主族元素性质的周期性变化规律
元素周期表中各元素名称及性质
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氢（H） [ 主要性质和用途 熔点为℃，沸点为℃，密度为0. 089 88 g/L(10 ℃)。无色无臭气体，不溶于水，能在空气中燃烧，与空气形成爆炸混合物。工业上用于制造氨、环已烷、甲醇等。 发现 1766年由卡文迪许（）在英国判明。 氦(He) ; 主要性质和用途 熔点为℃（加压），沸点为－℃，密度为 5 g/L（0 ℃）。无色无臭气体。化学性质不活泼。用于深海潜水、气象气球和低温研究仪器。 发现 1895年由拉姆塞（Sir ）在英国、克利夫等（和在瑞典各自独立分离出。 锂(Li)
。 主要性质和用途 熔点为℃，沸点为1 347 ℃，密度为g／cm3（20 ℃）。软的银白色金属，跟氧气和水缓慢反应。用于合金、润滑油、电池、玻璃、医药和核弹。发现 1817年由阿尔费德森（. Arfvedson）在瑞典发现。 铍(Be) 主要性质和用途 ~ 熔点为1 278±5 ℃，沸点为2 970 ℃(加压下)，密度为g/cm3(20 ℃)。较软的银白色金属，在空气和水中稳定，即使在红热时也不反应。用于与铜和镍制合金，其导电性和导热性极好。 发现 1798年由沃克兰（）发现 硼(B) 主要性质和用途 * 熔点为2 300 ℃,沸点为3 658 ℃，密度为g/cm3（β-菱形）(20 ℃)。具有几种同素异形体，无定形的硼为暗色粉末，跟氧气、水、酸和碱都不起反应，跟大多数金属形成金属硼化物。用于制硼硅酸盐玻璃、漂白和防火。 发现 1808年由戴维（Sir Humphrey Davy）在英国、盖-吕萨克（）和泰纳）在法国发现。 碳(C)
元素周期表中的规律
元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性
由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性
元素性质的周期性变化的规律
一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；但由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, (同种元素) (1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径。短周期中电子填充到最外电子层，同层电子间屏蔽效应弱，因此有效核电荷增加显著，而电子层数不变，核对外层电子吸引力逐渐变大，所以短周期元素原子半径从左到右递减较快。长周期元素中，从第3（ⅢB）族开始，电子填充至到次外层上，这新增加到次外层上的电子对外层电子屏蔽作用强。因此，随核电荷的增加而有效核电荷却增加不多。同一族元素中，由上至下虽然核电荷增加较多，但相邻两元素之间依次增加一个电子层因而屏蔽作用也较大，结果有效核电荷增加不显著。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。主族中从上到下核电荷明显增大，但随电子层数的增加，屏蔽作用增加，因而有效核电荷增加不明显，由于电子层数的增加，原子半径明显增大；副族的过渡元素，第一过渡系与第二过渡系由于有效核电荷增大不及电子层增加的作用，原子半径增大。但由于镧系收缩，使第二、第三过度系同族元素的半径几乎不变，有的甚至减小。 二、电离能同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，半径逐渐减小，电离能也逐渐增大，稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大，故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。同周期副族元素从左至右，由于有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，有电离能增加不如主族元素明显。由于最外层只有两个电子，过渡元素均表现金属性。同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。同一副族电离能变化不规则。 三、电子亲和能变化趋势与电离能相似，具有大的电离能的元素一般电子亲和能也很大 四、电负性一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。过渡元素的电负性值无明显规律。就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（0.7）。一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )
元素周期表中元性质递变规律
元素周期表中元性质递变规律
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专题一主要知识点 1. 元素周期表中元素性质的递变规律 同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径逐渐减小逐渐增大 电子层排布电子层数相同 最外层电子数递增 电子层数递增最外层电子数相同 失电子能力逐渐减弱逐渐增强得电子能力逐渐增强逐渐减弱金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱 主要化合价最高正价（＋1 →＋7） 非金属负价 == ―（8―族 序数） 最高正价 == 族序数 非金属负价 == ―（8―族序 数） 最高氧化物的 酸性 酸性逐渐增强酸性逐渐减弱 对应水化物的 碱性 碱性逐渐减弱碱性逐渐增强 非金属气态氢化物的形成难易、稳定性形成由难→易 稳定性逐渐增强 形成由易→难 稳定性逐渐减弱
2. 3.几个规律: ①金属性强弱：单质与水或非氧化性酸反应难易； 单质的还原性（或离子的氧化性）； M(OH)n的碱性； 金属单质间的置换反应； 原电池中正负极判断，金属腐蚀难易； 非金属性强弱：与氢气反应生成气态氢化物难易； 单质的氧化性（或离子的还原性）； 最高价氧化物的水化物（H n RO m）的酸性强弱； 非金属单质间的置换反应。 ②半径比较三规律： 阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。 (1)电子层数越多,半径越大
(2)电子层数相同,核电荷数越多,半径越小 (3)电子层数和核电荷数相同,最外层电子数越多,半径越大 ③元素化合价规律 主族最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 == 最外层电子数－8，最高正价数和负化合价绝对值之和为8；其代数和分别为：0、2、4、6。 化合物氟元素、氧元素只有负价（-1、-2），但HFO中0为+1价；金属元素只有正价； ④熔沸点高低的比较：详细见《导学》P24 原子晶体>离子晶体>分子晶体 ⑤1-20号元素符号、名称、原子结构、特殊化学性质。 ⑥电子式的书写 原子的电子式 离子的电子式： 分子或共价化合物电子式 离子化合价电子式，
第7章元素与元素性质的周期性-习题
第七章元素与元素性质的周期性 【习题】 7.1指出下列各对元素中，谁的第1电离能更高？ （a）Li与Cs，（b）Li与F，（c）Cs与F，（d）F与I 7.2 指出下列各对元素中，谁的电子亲和能更高? （a）C与F，（b）F与I，（c）Te与I 7.3 按离子半径递增的顺序，排列下列两组离子： （a）Y3＋、Ba2＋、Al3＋、Co3＋、Cs＋、La3＋、Ir3＋、Fe3＋ （b）Cl－、H－、I－、Te2－、Ar＋ 7.4 试说明下列原子基态电子构型“不规则”的原因：Cr：[Ar]4s13d5；Pd：[Kr]4d10。 7.5 写出下列元素原子的基态电子构型（示例，F：[He]2s22p5） Re、La、Cr、Fe、Cu、Ta、Po、Gd、Lu 7.6 写出下列离子的基态电子构型（示例，F－：[He]2s22p6），并指出它们的未成对电子数：K＋、Ti3＋、Cr3＋、Fe2＋、Cu2＋、Sb3＋、Sn4＋、Ce4＋、Eu2＋、Lu3＋ 7.7 为什么＋4氧化态的铅的氧化性比＋4氧化态的锡强很多？ 7.8 指出In、Sn、Se和Te的最常见的两种氧化态。 7.9 四氯化碳跟水不反应，但三氯化硼在潮湿的空气中容易水解，为什么？ 7.10 举例说明镧系收缩对于第6周期过渡元素性质有何影响？
7.11 第4、第6周期元素性质变化有哪些“反常性”？ 7.12 何谓惰性电子对效应？举例说明对p区重元素化学性质有何影响？ 7.13 何谓对角线关系？试举3对例子说明之。 7.14 何谓交换能？试举一例说明它对原子电子结构的影响。 7.15 解释第3周期元素下列每种性质的递变规律： （a）电离能，（b）电子亲和能，（c）电负性 7.16 对Nb和Ta这两个第5族元素具有相同金属半径这一事实作解释。 7.17 第4周期部分元素的第二电离能（eV）如下： Ca Sc Ti V Cr Mn 11.87 12.80 13.58 14.15 16.50 15.64 试确定它们分别对应于哪个轨道上电子的电离并解释上述数值的变化趋势。 7.18 讨论第2周期自锂至氟电负性变化趋势，你能对该趋势与电离能变化趋势之间的差异做出解释吗？
第7章元素与元素性质的周期性-习题答
第七章元素与元素性质的周期性 【习题答案】 7.1指出下列各对元素中，谁的第1电离能更高？ （a）Li与Cs，（b）Li与F，（c）Cs与F，（d）F与I 解：（a）Li的第1电离能更高。 （b）F的第1电离能更高。 （c）F第1电离能更高。 （d）F的第1电离能更高。 7.2 指出下列各对元素中，谁的电子亲和能更高? （a）C与F，（b）F与I，（c）Te与I 解：（a）F的电子亲和能更高。 （b）F的电子亲和能更高。 （c）I的电子亲和能更高。 7.3 按离子半径递增的顺序，排列下列两组离子： （a）Y3＋、Ba2＋、Al3＋、Co3＋、Cs＋、La3＋、Ir3＋、Fe3＋ （b）Cl－、H－、I－、Te2－、Ar＋ 解：在配位数相同的情况下，（a）Co3＋< Fe3＋< Ir3＋< Al3+< Y3＋< La3＋< Ba2＋< Cs＋。 （b）H－< Cl－< I－< Te2－< Ar＋。 7.4 试说明下列原子基态电子构型“不规则”的原因：Cr：[Ar]3d54s1；Pd：[Kr]4d10。 解：Cr：[Ar]3d54s1，4s轨道与3d轨道均为半满，半充满结构。Pd：[Kr]4d10，4d轨道为全满，亚层轨道全充满结构。 7.5 写出下列元素原子的基态电子构型（示例，F：[He]2p52s2） Re、La、Cr、Fe、Cu、Ta、Po、Gd、Lu 解：Re：[Xe]4f145d56s2；La：[Xe]5d16s2；Cr：[Ar]3d54s1；Fe：[Ar]3d64s2；Cu：[Ar]3d104s1；
Ta：[Xe]5d36s2；Po：[Xe]6s26p4；Gd：[Xe]4f75d16s2；Lu：[Xe]4f145d16s2 7.6 写出下列离子的基态电子构型（示例，F－：[He]2s22p6），并指出它们的未成对电子数：K＋、Ti3＋、Cr3＋、Fe2＋、Cu2＋、Sb3＋、Sn4＋、Ce4＋、Eu2＋、Lu3＋ 解：K+：[Ar]，0；Ti3＋：[Ar]3d1，1；Cr3＋：[Ar]3d3，3；Fe2＋：[Ar]3d6，4；Cu2＋：[Ar]3d9，1；Sb3＋：[Kr]5s2，0；Sn4＋：[Kr]，0；Ce4＋：[Xe]，0；Eu2＋：[Xe]4f 7，7；Lu3＋：[Xe]4f 14，0。 7.7 为什么＋4氧化态的铅的氧化性比＋4氧化态的锡强很多？ 解：因为惰性电子对效应使铅保留6s2电子的趋势比上一周期的锡强很多。 7.8 指出In、Sn、Se和Te的最常见的两种氧化态。 解：In：＋1、＋3；Sn：＋2、＋4；Se：＋4、＋6；Te：＋4、＋6 7.9 四氯化碳跟水不反应，但三氯化硼在潮湿的空气中容易水解，为什么？ 解：四氯化碳很稳定，与水不反应，BCl3为缺电子化合物，为路易斯酸，所以在潮湿的空气中容易水解。 7.10 举例说明镧系收缩对于第6周期过渡元素性质有何影响？ 解：镧系收缩使第6周期过渡元素的原子半径和离子半径与同族的第5周期元素的原子半径相近，因此同族元素的晶格能、溶剂化能、配合物形成常数等接近。例如Zr和Hf、Nb 和Ta在自然界矿物中共生，且难于分离。 7.11 第4、第6周期元素性质变化有哪些“反常性”？ 解：Ga的金属性不如Al，Ga（OH）3的酸性比Al（OH）3强；砷、硒和溴的最高氧化态不稳定；PCl5和SbCl5稳定存在，但是AsCl5最近才制得，而AsBr5和AsI5是否能存在至今仍不知道。 Tl＋、Sn2＋、Bi3＋比上一周期元素的相应氧化态物种稳定，而Tl3＋、Sn4＋、PbO2、NaBiO3表现出强氧化性。
元素性质的递变规律教案(精品篇)
专题2 原子结构与元素的性质 第二单元元素性质的递变规律 [学习目标] 1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律 2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律 4．了解电离能、电负性的简单应用 [课时安排] 5课时 第一课时 [学习内容] 回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现 （1）含义 （2）本质：核外电子排布的周期性变化 （3）具体体现 ①、核外电子排布的周期性变化 ②、元素化合价的周期性变化 ③、原子半径的周期性变化 ④、元素金属性和非金属性的周期性变化 一、原子核外电子排布的周期性 1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化 2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区 （1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子 （2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元
素都在p区 （3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。 （4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素 （5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。 思考： （1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？ （2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？ 包括元素外围电子排布化学性质 s区ⅠA ⅡA族ns1~2除氢外，都是活泼金属 p区ⅢA~ⅦA 0族ns2np1~6非金属性增强、金属性减弱 d区ⅢB~ⅦB Ⅷ族(n-1)d1~9ns1~2均为金属，d轨道上的电子可参与化 学键的形成 ds区ⅠB ⅡB族(n-1)d10ns1~2均为金属，d轨道上的电子不参与化 学键的形成 f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d0~2n 镧系元素化学性质相似 锕系元素化学性质相似 （3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ ns2 ns2np5 (n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2 (4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？ （5）已知某元素的原子序数是50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？ 第二、三课时 [学习内容] 二、元素第一电离能的周期性变化 （一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。 注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子 （二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子 （三）I1的周期性变化 1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大 2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小
中级无机化学_朱文祥_第7章元素与元素性质的周期性-习题答案
第七章元素与元素性质的周期性 【补充习题及答案】 1．请写出下列原子的电子构型：Sc、Fe、P、Cs、Eu、Pt、Xe、Br、Se。 答案：Sc：[Ar]3d14s2；Fe：[Ar]3d64s2；P：[Ne]3s23p3；Cs：[Xe]6s1；Eu：[Xe]4f76s2；Pt：[Xe]4f145d96s1；Xe：[Kr]4d105s25p6；Br：[Ar]3d104s24p5；Se：[Ar]3d104s24p4 2．金属离子Al3＋、Zn2＋、Ga3＋、In3＋、Be2＋、Th4＋、Zr4＋、Sc3＋与有机芳香配体所形成的配合物是电致发光材料研究的重要研究对象。写出这些离子的电子构型。 答案：Al3＋：[Ne]3s23p1；Zn2＋：[Ar]4s23d10；Ga3＋：[Ar]4s24p1；In3＋：[Kr]5s25p1；Be2＋：[He]2s2；Th4＋：[Rn]7s26d2；Zr4＋：[Kr]5s24d2；Sc3＋：[Ar]4s23d1。 3．请指出下列各组中半径最小的原子或离子： （a）Li、Na、K （b）P、As、Bi （c）O＋、O、O－（d）S、Cl、Kr （e）Pd、Ni、Cu 答案：（a）Li原子。 （b）P原子。 （c）O＋离子。 （d）Cl原子。 （e）Ni原子。 4．请按原子或离子半径递减的顺序排列下列各组元素。 （a）Cu、Cu＋、Cu2＋；（b）Ni2＋、Pd2＋、Pt2＋；（c）O2－、S2－、Se2－； （d）La3＋、Eu3＋、Gd3＋、Yb3＋；（e）Te2－、I－、Xe、Cs＋、Ba2＋、La3＋答案：（a）Cu > Cu＋ > Cu2＋。
元素周期律和元素周期表知识总结
元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 （6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1．位、构、性三者关系
化学元素周期表性质
化学元素周期表性质 1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
化学元素周期表规律
化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)
知识网络 中子N （不带电荷） 同位素 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 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。 决定原子呈电中性 编排依据 X) (A Z 七 主七副零 和八 三长三短一不全 决定元素种类
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 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
第七讲 元素周期表的九大规律
第七讲元素周期表和元素周期律 一、分析热点把握命题趋向 热点内容主要集中在以下几个方面：一是元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质。解该类题目的方法思路是：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。 二．学法指导：1、抓牢两条知识链 （1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。 （2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。 2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据
（1）金属性强弱的实验标志 ①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。⑤电离能 （2）非金属性强弱的实验标志 ①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。⑤电负性 三．规律总结： 1、同周期元素“四增四减”规律 同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 2、同主族元素“四增四减四相同”规律 同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引力逐渐减弱；②金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；③非金属气态氢化物的还原性逐渐增强，稳定性减弱；④最高价氧化物对应的水化
元素性质的周期性变化
第一章第二节元素周期律（第1课时） 课前预习学案 一、预习目标 1、通过观察P13-14的表1-2，总结出随着原子序数的递增,元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变 化规律。 二、预习内容 完成课本P13元素周期律【科学探究1】的相关内容，结合表1-2回答下列问题： 1.原子核外电子排布的周期性变化 根据1-18号元素的原子结构示意图，找出随着原子序数的递增，原子最外层电子数的变化规律。 【结论】同一周期元素，随着原子序数的递增，_____________________________________________ 2.原子半径的周期性变化 结合P13-14的表1-2的各元素原子半径的相关数据，找出随着原子序数的递增，原子半径大小的变化规律。 【结论】同一周期元素，随着原子序数的递增，_____________________________________________ 3.元素主要化合价的周期性变化 结合P13-14的表1-2的各元素主要化合价（最高正价和最低负价）的相关数据，找出随着原子序数的递增，元素 【结论】_____________________ 三、预习自测 1、原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是（） A．电子层数逐渐增多 B．原子半径逐渐增大 C．最高正化合价数值逐渐增大 D．从Si到Cl，最低负化合价从-4到-1 课内探究学案 一、学习目标 1、通过讨论学习【思考与交流一】，学会比较微粒半径的大小。 2、通过讨论学习【思考与交流二】，找出元素最高正价与最外层电子数之间的关系，最高正价与最低负价之间的 关系。 3、通过探究第三周期元素的金属性和非金属性递变规律，总结同周期元素的金属性和非金属性随原子序数的递增 而呈现出的周期性变化规律。 二、学习过程 结合课前预习内容，回答以下问题： 【思考与交流一】从原子结构（原子核外电子层排布）的角度解释原子半径的变化规律。 决定原子半径大小的因素： 1.原子半径大小比较: 2.微粒半径大小比较:比较下列各组微粒的半径大小 （1）r: Na Na+（2）r: Na+O2-（3）r: O O2- 小结: 【思考与交流二】1、为什么O、F化合价一般只有负价，没有正价？ 2、第二周期、第三周期从哪一元素开始出现最低负价？ 3、试分析元素最高正价与最外层电子数之间的关系，最高正价与最低负价之间的关系。 （1）元素的最高正价=______________=______________（除O、F外） （2）元素最高正价+|最低负价|=______ 元素的金属性和非金属性的周期性变化 （一）钠、镁、铝的金属性强弱的比较： 1、阅读课本15页科学探究的实验（1）和（2），将你观察到的实验现象和对应的化学方程式书写在书中表格。 【思考与交流三】铝是否与水反应？为什么可以用铝制品烧水？
元素周期表规律总结
知识网络 中子N 原子核 质子Z 原子结构 ： 电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径 表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 ③、主要化合价 ④、金属性与非金属性 ⑤、气态氢化物的稳定性 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 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。 决定原子呈电中性 编 排依据 X) (A Z 七 主七副零 和八 三长三短一不全
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 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
元素与元素性质的周期性
第七章 元素与元素性质的周期性 7.1 元素的起源与分布 大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。 元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。 7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征 现代的化学元素周期律是19世纪俄国人门捷列夫发现的。他将当时已知的63种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。 元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型 构造原理 电子构型的特例 及其解释元素的性质 周期性 反常性氢和第2周期元素的特殊性 对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常 性 惰性电子对效应 第五、六周期重 过渡元素的相似 性
1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属; 3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属; 4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区 金属合起来,为过渡金属); 5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系. 7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释 在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。故一般有下列电子填充顺序 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-5d-7p 大部分元素原子的电子构型符合构型原理，但部分元素的原子的电子构型，特别是过渡元素和内过渡中部分元素的原子电子构型偏离上述原理。我们称不符合构型原理的电子构型为结构特例。构造原理是基于连续轨道间具有较大的能级差，而电子-电子排斥作用相对较小为前提的，当这些条件不满足时，电子构型就可能偏离构造原理。这里我们可以用交换能的相对大小来讨论提前到达半满或全满相对稳定电子构型的原因。 交换能实质上是由于自旋相同的电子之间的自旋相关引起的相互排斥能减小的那一部分。即交换作用的结果是减小静电互斥能，使电子构型稳定性增加。对于不同电子构型的相对交换能的大小可以用自旋平行电子对数乘以k来计算。 E ex=kxP，其中k是常数，p是平行电子对数。 等价轨道半充满比较稳定，因为等价轨道中的电子彼此之间的屏蔽很差，因此随着亚层的逐步填充，有效核电荷不断增加。另一方面，半充满时自旋平行的电子数目最多，交换能贡献达到最大。而半充满后，虽然有效核电荷还在增加，但交换能的贡献却在减小。综合这两个因素，总结果是半充满结构显得比较稳定。应用这个原理可以解释Cr的电子构型为4s13d5,而非4s23d4，Nb的电子构型为5s14d4,而非5s24d3。而当亚层全充满的时候特别稳定。这是因为在向同一亚层填充电子时，该亚层上的电子感受到的有效核电荷随之增大，全满时达极大值，故轨道半径小，从亚层中移走一个电子所需能量达到极大值。同时，下一个电子必须填到下一个亚层中去，而由于亚层之间的能量相差比较大，以及电子云呈球形对称分布的全充满亚层对这一电子屏蔽的特别好，使得该电子能量比较高，因而容易失去。既难