f区元素-配合物-s区元素-p区元素
F区元素p257
1.(1). Ln、An填充的是(n-2)f轨道，为了不破坏一格一元素的规则，又使周期
表不至于太长，所以将它们放在表外。
(2). 随着核电荷数的增加，增加的电子是填充在4f轨道中，屏蔽常数略小于1，对核电荷的屏蔽不完全，使Z*增加，半径减小。
(3). 峰出现Eu、Yb两元素外(Eu: 4f76s2, Yb: 4f146s2)，可用的价电子只有2个，金属键较弱，半径大；谷出现在Ce元素处(Ce: 4f5d16s2)，可用的价电子有4个，半径小。
(4). Y3+的半径介于Ho3+和Er3+之间，性质与重稀土相似。
2. (1). Sm、Eu；Tm、Yb；Ce、Pr；Tb、Dy
(2). Ce4+; Eu2+
(3). 64; Gd3+
Gd断效应：Ln元素的性质变化呈两段分布，以Gd(4f75d16s2)为界，称为Gd断效应。
(4). 无；Tm3+；Dy3+；黄；f x；f14-x
3. Ln3+ + NH3·H2O (OH-) → Ln(OH)3↓ + NH4+
Ln(OH)3和Ca(OH)2均为碱性，形成配合物的能力都不强(8e构型阳离子)
4. (1). 2Ce3+ + S2O82- (过二硫酸根) +2Ce4+ + 2SO42-
(2). 2Eu3+ + Zn → Zn2+ + 2Eu2+
(3). 2CeO2 + 8HCl(浓) 2CeCl3 + Cl2↑ +4H2O
(4) 4Ce(OH)3 + O2 + 2H2O → 4Ce(OH)4
(5) Yb3+ + Na(-Hg) → Na+ + Yb2+
(6) Ce(NO3)3CeO2 + NO2↑ + O2↑
(7) 2Tb2(C2O4)3Tb4O7+ 7CO↑ + 5CO2↑
5. Ce4+ > Lu3+ > La3+ > Eu2+
配合物 p148
1. [Pt(NH 3)2Cl 4]
2. (1). 简单盐 (2). 配合物 (3). 配合物 (4). 螯合物 (5). 复盐 (6). 螯合物 (7). 简单盐 (8). 复盐
3. (1). 六氯合锑(Ⅲ)酸铵 (2). 四氢合铝酸锂
(3). 三氯化三（乙二胺）合钴(Ⅲ) (4). 氯化二氯四水合钴(Ⅲ) (5). 两水合溴化二溴四水合铬(Ⅲ) (6). 一氢氧根一草酸一水（乙二胺）合铬(Ⅲ)
(7). 六硝基合钴(Ⅲ) (8). 一氯一硝基四氨合钴(Ⅲ)
(4). 低自旋 (5). 高自旋 (6). 低自旋
6. (1). (t
2g )4(e g )0
(2). (e)3(t 2)3
(3). (t 2g )5(e g )2 (4). (d xz )2(d yz )2(d z 2)2(dxy)2(d x 2-y 2)1 7. d 5组态最容易形成四面体
8. 弱场（高自旋） CFSE = -(0.4 * 3 - 0.6 * 1)*10Dq = -6Dq
强场（低自旋） CFSE = -(0.4 * 4 - 0) * 10Dq + P(成对能) = -16Dq + P 9. △0=2300cm -1=23000*1.986*10-23J*10-3*6.022*1023=275.1kJ*mol -1 10. (1). Al 3+与F -配合物稳定 (2). Pd 2+与RSH 稳定
(3). Cu 2+(软)与NH3稳定. NH 3碱性比吡啶强 (4). Cu 2+与NH 2CH 2COOH 稳定(螯合效应) 11. [Hg(CN)4]2- + 4H +Hg 2+ + 4HCN
64
稳θ104.0[K(HCN)]
K 1
K -?=?=
12. 若使生成的AgCl 全部溶解 AgCl + 2NH 3[Ag(NH 3)2]+ + Cl -
-3稳sp θ102.7K K K ?=?=
设NH 3平衡浓度为x, 则
3
2
107.205.005.0-?=?x
; 1L 0.96mol -?=x 初始NH 3浓度应为2*0.05+0.96=1.06mol*L -1 同理, 若AgI 全部溶解需NH 3 1020.7mol*L -1
或 AgI + 2NH 3
[Ag(NH 3)2]+ + I - ; 9θ104.2K -?=
1
81
3123L mol 104.61][I L 0.96mol ][NH L 0.05mol ])[Ag(NH -----+??=???
????=?= 可实现Cl -和I -的分离
13. (1). 137
21
23稳2稳θ
1026.610
0.1100.1))(Ag(NH K )(Ag(CN)K K -?=??==+ (2). [Ag(NH 3)2]+ + 2CN -[Ag(CN)2]- + 2NH 3 平衡时 x 0.1-2*(0.01-x) 0.01-x 0.1-2x
1.250.08
0.1
][CN ][NH L mol 105.210
26.6)]01.0(21.0[)01.0()21.0(K 311613
2
2θ
==∴
??≈?=-?-?-?-=---x x x x x
14. (1). V 99.0)100.2lg(3
0.059
-1.45K lg n 0.059-23稳/Au Au /Au AuCl 34=?==+-θθ??
(2).
V 36.010
10lg 0.059-77.0)Fe(CN)(K )Fe(CN)(K lg 10.059-3542
6稳6稳Fe
/Fe Fe(CN)/Fe(CN)-4-323-
46
-36===+
+θ
θ
?
?
(3).
V o 0281.010
3.110
4.1lg 0.059-80.1))(NH o C (K ))Co(NH (K lg 10.059-5353稳63稳o
C /C )(NH o C /)Co(NH 2632326
336
3=??==+++
++
+
θ
θ
?
?
16. 一个金属Hg 与1L mol 00.1-?CN -和1L mol 00.1-?[Hg(CN)4]2-配离子的电极与标准电极组成原电池,测定电势差,得到V 0.37K lg 2
0.059
-稳/Hg Hg /Hg Hg(CN)2-24-==+θθ?? 稳K lg 2
059
.0854.00.37-
=-V 41稳102.64K ?=
17. (1). e 186236=+?+ (2). e 18222248=-?+?+ (3). e 182339=?++ (4). e 18339=?+ (5). e 181527=+?+ (6). e 1622228=?+++ Pt
Cl
Pt Cl Cl
CH 2
H 2C CH 2H 2C
对于d 8构型的Pd 2+、Pt 2+的有机配合物，NVE=16e 时比较稳定。
第十三章 s 区元素
1. (1). Li (s) → L i + (aq) Li (s)
159
Li (g)
520
+ (g)
-530
+ (aq) 1θmol 149kJ ΔΗ-?=
(2). Na (s) → Na + (aq) Na (s)
109
496
Na + (g)
-420
+ (aq)
2. (1). 两个原因：a, 生成的氢氧化物难溶于水，覆盖在金属表面，阻碍反应的进一步进行；b, 金属熔点较高，不易熔化，与水接触面积小。
(2). ⅠA 、ⅡA 金属活泼，能与水反应置换出氢气；不用氧化物是因为氧化物熔点高，耗能大。
(3). Cs 能产生一种厘米波(微波)辐射，此辐射的频率能长时间保持稳定，每秒振动9, 192, 631, 770次，以振动这些次所需的时间规定为SI 时间基准“秒”，用此特性做成的Cs 原子钟，能测出1/109秒的时间，300年内误差不超过1s 。 3. (1). F (2). T (3). T (4). F (5). F 4. 2Na + 2H 2O 2NaOH + H 2↑ 2Na + 2NH 3
Fe
2NaNH 2 + H 2↑
2Na + 2C 2H 5OH 2C 2H 5ONa + H 2↑ 10Na + 2NaNO 36Na 2O + N 2↑ 4Na + TiCl 4(g)4NaCl + Ti 5. (1). 2Na 2O 2 + 2CO 22Na 2CO 3 + O 2↑
(2). 3Na 2O 2 + 2Cr(OH)4-2CrO 42- + 6Na + + 2H 2O + 4OH - (3). 4KO 3 + 2H 2O 4KOH + 5O 2↑ (4). BeCl 2·4H 2O
强热BeO + 2HCl ↑ + 3H 2O
6.
BaSO
4
*
H 2O
通CO 2
O 2
BaS
BaCO 3 + NaCl
BaCl 2BaO + CO
BaO 2
BaCO 323
7. 1s s s mol 191.68kJ 0.86)(29864.6ΔS T ΔΗΔG θθθ-?=-?--=?-=难溶于水
8. 1104.9K
0.1611
178
ΔS ΔΗT K mol 161.1kJ 92.921440ΔS mol 178kJ 1207)(394635ΔΗθθ11θ1
θ===??=-+=?=----=---
9. (1). CsF > LiF > SrSO 4 > BaSO 4 (2). Na 2SO 4 > MgSO 4 > Al 2(SO 4)3
10. 2Mg(NO 3)2 + O 2↑
2Fe(NO 3)2O 3 + 4NO 2 + 2
1
O 2↑
4Na2SO2SO4 + Na2S
Na2Cr2O2O3 + Na2O2 + O2↑2Na2HPO4P2O4 + H2O
第十四章P区元素
“卤素”习题
1.(1). H的价轨道为1s，最多只能填2个电子，其近邻只能有1个；B的价轨
道为2s, 2p，共4条，价电子数只有3个，如果要满足8-N规律，需5个近邻，但其中只有4条价轨道，配位数最多为4，所以不满足8-N规律。(2). 从中心原子的价层结构来考虑，每拆开一对p或s电子与其他原子共用时，氧化态即增加+2。
(3). As、Se、Br属第四周期元素。P区元素表现次周期性，即第二、第四、第六周期元素相似和第一、第三、第五周期元素相似，有可能是由于在第四周期首次出现填满的3d轨道。
2. (1). 2MnO4- + 10Cl- +16H+→2Mn2+ 5Cl2↑ + 8H2O
(2). BrO3- + 5Br- + 6H+→3Br2 + 3H2O
(3). 2IO3- + 5HSO3-→5SO4- + I2 + 3H+ + H2O
(4). HOCl + Cl- + H+→Cl2 + H2O
(5). 2NaBr + 2H2SO4(浓)→Na2SO4 + Br2 + SO2↑ + 2H2O
或2NaBr + 3H2SO4→2NaHSO4 + Br2 + SO2↑ + 2H2O
2.(1). 紫；红棕；无
(2). H-X键的键能
(3). 增加
(4). 小
(5). 增大
(6). 增强
(7). 减弱
(8). (HO)2P
H
O；As(OH)3
4. (1). 2NaCl + 2H2电解2 + 2NaOH + Cl2NaOH H
(2). H2 + Cl2→2HCl(g) H2O HCl(aq) 电解4
(3). I2 + 2KClO3→2KIO3 + Cl2↑
(4). I2 + H2S→2HI + S↓I- + 6H2电解I5O65- + 12H+ + 8e-
5.
KClO
34 Cl
6. I3- + 2S2O3-→S4O62- + 3I-
9.6mmol
4.8mmol
n3I=
∴-
I2 + I-→I3-
4.8m m ol n 2I =∴
IO 3- + 5I
-
6H +
3I 2 + 3H 2O
1.6mmol 4.8mmol 即剩余的IO 3-为1.6mmol ， ∴参与反应的IO 3-为0.4mmol 5I - + IO 3
-
6H +
3I 2 + 3H 2O
2.0mmol 0.4mmol
∴试样的Mr = 166-1mol g ?
则试样为kI 。
7. (1). I 2O 5 (2). HClO 4 (3). IF 7 (4). CsICl 4 (5). IBr 2-
p区元素总结
第1节氮族元素分页: 1 234 周期系第V A族元素称氮族元素(Nitrogen family elements)。它包括氮(Nitrogen)、磷(Phosphorus)、砷(Arsenic)、锑(Antimony)与铋(Bismuth)。氮就是生命得基础,磷就是动植物得必需元素。砷、锑、铋三者性质较为相似,就是重要得合金元素。而磷却与砷、锑有一定得相似性,它们得化合物丰富多彩,大多就是重要得工业原料、肥料、新技术材料。 14、1 氮族元素 14、1、1 氮族元素概述 周期系第V A族:氮N、磷P、砷As、锑Sb、铋Bi 五种元素,又称为氮族元素; ? 氮与磷就是非金属元素,砷与锑就是准金属,铋就是金属元素; 氮族元素价电子构型: ns2 np3; 氮族元素所形成得化合物主要就是共价型得,原子越小形成共价键得趋势越大。 图14-1 氮族元素在周期表中得位置 表14-1 氮族元素得一般性质
14、1、2 氮族元素得单质 ??? ?? 图14-2 氮族元素得单质 1、存在 氮族元素中除磷在地壳中含量较多外,其它各元素含量均较少。 氮主要以单质存在于大气中,天然存在得氮得无机化合物较少。 磷较容易氧化,在自然界中不存在单质。它主要以磷酸盐得形式分布在地壳中。 ? 砷、锑与铋主要以硫化物矿得形式存在,如雄黄:As4 S4。 雌黄(As2S3 )辉锑矿(Sb2S3 ) 雄黄(As4S4) 图14-3 氮族元素得存在 2、性质 除氮气外,其它氮族元素得单质都比较活泼。化学性质列于上表中。 表14-2 氮族元素得化学性质
3、N2 N2分子得分子轨道表达式为: N2[(σ1s)2(σ1s*)2(σ2s)2(σ2s*)2(π2py,π2pz)4(σ2px)2] 氮气就是无色、无臭、无味得气体。沸点为-195、8°C。微溶于水。 强得N≡N键(944kJ/mol),常温下化学性质极不活泼,故N2常常作为惰性气体使用。 4、磷得同素异形体 图14-4 白磷与红磷 (1)白磷得结构 白磷得结构 由P4分子通过分子间力堆积起来,每个磷原子通过其px,py与pz轨道分别与另外3个磷原子形成3个σ键,键角∠PPP为60°,分子内部具有张力,其结构不稳定。 图14-5 白磷得结构 白磷得性质 白磷P4就是透明得、柔软得蜡状固体,化学性质活泼,空气中自燃,溶于非极性溶剂。
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
无机化学实验二十一 ds区元素(铜银锌镉汞)的性质
实验11 ds区元素（铜、银、锌、镉、汞）的性质 一、实验目的 1、掌握铜、锌氢氧化物的酸碱性； 2、掌握铜、银、锌、汞的配合物的生成和性质； 6、掌握铜、银、锌、汞离子的分离与鉴定方法。 二、实验原理 IB IIB Cu Zn Cu（＋2，＋1）Zn(+2) Ag Cd Ag（＋1）Cd(+2) Au Hg Au（＋1，＋3）Hg(+2，＋1) 蓝色的Cu(OH) 2 呈现两性，在加热时易脱水而分解为黑色的CuO。AgOH在常温下极易脱水而转化为棕 色的Ag 2O。Zn(OH) 2 呈两性，Cd(OH) 2 显碱性，Hg(I, II)的氢氧化物极易脱水而转变为黄色的HgO(II)和黑色 的Hg 2 O(I)。 易形成配合物是这两副族的特性，Cu 2+ 、Ag + 、Zn 2+ 、Cd 2+ 与过量的氨水反应时分别生成[Cu(NH 3 ) 4 ] 2+ 、 [Ag(NH 3) 2 ] + 、[Zn(NH 3 ) 4 ] 2+ 、[Cd(NH 3 ) 4 ] 2+ 。但是Hg 2+ 和Hg 2 2+ 与过量氨水反应时，如果没有大量的NH 4 + 存在， 并不生成氨配离子。如： HgCl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋2 NH 4 Cl Hg 2Cl 2 ＋2NH 3 ＝Hg(NH 2 )Cl↓白＋Hg↓黑＋NH 4 Cl （观察为灰色） Cu 2+ 具有氧化性，与I－反应，产物不是CuI 2 ，而是白色的CuI：Cu 2+ ＋I- ＝2CuI↓白＋I 2 将CuCl 2溶液与铜屑混合，加入浓盐酸，加热可得黄褐色[CuCl 2 ]－的溶液。将溶液稀释，得白色CuCl 沉淀： Cu ＋Cu 2+ ＋4Cl－＝2[CuCl 2 ]－ [CuCl 2 ]－←稀释→CuCl↓白＋Cl－ 卤化银难溶于水，但可利用形成配合物而使之溶解。例如： AgCl ＋2NH 3 ＝[Ag(NH 3 ) 2 ] + ＋Cl- 红色HgI 2 难溶于水，但易溶于过量KI中，形成四碘合汞(II)配离子： HgI 2 ＋2I- ＝[HgI 4 ] 2－ 黄绿色Hg 2I 2 与过量KI反应时，发生歧化反应，生成[HgI 4 ] 2－ 和Hg： Hg 2I 2 ＋2I- ＝[HgI 4 ] 2- ＋Hg↓黑 三、实验内容 1、氧化物的生成和性质
p区元素(二)习题总结
第14章P区元素（二）习题目录 一判断题 1 氧族元素中，只有氧在自然界可以单质状态存在。（） 2 在所有含氧的化合物中，氧的氧化值都是负的。（） 3 氧族元素氢化物还原性强弱的次序为H2O 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 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+ ) 实验一P区非金属元素（卤素、氧、硫） 一、实验目的 1、学习…… 二、实验原理 1、卤素均具有氧化性，其氧化性强弱为：Cl2>Br2>I2, 前者可氧化后者的X-。 X-还原性强弱：Cl- 元素周期表中元性质递变规律 ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 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， 课时分层作业(二) (建议用时：40分钟) [合格基础练] 1．Li和Na都是ⅠA族元素，关于这两种元素的原子说法正确的是( ) A．原子半径：Li>Na B．最外层电子数都相同 C．核外电子层数相同D．核外电子数相同 [答案] B 2．下列有关碱金属元素的性质判断正确的是( ) A．K与H2O反应最剧烈 B．Rb比Na活泼，故Rb可以从NaCl溶液中置换出Na C．碱金属的阳离子没有还原性，所以有强氧化性 D．从Li到Cs都易失去最外层1个电子，且失电子能力逐渐增强 [答案] D 3．第119号未知元素，有人称为“类钫”。根据周期表结构及元素性质变化趋势，下列有关“类钫”的预测中错误的是( ) A．单质有较高熔点 B．“类钫”在化合物中呈＋1价 C．“类钫”具有放射性 D．“类钫”单质的密度大于1 g·cm－3 A [第119号元素在周期表中位于第八周期ⅠA族，所以性质与钫相似：具有“软、轻、低(熔、沸点)”的特点，A项错误；B项正确；84号Po后都是放射性元素，C项正确；碱金属虽然都是轻金属，但同主族从上到下密度的变化趋势是增大的，Li、Na、K比水轻；Rb、Cs、Fr比水重，D项正确。] 4．已知锂及其化合物的许多性质与碱金属差异较大，却与镁相似。下列有关锂及其化合物的叙述不正确的是( ) A．碳酸锂受强热很难分解 B．碳酸锂的溶解度比碳酸氢锂的小 C．锂在过量氧气中燃烧，主要产物是氧化锂而不是过氧化锂 D．锂可以与氮气化合生成氮化锂(Li3N) A [解题时充分利用题目信息，锂及其化合物的性质与镁的相似，MgCO3煅烧分解成MgO和CO2，由此可知，Li2CO3也易分解。] 5．卤素是最活泼的一族非金属，下列关于卤素的说法正确的是( ) A．卤素单质的最外层电子数都是7 B．从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次减小 C．从F到I原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱 D．卤素单质与H2化合由易到难的顺序为I2→Br2→Cl2→F2 C [A项，卤素原子的最外层电子数都是7，错误；B项，从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次增大，错误；C项，从F到I原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，正确；D项，卤素单质与H2化合由易到难的顺序为F2→Cl2→Br2→I2，错误。] 6．往碘化钾溶液中先加入氯水，再加入CCl4振荡，静置后出现分层，下层呈( ) A．橙红色B．紫红色 C．无色D．深褐色 B [Cl2与KI反应，生成I2，CCl4萃取碘水中的I2，在下层呈紫红色。] 7．已知常温下氯酸钾与浓盐酸反应放出氯气，现按下图进行卤素的性质实验。玻璃管内装有分别滴有不同溶液的白色棉球，反应一段时间后，对图中指定部位颜色描述正确的是( ) s区和p区元素化学引言Introduction of the Chemistry of s and p Elements 周期系中的主族元素（the elements in the main subgroups）即为s区和p区元素。每一周期（period）以两种s区元素开始，后面是六种p区元素（第一周期例外，只有两种元素）。 一、原子半径（Atomic Radii）、电离势（Ionization Energy）、电子亲和能 （Electron Affinity）和电负性（Electronegativity）的周期性变化 （见第七章） 二、s和p区元素的氧化态（Oxidation State of s and p Element） 1．外层s和p轨道之间的能量差 The Energy Difference (eV) of the Outer s and p Orbital in the Main Subgroups 2nd period Li Be B C N O F Ne 1.9 2.8 4.6 5.3 6.0 14.9 20.4 26.8 3rd period Na Mg Al Si P S Cl Ar 2.1 2.7 4.5 5.2 5.6 9.8 11.6 12.5 4th period K Ca Ga Ge As Se Br Kr -- 5.9 6.7 6.8 10.4 12.0 13.2 5th period In Sn Sb Te I Xe 5.2 5.8 6.6 8.8 10.1 - 6th period Tl Pb Bi Po At Rn (7) (9) (10) (12) (16) - (1) 同一周期元素的最高氧化态的稳定性从左到右降低，这是由于s 和p 轨道之间的 能级差增大，因此失去n s 2电子的机会减少，例如第三周期： ΔE 3s ～3p ：Si(5.2eV)，P(5.6eV)，S(9.8eV)，Cl(11.6eV) ∴ - ---4243444ClO SO O P SiO 、、、的稳定性从左到右降低 (2) ΔE 3s ～3p ＜ΔE 4s ～4p ＞ΔE 5s ～5p 可以解释实验上发现如下稳定性序列： PCl 5＞AsCl 5＜SbCl 5，SF 6＞SeF 6＜TeF 6，-4ClO ＞-4BrO ＜- 4IO (3) ΔE 6s ～6p 的值特别大，所以6s 2电子很难参与形成化学键，这种效应称为“6s 2惰性 电子对效应”（inert 6s pair effect ） 2．通常周期系中奇数族元素的氧化数为奇数，偶数族元素的氧化数为偶数 +3+5+7 +1, 1E n s n p E n s n p +4+6 +2, 2 三、s 和p 区元素的配位数（Coordination Numbers of s and p Elements ） 1．Fluoro and oxy complexes of selected elements) 2nd period -24BeF -4BF 4CF +4NF 3rd period - 36AlF -26SiF -6PF 6SF +6ClF 4th period -36GaF -26GeF -6AsF 6SeF 2nd period -33BO - 23CO - 3NO 3rd period -44SiO -34PO - 24SO -4ClO 4th period -44GeO - 34AsO - 24SeO -4BrO 5th period -86SnO -76SbO - 66TeO - 56IO - 46XeO 主族元素从上到下，配位数增大；同种元素与不同配体配位，配体体积越小，配位数 越大。 2．共价化合物的分子轨道理论（The theory of molecular orbital of covalent compounds ） (1) s 、p 区元素的价轨道(valence orbital)是外层能级，即n s 、n p 轨道.虽然从第三周期开 始，元素有相应的n d 空轨道，但计算表明n d 轨道所处能态相当高，以致形成化学键的可能性相当小。 (2) 以SF 6为实例 有关“d区元素性质实验”思考题的解答 有关“d区元素性质实验”思考题的解答 与P区元素性质实验相比较，学生对d区元素性质实验问题的回答，多感觉有一些把握不准。这是因为大家对这些化合物接触及了解的都少，且其不遵守所谓“规律性”的现象也较多的缘故。因而，这部分内容也是一个学习上的难点。 一、“铬、锰、铁、钴、镍实验”思考题 1.试总结铬、锰、铁、钴、镍氢氧化物的酸碱性和氧化还原性。 在低价的Cr(OH)3、Mn(OH)2、Fe(OH)2、Co(OH)2、Ni(OH)2中，只有Cr(OH)3有显著的两性，其余都表现为碱性（只与酸反应，而不与NaOH反应）。 比较他们的还原性，其中Fe(OH)2和Mn(OH)2的还原性最强（能被空气中的氧气氧化）。 对高价的H2CrO4、HMnO4、Fe(OH)3、Co(OH)3、Ni2O3·H2O 来说，前两个H2CrO4和HMnO4表现为酸性，后3个通常表现为碱性。 这些高价的化合物都有氧化性，但其中Fe(OH)3的氧化性最弱、H2CrO4、HMnO4次之（已相当强）、Co(OH)3、Ni2O3·H2O 的氧化性最强。 2. 在Co(OH)3中加入浓HCl，有时会生成蓝色溶液，加水稀释后变为粉红色，试解释之。 Co(OH)3与浓HCl的反应并不只是一个简单的酸碱反应。由于Co3 有强氧化性，能被Cl-离子还原成Co2 ，而Co2 离子又以配离子[CoCl6]4-的形式在溶液中存在。所以反应方程式为：2Co(OH)3 6H 14Cl- = 2[CoCl6]4- Cl2 6H2O。 其中的配离子[CoCl6]4-为蓝色。 由于配离子[CoCl6]4-并不稳定，加水稀释使溶液中Cl-离子浓度降低时，又有[Co(H2O)6]2 配离子（粉红色）生成。反应为，[CoCl6]4- 6H2O = [Co(H2O)6]2 6Cl-。这就是溶液又变成粉红色的原 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。 卤素元素的化学性质实验报告 一、教学目标 （一）掌握Cl2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性。 （二）掌握卤素的歧化反应 （三）掌握次氯酸盐、氯酸盐强氧化性 （四）了解氯化氢HCl气体的实验室制备方法 （五）了解卤素的鉴定及混合物分离方法 二、教学的方法及教学手段 讲解法，学生实验法，巡回指导法 三、教学重点 1、区别Cl 2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性。 2、卤素的歧化反应 3、次氯酸盐、氯酸盐强氧化性 四、教学难点 区别Cl2、Br2、I2的氧化性及Cl-、Br-、I-还原性；卤素的歧化反应；次氯酸盐、氯酸盐的强氧化性 五、实验原理 卤素系ⅦA族元素，包括氟、氯、溴、碘、砹，其价电子构型ns2np5，因此元素的氧化数通常是—1，但在一定条件下，也可以形成氧化数为+1、+3、+5、+7的化合物。卤素单质在化学性质上表现为强氧化性，其氧化性顺序为：F2 Cl2 Br2 I2。所以，Br-能被Cl2氧化为Br2，在CCl4中呈棕黄色。I2能被Cl2、Br2氧化为I2，在CCl4中呈紫色。 卤素单质溶于水，在水中存在下列平衡： X2 + H2O === HX + HXO 这就是卤素单质的歧化反应。卤素的歧化反应易在碱性溶液中进行，且反应产物随着温度和碱液浓度的不同而变化。 卤素的含氧酸有多种形式：HXO、HXO2、HXO3、HXO4。随着卤素氧化数的升高， 其热稳定性增大，酸性增强，氧化性减弱。如氯酸盐在中性溶液中没有明显的强氧化性，但在酸性介质中表现出强氧化性，其次序为：BrO3- ClO3- IO3-。次氯酸及其盐具有强氧化性。 HCl的还原性较弱，制备Cl2，必须使用氧化性强的KMnO4、MnO2来氧化Cl-。若使用MnO2，则需要加热才能使反应进行，且可控制反应的速度。 六、仪器与药品 试管及试管夹、量筒（1mL）、酒精灯、滴瓶（125mL）、试剂瓶（500mL）、烧杯（250mL） KBr、KCl、KI、CCl4、H2SO4（浓）、NaOH、NaClO、MnSO4、HCl（浓）、KClO3、AgNO3、溴水、品红、酒精、浓氨水、碘伏水、pH试纸、KI-淀粉试纸、醋酸铅试纸、蓝色石蕊试纸。 七、实验内容 （一）卤素单质的氧化性 ①取几滴KBr溶液于试管中，再加入少量CCl4，滴加氯水，振荡，仔细观察CCl4层颜色的变化； 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 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 (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。 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元素性质的周期性变化的规律
元素周期表的规律总结
实验一元素实验报P区非金属实验报告
元素周期表中元性质递变规律
人教版必修2第1章 第1节第2课时元素的性质与原子结构作业
高中化学-s区和p区元素
有关“d区元素性质实验”思考题的解答
第章元素与元素性质的周期性习题答
卤素元素的化学性质实验报告
元素周期律和元素周期表知识总结
化学元素周期表性质
化学元素周期表规律
元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则)