第二节 元素周期律
一．元素周期律的实质及内容：
(1)元素的性质随着元素原子序数递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
(2)元素周期律包括三个方面的内容，一是核外电子排布的周期性变化，二是原子半径的周期性变化，三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。 二．几种关系量
（1）最外层电子数=主族元素的最高正价数
（2
=8 (对非金属而言，金属无负化合价) 三．金属性、非金属性强弱的判断原则 金属性强弱的判断原则
(Na置换水中氢，Mg置换热水中的氢，Al置Fe不能置换水中氢，但置换酸中氢，Cu不置换水中氢，也不置换酸中氢，故金属性：Na＞Mg＞Al＞Fe＞Cu)
②元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱(碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，金属性：Na＞Mg＞Al)
③金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱(氧化性：Cu2+＞Fe2+，金属性：Fe＞Cu)
④金属间的置换能力：金属性强的金属将金属性弱的金属从它们的盐溶液中置换出来(如：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu ，故：Fe＞Cu)
⑤构成原电池时，负极金属的金属性强于正极金属(如：Cu-Zn-H2SO4原电池，Zn为负极，故Zn＞Fe) 非金属性强弱判断原则
①单质与H2反应生成气态氢化物的难易(F2与氢气在黑暗中混合爆炸，Cl2与H2光照化合，故非金属性：F2＞Cl2)
②单质与H2反应生成气态氢化物的稳定性，氢化物越稳定，其对应非金属性越强(如：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2)
③元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱(酸性强弱顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，非金属性：Cl＞S＞P) ④阴离子的还原性越强,对应非金属的非金属性就越弱(离子还原性：S2＞I＞Br＞Cl＞F，非金属性：F2
-----
＞Cl2＞Br2＞I2＞S)
⑤非金属间的置换能力：非金属性强的可以置换非金属性弱的(如：Na2S + Cl2 = 2NaCl + S，故：Cl2＞S ) 以第三周期元素为例说明
第三节 元素周期表
一．元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期） 7 3个长周期 （4、5、6周期） 1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA 副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素） 归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。 二．元素周期表中元素位置的关系； （1）几种量的关系 原子序数=电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数
单数族中原子序数为单数，双数族中原子序数为双数。(Ⅷ族特殊) （2）掌握各周期中元素种数：
第一周期2种，第二、三周期8种，第四、五周期18种，第六周期32种，若第七周期排满也为32种，便可推知如果有第八周期则应是50种„„ （3）由原子序数确定位置的方法
由给定的原子序数与每周期元素种数差值推出所在周期与族。 例如：114号元素 114―2―8―8―18―18―32=28
结论：114号元素位于第七周期第ⅣA族（28处于32种的倒数第5种，从零族0、卤族ⅦA、氧族ⅥA、氮族ⅤA、碳族ⅣA）
56号元素 56―2―8―8―18―18=2 56号元素位于第六周期第ⅡA
（4）同周期第ⅡA族元素与第ⅢA族元素原子序数的关系：
若第ⅡA族元素原子序数为a，同周期第ⅢA族元素原子序数为b，则 ： 第二、三周期b=a+1;
第四、五周期b=a+11;(每周期多了过渡金属元素共10种) 第六、七周期b=a+25（周期中的镧系及锕系又多出14种） （5）同主族元素上下相邻两周期元素原子序数的关系：
第ⅠA、ⅡA族上下原子序数差： 第一、二周期为2 第二、三、四周期为8 第四、五、六周期为18 第六、七周期为32 而第ⅢA、ⅦA至O族上下差：第一、二、三周期为8 第三、四、五周期为18 五、六、七周期为32 结论：第ⅠA、ⅡA族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+上周期元素种数； 第ⅢA、ⅦA至O族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+下周期元素种数
例如：已知第五周期碘的原子序数为53，则第六周期砹的原子序数为53+32=85。第五周期铷的原子序数为37，则第六周期铯的原子序数为37+18=55。
三．元素周期表的规律
⑪元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
(2)若主族元素族序数为m，周期数为n，则：
当m／n1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m／n值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。 (3)对角线规则：
周期表中A、B两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。 如Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；BeO和Al203均显示
两性;A1C13 和BeCl2均为共价化合物等。 (4)微粒半径的大小：
a．同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。 b．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。 c．同种元素的各种微粒，阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
d．电子层数越多，离子半径越大；同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 四．核素与同位素
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。 同位素：具有相同的质子数不同中子数的同一元素的不同原子。（两同两不同）0、O、0是氧元素的三种核素，互为同位素。
①同种元素，可以有若干种不同的核素，同一元素的不同核素之间互称同位素；同位素是同一元素不同原子之间的互称，不是单个原子的称呼。如：H、D、T互称同位素。
②同位素在元素周期表中位于同一位置，化学性质几乎完全相同，属于同一元素，组成的单质和化合物的化学性质几乎完全相同，物理性质有微小差异。
16
17
18
元素周期律习题
1．下列各组元素性质递变规律不正确的是
A．Li、Be、B原子随原子序数的增加最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正价依次增高
C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的金属性依次增强 2．元素性质呈周期性变化的原因是
A．相对原子质量逐渐增大 B．核电荷逐渐增大
C．核 外电子排布呈周期性变化 D．元素的化合价呈周期性变化 3．已知某元素R的气态氢化物的化学式为H2R，下列叙述中不正确的是 A．该元素的原子最外电子层上有6个电子 B．该元素的是了高正价氧化物的化学式为RO2
C．该元素一定是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO4 4．下列各组元素中原子序数按由小到大顺序排列的是
A．Be、C、B B．Li、O、Cl C．Al、S、Si D．C、S、Mg
5.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是 ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3 A．①②③④ B．①②③ C．①②④ D．②③④
6. X和Y两种元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和X两种元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，X、Y、Z三种元素原子序数的关系是
A．X＞Y＞Z B．Y＞X＞Z C．Z＞X＞Y D．Z＞Y＞X
7．元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，则在气态氢化物中，R元素的化合价为 A．12－3n B．3n－12 C．3n－10 D．6－3n
8．下列各组原子序数所表示的两种元素，能形成AB2型离子化合物的是 A．6和8 B．11和13 C．11和16 D．12和17 9．下列微粒半径之比大于1的是
A．r(K+)/r(K) B．r(Ca)/r(Mg) C．r(P)/r(S) D．r(Cl)/r(Cl)
－
10. Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是
A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S 11.下列有关元素性质的递变规律不正确的是（ ）
A NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强 B HCl、H2S、PH3的稳定性逐渐减弱 C Na、K、Rb的原子半径依次增大 D HF、HCl、HBr、HI的还原性逐渐减弱 12、10、右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、
W、X、Y、Z五种
元素的叙述中，正确的是 A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．W的氢化物比X的氢化物稳定
D．Y元素最高价氧化物对应水化物比W元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强
13．下表是元素周期表的一部分，针对表中的①～⑩中元素，用元素符号或化学式填空回答以下问题：
．．．．．．．．
（1）在这些元素中，金属性最强的元素是 （2）化学性质最不活泼的元素是
，最活泼的非金属元素是 ；
；
，呈两性
，其原子的原子结构示意图为
（3）元素的最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是 的氢氧化物是
；
，碱性最强的是
（4）在③～⑦元素中，原子半径最大的是 ，原子半径最小的是 ；
，可用什么化学反应说明该事实（写出反
（5）在⑦与⑩的单质中，化学性质较活泼的是
应的化学方程式）：
14．主族元素R的气态氢化物化学式是RH4，它的最高价氧化物的式量与气态氢化物的式量之比是2.75∶1，R的原子量是________。
15.有下列四种微粒：①188O、②2311Na、③2412Mg、④147N
（1）按原子半径由大到小顺序排列的是__________________________ （2）微粒中质子数小于中子数的是______________________________ （3）在化合物中呈现的化合价的数值最多的是____________________ （4）能形成X2Y2型化合物的是___________，能形成X3Y2型化合物的是___
16.A、B、C、D四种元素，原子序数依次增大，A原子的最外层上有4个电子；B的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E，D的L层电子数等于K、M两个电子层上的电子数之和。
（1）A为 ，B为 ，C为 。D的最高价氧化物的水化物是 。 （2）写出A、B的化合物与E反应的化学方程式： 。 （3）写出D的最高价氧化物的水化物和A反应的化学方程式： 。
17. A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期元素，已知A、B、E 3种原子最外层共有11个电子，且这3种元素的最高价氧化物的水化物两两皆能发生反应生成盐和水，C元素的最外层电子数比次外层电子数少4，D元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。
（1）写出下列元素符号：A ，B ，C ，D ，E 18、用“>”或“
（1）酸性：H2CO3___________H2SiO3,H2SiO3___________H3PO4。 （2）碱性：Ca(OH)2___________Ba(OH)2，Mg(OH)2___________Al(OH)3 （3）气态氢化物稳定性：NH3___________ H2O， H2S ___________ HCl （4）还原性：HCl ___________HBr，H2S___________HCl （5）酸性：H2SO4___________H2SO3，HClO ___________ HClO4
第二节 元素周期律
一．元素周期律的实质及内容：
(1)元素的性质随着元素原子序数递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
(2)元素周期律包括三个方面的内容，一是核外电子排布的周期性变化，二是原子半径的周期性变化，三是元素主要化合价的周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。 二．几种关系量
（1）最外层电子数=主族元素的最高正价数
（2
=8 (对非金属而言，金属无负化合价) 三．金属性、非金属性强弱的判断原则 金属性强弱的判断原则
(Na置换水中氢，Mg置换热水中的氢，Al置Fe不能置换水中氢，但置换酸中氢，Cu不置换水中氢，也不置换酸中氢，故金属性：Na＞Mg＞Al＞Fe＞Cu)
②元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱(碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，金属性：Na＞Mg＞Al)
③金属阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱(氧化性：Cu2+＞Fe2+，金属性：Fe＞Cu)
④金属间的置换能力：金属性强的金属将金属性弱的金属从它们的盐溶液中置换出来(如：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu ，故：Fe＞Cu)
⑤构成原电池时，负极金属的金属性强于正极金属(如：Cu-Zn-H2SO4原电池，Zn为负极，故Zn＞Fe) 非金属性强弱判断原则
①单质与H2反应生成气态氢化物的难易(F2与氢气在黑暗中混合爆炸，Cl2与H2光照化合，故非金属性：F2＞Cl2)
②单质与H2反应生成气态氢化物的稳定性，氢化物越稳定，其对应非金属性越强(如：稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F2＞Cl2＞Br2＞I2)
③元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱(酸性强弱顺序：HClO4＞H2SO4＞H3PO4，非金属性：Cl＞S＞P) ④阴离子的还原性越强,对应非金属的非金属性就越弱(离子还原性：S2＞I＞Br＞Cl＞F，非金属性：F2
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＞Cl2＞Br2＞I2＞S)
⑤非金属间的置换能力：非金属性强的可以置换非金属性弱的(如：Na2S + Cl2 = 2NaCl + S，故：Cl2＞S ) 以第三周期元素为例说明
第三节 元素周期表
一．元素周期表的结构
3个短周期 （1、2、3周期） 7 3个长周期 （4、5、6周期） 1个不完全周期（7周期）
元素周期表 主族（7个） IA~VIIA 副族（7个） IB~VIIB
族（16个） VIII族（1个） 8、9、10三个纵行
零族 （1个） 最右边一个纵行（惰性气体元素） 归纳：七主、七副、一八、一零；三长、三短、一不完全。 二．元素周期表中元素位置的关系； （1）几种量的关系 原子序数=电子数
周期序数=电子层数
主族序数=最外层电子数
单数族中原子序数为单数，双数族中原子序数为双数。(Ⅷ族特殊) （2）掌握各周期中元素种数：
第一周期2种，第二、三周期8种，第四、五周期18种，第六周期32种，若第七周期排满也为32种，便可推知如果有第八周期则应是50种„„ （3）由原子序数确定位置的方法
由给定的原子序数与每周期元素种数差值推出所在周期与族。 例如：114号元素 114―2―8―8―18―18―32=28
结论：114号元素位于第七周期第ⅣA族（28处于32种的倒数第5种，从零族0、卤族ⅦA、氧族ⅥA、氮族ⅤA、碳族ⅣA）
56号元素 56―2―8―8―18―18=2 56号元素位于第六周期第ⅡA
（4）同周期第ⅡA族元素与第ⅢA族元素原子序数的关系：
若第ⅡA族元素原子序数为a，同周期第ⅢA族元素原子序数为b，则 ： 第二、三周期b=a+1;
第四、五周期b=a+11;(每周期多了过渡金属元素共10种) 第六、七周期b=a+25（周期中的镧系及锕系又多出14种） （5）同主族元素上下相邻两周期元素原子序数的关系：
第ⅠA、ⅡA族上下原子序数差： 第一、二周期为2 第二、三、四周期为8 第四、五、六周期为18 第六、七周期为32 而第ⅢA、ⅦA至O族上下差：第一、二、三周期为8 第三、四、五周期为18 五、六、七周期为32 结论：第ⅠA、ⅡA族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+上周期元素种数； 第ⅢA、ⅦA至O族上下原子序数：
下周期元素原子序数=上周期元素原子序数+下周期元素种数
例如：已知第五周期碘的原子序数为53，则第六周期砹的原子序数为53+32=85。第五周期铷的原子序数为37，则第六周期铯的原子序数为37+18=55。
三．元素周期表的规律
⑪元素周期表中同周期，则主族元素性质的递变规律
(2)若主族元素族序数为m，周期数为n，则：
当m／n1时，为非金属元素，其最高价氧化物的水化物显酸性。无论同周期还是同族中，m／n值越小，元素的金属性越强，其对应氧化物的水化物的碱性越强；m／n值越大，元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。 (3)对角线规则：
周期表中A、B两元素若处在如左图所示的位置，则性质相似。 如Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；BeO和Al203均显示
两性;A1C13 和BeCl2均为共价化合物等。 (4)微粒半径的大小：
a．同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。 b．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。 c．同种元素的各种微粒，阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。
d．电子层数越多，离子半径越大；同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 四．核素与同位素
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。 同位素：具有相同的质子数不同中子数的同一元素的不同原子。（两同两不同）0、O、0是氧元素的三种核素，互为同位素。
①同种元素，可以有若干种不同的核素，同一元素的不同核素之间互称同位素；同位素是同一元素不同原子之间的互称，不是单个原子的称呼。如：H、D、T互称同位素。
②同位素在元素周期表中位于同一位置，化学性质几乎完全相同，属于同一元素，组成的单质和化合物的化学性质几乎完全相同，物理性质有微小差异。
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元素周期律习题
1．下列各组元素性质递变规律不正确的是
A．Li、Be、B原子随原子序数的增加最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正价依次增高
C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的金属性依次增强 2．元素性质呈周期性变化的原因是
A．相对原子质量逐渐增大 B．核电荷逐渐增大
C．核 外电子排布呈周期性变化 D．元素的化合价呈周期性变化 3．已知某元素R的气态氢化物的化学式为H2R，下列叙述中不正确的是 A．该元素的原子最外电子层上有6个电子 B．该元素的是了高正价氧化物的化学式为RO2
C．该元素一定是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应的水化物的化学式为H2RO4 4．下列各组元素中原子序数按由小到大顺序排列的是
A．Be、C、B B．Li、O、Cl C．Al、S、Si D．C、S、Mg
5.下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是 ①Na2CO3 ②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3 A．①②③④ B．①②③ C．①②④ D．②③④
6. X和Y两种元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和X两种元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，X、Y、Z三种元素原子序数的关系是
A．X＞Y＞Z B．Y＞X＞Z C．Z＞X＞Y D．Z＞Y＞X
7．元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，则在气态氢化物中，R元素的化合价为 A．12－3n B．3n－12 C．3n－10 D．6－3n
8．下列各组原子序数所表示的两种元素，能形成AB2型离子化合物的是 A．6和8 B．11和13 C．11和16 D．12和17 9．下列微粒半径之比大于1的是
A．r(K+)/r(K) B．r(Ca)/r(Mg) C．r(P)/r(S) D．r(Cl)/r(Cl)
－
10. Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是
A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S 11.下列有关元素性质的递变规律不正确的是（ ）
A NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强 B HCl、H2S、PH3的稳定性逐渐减弱 C Na、K、Rb的原子半径依次增大 D HF、HCl、HBr、HI的还原性逐渐减弱 12、10、右表为元素周期表前四周期的一部分，下列有关R、
W、X、Y、Z五种
元素的叙述中，正确的是 A．常压下五种元素的单质中，Z单质的沸点最高 B．Y、Z的阴离子电子层结构都与R原子的相同 C．W的氢化物比X的氢化物稳定
D．Y元素最高价氧化物对应水化物比W元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强
13．下表是元素周期表的一部分，针对表中的①～⑩中元素，用元素符号或化学式填空回答以下问题：
．．．．．．．．
（1）在这些元素中，金属性最强的元素是 （2）化学性质最不活泼的元素是
，最活泼的非金属元素是 ；
；
，呈两性
，其原子的原子结构示意图为
（3）元素的最高价氧化物对应的水化物中酸性最强的是 的氢氧化物是
；
，碱性最强的是
（4）在③～⑦元素中，原子半径最大的是 ，原子半径最小的是 ；
，可用什么化学反应说明该事实（写出反
（5）在⑦与⑩的单质中，化学性质较活泼的是
应的化学方程式）：
14．主族元素R的气态氢化物化学式是RH4，它的最高价氧化物的式量与气态氢化物的式量之比是2.75∶1，R的原子量是________。
15.有下列四种微粒：①188O、②2311Na、③2412Mg、④147N
（1）按原子半径由大到小顺序排列的是__________________________ （2）微粒中质子数小于中子数的是______________________________ （3）在化合物中呈现的化合价的数值最多的是____________________ （4）能形成X2Y2型化合物的是___________，能形成X3Y2型化合物的是___
16.A、B、C、D四种元素，原子序数依次增大，A原子的最外层上有4个电子；B的阴离子和C的阳离子具有相同的电子层结构，两元素的单质反应，生成一种淡黄色的固体E，D的L层电子数等于K、M两个电子层上的电子数之和。
（1）A为 ，B为 ，C为 。D的最高价氧化物的水化物是 。 （2）写出A、B的化合物与E反应的化学方程式： 。 （3）写出D的最高价氧化物的水化物和A反应的化学方程式： 。
17. A、B、C、D、E为原子序数依次增大的短周期元素，已知A、B、E 3种原子最外层共有11个电子，且这3种元素的最高价氧化物的水化物两两皆能发生反应生成盐和水，C元素的最外层电子数比次外层电子数少4，D元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。
（1）写出下列元素符号：A ，B ，C ，D ，E 18、用“>”或“
（1）酸性：H2CO3___________H2SiO3,H2SiO3___________H3PO4。 （2）碱性：Ca(OH)2___________Ba(OH)2，Mg(OH)2___________Al(OH)3 （3）气态氢化物稳定性：NH3___________ H2O， H2S ___________ HCl （4）还原性：HCl ___________HBr，H2S___________HCl （5）酸性：H2SO4___________H2SO3，HClO ___________ HClO4