子序数之和为5X+14
五种元素的原子序数之和为5X
则A为X-8，C为X+18。
② 若为3、4、5周期元素
③若为4、5、6周期元素
五种元素的原子序数之和为5X+10
则A为X-18，C为X+32。
二. 元素周期表的分区
1)主族元素的价层电子排布特点
按电子排布,把周期表里的元素划分成5个区： s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号
电子填充的最后一个能级是p能级
电子填充的最后一个能级是d能级
电子填充的最后一个能级是f能级
电子填充的最后一个能级是s能级
元素周期表按电子排布分为5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。
He:唯一没有p轨道的p区元素
(n－1)d1-9ns1-2
(n－1)d10ns1-2
→s区、p区均为主族元素和稀有气体元素，且除H外，所有非金属元素都位于p区；副族元素全部位于d区、ds区和f区
(n－2)f0-14(n－1)d0-2ns2
为什么过渡元素都是金属元素？
最外层电子不超过2，ns1-2
除氢外都是活泼金属元素
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
最外层电子参与反应(稀有气体除外)
3)各族元素价层电子排布特点
①主族：ns1→ns2np5，且主族序数=最外层电子数=价层电子数
②0族：He为1s2，其他为ns2np6
ⅢB -ⅦB族和第Ⅷ族:
(n-1)d1-9ns1-2
(n-1)d10ns1-2
(Pd：4d10除外)
[(n-1)d轨道为全充满状态]
ⅢB～ⅦB族:族序数=价电子数
ⅠB 、ⅡB族：族序数=最外层ns轨道上的电子数
【即 (n-1)d+ns能级的电子数】
(n-1)d+ns能级的电子数之和，若分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的列序数。
(ns和ns＋np )
1.下列说法错误的是（ ）
A. s区元素的原子价电子层排布都是s结尾B. d区元素的原子价电子层排布都是ds结尾C. ds元素的原子价电子层排布都是ds结尾D. p区元素的原子价电子层排布都是sp结尾E. 主族元素的原子价电子层排布都含s，但都不含dF. 过渡元素的原子价电子层排布都是ds结尾G. ds区元素的原子d轨道一定全满
2、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4。
电子排布式：[Kr]4d105s25p4
3、某元素的价电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
4、判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
考点二 元素周期律 电离能、电负性
元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。
实质:元素原子 的结果。
核外电子排布周期性变化
①元素主要化合价的周期性变化
同周期正价：+1→+7 负价：-4→-1
金属无负价；O、F无正价
③元素金属性、非金属性的周期性变化
同周期从左到右原子半径逐渐 。
同主族从上到下原子半径逐渐 。
同周期金属性 、非金属性 。
同主族金属性 、非金属性 。
问题：判断元素金属性强弱的方法有哪些？
[知识回顾] 元素金属性和非金属性的判断方法
问题：判断元素非金属性强弱的方法有哪些？
2.主族元素周期性变化规律
⑥气态氢化物稳定性增强
⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强
⑤单质与H2化合越来越容易
⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强
⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加
HF：最稳定氢化物HClO4：最强含氧酸
1.下列各组元素性质的递变规律错误的是( )A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.B、C、N、O、F原子半径依次增大C.Be、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增强D.P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高
2.应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是①Be的氧化物的水化物可能具有两性②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱⑤SrSO4是难溶于水的白色固体⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体A.①②③④ B.②④⑥ C.①③⑤ D.②④⑤
1.第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。用符号I1表示。单位：kJ/ml
→从+1价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。I3 I4 ……
M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
【回顾】原子的第一电离能与元素性质有何关联？ 电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的______性越弱。
2. 第一电离能的周期性变化规律
→从左到右总体呈现增大趋势
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
理解：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
理解：价层电子排布为全空、半满、全满状态更稳定。
第ⅢA族原子失去一个电子变成p能级全空，能量更低更稳定， I1更小；第ⅤA族与第ⅥA族情况类似。
Be>B N>OMg>Al P>S
→从上到下总体呈现减小趋势
理解：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，失电子能力增强，I1逐渐减小。
→变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(1) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势
(2) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
第一电离能的周期性变化规律
:变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA )
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
钠元素I2 ≫ I1，其常见化合价为+1价
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
如Al：I1 ＜ I2＜I3≪ I4 ，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
1.下列各组元素中，第一电离能依次减小的是A.H Li Na K B.Na Mg Al SiC.I Br Cl F D.F O N C
2.Li、Be、B原子失去一个电子，所需的能量相差并不大，但最难失去第二个电子的原子是A.Li B.Be C.B D.相差不大
3.具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布式为3s23p6的原子③3p轨道为半充满的原子④正三价阳离子与氖相同的原子A． ①②③④ B． ③①②④ C． ②③①④ D． ②④①③
4. 短周期元素X的第一至第六电离能分别为I1＝578 kJ·ml－1 I2＝1 817 kJ·ml－1 I3＝2 745 kJ·ml－1 I4＝11 575 kJ·ml－1 I5＝14 830 kJ·ml－1 I6＝18 376 kJ·ml－1以下说法正确的是A.X原子的最外层只有1个电子B.元素X常见化合价为＋3价C.X原子核外有3个未成对电子D.元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
5．如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ·ml－1)，下列说法正确的是( )
A． 甲的金属性比乙强B． 乙的常见化合价为＋1C． 丙不可能为非金属元素D． 丁一定为金属元素
丙的I1、I2、I3相差不大且丙失去电子较难，所以可能是非金属元素
丁失去电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素
A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。
从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
电离能规范答题的两个类型
能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
2.电离能与半充满、全充满
A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O，原因是：_____________________________________________________________。
2.(1)第一电离能N大于O，原因是：_____________________________。
(2)已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·ml－1，I2(K)＝3 051 kJ·ml－1。I2(Ti)
N原子的价层电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大
K＋失去的是全充满的3p6上的电子，Ti＋失去的是4s1上的电子，相对较易失去
4.(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________________________________。
I1(Li)> I1(Na)，原因是__________________________________________。
Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小
Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)_____(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是 。
Zn原子核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1，INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu＞INi的原因是 。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga______As，第一电离能Ga_____(填“大于”或“小于”)As。
铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
第四周期 Ga、Ge、As
ⅢA ⅤA
②Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_____，原因是___________________________________________________。
Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
(2)[2022·河北，17(1)(2)]①基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_______________。
5. (1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价层电子排布式为______，在元素周期表中位置为_________________。
Zn＋:3d104s1
第三电离能的变化图是____(填标号)。
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_____(填标号)，判断的根据是____________________________；
(3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为________________。
同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高
同周期C、N、O和F，I1总体上呈现增大趋势，但N>O
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。
键合电子：参与化学键形成
孤对电子：未参与化学键形成
注意：电负性是相对值，没单位。
(稀有气体不讨论电负性)
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越大
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越小
，元素的非金属性越
，元素的金属性越 .
：电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。
(3) 电负性的标准：
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
(4) 电负性的变化规律：
常见的几种元素电负性需要牢牢记住：
F=4.0、O=3.5、N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1
电负性最大的元素:电负性最小的元素：(不考虑稀有气体及放射性元素)
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
(5) 电负性的应用：
①判断元素的金属性和非金属性
类金属：金属、非金属分界线两侧的元素
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性越小，金属元素越活泼
对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：
电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8
例如:Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
②判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
迁移练习：判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
3.5－2.1＝1.4<1.7
3.0－0.9＝2.1>1.7，故NaCl为离子化合物
3.5－1.5＝2.0>1.7，故Al2O3为离子化合物
2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物
4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物
(1)电负性越大,非金属性越强。(2)电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
思考与讨论：电负性与第一电离能的关系。说明其理由
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
1.比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：(1)Si________N________F。(2)Li________Na_______K。(3)Na＋____Mg2＋______Al3＋。(4)F－______Cl－_____Br－。(5)Cl－_____O2－______Na＋。(6)H－_____Li＋_____H＋。
一、微粒半径、元素金属性和非金属性比较
原子半径是被哪些因素决定的？
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大
电子能层增加，电子间斥力使半径增大
核电荷数递增，核对电子吸引力增大，半径减小
电子层数、核电荷数、核外电子数
1.先看电子层数，电子层数越多，半径越大
2.电子层数相同，核电荷数越大，半径越小
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：Na Mg Al Si P S Cl
> > > > > >
如：Ca2+ Na+
2.电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小
电子层相同时，“序大径小”
如：O2— F— Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
3.同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大
如：Fe3+ Fe2+
一般的，电子层数相差2层以内，阴离子半径往往大于阳离子半径。
由①A＋＋C－=D＋E↑推知，A＋为NH4+、C－为OH－、D为H2O、E为NH3，由②B＋＋C－=2D推知，B＋为H3O＋，由此解题。
二、“10e－”“18e－”微粒的应用
4.A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)中，每个粒子均有10个电子，已知：①A＋＋C－=D＋E↑；②B＋＋C－=2D。回答下列问题：(1)C－的电子式是____________。(2)分别写出A＋和D反应、B＋和E反应的离子方程式: 、 。(3)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子的分子式：________。(4)除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：__________。
NH4+＋H2O NH3·H2O＋H＋
H3O＋＋NH3=NH4+＋H2O
Na＋、Mg2＋、Al3＋
(1)“10电子”微粒
C、N、O、F、Ne 、Na、Mg、Al
H原子：1个电子H+离子：0电子
(2)“18电子”微粒
Si、 P、S、Cl、 Ar、 K、Ca
强氧化性:H2O2 F2
归纳1—20号元素粒子的电子数特点
10e-的粒子：18e-的粒子：
CH4 NH3 H2O HF
Na+ Mg2+ Al3+
SiH4 PH3 H2S HCl
P3- S2- Cl-
F2 H2O2 N2H4 C2H6 CH3OH CH3F等
N3- O2- F-
CH3 NH2 OH F9电子的粒子
记忆其它等电子微粒(1)“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2、C22-(2)“16电子”微粒：S、O2、C2H4、HCHO
分子：He、H2；离子：H－、Li＋
阳离子： Na+、 Mg2+ 、Al3+
阴离子： F-、 O2-、 N3-
二核10e-的分子____；二核10e-的离子______；三核10e-的分子____；四核10e-的分子______；四核10e-的离子____；五核10e-的分子______。五核10e-的离子____；
1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
考点二 元素周期律 电离能、电负性
答题规范(3) 电离能规范答题的两个类型
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
1.世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家 绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2.编排原则1)周期:把 相同的元素，按 的顺序,从左至右排成的横行。2)族:把 相同的元素，按 的顺序，从上至下排成的纵行。
一. 元素周期表的结构
3. 元素周期表的结构
短周期：3个(第一、二、三周期)
长周期：4个(第四、五、六、七周期)
主族：7个(ⅠA -ⅦA 族)
副族：8个(ⅢB -ⅦB族、第Ⅷ族和ⅠB 、ⅡB族)
所含元素种类：2 8 8
18 18 32 32
周期序数=电子层数=能层序数
主族族序数=原子最外层电子数=价电子数
3. 第六周期镧系元素和第七周期锕系元素各15种，它们原子电子层结构和性质相似，为了使元素周期表的结构紧凑，各放入同一个格子内，另外分列于周期表的下面
4. 锕系元素中92号U(铀)以后的元素，多为人工核反应制得，称为“超铀元素”，且均为放射性元素。
1.周期序数 = 原子核外电子层数
2. 短周期元素：即指1→18号元素
一八又一零，二、三主副分
1.主族序数 = 原子最外层电子数
2.八个副族 共60多种元素，统称为过渡元素且全部为金属，又称为过渡金属。
①最外层电子数：1~2个。
②在反应中，除最外层电子参加反应外，内层电子往往也会参加反应。
3. 含元素种数最多的族是 。
(包括镧系、锕系元素和钪、钇共32种)
超铀元素——92号元素以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素。
铍Be 镁Mg 钙Ca 锶Sr 钡Ba 镭Ra
碳C 硅Si 锗 Ge 锡Sn 铅 Pb
氧O 硫S 硒Se 碲Te 钋 P
氮N 磷P 砷As 锑Sb 铋Bi
在下表中用实线补全元素周期表的边界
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
标出族序数及镧系、锕系的位置
8 9 10
在下表中用虚线补全过渡金属元素的边界
画出金属与非金属的分界线。
规律一: 同周期ⅡA与ⅢA元素原子序数可能相差 ？
第6、7周期是10+1+14=25
第4、 5周期是10 +1=11
规律二：同一主族相邻上下两种原子序数之差？
下层原子序数=上层原子序数+上层元素种数
第ⅢA-----0族：
下层原子序数=上层原子序数+下层元素种数
确定33号、55号、96号、112-117号的元素在元素周期表中的位置
He Ne Ar Kr Xe Rn Og
一 二 三 四 五 六 七
稀有气体的 原子序数：
1. 根据原子核外电子排布
确定元素在元素周期表中位置关系
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(1)周期表中位于第8纵行的铁元素属于第 族。(2 周期表中最活泼的非金属元素位于第 纵行。(3)所含元素超过18种的周期是第 、 周期。
1.根据元素周期表结构填写下列空白：
(4) 含元素种数最多的族是 ，物质种数最多的族是 ，因为 。
2.(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_________________________。
x＋2、x＋8、x＋18、x＋32
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m和n，则m和n的关系为______________________。
3.若A、B是相邻周期同主族元素(A在B上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为_________________。
(A、B在ⅢA～ⅦA族时)
(A、B在ⅠA族和ⅡA族时)
3. 甲、乙是周期表中同主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（ ） A. x + 2 B. x + 4 C. x + 8 D. x + 18
同主族两种元素原子序数相差可能为2、8、18、32或它们的和
4. 某元素原子最外电子层上只有两个电子（ ） A、一定是金属元素 B、一定是ⅡA族元素 C、一定是过渡元素 D、可能是金属也可能不是金属元素
解析：最外层只有2个电子的元素可能是ⅡA族元素或稀有气体元素氦,也可能是过渡元素,如:Zn、Cd、Sc(ⅢB)、Ti(ⅣB)等。
5.A、B、C、D、E五种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，已知E的原子序数为X，则五种元素的原子序数之和不可能为：A .5X B .5X+10 C . 5X+14 D. 5X+25
① 若为2、3、4周期元素
则A为X-18，C为X+18。
五种元素的原子序数之和为5X+14
五种元素的原子序数之和为5X
则A为X-8，C为X+18。
② 若为3、4、5周期元素
③若为4、5、6周期元素
五种元素的原子序数之和为5X+10
则A为X-18，C为X+32。
二. 元素周期表的分区
1)主族元素的价层电子排布特点
按电子排布,把周期表里的元素划分成5个区： s区、p区、d区、ds区、f区。除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级符号
电子填充的最后一个能级是p能级
电子填充的最后一个能级是d能级
电子填充的最后一个能级是f能级
电子填充的最后一个能级是s能级
元素周期表按电子排布分为5个区：s区、p区、d区、ds区、f区。
He:唯一没有p轨道的p区元素
(n－1)d1-9ns1-2
(n－1)d10ns1-2
→s区、p区均为主族元素和稀有气体元素，且除H外，所有非金属元素都位于p区；副族元素全部位于d区、ds区和f区
(n－2)f0-14(n－1)d0-2ns2
为什么过渡元素都是金属元素？
最外层电子不超过2，ns1-2
除氢外都是活泼金属元素
镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
d轨道也不同程度地参与化学键的形成
最外层电子参与反应(稀有气体除外)
3)各族元素价层电子排布特点
①主族：ns1→ns2np5，且主族序数=最外层电子数=价层电子数
②0族：He为1s2，其他为ns2np6
ⅢB -ⅦB族和第Ⅷ族:
(n-1)d1-9ns1-2
(n-1)d10ns1-2
(Pd：4d10除外)
[(n-1)d轨道为全充满状态]
ⅢB～ⅦB族:族序数=价电子数
ⅠB 、ⅡB族：族序数=最外层ns轨道上的电子数
【即 (n-1)d+ns能级的电子数】
(n-1)d+ns能级的电子数之和，若分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的列序数。
(ns和ns＋np )
1.下列说法错误的是（ ）
A. s区元素的原子价电子层排布都是s结尾B. d区元素的原子价电子层排布都是ds结尾C. ds元素的原子价电子层排布都是ds结尾D. p区元素的原子价电子层排布都是sp结尾E. 主族元素的原子价电子层排布都含s，但都不含dF. 过渡元素的原子价电子层排布都是ds结尾G. ds区元素的原子d轨道一定全满
2、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？
由于是ⅥA族， 4d必是全充满的，所以价电子排布为5s25p4。
电子排布式：[Kr]4d105s25p4
3、某元素的价电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置。
4、判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、原子序数。
[Ne]3s23p2，第14号元素
考点二 元素周期律 电离能、电负性
元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。
实质:元素原子 的结果。
核外电子排布周期性变化
①元素主要化合价的周期性变化
同周期正价：+1→+7 负价：-4→-1
金属无负价；O、F无正价
③元素金属性、非金属性的周期性变化
同周期从左到右原子半径逐渐 。
同主族从上到下原子半径逐渐 。
同周期金属性 、非金属性 。
同主族金属性 、非金属性 。
问题：判断元素金属性强弱的方法有哪些？
[知识回顾] 元素金属性和非金属性的判断方法
问题：判断元素非金属性强弱的方法有哪些？
2.主族元素周期性变化规律
⑥气态氢化物稳定性增强
⑦最高价氧化物对应水化物酸性增强
⑤单质与H2化合越来越容易
⑥最高价氧化物对应水化物碱性增强
⑤单质与H2O (或酸)反应剧烈程度增加
HF：最稳定氢化物HClO4：最强含氧酸
1.下列各组元素性质的递变规律错误的是( )A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.B、C、N、O、F原子半径依次增大C.Be、Mg、Ca、Sr、Ba的失电子能力依次增强D.P、S、Cl元素的最高正化合价依次升高
2.应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是①Be的氧化物的水化物可能具有两性②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱⑤SrSO4是难溶于水的白色固体⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体A.①②③④ B.②④⑥ C.①③⑤ D.②④⑤
1.第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。用符号I1表示。单位：kJ/ml
→从+1价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，符号I2，依次类推。I3 I4 ……
M(g)=M+(g)+e- I1(第一电离能)
M+(g)=M2+(g)+e- I2(第二电离能)
M2+(g)=M3+(g)+e- I3(第三电离能)
同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<…
【回顾】原子的第一电离能与元素性质有何关联？ 电离能越小，表示在气态时该原子失去电子越 ，即元素的_____性越强；电离能越大，表明在气态时该原子失去电子 ,即元素的______性越弱。
2. 第一电离能的周期性变化规律
→从左到右总体呈现增大趋势
每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小，最后一种(稀有气体)元素的第一电离能最大
理解：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。
第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常
理解：价层电子排布为全空、半满、全满状态更稳定。
第ⅢA族原子失去一个电子变成p能级全空，能量更低更稳定， I1更小；第ⅤA族与第ⅥA族情况类似。
Be>B N>OMg>Al P>S
→从上到下总体呈现减小趋势
理解：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，失电子能力增强，I1逐渐减小。
→变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(1) 同一周期从左到右，元素的第一电离能在总体上呈现从小到大的变化趋势
(2) 同主族元素，自上而下第一电离能逐渐减小
第一电离能的周期性变化规律
:变化不太规则，同周期过渡元素，从左到右略有增大趋势
(但注意：同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA )
①判断元素金属性的强弱
规律：若某元素的In+1 ≫ In，则该元素的常见化合价为+n价。
②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）
钠元素I2 ≫ I1，其常见化合价为+1价
多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。
③判断核外电子的分层排布情况
如Al：I1 ＜ I2＜I3≪ I4 ，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。
一般地，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。
1.下列各组元素中，第一电离能依次减小的是A.H Li Na K B.Na Mg Al SiC.I Br Cl F D.F O N C
2.Li、Be、B原子失去一个电子，所需的能量相差并不大，但最难失去第二个电子的原子是A.Li B.Be C.B D.相差不大
3.具有下列电子层结构的原子，其第一电离能由大到小排列正确的是( )①3p轨道上只有一对成对电子的原子②外围电子排布式为3s23p6的原子③3p轨道为半充满的原子④正三价阳离子与氖相同的原子A． ①②③④ B． ③①②④ C． ②③①④ D． ②④①③
4. 短周期元素X的第一至第六电离能分别为I1＝578 kJ·ml－1 I2＝1 817 kJ·ml－1 I3＝2 745 kJ·ml－1 I4＝11 575 kJ·ml－1 I5＝14 830 kJ·ml－1 I6＝18 376 kJ·ml－1以下说法正确的是A.X原子的最外层只有1个电子B.元素X常见化合价为＋3价C.X原子核外有3个未成对电子D.元素X的最高价氧化物对应的水化物为强碱
5．如表所示是第三周期部分元素的电离能(单位：kJ·ml－1)，下列说法正确的是( )
A． 甲的金属性比乙强B． 乙的常见化合价为＋1C． 丙不可能为非金属元素D． 丁一定为金属元素
丙的I1、I2、I3相差不大且丙失去电子较难，所以可能是非金属元素
丁失去电子比丙还难，而第三周期只有3种金属元素，可知丁一定是非金属元素
A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。
从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
电离能规范答题的两个类型
能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。
2.电离能与半充满、全充满
A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。
1.请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能：C小于O，原因是：_____________________________________________________________。
2.(1)第一电离能N大于O，原因是：_____________________________。
(2)已知电离能：I2(Ti)＝1 310 kJ·ml－1，I2(K)＝3 051 kJ·ml－1。I2(Ti)
N原子的价层电子排布式为2s22p3，处于半充满，比较稳定，难失电子，第一电离能大
K＋失去的是全充满的3p6上的电子，Ti＋失去的是4s1上的电子，相对较易失去
4.(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。
I1(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是______________________________________。
I1(Li)> I1(Na)，原因是__________________________________________。
Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小
Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)_____(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是 。
Zn原子核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·ml－1，INi＝1 753 kJ·ml－1，ICu＞INi的原因是 。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga______As，第一电离能Ga_____(填“大于”或“小于”)As。
铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子
第四周期 Ga、Ge、As
ⅢA ⅤA
②Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_____，原因是___________________________________________________。
Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大
(2)[2022·河北，17(1)(2)]①基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_______________。
5. (1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价层电子排布式为______，在元素周期表中位置为_________________。
Zn＋:3d104s1
第三电离能的变化图是____(填标号)。
②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_____(填标号)，判断的根据是____________________________；
(3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为________________。
同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高
同周期C、N、O和F，I1总体上呈现增大趋势，但N>O
元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。
原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。
键合电子：参与化学键形成
孤对电子：未参与化学键形成
注意：电负性是相对值，没单位。
(稀有气体不讨论电负性)
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越大
元素的电负性越 ，对键合电子吸引能力越小
，元素的非金属性越
，元素的金属性越 .
：电负性大的元素吸引电子的能力强，反之就弱。
(3) 电负性的标准：
以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。
(4) 电负性的变化规律：
常见的几种元素电负性需要牢牢记住：
F=4.0、O=3.5、N/Cl=3.0、C/S=2.5、H=2.1
电负性最大的元素:电负性最小的元素：(不考虑稀有气体及放射性元素)
从左至右电负性逐渐变大
从上至下电负性逐渐变小
(5) 电负性的应用：
①判断元素的金属性和非金属性
类金属：金属、非金属分界线两侧的元素
电负性越大，非金属元素越活泼
电负性越小，金属元素越活泼
对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：
电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2Be、Al的电负性分别为1.5、1.5 B、Si的电负性分别为2.0、 1.8
例如:Li、Mg在空气中燃烧的产物为Li2O和MgO;铍和铝的氢氧化物均为两性氢氧化物;B和Si的含氧酸都是弱酸。
②判断化合物中元素化合价的正负
电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；
电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。
迁移练习：判断甲烷和甲硅烷中各元素的化合价的正负
3.0－1.5＝1.5<1.7，故AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
3.5－2.1＝1.4<1.7
3.0－0.9＝2.1>1.7，故NaCl为离子化合物
3.5－1.5＝2.0>1.7，故Al2O3为离子化合物
2.1－0.9＝1.2<1.7，但NaH为离子化合物
4.0－2.1＝1.9>1.7，但HF为共价化合物
(1)电负性越大,非金属性越强。(2)电负性相同或差值小的非金属元素的原子之间形成的化学键主要是共价键,当电负性差值为零时通常形成非极性共价键;差值不为零时,形成极性共价键;而且差值越小,形成的共价键极性越弱。
电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。
思考与讨论：电负性与第一电离能的关系。说明其理由
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系
特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
1.比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：(1)Si________N________F。(2)Li________Na_______K。(3)Na＋____Mg2＋______Al3＋。(4)F－______Cl－_____Br－。(5)Cl－_____O2－______Na＋。(6)H－_____Li＋_____H＋。
一、微粒半径、元素金属性和非金属性比较
原子半径是被哪些因素决定的？
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小
电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大
电子能层增加，电子间斥力使半径增大
核电荷数递增，核对电子吸引力增大，半径减小
电子层数、核电荷数、核外电子数
1.先看电子层数，电子层数越多，半径越大
2.电子层数相同，核电荷数越大，半径越小
如：Li Na K Rb Cs
< < < <
如：Na Mg Al Si P S Cl
> > > > > >
如：Ca2+ Na+
2.电子层结构相同,核电荷数越大,半径越小
电子层相同时，“序大径小”
如：O2— F— Na+ Mg2+ Al3+
> > > >
3.同种元素不同粒子，电子数越多，半径越大
如：Fe3+ Fe2+
一般的，电子层数相差2层以内，阴离子半径往往大于阳离子半径。
由①A＋＋C－=D＋E↑推知，A＋为NH4+、C－为OH－、D为H2O、E为NH3，由②B＋＋C－=2D推知，B＋为H3O＋，由此解题。
二、“10e－”“18e－”微粒的应用
4.A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)中，每个粒子均有10个电子，已知：①A＋＋C－=D＋E↑；②B＋＋C－=2D。回答下列问题：(1)C－的电子式是____________。(2)分别写出A＋和D反应、B＋和E反应的离子方程式: 、 。(3)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子的分子式：________。(4)除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：__________。
NH4+＋H2O NH3·H2O＋H＋
H3O＋＋NH3=NH4+＋H2O
Na＋、Mg2＋、Al3＋
(1)“10电子”微粒
C、N、O、F、Ne 、Na、Mg、Al
H原子：1个电子H+离子：0电子
(2)“18电子”微粒
Si、 P、S、Cl、 Ar、 K、Ca
强氧化性:H2O2 F2
归纳1—20号元素粒子的电子数特点
10e-的粒子：18e-的粒子：
CH4 NH3 H2O HF
Na+ Mg2+ Al3+
SiH4 PH3 H2S HCl
P3- S2- Cl-
F2 H2O2 N2H4 C2H6 CH3OH CH3F等
N3- O2- F-
CH3 NH2 OH F9电子的粒子
记忆其它等电子微粒(1)“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2、C22-(2)“16电子”微粒：S、O2、C2H4、HCHO
分子：He、H2；离子：H－、Li＋
阳离子： Na+、 Mg2+ 、Al3+
阴离子： F-、 O2-、 N3-
二核10e-的分子____；二核10e-的离子______；三核10e-的分子____；四核10e-的分子______；四核10e-的离子____；五核10e-的分子______。五核10e-的离子____；
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