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第一章：原子结构与性质
第二节：原子结构与元素性质
元素周期律
1．主族原子最外层电子排布变化规律
一、1～18号元素性质的周期性变化规律
周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论
第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)
第二周期 3→10 __ _____ 第三周期 11→18 __ _____ 【规律】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1个逐渐增加到8个的周期性变化。 1→8
1→8
2
3
一、元素性质的周期性变化规律
1~18号元素的核外电子主要化合价的规律
原子序数 电子层数 最外层电子数 原子半径的变化 最高或最低化合价的变化
1～2 1 1→2 +1 → 0
3～10 大→小 +1 → +5
-4→-1→0
11～18
结论 2
1→8
3
1→8
大→小
+1 → +7
-4→-1→0
随着原子序数的递增，元素原子的电子排布、化合价都呈现周期性的变化.
★同周期，元素最高正价+1→+7；最低负价-4→-1
∣最高正价∣+∣最低负价∣=8
★金属不显负价；O无最高正价、F无正价
第2周期
第3周期
元素最高正价、最低负价的变化
粒子大小的比较
1.由元素周期表进行判断，同周期从左到右金属性逐渐减弱，同主族从上到下金属性逐渐增强
2.由单质与水（或酸）反应转换出氢的难易程度判断，
3.由最高价氧化物的水化物，最高价氢氧化物碱性越强，元素的金属性越强。
4.由金属活动性顺序表进行判断。
5.由单质与化合物之间的置换反应判断。
6.由金属阳离子的氧化性强弱判断。一般情况下，金属阳离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强。
7.由原电池的正负极判断。活泼性强金属电极做负极。
9.根据金属单质与氧气或与水反应的难易程度判断。
金属性的比较依据
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱；
酸性：HClO4>HBrO4>HIO4 （只适用于氟元素之外的非金属元素）
3.单质与氢气生成气态氢化物的难易程度；
4.生成气态氢化物的稳定性；
稳定性：HF>HCl>HBr>HI
非金属性的比较依据
1.按元素周期律，同周期元素由左到右，非金属性增强；同主族元素由上到下，非金属性减弱。
5.由置换反应判断：强置弱。
元素金属性比较 元素非金属性比较
依据在周期表的位置比较 同周期从左到右
同主族从上到下
依据微粒得失电子难易程度比较 原子
对应离子
依据单质间置换反应比较
依据活动顺序表
依据实验现象比较 最高价氧化物对应的水化物
与水或酸反应的难易程度
与氢气化合的难易程度
最简单氢化物的稳定性
金属性减弱
非金属性增强
金属性增强
非金属性减弱
失电子易，金属性强
得电子易，非金属性强
对应阴离子失电子易，非金属性弱
对应阳离子得电子易，金属性弱
金属性强的置换金属性弱的
非金属性强的置换非金属性弱的
金属活动顺序表
碱性越强，金属性越强
酸性越强，非金属性越强
越易化合，非金属性越强
越稳定，非金属性越强
与水或酸反应置换出氢气与剧烈，金属性越强
电负性
03
04
原子半径
01
电离能
02
原子半径
决定因素
能层数:
能层数多半径大
电子间排斥作用大
核电荷数:
核电荷数大半径小
核对电子的吸引作用大
逐渐减小
逐渐增大
同周期主族元素：从左至右原子半径递减
同主族元素：从上至下原子半径递增
电子层数多的原子，其半径不一定大！如r(Li)＞r(S)＞r(Cl)
注意：
【随堂训练】1.比较下列微粒半径的大小
(1) Na、Mg、Al： ；
(2) O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
；
(3) Fe、Fe2＋、Fe3＋： ；
r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
r(Na)>r(Mg)>r(Al)
r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
【随堂训练】
2.四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3；
③1s22s22p3； ④1s22s22p5。
四种原子按半径由大到小的顺序排列正确的是(　 　)
A.①>②>③>④ B.②>①>③>④
C.②>①>④>③ D.①>②>④>③
B
判断正误
(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径(　　)
(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同(　　)
(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大(　　)
(4)各元素的原子半径总比离子半径大(　　)
(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小(　　)
×
×
√
×
×
二、第一电离能(I1)
原子半径变化
原子核对核外电子引力变化
元素得失电子能力变 化
气态基态原子失去一个电子转化为气态基态离子所需要的最低能量。
意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的 。
第一电离能数值越小，原子越 失去一个电子；
第一电离能数值越大，原子越 失去一个电子。
难易程度
容易
难
电离能
元素第一电离能的周期性
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅠA族元素（氢和碱金属）第一电离能最小，
零族元素（稀有气体）第一电离能最大。
电离能
元素第一电离能的周期性
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
电离能
2.元素第一电离能的周期性
为什么B、Al、O、S等元素的电离能比它们左边的元素的电离能要低，而使Li~Ne和Na~Ar的电离能曲线呈现锯齿状变化？
Be:1s22s2
B:1s22s22p1
Mg:1s22s22p63s2
Al:1s22s22p63s23p1
失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。
B和Al第一电离能：
电离能
2.元素第一电离能的周期性
N:1s22s22p3
O:1s22s22p4
P:1s22s22p63s23p3
S:1s22s22p63s23p4
N和P的电子排布：
半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。
【归纳小结】第一电离能I1的递变规律
(1)同一周期 从左到右总体上呈增大趋势。碱金属元素I1最小，
稀有气体元素I1最大；
(2)同一主族，从上到下，电离能逐渐减小。
2、5主族是特例、要大于相邻的两个主族。
失去的电子是np能级的，该能级的能量比左边的ns能级的能量高，则不稳定，容易失去电子，第一电离能较低。
半充满状态，比较稳定，难失去电子，第一电离能较高。
电离能——思考与讨论
1.碱金属的电离能与碱金属的活泼性存在什么联系？
碱金属第一电离能越小，越容易失去电子，碱金属越活泼。
逐级电离能(In)：
气态基态一价正离子再失去一个电子所需的最低能量叫做第二电离能，第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
I1
M(g)===M＋(g)＋e－　I1(第一电离能)
M＋(g)===M2＋(g)＋e－　I2(第二电离能)
M2＋(g)===M2＋(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I1I1，同理I3>I2。
电离能——思考与讨论
2.下表的数据从上到下是钠、镁、铝逐级失去电子的电离能。
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
为什么原子的逐级电离能越来越大？这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
电离能——思考与讨论
这些数据跟钠、镁、铝的化合价有什么联系？
元素 Na Mg Al
496 738 578
4 562 1 451 1 817
6 912 7 733 2 745
9 543 10 540 11 575
13 353 13 630 14 830
16 610 17 995 18 376
20 114 21 703 23 293
钠的I1比I2小很多，电离能差值很大，说明失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子变成＋1价离子；
Mg的I1和I2相差不多，而I3比I2大很多，说明Mg容易失去2个电子形成＋2价离子；
Al的I1、I2、I3相差不多，而I4比I3大很多，所以Al容易失去3个电子形成＋3价离子。
若某元素的Ⅰn+1 >＞ Ⅰn，则该元素的常见化合价为+n价
电离能的应用：
2.判断元素金属性的强弱： 电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
3.判断元素的化合价：
如果某元素的 Ⅰn+1 >＞ Ⅰn ，则该元素的常见化合价为+n价。
1.判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的 性越强；I1越小，元素的 性越强。
非金属
金属
非金属第一电离能 >金属第一电离能
【注意】同周期元素电离能递变会出现反常，
利用电离能判断金属性强弱有局限性。
判断元素的主族数。
4.推断元素原子的核外电子排布
同一能层的电子电离能相差较小；
不同能层的电子电离能相差较大。
推断电子是否排布在同一能层
判断元素的主族数。
1. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
A
元素 电离能/(kJ·mol—1) I1 I2 I3 I4 ……
R 740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( )
A. R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族
C. R元素的最高正化合价是＋2价
D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
2.Mn与Fe两元素的部分电离能数据如下表所示，比较
两元素的I2、I3可知，气态Mn2+再失去一个电子比气
态Fe2+再失去一个电子更难。对此，你的解释是
元素 Mn Fe
电离能 (kJ·mol—1) I1 717 759
I2 1509 1561
I3 3248 2957
Mn2+的价层电子排布为3d5，3d轨道为半充满，比较稳定；Fe2+的价层电子排布为3d6，再失去一个电子即可达到3d轨道半充满比较稳定状态。
3.在下面的电子结构中，第一电离能最小的原子可能是
A.3s23p3　　　B.3s23p5　　　C.3s23p4　　　D.3s23p6
√
4.将下列元素按第一电离能由大到小的顺序排列：
①K Na Li ②B C Be N
③He Ne Ar ④ Na Al S P
Li >Na> K
N> C > Be > B
He >Ne > Ar
P >S >Al> Na
5.分析下列图表，回答问题。
(1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能
数据如下，则该元素是_____(填写元素符号)。
电离能 I1 I2 I3 I4 …
kJ/mol 578 1 817 2 745 11 575 …
(2)短周期某主族元素M的电离能
情况如图所示。则M元素位于
周期表的第_____族。
Al
ⅡA
(1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强(　　)
(2)第三周期所含元素中钠的第一电离能最小(　　)
(3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大(　　)
(4)H的第一电离能大于C的第一电离能(　　)
(5)在所有元素中，氟的第一电离能最大(　　)
(6)同一周期中，主族元素原子的第一电离能从左到右越来越大(　　)
(7)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元素的第一电离能(　　)
×
√
×
√
×
×
√
判断正误
2.根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ·mol－1)，判断下列说法不正确的是
A.Q元素可能是0族元素
B.R和S均可能与U在同一主族
C.U元素可能在元素周期表的s区
D.原子的价电子排布式为ns2np1
的可能是T元素
√
【解析】根据第一电离能的数据可知，R的最外层应该有1个电子，S的最外电子层应该有2个电子，不属于同一主族的元素，B项错误；
U的最外层有1个电子，可能属于s区元素，C项正确；
T元素最外层有3个电子，价电子排布式为ns2np1，D项正确。
元素代号 I1 I2 I3 I4
Q 2 080 4 000 6 100 9 400
R 500 4 600 6 900 9 500
S 740 1 500 7 700 10 500
T 580 1 800 2 700 11 600
U 420 3 100 4 400 5 900
·电负性·
元素周期律
电负性
用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
电负性越小
电负性越大
键合电子的吸引力越小，非金属性越弱
1、概念:
鲍林
电负性是相对值，没单位
键合电子的吸引力越大，非金属性越强
Cl
·
·
··
H
··
··
键合电子:
用于形成化学键的电子
元素周期律
2、相对标准:
3、递变规律：
电负性
同周期
同主族
从左到右，电负性增大。
从上到下，电负性减小。
周期表中电负性最大元素是 ,电负性最小元素是 。
Cs
F
以氟的电负性为 和锂的电负性为 作为相对标准。
4.0
1.0
1.下列是几种基态原子的电子排布式，电负性最大
的原子是(　　)
A.1s22s22p4 B.1s22s22p63s23p3
C.1s22s22p63s23p2 D.1s22s22p63s23p64s2
A
①判断元素的金属性和非金属性:
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
电负性＞1.8 非金属元素
电负性＜1.8 金属元素
电负性 ≈ 1.8 类金属元素
3.电负性的应用：
元素周期律
金属元素的电负性 ，金属元素越
活泼；非金属元素的电负性 ，
非金属元素越活泼。
越小
越大
越大
Pb的电负性为1.9，但属于金属元素
②判断化合物中元素价态：
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
H
C
H
H
H
H
Si
H
H
H
CH4
SiH4
-4 +1
+4 -1
元素周期律
①电负性数值小的元素在化合物
中吸引电子的能力 ，
元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物
中吸引电子的能力 ，
元素的化合价为负值。
弱
强
③判断化学键类型：
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
△x≥1.7，通常形成离子键
△x＜1.7 ，通常形成共价键
如：AlCl3为共价键
元素周期律
BeCl2共价化合物
电负性
(3)判断化合物的类型
注意：
①电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
②电负性之差小于1.7的元素不一定形成共价化合物，Na的电负性为0.9，与H的电负性之差为1.2，但NaH中的化学键是离子键。
课堂练习
一般认为，如果两个成键元素的电负性差值大于1.7，它们通常形成离子键；如果两个成键元素的电负性差值小于1.7，它们通常形成共价键。查阅下列元素的电负性数值，判断下列化合物：
①NaF　②AlCl3　③NO　④MgO　⑤BeCl2　⑥CO2
(1)属于共价化合物的是_________(填序号，下同)。
(2)属于离子化合物的是_____。
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
②③⑤⑥
①④
④ 解释对角线规则：
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。
H 2.1
Li 1.0 Be 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0
Na 0.9 Mg 1.2 Al 1.5 Si 1.8 P 2.1 S 2.5 Cl 3.0
K 0.9 Ca 1.0 Ga 1.6 Ge 1.8 As 2.0 Se 2.5 Br 2.8
Rb 0.8 Sr 1.0 In 1.7 Sn 1.8 Sb 1.9 Te 2.1 I 2.5
Cs 0.7 Ba 0.9 Ti 1.8 Pb 1.9 Bi 1.9
元素周期律
与酸反应 与碱反应
单质
氧化物
氢氧化物
如铍、铝两元素的性质相似性
2Al2O3 + 6H+ = 2Al3+ + 3H2O
2Al +2OH- + 2H2O = 2AlO2-+3H2↑
2Al + 6H+ = 2Al3++ 3H2↑
Al2O3 + 2OH- = 2AlO2-+ H2O
Al(OH)3+3H+＝ Al3+ +3H2O
Al(OH)3 + OH-＝AlO2- + 2H2O
Be + 2H+ = 2Be2++ H2↑
Be +2OH- = BeO22-+H2↑
BeO + 2H+ = Be2+ + H2O
BeO +2OH- = BeO22-+H2O
Be(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2O
Be(OH)2 + OH- = BeO22- + 2H2O
铍与铝常温下不与水作用，都可与酸、碱反应放出氢气，并且铍在浓硝酸中也发生钝化。
二者的氧化物Al2O3和BeO的熔点和硬度都很高。
BeCl2和AlCl3都是共价化合物，易升华。
对角线规则
——实例分析
(2)锂和镁的相似性
对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则，不是定理。
①在空气中燃烧均生成正常的氧化物
4Li＋O2＝2Li2O
2Mg＋O2＝2MgO
②与N2的化合能力较强，易生成Li3N和Mg3N2
③氢氧化物碱性相当，均为中强碱，溶解度较小，受热易脱水成氧化物
对角线规则
——实例分析
(3)硼和硅的相似性
①自然界中B与Si均以化合物的形式存在。
②B与Si的单质都易与强碱反应，且不与稀酸反应：
Si＋2KOH＋H2O =K2SiO3＋2H2↑
2B＋2KOH＋2H2O =2KBO2＋3H2↑
④硼烷和硅烷的稳定性都比较差，且都易水解。
⑤硼和硅的卤化物的熔、沸点比较低，易挥发，易水解。
③含氧酸H3BO3、H3SiO3都是弱酸
仔细观察下图，回答下列问题：
(1)B的原子结构示意图为_______，
B元素位于元素周期表的第____周期第_____族。
(2)铍的最高价氧化物的水化物是______(填“酸性”“碱性”或“两性”)化合物，证明这一结论的有关离子方程式是__________________________________
(3)根据周期律知识，硼酸酸性比碳酸____，理由是___________________。
二
ⅢA
两性
Be(OH)2＋2H＋= Be2＋＋2H2O
弱
硼的非金属性比碳弱
(4)根据Mg在空气中的燃烧情况，Li在空气中燃烧生成的产物为____________(用化学式表示)。
Li2O、
Li3N
电负性——思考与讨论
第一电离能的变化趋势与电负性的变化趋势有什么不同？
元素的电负性越大，但第一电离能不一定越大，例如电负性：N＜O，而第一电离能：N＞O。
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小( )
(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强( )
(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素( )
(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大( )
√
√
×
×
课堂小结
原子半径
同周期：从左→右，原子半径逐渐 。
同主族：从上→下，原子半径逐渐 。
影响因素
电子的能层数
核电荷数
增大
减小
电离能
同周期：从左到右，元素的第一电离能整体趋势_____。
增大
ⅡA＞ⅢA ；ⅤA＞ⅥA
同主族：从上到下，元素的第一电离能整体趋势_____。
减小
元素的逐级电离能越来越大
电负性
同周期：从左→右，电负性逐渐 。
同主族：从上→下，电负性逐渐 。
增大
减小
判断元素的金属性与非金属性的强弱
判断化学键的类型
判断共价化合物中元素的化合价的正负
应用

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