化学人教版（2019）必修第一册4.2元素周期律（共41张ppt）
文档属性
| 名称 | 化学人教版（2019）必修第一册4.2元素周期律（共41张ppt） |  | |
| 格式 | pptx | ||
| 文件大小 | 136.6MB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-01-04 22:40:50 | ||
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文档简介
(共41张PPT)
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随原子序数递增而呈周期性变化的规律,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
2.以第三周期元素为例,认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
3.基于元素“位置—结构—性质”认识元素性质,基于物质“结构—性质—用途”认识物质的性质,基于性质递变的本质原因认识物质世界,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
4.加深对分类法、归纳法等学科方法的认识,提高逻辑推理能力、论证能力,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
元素性质呈周期性变化
决定了
元素周期律
归纳出
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
随着原子序数的递增
原子结构呈周期性变化
引起了
化合价：最高正价+1→+7
负价－4→－1
(稀有气体元素为零价
F无正价，O无最高价)
金属性递减非金属性递增
元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。
作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
课堂引入
1869年，门捷列夫完成周期表时，人们还没有发现元素锗的存在。门捷列夫根据他所列出的元素周期表，以及他所掌握的元素周期律，认为在元素周期表中硅的下面存在一种元素，其性质与硅类似，门捷列夫干脆把它叫做“类硅”。
1885年，德国化学家温克勒发现了一种新元素，将其命名为锗。后来人们对锗进行研究，发现锗就是门捷列夫预言的“类硅”。
课堂引入
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
一、元素性质的周期性变化规律
1
2
3
4
5
6
7
8
+1
+2
+3
+4
+5
- 4
- 3
- 2
- 1
0
逐渐减小
一、元素性质的周期性变化规律
1
2
3
4
5
6
7
8
逐渐减小
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
-4
-3
-2
-1
0
一、元素性质的周期性变化规律
2
1
8
3
-4
-1
0
随着原子序数的递增，原子核外电子排布、原子半径和元素的化合价都呈周期性变化！
1
8
大→小
0.186nm→0.099nm
+1
+8
观察下表，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？
1.概念：
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。
2.本质：
元素性质的周期性变化规律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
原子半径；
元素化合价；
原子核外电子排布；
元素的金属性、非金属性
周期性变化
最高正价数=最外层电子数
元素的负价=最外层电子数-8
一、元素性质的周期性变化规律
原子结构
元素性质
元素在周期表中的位置
决定
反映
原子序数=质子数
周期数=原子层数
主族序数=最外层电子数
决定
同位置：化学性质相同
同主族：相似性和递变性
反映
决定
反映
半径、化合价、
金属性（非金属性）
同周期:递变性
一、元素性质的周期性变化规律
通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
思考：元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
一、元素性质的周期性变化规律
电子层数：
原子半径：
核对外层电子的吸引力：
失电子能力：
金属性（还原性）：
得电子能力：
非金属性（氧化性）：
相同
大 → 小
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐减弱
探究与实验
化学方程式：
现象：加热前，镁条表面附着极少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色。
金属性（还原性）：Na﹥Mg
碱性： NaOH﹥Mg（OH）2
两性氢氧化物
沉淀逐渐溶解，最后全部消失
沉淀逐渐溶解，最后全部消失
沉淀逐渐溶解，最后消失
沉淀不溶解
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
分类 强碱 中强碱(属于弱碱) _____________
碱性强弱 NaOH___Mg(OH)2___Al(OH)3 结论 金属性：Na___Mg___Al 两性氢氧化物
>
>
>
>
一、元素性质的周期性变化规律
最高价氧化物对应水化物的碱性
最高价氧化物
同周期金属元素
性质的递变规律：
一、元素性质的周期性变化规律
非金属性逐渐增强
结论：
酸性逐渐增强
非金属性：Si < P < S < Cl
Si P S Cl
氧化物
最高价氧化物的水化物
元素
Si
P
S
Cl
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
硅酸
磷酸
硫酸
高氯酸
弱酸
中强酸
强酸
更强酸
一、元素性质的周期性变化规律
此外，硅、磷、硫、氮非金属性强弱还可以从其单质与氢气反应的难易及其气态氢化物的稳定性来比较。
单质与氢气 反应的条件
气态氢化物 及稳定性
高温
高温
需加热
光照或点燃
稳定性逐渐增强
SiH4
PH3
H2S
HCl
不稳定
较稳定
稳定
很不稳定
Si P S Cl
非金属性逐渐增强
一、元素性质的周期性变化规律
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力减弱，得电子能力增强
一、元素性质的周期性变化规律
实验结论分析
金属性减弱
非金属性增强
原子半径依次减小
原子半径依次增大
失电子能力增强、得电子能力减弱
金属性减弱、非金属性依次增强
失电子能力减弱、得电子能力增强
金属性依次增强、非金属性减弱
元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化。
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。
（实质）
稀有气体元素除外
【归纳总结】
一、元素性质的周期性变化规律
同周期（从左→右）
相同
逐渐递增
逐渐减小
逐渐减弱
逐渐增强
逐 渐 减 弱
逐 渐 增 强
一、元素性质的周期性变化规律
判断元素金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
单质 的还 原性 单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越容易(即反应越剧烈),表明元素金属性越强
金属单质之间的置换反应 一种金属能把另一种金属从它的化合物中置换出来,表明前一种金属元素的金属性较强
与同一种非金属单质反应 反应条件越苛刻,金属元素的金属性越弱
在其他条件相同的前提下,反应越剧烈,金属元素的金属性越强
判断依据 基本规律
金属阳离子的氧化性 金属阳离子(该金属只有一种阳离子)的氧化性越弱,其对应的金属元素的金属性越强
最高价氧化物对应水化物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,元素的金属性越强
元素在周期表中的位置 同一周期从左到右,金属性逐渐减弱
同一主族从上到下,金属性逐渐增强
判断元素金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
单质的氧化性 单质与氢气化合的难易程度 非金属单质与氢气化合越容易,元素的非金属性越强
非金属单质之间的置换反应 一种非金属单质能把另一种非金属元素从它的化合物中置换出来,表明前一种元素的非金属性较强
在其他条件相同时,与同一种金属单质反应 反应条件越苛刻,元素的非金属性越弱;反应越剧烈,元素的非金属性越强
与同种变价金属的反应 金属被氧化后的价态越高,则元素的非金属性越强
判断元素非金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
气态氢化物的稳定性 气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强
气态氢化物或非金属阴离子的还原性 气态氢化物或非金属阴离子的还原性越弱,元素的非金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强,表明元素的非金属性越强
元素在周期表中的位置 同一周期从左到右,非金属性逐渐增强;同一主族从上到下,非金属性逐渐减弱
判断元素非金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
思考： 如何比较原子、离子半径大小？
二、元素周期表和元素周期律的应用
粒子半径大小的比较方法
——“三看”
一看电子层数
二看核电荷数
三看核外电子数
不同层：层多径大
同层：荷多径小
同层同荷：电多径大
具体
①看电子层数
→ 电子层数越多，半径越大
②如果电子层数相同，就看核电荷数
→核电荷数越大，半径越小
③电子层数和核电荷数都相同时，再看核外电子数
→核外电子数越多，半径越大
如：r(Fe3+) < r(Fe2+) < r(Fe)
（依据同主族规律）
（依据同周期规律）
如: Li﹤Na﹤K﹤Rb﹤Cs，
Li+﹤Na+﹤K+﹤Rb+﹤Cs+
如: Na > Mg> Al ，
O2- >F->Na+>Mg2+>Al3+
思考： 如何比较原子、离子半径大小？
二、元素周期表和元素周期律的应用
1. 同周期：从左到右，原子半径逐渐减小
2. 同主族：从上到下，原子半径逐渐增大
粒子半径大小的比较
二、元素周期表和元素周期律的应用
0
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属区
非金属区
二、元素周期表和元素周期律的应用
（1）可以在元素周期表中给金属元素与非金属元素分区
(1)虚线左下方是 元素,虚线右上方是 元素,最右一个纵列是
元素。
(2)元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限,位于分界线附近的元素既能表现出一定的 ,又能表现出一定的 。
金属
非金属
稀有气体
金属性
非金属性
（1）可以在元素周期表中给金属元素与非金属元素分区
二、元素周期表和元素周期律的应用
第n周期第n主族都是____第n周期含非金属元素种类＝ (除1、7周期外)
8-n
金属
0
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属区
非金属区
非金属性
最强
金属性
最强
（2）可以利用元素在元素周期表中的位置对比其金属性或非金属性的强弱
注意：O、F无正价，金属无负价。
（3）元素化合价与其在元素周期表中的位置的关系
二、元素周期表和元素周期律的应用
(2)非金属元素:
(1)主族元素:
最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数
｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8
或 最低负价 = 最高正价－8
①结构与位置的关系
原子序数 ＝ 质子数
周期序数 ＝ 电子层数
主族序数 ＝ 最外层电子数＝主族最高正价
8－主族序数＝ 8－最高正价 ＝│最低负价│
向右向上 原子半径减小
向左向下 原子半径增大
在元素周期表中
结构
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
②结构与性质的关系
电子层数相同时（即同周期）：
核电荷数↗ 原子半径↘
原子核对最外层电子的吸引力↗
失电子能力↘ 金属性↘
得电子能力↗ 非金属性↗
最外层电子数相同（即同主族）：
电子层数↗ 原子半径↗
原子核对最外层电子的吸引力↘
失电子能力↗ 金属性↗
得电子能力↘ 非金属性↘
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
结构
位置
性质
反映
决定
反映
决定
推测
判断
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
寻找催化剂，
耐高温，
耐腐蚀的合金材料
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）在周期表中一定的区域内寻找特定性质
寻找用于制取农药的元素
寻找半导体材料
元素周期表
半导体材料
优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
制造农药的材料
如硅、锗、镓
如通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）在周期表中一定的区域内寻找特定性质
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）用元素周期律与元素周期表指导人类发现新元素，并根据元素周期表推断新元素的原子结构和性质。
二、元素周期表和元素周期律的应用
课时导图
第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随原子序数递增而呈周期性变化的规律,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
2.以第三周期元素为例,认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
3.基于元素“位置—结构—性质”认识元素性质,基于物质“结构—性质—用途”认识物质的性质,基于性质递变的本质原因认识物质世界,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
4.加深对分类法、归纳法等学科方法的认识,提高逻辑推理能力、论证能力,发展证据推理与模型认知的学科核心素养。
元素性质呈周期性变化
决定了
元素周期律
归纳出
最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
原子半径 大→小
随着原子序数的递增
原子结构呈周期性变化
引起了
化合价：最高正价+1→+7
负价－4→－1
(稀有气体元素为零价
F无正价，O无最高价)
金属性递减非金属性递增
元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。
作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
课堂引入
1869年，门捷列夫完成周期表时，人们还没有发现元素锗的存在。门捷列夫根据他所列出的元素周期表，以及他所掌握的元素周期律，认为在元素周期表中硅的下面存在一种元素，其性质与硅类似，门捷列夫干脆把它叫做“类硅”。
1885年，德国化学家温克勒发现了一种新元素，将其命名为锗。后来人们对锗进行研究，发现锗就是门捷列夫预言的“类硅”。
课堂引入
通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
一、元素性质的周期性变化规律
1
2
3
4
5
6
7
8
+1
+2
+3
+4
+5
- 4
- 3
- 2
- 1
0
逐渐减小
一、元素性质的周期性变化规律
1
2
3
4
5
6
7
8
逐渐减小
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
-4
-3
-2
-1
0
一、元素性质的周期性变化规律
2
1
8
3
-4
-1
0
随着原子序数的递增，原子核外电子排布、原子半径和元素的化合价都呈周期性变化！
1
8
大→小
0.186nm→0.099nm
+1
+8
观察下表，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？
1.概念：
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。
2.本质：
元素性质的周期性变化规律是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
原子半径；
元素化合价；
原子核外电子排布；
元素的金属性、非金属性
周期性变化
最高正价数=最外层电子数
元素的负价=最外层电子数-8
一、元素性质的周期性变化规律
原子结构
元素性质
元素在周期表中的位置
决定
反映
原子序数=质子数
周期数=原子层数
主族序数=最外层电子数
决定
同位置：化学性质相同
同主族：相似性和递变性
反映
决定
反映
半径、化合价、
金属性（非金属性）
同周期:递变性
一、元素性质的周期性变化规律
通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
思考：元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
一、元素性质的周期性变化规律
电子层数：
原子半径：
核对外层电子的吸引力：
失电子能力：
金属性（还原性）：
得电子能力：
非金属性（氧化性）：
相同
大 → 小
逐渐增强
逐渐增强
逐渐增强
逐渐减弱
逐渐减弱
探究与实验
化学方程式：
现象：加热前，镁条表面附着极少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色。
金属性（还原性）：Na﹥Mg
碱性： NaOH﹥Mg（OH）2
两性氢氧化物
沉淀逐渐溶解，最后全部消失
沉淀逐渐溶解，最后全部消失
沉淀逐渐溶解，最后消失
沉淀不溶解
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3
分类 强碱 中强碱(属于弱碱) _____________
碱性强弱 NaOH___Mg(OH)2___Al(OH)3 结论 金属性：Na___Mg___Al 两性氢氧化物
>
>
>
>
一、元素性质的周期性变化规律
最高价氧化物对应水化物的碱性
最高价氧化物
同周期金属元素
性质的递变规律：
一、元素性质的周期性变化规律
非金属性逐渐增强
结论：
酸性逐渐增强
非金属性：Si < P < S < Cl
Si P S Cl
氧化物
最高价氧化物的水化物
元素
Si
P
S
Cl
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
硅酸
磷酸
硫酸
高氯酸
弱酸
中强酸
强酸
更强酸
一、元素性质的周期性变化规律
此外，硅、磷、硫、氮非金属性强弱还可以从其单质与氢气反应的难易及其气态氢化物的稳定性来比较。
单质与氢气 反应的条件
气态氢化物 及稳定性
高温
高温
需加热
光照或点燃
稳定性逐渐增强
SiH4
PH3
H2S
HCl
不稳定
较稳定
稳定
很不稳定
Si P S Cl
非金属性逐渐增强
一、元素性质的周期性变化规律
逐渐增强
逐渐减弱
失电子能力减弱，得电子能力增强
一、元素性质的周期性变化规律
实验结论分析
金属性减弱
非金属性增强
原子半径依次减小
原子半径依次增大
失电子能力增强、得电子能力减弱
金属性减弱、非金属性依次增强
失电子能力减弱、得电子能力增强
金属性依次增强、非金属性减弱
元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性变化。
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。
（实质）
稀有气体元素除外
【归纳总结】
一、元素性质的周期性变化规律
同周期（从左→右）
相同
逐渐递增
逐渐减小
逐渐减弱
逐渐增强
逐 渐 减 弱
逐 渐 增 强
一、元素性质的周期性变化规律
判断元素金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
单质 的还 原性 单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度 单质与水或酸(非氧化性酸)反应置换出氢气越容易(即反应越剧烈),表明元素金属性越强
金属单质之间的置换反应 一种金属能把另一种金属从它的化合物中置换出来,表明前一种金属元素的金属性较强
与同一种非金属单质反应 反应条件越苛刻,金属元素的金属性越弱
在其他条件相同的前提下,反应越剧烈,金属元素的金属性越强
判断依据 基本规律
金属阳离子的氧化性 金属阳离子(该金属只有一种阳离子)的氧化性越弱,其对应的金属元素的金属性越强
最高价氧化物对应水化物的碱性 最高价氧化物对应水化物的碱性越强,元素的金属性越强
元素在周期表中的位置 同一周期从左到右,金属性逐渐减弱
同一主族从上到下,金属性逐渐增强
判断元素金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
单质的氧化性 单质与氢气化合的难易程度 非金属单质与氢气化合越容易,元素的非金属性越强
非金属单质之间的置换反应 一种非金属单质能把另一种非金属元素从它的化合物中置换出来,表明前一种元素的非金属性较强
在其他条件相同时,与同一种金属单质反应 反应条件越苛刻,元素的非金属性越弱;反应越剧烈,元素的非金属性越强
与同种变价金属的反应 金属被氧化后的价态越高,则元素的非金属性越强
判断元素非金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
判断依据 基本规律
气态氢化物的稳定性 气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强
气态氢化物或非金属阴离子的还原性 气态氢化物或非金属阴离子的还原性越弱,元素的非金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性 最高价氧化物对应水化物的酸性越强,表明元素的非金属性越强
元素在周期表中的位置 同一周期从左到右,非金属性逐渐增强;同一主族从上到下,非金属性逐渐减弱
判断元素非金属性强弱的方法
一、元素性质的周期性变化规律
思考： 如何比较原子、离子半径大小？
二、元素周期表和元素周期律的应用
粒子半径大小的比较方法
——“三看”
一看电子层数
二看核电荷数
三看核外电子数
不同层：层多径大
同层：荷多径小
同层同荷：电多径大
具体
①看电子层数
→ 电子层数越多，半径越大
②如果电子层数相同，就看核电荷数
→核电荷数越大，半径越小
③电子层数和核电荷数都相同时，再看核外电子数
→核外电子数越多，半径越大
如：r(Fe3+) < r(Fe2+) < r(Fe)
（依据同主族规律）
（依据同周期规律）
如: Li﹤Na﹤K﹤Rb﹤Cs，
Li+﹤Na+﹤K+﹤Rb+﹤Cs+
如: Na > Mg> Al ，
O2- >F->Na+>Mg2+>Al3+
思考： 如何比较原子、离子半径大小？
二、元素周期表和元素周期律的应用
1. 同周期：从左到右，原子半径逐渐减小
2. 同主族：从上到下，原子半径逐渐增大
粒子半径大小的比较
二、元素周期表和元素周期律的应用
0
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属区
非金属区
二、元素周期表和元素周期律的应用
（1）可以在元素周期表中给金属元素与非金属元素分区
(1)虚线左下方是 元素,虚线右上方是 元素,最右一个纵列是
元素。
(2)元素的金属性和非金属性之间并没有严格的界限,位于分界线附近的元素既能表现出一定的 ,又能表现出一定的 。
金属
非金属
稀有气体
金属性
非金属性
（1）可以在元素周期表中给金属元素与非金属元素分区
二、元素周期表和元素周期律的应用
第n周期第n主族都是____第n周期含非金属元素种类＝ (除1、7周期外)
8-n
金属
0
1
B
Al
Si
Ge
As
Sb
Te
2
3
4
5
6
7
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
Po
At
非金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
金属性逐渐增强
非金属性逐渐增强
金属区
非金属区
非金属性
最强
金属性
最强
（2）可以利用元素在元素周期表中的位置对比其金属性或非金属性的强弱
注意：O、F无正价，金属无负价。
（3）元素化合价与其在元素周期表中的位置的关系
二、元素周期表和元素周期律的应用
(2)非金属元素:
(1)主族元素:
最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数
｜最高正价｜+｜最低负价｜= 8
或 最低负价 = 最高正价－8
①结构与位置的关系
原子序数 ＝ 质子数
周期序数 ＝ 电子层数
主族序数 ＝ 最外层电子数＝主族最高正价
8－主族序数＝ 8－最高正价 ＝│最低负价│
向右向上 原子半径减小
向左向下 原子半径增大
在元素周期表中
结构
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
②结构与性质的关系
电子层数相同时（即同周期）：
核电荷数↗ 原子半径↘
原子核对最外层电子的吸引力↗
失电子能力↘ 金属性↘
得电子能力↗ 非金属性↗
最外层电子数相同（即同主族）：
电子层数↗ 原子半径↗
原子核对最外层电子的吸引力↘
失电子能力↗ 金属性↗
得电子能力↘ 非金属性↘
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
结构
位置
性质
反映
决定
反映
决定
推测
判断
二、元素周期表和元素周期律的应用
（4）位、构、性的关系
寻找催化剂，
耐高温，
耐腐蚀的合金材料
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）在周期表中一定的区域内寻找特定性质
寻找用于制取农药的元素
寻找半导体材料
元素周期表
半导体材料
优良催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
制造农药的材料
如硅、锗、镓
如通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）在周期表中一定的区域内寻找特定性质
二、元素周期表和元素周期律的应用
（5）用元素周期律与元素周期表指导人类发现新元素，并根据元素周期表推断新元素的原子结构和性质。
二、元素周期表和元素周期律的应用
课时导图