原子结构与元素性质的周期性
（建议2课时完成）
[考试目标]
(1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
(2)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。
(3)以ⅠA和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
(4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 (5)了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质。(选考内容)
[要点精析]
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性：
同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 相同 最外层电子由1→8 数 特征电子排从ns→ns np 布 周期、族与电子层构型
126相同（ns1～2或ns2np1～6)
S区元素价电子特征排布为ｎp区元素特征电子排布为ns2np1~6
1~2S 价电子数=主族序数
ｄ区元素价电子排布特征为（ｎ-1）d1~10ns1~2；最高能级组中的电子总数=族数
ds区元素特征电子排布为(n-1)d10ns1~2； 最外层电子数=族数
二、元素性质的周期性
非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠAⅡAⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—） 原子半径 主要化合价 →＋7） 逐渐减小 最高正价逐渐增大（＋1最高正价、最低负价相同 （除F、O外）
最低负价＝－(8－主族序数) 最高价氧化物碱性逐渐减弱，酸性逐对应水化物的渐增强 酸碱性 非金属元素气态氢化物的稳定性 元素的金属性和非金属性 得失电子能力 第一电离能 电负性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 失减得递增 呈增大的趋势 电负性逐渐增大 逐渐增强 最高正价＝主族序数 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强 逐渐减弱 非金属性逐渐减弱 金属性逐渐增强 得减失递增 呈减小趋势 电负性逐渐减小 1、微粒半径大小比较规律
电子层数： 相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据 核电荷数： 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
最外层电子数： 相同条件下，最外层电子数越多，
半径越大。
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小
（稀有气体除外）
如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增
大。如：Li 具体规律： 3、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的 增大而增大。 如：F-- 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而 减小。 如：F-> Na+>Mg2+>Al3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半 径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ 6、同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半 径。 2、元素的金属性或非金属性强弱的判断 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在 阴极上得电子的先后） ④互相置换反应(金属活动性顺序表) 依据： ⑤原电池反应中正负极（负极活泼） ⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 非金属性强弱 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应 ⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性 越大，其非金属性越强 金 属 活 动 性 顺 序 表 ： K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 例1：同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、 HZ，则下列判断正确的是（ B ） A． 原子半径 Z > Y > X B．Z的非金属性最强 C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZ D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强 3、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叫做第一电离能(用I1表示)。+1价正离子再失去一个电子所需能量称为第二电离能，依次类推。