4.2元素周期律 讲义 -2025-2026学年高一上学期化学人教版必修第一册

本讲义聚焦元素周期律核心知识点，以复习同主族元素性质递变规律为起点，系统梳理同周期元素原子结构（电子层数、最外层电子数）、性质（原子半径、化合价、金属性与非金属性）的周期性变化，构建“结构-位置-性质”关联的学习支架。 资料通过1-18号元素数据表格辅助规律总结，结合Na、Mg、Al与水/酸反应等实验对比分析，搭配15道例题覆盖原子半径比较、金属性判断等考点，培养科学思维与证据推理能力。课中助力教师系统授课，课后便于学生回顾知识、强化练习，有效查漏补缺。

( 第2讲 元素 周期律 ) ( 一、 元素周期律 ) 1、 （复习回顾）同主族元素的相似性和递变性 1. 同主族的金属元素从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。失电子能力(还原性)逐渐增强、金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，最外层电子数相同，最高正价相同。 2. 同主族的非金属元素从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。得电子能力(氧化性)逐渐减弱、非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱，最外层电子数相同，最高正价相同（F、O元素除外），最低负价相同。 【总结】同主族元素从上到下原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、 同周期元素的相似性和递变性 元素 符号 元素 名称 原子 序数 核外电 子排布 电子 层数 最外层电子数 原子半径 相对原 子质量 最高正化合价 最低负化合价 H 氢 1 1 1 1 0.037 1.008 +1 He 氦 2 2 1 2 -- 4.003 Li 锂 3 2，1 2 1 0.152 6.941 +1 Be 铍 4 2，2 2 2 0.089 9.012 +2 B 硼 5 2，3 2 3 0.082 10.81 +3 C 碳 6 2，4 2 4 0.077 12.01 +4 -4 N 氮 7 2，5 2 5 0.075 14.01 +5 -3 O 氧 8 2，6 2 6 0.074 16.00 -2 F 氟 9 2，7 2 7 0.071 19.00 -1 Ne 氖 10 2，8 2 8 -- 20.18 Na 钠 11 2，8，1 3 1 0.168 22.99 +1 Mg 镁 12 2，8，2 3 2 0.160 24.31 +2 Al 铝 13 2，8，3 3 3 0.143 26.98 +3 Si 硅 14 2，8，4 3 4 0.117 28.09 +4 -4 P 磷 15 2，8，5 3 5 0.110 30.97 +5 -3 S 硫 16 2，8，6 3 6 0.102 32.06 +6 -2 Cl 氯 17 2，8，7 3 7 0.099 35.45 +7 -1 Ar 氩 18 2，8，8 3 8 -- 39.95 观察1-18号元素的最外层电子数的变化、半径等，我们发现从3号到10号，从11号到18号存在一些规律性的变化。 1．同周期元素原子结构的相似性和递变性 同一周期电子层数相同，从左到右随着原子序数的递增，原子的最外层电子数依次增大；最高化合价从+1逐渐升高到+7（O、F无正价），最低负化合价从逐渐升高到；原子半径逐渐减小。 【总结】微粒半径大小的比较规律 （1）比较的基本方法—“三看” “一看”电子层数：电子层数不同时，一般情况下，层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 （2）原子半径的比较 ①最外层电子数相同时，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大。 例： ②电子层数相同时，随着原子序数递增，原子半径逐渐减小 例： （3）离子半径的比较 ①同种元素的阴离子大于原子，原子大于阳离子。即核电荷数（质子数）相同时，核外电子数目越多，原子半径越大。例： ②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 例： ③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 例： 【练习】第三周期半径最小的离子是 ；半径最大的离子是 。 2．同周期元素单质化学性质的相似性和递变性 （1）Na、Mg、Al的比较 与H2O反应 与酸反应 最高价氧化物的水化物的碱性 Na 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ （剧烈） 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑ （反应非常剧烈） NaOH强碱 Mg Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑ （冷水缓慢，热水迅速） Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ （反应剧烈） Mg(OH)2中强碱 Al （Al与H2O几乎不能反应） 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ （反应较快） Al(OH)3两性氢氧化物 通过第三周期中Na、Mg、Al三种金属分别与水（酸）反应的难易程度、最高价氧化物的水化物的碱性强弱的比较我们发现：同一周期从左到右随着原子序数的递增，元素的金属性（还原性、失电子能力）逐渐减弱。 （2）Si、P、Al、Cl的比较 与H2反应（难易程度） 氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性 Si Si+2H2SiH4 SiH4不稳定 H2SiO3弱酸 P 2P(g)+3H22PH3 PH3不太稳定 H3PO4中强酸 S S+H2H2S H2S较稳定 H2SO4强酸 Cl2 Cl2 + H22HCl HCl稳定 HClO4强酸（最强的无机含氧酸） 通过第三周期中Si、P、S、Cl四种非金属分别与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱的比较我们发现：同一周期从左到右随着原子序数的递增，元素的非金属性（氧化性、得电子能力）逐渐增强。 【回顾总结】 （1）判断元素金属性强弱常用的方法 ①单质跟水（或酸）反应置换出氢气的难易程度； ②元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱； ③金属单质间的置换反应（金属单质与金属的简单阳离子之间的反应）。 （2）判断元素非金属性强弱常用的方法 ①单质跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性； ②元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱； ③非金属单质间的置换反应(一般指非金属单质与简单离子之间的置换反应)。 3、 元素周期律 1. 元素周期律定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 2. 元素周期律实质：元素周期律是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 3. 元素周期律内容 ①元素原子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元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 4. 元素周期表中元素性质的变化规律 元素性质 同周期的主族元素（左→右） 同主族元素（上→下） 电子层数 相同 逐渐增多 最外层电子数 逐渐增多（1e-→8e-） 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价逐渐增大（+1→+7） 最低负价＝主族序数－8 最高正价、最低负价相同 最高正价＝主族序数 （除F、O外） 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 元素单质的得失电子能力 失e-能力逐渐减弱 得e-能力逐渐增强 得e-能力逐渐减弱 失e-能力逐渐增强 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 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 5. 元素周期表中的递变规律（“三角”规律） 若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序。如图所示： ①原子半径：C＞A＞B ( 或 )②金属性：C＞A＞B ③非金属性：B＞A＞C ( 例题精讲 ) ( 考点1： 元素周期律专题 ) 【例1】下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排列的是（ ） A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBr C．HF、HCl、H2S、SiH4 D．NH3、PH3、H2S、HCl 【例2】下列元素的最高价氧化物溶于水，形成的含氧酸的酸性最强的是( ) A．原子最外层电子数是次外层的2倍的元素 B．原子M层电子数等于另两层电子数之差的元素 C．第三周期ⅦA族的元素 D．其单质有多种同素异形体，其中一种着火点很低、能自燃的元素 【例3】运用元素周期律分析下面的推断错误的是(　　) A．铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性 B．砹单质是一种有色固体，砹化氢很不稳定，砹化银有色、难溶于水 C．硫酸锶难溶于水，但易溶于盐酸 D．碳酸锶受热易分解 【例4】同周期的X、Y、Z三种元素，已知如下关系：HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是（ ）[多选] A．原子半径X最大Z最小 B．非金属性X最强Z最弱 C．气态氢化物的稳定性HX最强 D．三种元素的原子得电子形成阴离子，的还原性最强 【例5】R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)（ ） A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)m也为强碱 B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素 C．若Y的最低化合价为，则Z的最高正化合价为+7 D．若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素 【例6】X、Y、Z、W四种短周期元素在周期表中相对位置如表所示，Y、Z质子数之和为21， 下 X Y Z W 列说法中不正确的是（ ） A．X、Y、Z、W均为非金属元素 B．X、Y、W的氢化物中，Y的氢化物沸点最高 C．Z的阳离子与Y的阴离子电子层结构相同 D．W元素的简单离子半径大于Z元素的简单离子半径 【例7】X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1，下列说法正确的是（ ）[多选] A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4 C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X 【例8】X、Y、Z、R是1~18号元素中的四种元素，它们的原子结构有以下特点，其中金属性最强的是（ ） ①元素X原子的M层比L层少3个电子 ②元素Y的2价阴离子的核外电子排布与氖原子相同 ③元素Z原子的L层比M层多5个电子 ④元素R原子的L层比K层多3个电子 A．X B．Y C．Z D．R 【例9】甲、乙两种非金属，下列结论能说明甲比乙的非金属性强的是（ ） ①甲比乙容易与H2化合 ②甲能与乙的阴离子发生置换反应 ③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强 ④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多 ⑤甲的单质熔、沸点比乙的低 A．只有④ B．只有⑤ C．①②③ D．①②③④⑤ 【例10】有X、Y、Z、W四种主族元素，已知阳离子X、Y和阴离子Z、W具有相同的电子层结构，并且离子半径X＞Y，阴离子所带电荷数Z＞W。则四种元素的原子序数大小顺序是（ ） A．X＞Y＞Z＞W B．Y＞X＞Z＞W C．Y＞X＞W＞Z D．Z＞Y＞X＞W 【例11】已知1—18号元素的离子、、、都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是（ ） A．质子数c＞b B．离子的还原性Y2-＞Z- C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ D．原子半径X＜W 【例12】下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A． B． C． D． 【例13】X、Y为短周期元素，X的原子半径小于Y。下列叙述正确的是（ ） A．原子序数Y大于X B．X元素的最高正价一定大于Y元素的最高正价 C．若X元素形成的单质是X2，Y元素的单质一定是Y2 D．若X、Y原子电子层数相同，Y的失电子能力一定强于X 【例14】几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W 原子半径/pm 160 143 70 66 主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 -2 下列叙述正确的是（ ） A．X、Y元素的金属性 X<Y B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2 C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 【例15】下表是短周期中部分元素的原子半径及主要化合价。请回答： 元素代号 W R X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.157 0.066 0.080 0.087 主要化合价 +1 +1 －2 －3,+5 +2,+4 （1）Z在元素周期表中的位置是 ，Z单质与Y的最高价氧化物对应水化物在加热条件下反应的化学方程式为 。 （2）与反应的离子方程式为 　　　　　　　 ， 若反应中转移的电子数，则参加的反应的的质量为 。 （3）X与Z组成一种有臭味的气体，与氧气按物质的量之比为混合后恰好完全燃烧，生成稳定的氧化物，在同温同压下测得燃烧前后气体的总数体积不变，该反应的化学方程式为 。 ( 二、 元素周期表（律）的应用 ) ( 知识点睛 ) 一、“位”、“构”、“性”的关系 ( 结 构 位 置 性 质 原子序数=质子数=核电荷数 周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数 从左到右，原子半径减小，金属性减弱，非金属性增强 从上到下，原子半径增大，金属性增强，非金属性减弱 金属原子半径越大、最外层电子越少， 越易失电子，金属性越强； 非金属原子半径越小、最外层电子数越多（接近8），越易得电子，非金属性越强 ) 通过上面三者间的关系，我们就可以根据元素在周期表中的位置推测出其原子结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。 二、元素周期表的分区 通过元素周期律可知，周期表左下角是金属性最强的元素，右上角是非金属性最强的元素（除稀有气体外），金属和非金属间必定有一条分界线，且分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。 以硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋之间为界，硼、硅、砷、碲、砹右侧都是非金属，铝、锗、锑、钋左侧大都是金属（除氢外）。 三、寻找和发现新的元素 1.在周期律和周期表的指导下，对已发现元素性质进行了系统的研究，并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。 2.元素周期表和元素周期律对于其他与化学相关的科学技术也有指导作用。例如，在周期表中金属 与非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等，半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到与它同族的硅。又如，农药由含砷的有机物逐渐发展成对人畜毒性较低的含磷有机物，而通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置也很靠近。人们在一定的区域内还在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ( 例题精讲 ) ( 考点2： 元素周期律(表)的应用专题 ) X Y Z W 【例16】右表是元素周期表的一部分。X、Y、Z、W均为短周期元素，X、W的质子数之和为23。下列说法正确的是（ ） A．原子半径：W＜Y B．氢化物的稳定性：Y<Z C．最高价氧化物对应水化物的酸性：W>Z D．Z的氧化物不能溶于Y的氢化物的水溶液 【例17】如图所示是元素周期表的一部分，X、Y、Z、W均为短周期元素，若W原子最外层电子数是其内层电子数的，则下列说法中不正确的是（ ） A．原子半径由大到小排列顺序Z>X>Y B．Y元素的两种同素异形体在常温下都是气体 C．X、Y、Z、W的原子序数之和为48 D．阴离子半径由大到小排列顺序X>Y>Z>W 【例18】A、B、C、D四种元素在周期表中分别处于元素X的四周（如下图），已知X元素最高价氧化物的化学式为X2O5，且五种元素中有一种元素的原子半径是它们所处的同族中最小的。试确定： B A X C D （1）各元素的符号： A：＿＿＿＿＿，B：＿＿＿＿，C：＿＿＿＿，D：＿＿＿＿＿， X：＿＿＿＿＿。 （2）C、D、X最高价氧化物对应水化物酸性由强到弱的顺序：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 （3）写出A、B、X气态氢化物的化学式，并排列稳定性由强到弱的顺序：______________。 【例19】现有前四周期中的A、B、C、D、E五种主族元素，A的最高价氧化物含A40%，A原子中质子数等于中子数；B是同周期中除稀有气体外原子半径最大的元素；B和D能形成BD型化合物，且B、D两离子的电子层结构相同；C和D能形成CD3的化合物；C原子比E原子多1个电子；1.8gC与足量的稀H2SO4反应，所产生的氢气在标准状况下的体积为2.24L；C原子中质子数比中子数少1；D原子比A原子多1个质子，则： （1）五种元素的元素符号分别为：A ，B ，C ，D ，E （2）五种元素中，单质还原性最强的是 ，简单离子还原性最强的是 。 （3）依次写出A—E五种元素最高价氧化物对应水化物的化学式 、 、 、 、 ，其中酸性最强的是 ，碱性最强的是 。 （4）D单质与B的最高价氧化物的水化物反应的离子方程式 。 （5）B、C元素的最高价氧化物的水化物之间反应的化学方程式 。 【例20】元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。 元素 性质或结构信息 A 单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远。且其单质燃烧后生 成淡黄色固体 B 工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层电子数是内层电子 总数的2.5倍 C 单质是双原子分子，常温、常压下是淡黄绿色气体，原子的L层再增加 一个电子即达到稳定结构 D ＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同 （1）上表中与A属于同一周期的元素是_______，写出D离子的结构示意图___________。 （2）已知C的单质能与H2O发生置换反应生成O2，写出C单质与水反应的化学方程式 ________________________________________________________________________。 （3）对元素B的单质或化合物描述正确的是________。 a．B元素的最高正价为＋6 b．常温、常压下单质难溶于水 c．单质分子中含有18个电子 d．在一定条件下氢气能与单质B反应 （4）A和D两元素活泼性较强的是(写元素符号)________。你的判断依据是： ______________________________________________________________。 【例21】某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如表（表中的“实验步骤”与“实验现象”前后不一定是对应的关系）。 实验步骤 实验现象 1 将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水后，加热至水沸腾；再向溶液中滴加酚酞溶液。 A.浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声，随之消失，溶液变成红色 2 向新制的Na2S溶液中滴加新制的氯水。 B.有气体产生，溶液变成浅红色 3 将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中。 C.剧烈反应，迅速产生大量无色气体 4 将镁条投入稀盐酸中。 D.反应不十分剧烈；产生无色气体 5 将铝条投入稀盐酸中。 E.生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失 6 向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量。 F.出现乳白色浑浊现象 请你帮助该同学整理并完成实验报告。 （1）实验目的：研究______元素性质递变规律。 （2）实验用品： 试剂：金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlCl3溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等。 仪器：① ，② ，③ ，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸， 火柴等。 （3）实验内容：（填写与实验步骤对应的实验现象的编号和①②的化学方程式） 实验步骤 1 2 3 4 5 6 实验现象（填A-F） ① ，② 。 （4）实验结论： 。 （5）如何证明该周期剩余两种元素的非金属性强弱 ( 直击高考 ) 1.（年浙江卷 9）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（ ） X Y Z W Q A．钠与W可能形成Na2W2化合物 B．由Z与Y组成的物质在熔融时能导电 C．W得电子能力比Q强 D．X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体 2.（年山东卷8）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（ ） W X Y Z A．X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y C．X元素形成的单核阴离子还原性强于Y D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性 1 ( - 14 - ) ( 13 ) 学科网（北京）股份有限公司 $ ( 第2讲 元素 周期律 ) ( 一、 元素周期律 ) 1、 （复习回顾）同主族元素的相似性和递变性 1. 同主族的金属元素从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。失电子能力(还原性)逐渐增强、金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，最外层电子数相同，最高正价相同。 2. 同主族的非金属元素从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。得电子能力(氧化性)逐渐减弱、非金属性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，氢化物的稳定性逐渐减弱，最外层电子数相同，最高正价相同（F、O元素除外），最低负价相同。 【总结】同主族元素从上到下原子核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 2、 同周期元素的相似性和递变性 元素 符号 元素 名称 原子 序数 核外电 子排布 电子 层数 最外层电子数 原子半径 相对原 子质量 最高正化合价 最低负化合价 H 氢 1 1 1 1 0.037 1.008 +1 He 氦 2 2 1 2 -- 4.003 Li 锂 3 2，1 2 1 0.152 6.941 +1 Be 铍 4 2，2 2 2 0.089 9.012 +2 B 硼 5 2，3 2 3 0.082 10.81 +3 C 碳 6 2，4 2 4 0.077 12.01 +4 -4 N 氮 7 2，5 2 5 0.075 14.01 +5 -3 O 氧 8 2，6 2 6 0.074 16.00 -2 F 氟 9 2，7 2 7 0.071 19.00 -1 Ne 氖 10 2，8 2 8 -- 20.18 Na 钠 11 2，8，1 3 1 0.168 22.99 +1 Mg 镁 12 2，8，2 3 2 0.160 24.31 +2 Al 铝 13 2，8，3 3 3 0.143 26.98 +3 Si 硅 14 2，8，4 3 4 0.117 28.09 +4 -4 P 磷 15 2，8，5 3 5 0.110 30.97 +5 -3 S 硫 16 2，8，6 3 6 0.102 32.06 +6 -2 Cl 氯 17 2，8，7 3 7 0.099 35.45 +7 -1 Ar 氩 18 2，8，8 3 8 -- 39.95 观察1-18号元素的最外层电子数的变化、半径等，我们发现从3号到10号，从11号到18号存在一些规律性的变化。 1．同周期元素原子结构的相似性和递变性 同一周期电子层数相同，从左到右随着原子序数的递增，原子的最外层电子数依次增大；最高化合价从+1逐渐升高到+7（O、F无正价），最低负化合价从逐渐升高到；原子半径逐渐减小。 【总结】微粒半径大小的比较规律 （1）比较的基本方法—“三看” “一看”电子层数：电子层数不同时，一般情况下，层数越多，半径越大。 “二看”核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 （2）原子半径的比较 ①最外层电子数相同时，随着电子层数的递增，原子半径逐渐增大。 例： ②电子层数相同时，随着原子序数递增，原子半径逐渐减小 例： （3）离子半径的比较 ①同种元素的阴离子大于原子，原子大于阳离子。即核电荷数（质子数）相同时，核外电子数目越多，原子半径越大。例： ②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 例： ③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。 例： 【练习】第三周期半径最小的离子是 ；半径最大的离子是 。 2．同周期元素单质化学性质的相似性和递变性 （1）Na、Mg、Al的比较 与H2O反应 与酸反应 最高价氧化物的水化物的碱性 Na 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ （剧烈） 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑ （反应非常剧烈） NaOH强碱 Mg Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑ （冷水缓慢，热水迅速） Mg+2HCl=MgCl2+H2↑ （反应剧烈） Mg(OH)2中强碱 Al （Al与H2O几乎不能反应） 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑ （反应较快） Al(OH)3两性氢氧化物 通过第三周期中Na、Mg、Al三种金属分别与水（酸）反应的难易程度、最高价氧化物的水化物的碱性强弱的比较我们发现：同一周期从左到右随着原子序数的递增，元素的金属性（还原性、失电子能力）逐渐减弱。 （2）Si、P、Al、Cl的比较 与H2反应（难易程度） 氢化物的稳定性 最高价氧化物的水化物的酸性 Si Si+2H2SiH4 SiH4不稳定 H2SiO3弱酸 P 2P(g)+3H22PH3 PH3不太稳定 H3PO4中强酸 S S+H2H2S H2S较稳定 H2SO4强酸 Cl2 Cl2 + H22HCl HCl稳定 HClO4强酸（最强的无机含氧酸） 通过第三周期中Si、P、S、Cl四种非金属分别与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱的比较我们发现：同一周期从左到右随着原子序数的递增，元素的非金属性（氧化性、得电子能力）逐渐增强。 【回顾总结】 （1）判断元素金属性强弱常用的方法 ①单质跟水（或酸）反应置换出氢气的难易程度； ②元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱； ③金属单质间的置换反应（金属单质与金属的简单阳离子之间的反应）。 （2）判断元素非金属性强弱常用的方法 ①单质跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及气态氢化物的稳定性； ②元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱； ③非金属单质间的置换反应(一般指非金属单质与简单离子之间的置换反应)。 3、 元素周期律 1. 元素周期律定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 2. 元素周期律实质：元素周期律是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。 3. 元素周期律内容 ①元素原子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元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 4. 元素周期表中元素性质的变化规律 元素性质 同周期的主族元素（左→右） 同主族元素（上→下） 电子层数 相同 逐渐增多 最外层电子数 逐渐增多（1e-→8e-） 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价逐渐增大（+1→+7） 最低负价＝主族序数－8 最高正价、最低负价相同 最高正价＝主族序数 （除F、O外） 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 非金属元素气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 元素单质的得失电子能力 失e-能力逐渐减弱 得e-能力逐渐增强 得e-能力逐渐减弱 失e-能力逐渐增强 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 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 5. 元素周期表中的递变规律（“三角”规律） 若A、B、C三元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序。如图所示： ①原子半径：C＞A＞B ( 或 )②金属性：C＞A＞B ③非金属性：B＞A＞C ( 例题精讲 ) ( 考点1： 元素周期律专题 ) 【例1】 下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排列的是（ ） A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBr C．HF、HCl、H2S、SiH4 D．NH3、PH3、H2S、HCl 【答案】C 【例2】 下列元素的最高价氧化物溶于水，形成的含氧酸的酸性最强的是( ) A．原子最外层电子数是次外层的2倍的元素 B．原子M层电子数等于另两层电子数之差的元素 C．第三周期ⅦA族的元素 D．其单质有多种同素异形体，其中一种着火点很低、能自燃的元素 【答案】C 【例3】 运用元素周期律分析下面的推断错误的是(　　) A．铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性 B．砹单质是一种有色固体，砹化氢很不稳定，砹化银有色、难溶于水 C．硫酸锶难溶于水，但易溶于盐酸 D．碳酸锶受热易分解 【答案】C 【例4】 同周期的X、Y、Z三种元素，已知如下关系：HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是（ ）[多选] A．原子半径X最大Z最小 B．非金属性X最强Z最弱 C．气态氢化物的稳定性HX最强 D．三种元素的原子得电子形成阴离子，的还原性最强 【答案】BC 【例5】 R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)（ ） A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)m也为强碱 B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素 C．若Y的最低化合价为，则Z的最高正化合价为+7 D．若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素 【答案】B 【例6】 X、Y、Z、W四种短周期元素在周期表中相对位置如表所示，Y、Z质子数之和为21， 下 X Y Z W 列说法中不正确的是（ ） A．X、Y、Z、W均为非金属元素 B．X、Y、W的氢化物中，Y的氢化物沸点最高 C．Z的阳离子与Y的阴离子电子层结构相同 D．W元素的简单离子半径大于Z元素的简单离子半径 【答案】A 【例7】 X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比Y原子少1，下列说法正确的是（ ）[多选] A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4 C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定 D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X 【答案】AD 【例8】 X、Y、Z、R是1~18号元素中的四种元素，它们的原子结构有以下特点，其中金属性最强的是（ ） ①元素X原子的M层比L层少3个电子 ②元素Y的2价阴离子的核外电子排布与氖原子相同 ③元素Z原子的L层比M层多5个电子 ④元素R原子的L层比K层多3个电子 A．X B．Y C．Z D．R 【答案】C 【例9】 甲、乙两种非金属，下列结论能说明甲比乙的非金属性强的是（ ） ①甲比乙容易与H2化合 ②甲能与乙的阴离子发生置换反应 ③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强 ④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多 ⑤甲的单质熔、沸点比乙的低 A．只有④ B．只有⑤ C．①②③ D．①②③④⑤ 【答案】C 【例10】 有X、Y、Z、W四种主族元素，已知阳离子X、Y和阴离子Z、W具有相同的电子层结构，并且离子半径X＞Y，阴离子所带电荷数Z＞W。则四种元素的原子序数大小顺序是（ ） A．X＞Y＞Z＞W B．Y＞X＞Z＞W C．Y＞X＞W＞Z D．Z＞Y＞X＞W 【答案】C 【例11】 已知1—18号元素的离子、、、都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是（ ） A．质子数c＞b B．离子的还原性Y2-＞Z- C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ D．原子半径X＜W 【答案】B 【例12】 下列微粒半径大小比较正确的是(　　) A． B． C． D． 【答案】B 【例13】 X、Y为短周期元素，X的原子半径小于Y。下列叙述正确的是（ ） A．原子序数Y大于X B．X元素的最高正价一定大于Y元素的最高正价 C．若X元素形成的单质是X2，Y元素的单质一定是Y2 D．若X、Y原子电子层数相同，Y的失电子能力一定强于X 【答案】D 【例14】 几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表： 元素代号 X Y Z W 原子半径/pm 160 143 70 66 主要化合价 +2 +3 +5、+3、-3 -2 下列叙述正确的是（ ） A．X、Y元素的金属性 X<Y B．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成2W2 C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水 D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来 【答案】D 【例15】 下表是短周期中部分元素的原子半径及主要化合价。请回答： 元素代号 W R X Y Z 原子半径/nm 0.037 0.157 0.066 0.080 0.087 主要化合价 +1 +1 －2 －3,+5 +2,+4 （1）Z在元素周期表中的位置是 ，Z单质与Y的最高价氧化物对应水化物在加热条件下反应的化学方程式为 。 （2）与反应的离子方程式为 　　　　　　　 ， 若反应中转移的电子数，则参加的反应的的质量为 。 （3）X与Z组成一种有臭味的气体，与氧气按物质的量之比为混合后恰好完全燃烧，生成稳定的氧化物，在同温同压下测得燃烧前后气体的总数体积不变，该反应的化学方程式为 。 【答案】（1）第二周期、第ⅣA族； （2）；；（3）； ( 2.2 元素周期表（律）的应用 ) ( 知识点睛 ) 1、 “位”、“构”、“性”的关系 ( 结 构 位 置 性 质 原子序数=质子数=核电荷数 周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数 从左到右，原子半径减小，金属性减弱，非金属性增强 从上到下，原子半径增大，金属性增强，非金属性减弱 金属原子半径越大、最外层电子越少， 越易失电子，金属性越强； 非金属原子半径越小、最外层电子数越多（接近8），越易得电子，非金属性越强 ) 通过上面三者间的关系，我们就可以根据元素在周期表中的位置推测出其原子结构和性质，也可以根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。 2、 元素周期表的分区 通过元素周期律可知，周期表左下角是金属性最强的元素，右上角是非金属性最强的元素（除稀有气体外），金属和非金属间必定有一条分界线，且分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。 以硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋之间为界，硼、硅、砷、碲、砹右侧都是非金属，铝、锗、锑、钋左侧大都是金属（除氢外）。 3、 寻找和发现新的元素 1. 在周期律和周期表的指导下，对已发现元素性质进行了系统的研究，并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。 2. 元素周期表和元素周期律对于其他与化学相关的科学技术也有指导作用。例如，在周期表中金属 与非金属的分界处，可以找到半导体材料，如硅、锗等，半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到与它同族的硅。又如，农药由含砷的有机物逐渐发展成对人畜毒性较低的含磷有机物，而通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置也很靠近。人们在一定的区域内还在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ( 例题精讲 ) ( 考点2： 元素周期律(表)的应用专题 ) X Y Z W 【例16】 右表是元素周期表的一部分。X、Y、Z、W均为短周期元素，X、W的质子数之和为23。下列说法正确的是（ ） A．原子半径：W＜Y B．氢化物的稳定性：Y<Z C．最高价氧化物对应水化物的酸性：W>Z D．Z的氧化物不能溶于Y的氢化物的水溶液 【答案】C 【例17】 如图所示是元素周期表的一部分，X、Y、Z、W均为短周期元素，若W原子最外层电子数是其内层电子数的，则下列说法中不正确的是（ ） A．原子半径由大到小排列顺序Z>X>Y B．Y元素的两种同素异形体在常温下都是气体 C．X、Y、Z、W的原子序数之和为48 D．阴离子半径由大到小排列顺序X>Y>Z>W 【答案】D 【例18】 A、B、C、D四种元素在周期表中分别处于元素X的四周（如下图），已知X元素最高价氧化物的化学式为X2O5，且五种元素中有一种元素的原子半径是它们所处的同族中最小的。试确定： B A X C D （1）各元素的符号： A：＿＿＿＿＿，B：＿＿＿＿，C：＿＿＿＿，D：＿＿＿＿＿， X：＿＿＿＿＿。 （2）C、D、X最高价氧化物对应水化物酸性由强到弱的顺序：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。 （3）写出A、B、X气态氢化物的化学式，并排列稳定性由强到弱的顺序：______________。 【答案】（1）Si；N；S；As；P；（2）H2SO4>H3PO4>H3AsO4；（3）NH3>PH3>SiH4 【例19】 现有前四周期中的A、B、C、D、E五种主族元素，A的最高价氧化物含A40%，A原子中质子数等于中子数；B是同周期中除稀有气体外原子半径最大的元素；B和D能形成BD型化合物，且B、D两离子的电子层结构相同；C和D能形成CD3的化合物；C原子比E原子多1个电子；1.8gC与足量的稀H2SO4反应，所产生的氢气在标准状况下的体积为2.24L；C原子中质子数比中子数少1；D原子比A原子多1个质子，则： （1）五种元素的元素符号分别为：A ，B ，C ，D ，E （2）五种元素中，单质还原性最强的是 ，简单离子还原性最强的是 。 （3）依次写出A—E五种元素最高价氧化物对应水化物的化学式 、 、 、 、 ，其中酸性最强的是 ，碱性最强的是 。 （4）D单质与B的最高价氧化物的水化物反应的离子方程式 。 （5）B、C元素的最高价氧化物的水化物之间反应的化学方程式 。 【答案】（1）S、K、Al、Cl、Mg；（2）K、S2-； （3）H2SO4、KOH、Al(OH)3、HClO4、Mg(OH)2、HClO4、KOH； （4）Cl2+2OH =Cl-+ClO+H2O；（5）H3AlO3+KOH=KAlO2+2H2O 【例20】 元素A～D是元素周期表中短周期的四种元素，请根据表中信息回答下列问题。 元素 性质或结构信息 A 单质制成的高压灯，发出的黄光透雾力强、射程远。且其单质燃烧后生 成淡黄色固体 B 工业上通过分离液态空气获得其单质。原子的最外层电子数是内层电子 总数的2.5倍 C 单质是双原子分子，常温、常压下是淡黄绿色气体，原子的L层再增加 一个电子即达到稳定结构 D ＋2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同 （1）上表中与A属于同一周期的元素是_______，写出D离子的结构示意图___________。 （2）已知C的单质能与H2O发生置换反应生成O2，写出C单质与水反应的化学方程式 ________________________________________________________________________。 （3）对元素B的单质或化合物描述正确的是________。 a．B元素的最高正价为＋6 b．常温、常压下单质难溶于水 c．单质分子中含有18个电子 d．在一定条件下氢气能与单质B反应 （4）A和D两元素活泼性较强的是(写元素符号)________。你的判断依据是： ______________________________________________________________。 【答案】（1）D ( 2 8 +12 ) （2）2F2＋2H2O===4HF＋O2　 （3）bd （4）Na　在金属活动性顺序表中，Na排在Mg的前面 【例21】 某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如表（表中的“实验步骤”与“实验现象”前后不一定是对应的关系）。 实验步骤 实验现象 1 将镁条用砂纸打磨后，放入试管中，加入少量水后，加热至水沸腾；再向溶液中滴加酚酞溶液。 A.浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出“嘶嘶”声，随之消失，溶液变成红色 2 向新制的Na2S溶液中滴加新制的氯水。 B.有气体产生，溶液变成浅红色 3 将一小块金属钠放入滴有酚酞溶液的冷水中。 C.剧烈反应，迅速产生大量无色气体 4 将镁条投入稀盐酸中。 D.反应不十分剧烈；产生无色气体 5 将铝条投入稀盐酸中。 E.生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失 6 向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量。 F.出现乳白色浑浊现象 请你帮助该同学整理并完成实验报告。 （1）实验目的：研究______元素性质递变规律。 （2）实验用品： 试剂：金属钠，镁条，铝条，稀盐酸，新制氯水，新制Na2S溶液，AlCl3溶液，NaOH溶液，酚酞溶液等。 仪器：① ，② ，③ ，试管夹，胶头滴管，镊子，小刀，玻璃片，砂纸， 火柴等。 （3）实验内容：（填写与实验步骤对应的实验现象的编号和①②的化学方程式） 实验步骤 1 2 3 4 5 6 实验现象（填A-F） ① ，② 。 （4）实验结论： 。 （5）如何证明该周期剩余两种元素的非金属性强弱 。 【答案】（1）同一周期（2）烧杯 试管 酒精灯（3）B F A C D E ①Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ ②Na2S+Cl2 =2NaCl+S↓ （4）同一周期元素从左到右，金属性减弱，非金属性增强。 （5）向硅酸钠溶液中加入磷酸溶液，有白色沉淀生成，说明磷酸的酸性比硅酸强，即非金属性：P＞Si ( 直击高考 ) 1.（年浙江卷 9）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的位置如表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是（ ） X Y Z W Q A．钠与W可能形成Na2W2化合物 B．由Z与Y组成的物质在熔融时能导电 C．W得电子能力比Q强 D．X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体 【命题立意】本题主要考查元素周期表及元素周期律的性质。 【高考难度】题目难度较低。 【难点分析】由“X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半”可推出X为C，因此Y为O，Z为Si，W为S，Q为Cl。A中Na和S可形成类似于Na2O2的Na2S2，A正确。B中Z与Y组成的物质是SiO2，SiO2是原子晶体，熔融时不能导电，B错。C中S得电子能力比Cl弱，C错。D中C、O元素都能形成多种同素异形体，D错。 【答案】A 2.（年山东卷8）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（ ） W X Y Z A．X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y C．X元素形成的单核阴离子还原性强于Y D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性 【命题立意】本题主要考查元素周期表及元素周期律的递变规律。 【高考难度】题目难度较低。 【难点分析】因为W的气态氢化物可与其最高价含氧酸生成离子化合物，这指的是铵盐，W是N元素，则X、Y、Z依次是O、S、Cl。则其氢化物中H2S最不稳定，A正确；只有氯元素的最高价含氧酸才一定比Y的含氧酸酸性强，B错；阴离子还原性S2-＞O2-，C错；Cl2与水的反应中既表现氧化性，也表现了还原性，D错。 【答案】A 1 ( - 14 - ) ( 13 ) 学科网（北京）股份有限公司 $