この教材で学ぶこと
到達目標
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原子半径の周期的変化を説明できる
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イオン半径と原子半径の違いを理解できる
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イオン化エネルギーの傾向を説明できる
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電子親和力の基本的な傾向を理解できる
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電気陰性度の周期表上の変化を説明できる
1
元素の周期性とは
元素の周期性とは、周期表上で元素の性質が規則的に変化することです。
原子半径、イオン化エネルギー、電子親和力、電気陰性度などは、周期表上で一定の傾向を示します。
これらの性質は、原子核の正電荷、電子殻の数、価電子、電子どうしの反発などによって決まります。
周期性を理解すると、知らない元素の性質もある程度予想できるようになります。
周期性で見る主な性質
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性質
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意味
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原子半径
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原子の大きさ
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イオン半径
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イオンの大きさ
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イオン化エネルギー
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電子を1個取り去るのに必要なエネルギー
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電子親和力
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電子を受け取るときのエネルギー変化
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電気陰性度
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共有電子対を引きつける強さ
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確認ポイント
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元素の周期性が周期表上の規則的な性質変化であることを説明できる
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周期性で扱う主な性質を答えられる
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2
原子半径
原子半径とは、原子の大きさを表す目安です。
同じ族では、下に行くほど電子殻の数が増えるため、原子半径は大きくなります。
同じ周期では、右に行くほど原子番号が増え、原子核の正電荷が大きくなります。
同じ電子殻に電子が入っていく中で、原子核が電子を強く引きつけるため、同じ周期では右に行くほど原子半径は小さくなる傾向があります。
原子半径の傾向
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方向
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変化
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理由
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同族で下へ
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大きくなる
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電子殻の数が増える
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同周期で右へ
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小さくなる
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原子核の引力が強くなる
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周期表の左下
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大きい傾向
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電子殻が多く、核の引力が相対的に弱い
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周期表の右上
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小さい傾向
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核の引力が強く、電子殻が少ない
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例題：LiとNaでは、どちらの原子半径が大きいか。
答え：Na
NaはLiより下の周期にあり、電子殻の数が多いため原子半径が大きくなります。
例題：NaとClでは、同じ第3周期でどちらの原子半径が大きいか。
答え：Na
同じ周期では右に行くほど原子半径は小さくなる傾向があります。
確認ポイント
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同族で下に行くほど原子半径が大きくなることを説明できる
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同周期で右に行くほど原子半径が小さくなることを説明できる
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3
イオン半径
イオン半径とは、イオンの大きさを表す目安です。
原子が電子を失って陽イオンになると、電子数が減り、電子どうしの反発も小さくなるため、もとの原子より小さくなります。
原子が電子を受け取って陰イオンになると、電子数が増え、電子どうしの反発が大きくなるため、もとの原子より大きくなります。
つまり、陽イオンはもとの原子より小さく、陰イオンはもとの原子より大きくなる傾向があります。
原子とイオンの大きさ
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変化
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半径
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理由
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原子 → 陽イオン
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小さくなる
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電子を失い、電子間反発が減る
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原子 → 陰イオン
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大きくなる
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電子を受け取り、電子間反発が増える
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Na → Na⁺
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小さくなる
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最外殻電子を失う
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Cl → Cl⁻
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大きくなる
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電子を1個受け取る
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例題：NaとNa⁺では、どちらの半径が大きいか。
答え：Na
Na⁺は電子を1個失って小さくなるため、もとのNa原子の方が大きいです。
例題：ClとCl⁻では、どちらの半径が大きいか。
答え：Cl⁻
Cl⁻は電子を1個受け取って電子間反発が増えるため、もとのCl原子より大きくなります。
確認ポイント
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陽イオンがもとの原子より小さくなることを説明できる
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陰イオンがもとの原子より大きくなることを説明できる
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4
イオン化エネルギー
イオン化エネルギーとは、気体状態の原子から電子を1個取り去るために必要なエネルギーです。
イオン化エネルギーが大きいほど、電子を取り去りにくい元素です。
同じ族では、下に行くほど電子殻が増え、最外殻電子が原子核から遠くなるため、イオン化エネルギーは小さくなる傾向があります。
同じ周期では、右に行くほど原子核が電子を強く引きつけるため、イオン化エネルギーは大きくなる傾向があります。
希ガスは安定な電子配置をもつため、イオン化エネルギーが非常に大きいです。
イオン化エネルギーの傾向
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方向
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変化
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理由
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同族で下へ
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小さくなる
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最外殻電子が原子核から遠くなる
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同周期で右へ
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大きくなる
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原子核が電子を強く引きつける
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1族
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小さい傾向
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電子を1個失いやすい
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18族
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大きい傾向
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閉殻で安定
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例題：NaとMgでは、一般にどちらの第1イオン化エネルギーが大きいか。
答え：Mg
同じ第3周期では右にあるMgの方が、原子核が電子を強く引きつけるため大きくなる傾向があります。
確認ポイント
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イオン化エネルギーの意味を説明できる
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同族で下に行くほど小さくなる傾向を説明できる
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同周期で右に行くほど大きくなる傾向を説明できる
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5
電子親和力
電子親和力とは、気体状態の原子が電子を1個受け取るときのエネルギー変化です。
電子を受け取って安定になりやすい元素ほど、電子親和力が大きい傾向があります。
ハロゲンは電子を1個受け取ると希ガスに近い安定な電子配置になるため、電子親和力が大きい元素が多いです。
ただし、電子親和力には例外もあり、単純に周期表の右上ほど常に大きいとは限りません。
たとえば、FとClでは、Clの方が電子親和力が大きいと扱われることがあります。
電子親和力のポイント
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項目
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内容
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意味
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電子を1個受け取るときのエネルギー変化
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大きい元素
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電子を受け取って安定になりやすい
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代表例
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ハロゲン
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注意
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例外がある
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確認ポイント
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電子親和力の意味を説明できる
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ハロゲンで電子親和力が大きい傾向があることを理解できる
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電子親和力には例外があることを知る
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6
電気陰性度
電気陰性度とは、共有結合している原子が共有電子対を引きつける強さです。
電気陰性度が大きい原子ほど、共有電子対を強く引きつけます。
周期表では、同じ周期で右に行くほど電気陰性度は大きくなりやすいです。
同じ族では、上に行くほど電気陰性度は大きくなりやすいです。
フッ素 F は最も電気陰性度が大きい元素としてよく扱われます。
電気陰性度の傾向
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方向
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変化
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理由
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同周期で右へ
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大きくなる
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原子核が共有電子対を引きつけやすい
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同族で上へ
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大きくなる
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原子半径が小さく、電子を引きつけやすい
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最大
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F
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共有電子対を非常に強く引きつける
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金属元素
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小さい傾向
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電子を引きつけにくい
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例題：FとClでは、どちらの電気陰性度が大きいか。
答え：F
同じ17族では上にあるFの方が電気陰性度が大きいです。
例題：共有結合で電子対を強く引きつける性質を何というか。
答え：電気陰性度
電気陰性度は、共有電子対を引きつける強さを表します。
確認ポイント
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電気陰性度の意味を説明できる
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周期表上での電気陰性度の傾向を説明できる
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Fの電気陰性度が最大であることを覚える
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7
金属性と非金属性
周期表では、左下に行くほど金属性が強く、右上に行くほど非金属性が強くなる傾向があります。
金属性が強い元素は、電子を失って陽イオンになりやすいです。
非金属性が強い元素は、電子を受け取ったり、共有電子対を強く引きつけたりしやすいです。
1族や2族の金属元素は金属性が強く、17族のハロゲンは非金属性が強い元素です。
金属性と非金属性
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性質
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強い位置
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特徴
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金属性
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周期表の左下
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電子を失いやすい
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非金属性
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周期表の右上
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電子を受け取りやすい・引きつけやすい
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アルカリ金属
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1族
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金属性が強い
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ハロゲン
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17族
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非金属性が強い
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確認ポイント
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周期表の左下ほど金属性が強いことを説明できる
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周期表の右上ほど非金属性が強いことを説明できる
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8
周期性の全体まとめ
周期性の問題では、1つずつ暗記するのではなく、周期表上の向きでまとめて覚えると整理しやすいです。
原子半径は左下ほど大きく、右上ほど小さくなる傾向があります。
イオン化エネルギーと電気陰性度は、右上ほど大きくなる傾向があります。
ただし、電子親和力などには例外があるため、代表例と注意点も押さえておきましょう。
元素の周期性まとめ
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性質
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大きくなる主な方向
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注意点
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原子半径
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左下
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同周期では右へ小さくなる
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イオン化エネルギー
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右上
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希ガスで大きい
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電子親和力
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ハロゲンで大きい傾向
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例外がある
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電気陰性度
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右上
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Fが最大
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金属性
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左下
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電子を失いやすい
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確認ポイント
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周期性を周期表上の方向で整理できる
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原子半径・イオン化エネルギー・電気陰性度の傾向を比較できる
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9
元素の周期性の例題
周期性の問題では、周期表の位置関係から大小を判断する問題がよく出ます。
同じ周期なのか、同じ族なのかをまず確認しましょう。
例題：NaとKでは、どちらの原子半径が大きいか。
答え：K
同じ1族では下に行くほど電子殻が増えるため、Kの方が原子半径が大きいです。
例題：NaとClでは、どちらの原子半径が大きいか。
答え：Na
同じ第3周期では、右に行くほど原子半径は小さくなる傾向があります。
例題：NaとMgでは、どちらの第1イオン化エネルギーが大きいか。
答え：Mg
同じ第3周期では、右に行くほど原子核の引力が強くなり、電子を取り去りにくくなります。
例題：周期表で最も電気陰性度が大きい元素は何か。
答え：フッ素 F
Fは最も電気陰性度が大きい元素として扱われます。
確認ポイント
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周期表の位置から原子半径を比較できる
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周期表の位置からイオン化エネルギーを比較できる
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電気陰性度の傾向を説明できる
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