周期律

个，则 A是 _______， B是 ______元素。 硅 氧 A C （一）元素原子核外电子排布、原子半径和主要化合价的变化规律 随原子序数的递增， 元素原子 最外层电子排布 呈现由 1—8的 周期性 变化（ H、 He除外） 随原子序数的递增， 元素 原子半径 呈现由大 → 小经过稀有气体后，又重复出现 由大到小的 周期性 变化。 随原子序数的递增， 元素的 最高正价 呈现 +1→+7 （

h Hs Mt Uun Uuu Uub * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr ： 元素性质随着 原子序数 的递增而呈周期性变化的规律。 ： 元素性质呈周期性变化的根本原因，是由元素原子 核外电子排布 的周期性变化引起的。 内容 同周期 （从左到右）

元素周期律 “ 用活 ” ，深层理解原子结构对元素性质的影响，建立元素周期律与具体物质性质比较的深层次联系，初步理解“ 结构决定性质 ” 的化学思想方法，发展学生比较、解释、预测、评价的能力 应用基于元素周期律的元素化合物系统认识模型，发展学生预测元素性质、设计实验进行验证的能力，完善元素观，完善物质性质研究的一般思路和方法 第 1 课时主要内容是将核心元素放回周期表，体会位 构 性关系

减弱 金属性逐渐增强 ? ? ? 非金属性逐渐增强 非金属性逐渐。

) 练习 1． A元素的原子最外层电子数是 a，次外层电子数是 b； B元素的原子 M层电子数是（ a—b）， L层电子数是（ a+b），则 A、 B两种元素形成的化合物的化学式可能表示为 ( ) A． B3A2 B． BA2 C． A3B2 D． AB2 B 2. A 、 B 、 C 、 D 四种元素在周期表 中分别处于元素 X 的四周，已知 X 元素最高价氧化物的化学式为 X2O5

b Rb2O RbOH I2O7 HIO4 I 6 Cs Cs2O CsOH At2O7 HAtO4 At 酸 性 增 强 碱 性 增 强 元素气态氢化物的热稳定性 B C N O F Si P S Cl As Se Br Te I At 热稳定性逐渐增强 热稳定性逐渐减弱 热稳定性逐渐减弱 热稳定性逐渐增强 元素的金属性和非金属性递变小结 H Li Be B C N O F Na Mg Al

3=HAlO2+H2O 两性氢氧化物：既与酸反应，又与碱反应的氢氧化物。 说明铝虽然是金属，但已有一定的非金属性。 思考：氧化铝具有什么性质。 写出氧化铝与酸、碱反应的化学方程式及离子方程式。 Al2O3+6H+=2Al3++3H2O Al2O3+2OH=2AlO2+H2O 性质 Na Mg Al 单质与水（或酸）的反应情况 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 冷水剧烈反应 冷水缓慢、沸水迅速反应

2＋ H2O 跟踪训练 (随学随练 ， 轻松夺冠 ) 1． (2020年高考广东卷 )元素 X、 Y、 Z原子序数之和为 36， X、 Y在同一周期， X＋ 与 Z2－ 具有相同的核外电子层结构。 下列推测不正确的是 ( ) A．同周期元素中 X的金属性最强 B．原子半径 XY，离子半径 X＋ Z2－ C．同族元素中 Z的氢化物稳定性最高 D．同周期元素中 Y的最高价含氧酸的酸性最强 解析： 选

期性变化（第一周期例外） 原子半径的周期性变化 同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，到稀有气体原子半径又突然增大 元素主要化合价的周期性变化 正价： +1 → +7 ；负价： 4 → 1 元素周期律的本质 ： 原子核外电子排布的周期性变化 1869年，门捷列夫最先提出。 元素金属性和非金属性的周期性变化 判断金属性和非金属性的依据 证明金属性 同条件下与水或酸，越易越强。

O 与 HF。 ( 5 ) 原子最外层电子数越少，不一定越容易失去电子，如失电子能力： Ca ＞ Li ＞ Al ＞ Zn。 它们之间的比较应从最外层电子数的多少、核电荷数的大小和原子半径大小等综合分析。 ( 6 ) 原子的电子层数越多，原子半径不一定越大，对不是同主族元素而言，影响原子半径的因素 除电子层数外，还有核电荷数及电子构型等多种因素制约。 第 16讲 │ 要点探究 例 1 [