金属元素周期表

金属元素周期表
金属元素周期表

口诀记忆法

1. 1

第一周期:氢氦――→侵害。

2. 2

第二周期:锂铍硼碳氮氧氟氖――→鲤皮捧碳,蛋养福奶。

3. 3

第三周期:钠镁铝硅磷硫氯氩――→那美女桂林留绿牙(有点恐怖)。

4. 4

第四周期:钾钙钪钛钒铬锰――→嫁改康太反革命

铁钴镍铜锌镓锗――→铁姑捏痛新嫁者

砷硒溴氪――→生气休克

5. 5

第五周期:铷锶钇锆铌――→如此一告你

钼锝钌――→不得了

铑钯银镉铟锡锑――→老把银哥印西堤

碲碘氙――→滴点咸

6. 6

第六周期:铯钡镧铪――→彩色贝壳蓝色河

钽钨铼锇――→但见乌鸦引来鹅

铱铂金汞砣铅――→一白巾供它牵

铋钋砹氡――→必不爱冬天

7.7

第七周期:钫镭锕――→防雷啊!

8.8

其中黑体是记忆的谐音,其余为记忆辅助用字。

END

分组背诵法

1.把五个元素分成一组来背诵。

2.H He Li Be B (氢氦锂铍硼)

3. C N O F Ne(碳氮氧氟氖)

4.Na Mg Al Si P (钠镁铝硅磷)

5.S ClAr K Ca (硫氯氩钾钙)

6.Sc Ti V Cr Mn (钪钛钒铬锰)

7.Fe Co Ni Cu Zn (铁钴镍铜锌)

8.以此类推。此方法有点死记硬背的成分,但背熟了可以手到拈来。

元素周期表变化规律

(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。

元素周期表口诀超好背

元素周期表口诀【超好背】 第一周期:氢氦---- 侵害 第二周期:锂铍硼碳氮氧氟氖---- 鲤皮捧碳蛋养福奶第三周期:钠镁铝硅磷硫氯氩---- 那美女桂林留绿牙第四周期:钾钙钪钛钒铬锰---- 嫁给康太反革命 铁钴镍铜锌镓锗---- 铁姑捏痛新嫁者 砷硒溴氪---- 生气休克 第五周期:铷锶钇锆铌---- 如此一告你 钼锝钌---- 不得了 铑钯银镉铟锡锑---- 老爸银哥印西提 碲碘氙---- 地点仙 第六周期:铯钡镧铪----(彩)色贝(壳)蓝(色)河 钽钨铼锇---- 但(见)乌(鸦)(引)来鹅 铱铂金汞砣铅---- 一白巾供它牵 铋钋砹氡---- 必不爱冬(天) 第七周期:钫镭锕---- 防雷啊! 下面是竖着按族背: 氢锂钠钾铷铯钫请李娜加入私访 铍镁钙锶钡镭媲美盖茨被累 硼铝镓铟铊碰女嫁音他 碳硅锗锡铅探归者西迁 氮磷砷锑铋蛋临身体闭

氧硫硒碲钋养牛西蹄扑 氟氯溴碘砹父女绣点爱 氦氖氩氪氙氡害耐亚克先动 化合价可以这样记忆: 一家请驴脚拿银,(一价氢氯钾钠银) 二家羊盖美背心。(二价氧钙镁钡锌) 一价氢氯钾钠银二价氧钙钡镁锌 三铝四硅五价磷二三铁、二四碳 一至五价都有氮铜汞二价最常见 正一铜氢钾钠银正二铜镁钙钡锌 三铝四硅四六硫二四五氮三五磷 一五七氯二三铁二四六七锰为正 碳有正四与正二再把负价牢记心 负一溴碘与氟氯负二氧硫三氮磷 元素周期表中各种元素名称的读音 第01 号元素: 氢[化学符号]H, 读“轻”, [英文名称]Hydrogen 第02 号元素: 氦[化学符号]He, 读“亥”, [英文名称]Helium 第03 号元素: 锂[化学符号]Li, 读“里”, [英文名称]Lithium 第04 号元素: 铍[化学符号]Be, 读“皮”, [英文名称]Beryllium 第05 号元素: 硼[化学符号]B, 读“朋”, [英文名称]Boron 第06 号元素: 碳[化学符号]C, 读“炭”, [英文名称]Carbon 第07 号元素: 氮[化学符号]N, 读“淡”, [英文名称]Nitrogen 第08 号元素: 氧[化学符号]O, 读“养”, [英文名称]Oxygen

元素周期率与元素周期表

专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1.掌握元素周期率的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)。 2.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。 3.以上知识是高考必考内容,常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1(2003上海理综)在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素,对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层,其最高价氧化物分子式为RO3,则R元素的名称 A.硫B.砷C.硒D.硅 【备选1】:周期表前20号元素中,某两种元素的原子序数相差1,它们形成化合物时,原子数之比为1﹕2,写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】:X、Y、Z为短周期元素,这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6,则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下,非金属性减弱,熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小,越难失去电子 (4)元素的非金属性越强,它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性:S2->Se2->Br->Cl- (6)酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质: 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应,形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应,生成H2,并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期,则它们的原子序数递增的顺序是

化学《元素及元素周期表》优质教案、教学设计

【教学设计】第二单元第四节 元素及元素周期表(第二课时) 一、学习目标: 1. 知道元素的简单分类;元素符号所表示的意义;会正确书写元素符号并记住常见的元素符号。 2. 知道元素周期表的结构;能根据原子序数在元素周期表中找到指定元素和有关该元素的一些其它的信息。 二、学习过程: (一)、知识链接: 1、构成物质的基本粒子有、、。 如水是构成的,汞是由构成的,氯化钠是由构成的。 2、决定元素种类的是原子的数,钠原子和钠离子是否属于同种元素?。为什么?。元素:具有相同(即)的一类原子总称。 (二)、温故知新: 1、下列说法有没有错误?将错误的说法加以改正 ⑴水是由一个氧元素和两个氢元素组成的。 ⑵二氧化硫中有硫和氧两个元素。 ⑶水是由氢原子和氧原子构成的. ⑷水分子是由氢元素和氧元素组成的 ⑸一个水分子是由2 个氢原子和1 个氧原子构成的 2、填上合适的元素:

⑴地壳中含量最多的元素是: ⑵地壳中含量最多的非金属元素 ⑶地壳中含量最多的金属元素 ⑷生物细胞中含量最多的元素 3、联系生活:小华用凉开水养鱼,不久鱼全死了,下列哪个是合理的解释 A、凉开水中几乎不含氧元素 B、凉开水中几乎不含氧原子 C、凉开水中几乎不含水分子 D、凉开水中几乎不含氧气 4、5 题见课件。 (三)、自主学习与探究: 阅读课本46-47 页,完成自主学习知识点一、二。 知识点一:元素的种类 1. 稀有气体: 2. 金属元素: 3. 非金属元素:. 知识点二:元素的表示---国际通用(元素符号) 1. 为什么要使用元素符号? 2. 元素符号的读法: 3 .元素符号的书写: (1)由一个字母表示的元素: (2)由两个字母表示的元素: 4.元素符号的意义

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

元素周期表中各元素名称及性质

— / [ *

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)

元素周期表发现简介

元素周期表的发展 作者: (兰州城市学院化学与环境科学学院,甘肃兰州 730070) 摘要:本文通过讨论元素周期表的发展历史,介绍了随着科学的发展及认识的不断深化人们研制出许多种类型的元素周期表,通过对元素周期表进行了详细的解读,让人们更好的了解化学这门学科的发展历史。关键词:元素周期表;门捷列夫,元素 元素周期表的发展史含有丰富的化学史资源,“化学史是了解化学史上重大事件和重要人物,以及重要化学概念的形成、法则和原理的提出、化学理论的建立的重要途径”[1]。本文就通过讲述元素周期表的几个发展阶段介绍了有关元素周期表的内容。元素周期表是元素周期律的具体表现形式,随着科学的发展及认识的不断深化人们研制出许多种类型的元素周期表,使其进一步趋于合理化和科学化。 1 元素周期表的历史发展 1661年波义再提出元素的科学概念,化学确立为一门科学。随着采矿,冶金,化工等工业的发展,人们对元素的认识也逐渐丰富起来,到了十九世纪后半叶,已经发现了六十余种元素,这是为找寻元素问的规律提供了条件。1869年,俄国化学家捷列夫在总结前人经验的基础上发现著名的化学元素周期律,这是自然界中重要的规律之一。有了周期律,人们对元索性质变化的内在规律性有了比较系统的认识。门捷列夫根据他发现的元素周期律,把元素按原子量的大小排列起来;构成图表的形式,这就是第一比重元素周期表。门捷列夫还根据元素周期律正确的修改了铍,铟等七种元素的原子量,并预言了当时尚未发现的原子量为44(Sc ),68(Ga )和72 (G )等元素的存在和性质。1875至1886年之间,科学家在自然界发现了这3种素。这

无疑使门捷列夫成名垂青史的化学家。值得一提的是,德国化学家Meyer于1870年也独立作出了几乎相同于门捷列夫周期律的观点的结论。 从19世纪末20世纪初人们又发现了许多新元素,于是对门捷列夫周期表进行了一定的调整,最明显的是增加了一个竖行(族),即稀有气体,并以镧系元素系列取代了Ba和之间的一种元素2O世纪初元素总数已增85,在之后的25年中,又发现了铀等超重元素。后来,核裂变反应的实现导致了更多的超元素的发现。1964—1968年,苏联科学家首先合成了104号和105号元素,并在此基础上[2],合在了106号元素。20世纪80年代初,德国人合成了107,108,109等3种元素。1994年,德国研究中心首次合成1l0号元素,1个月之后,苏联和美国的科学家一道合成了110号元素的原子量为273的同位素。通过对110号元素进行分析,发现其性质与Ni,Pd,Pt相似,这有力地证明了目前元素周期表排列的科学家。1996年德国GSI实验室合成并确证了111和112号元素。上述新元素的合成都得益于元素周期表,又丰富和发展了元素周期表。 2.1、元素周期表的演化 2.1.1尚古多的“螺旋图” 1862年,法国矿物学教授尚古多创作了“螺旋图”。元素按原子量的大小围绕着圆柱体进行排布,让性质相似的元素排布在同一条垂线上,如Li—Na—K、Cl—Br—I等,由此提出元素的性质有周期性变化的规律。 由于原子量差值为16的元素之间的性质并非都类似,而且原子

化学元素周期表变化规律

主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小(0族除外) 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强;非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性

元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 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。 注意:原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆,其原子半径合乎规律地增加,这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪,尽管也增加了一个电子层,但半径反而减小了,这是与它们对应的前一族元素是钇至镧,原子半径也合乎规律地增加(电子层数增加)。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素,由于电子层数没有改变,随着有效核电荷数略有增加,原子半径依次收缩,这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响,出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 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 (3) 所有单质都显零价 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 4 元素的金属性与非金属性 (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。 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。 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。 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,其氧化物的阳离子氧化性越弱;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

元素及元素周期表练习题

元素及元素周期表 一.选择题: 1.地壳中含量最多的金属元素是 ( ) A .氧 B .硅 C .铝 D .铁 2.决定元素种类的是 ( ) A .质子数 B .电子数 C .中子数 D .核外电子数 3.下列化学符号中数字表示的意义正确的是 ( ) A .CO 2:“2”表示一个二氧化碳分子含有两个氧原子 B .2Na :“2”表示两个钠元素 C . :“+2”表示镁离子带有两个单位正电荷 D .S 2- :“2–”表示硫元素的化合价为负二价 4.某粒子的结构示意图如图所示,对该粒子的说法错误的是( ) A .核电荷数为12 B .核外有3个电子层 C .带12个单位正电荷 D .在化学反应中,易失去最外层上的2个电子 5.根据右图提供的信息,下列说法正确的是( ) A .钠原子最外层有11个电子 B .钠的相对原子质量是22.99g C .钠属于非金属元素 D .钠的原子序数为11 6.生活中常接触到“加碘食盐”、“高钙牛奶”,其中的“碘”和“”应理解为( ) A.单质 B.分子 C.元素 D.原子 7.最近,“镉大米”成为公众关注的热点问题之一。据了解,含镉的大米对人的肝肾损害比较大。镉(Cd)的原子序数为48,中子数为64,下列说法错误的是( ) A 、镉原子的质子数为48 B 、镉原子的相对原子质量为112g C 、镉是金属元素 D 、镉原子的核外电子数为48 8.正确读写化学符号是学好化学的基础。铝元素符号书写正确的是( ) A.AL B.al C.aL D.Al 9.硒被誉为“抗癌大王”。根据右图提供的硒的有关信息,下列说法中,正确的是 ( ) A .硒属于金属元素 B .硒的原子序数是34 C .硒的原子结构示意图中x=4 D .硒的相对原子质量是78.96 g Mg +2

中考化学考点全解考点九元素符及元素周期表

中考化学考点全解考点九元素符及元素周期表 文档编制序号:[KK8UY-LL9IO69-TTO6M3-MTOL89-FTT688]

元素符号及元素周期表元素符号的写法: ①由一个字母表示的元素符号要大写,如 :H、C、 S、P,K。 ②由两个字母表示的元素符号,第一个字母要大写,第二个字母要小写(即“一大二小”)。如:Na、Mg、 Ca、Zn、Si。 元素周期表的结构: ①每一横行(周期):元素周期表每一横行叫做一个周期.共有7个横行,即7个周期。每个周期开头是金属元素(第一周期除外),靠近尾部是非金属元素,结尾的是稀有气体元素。同一周期元素的原子具有相同的电子层数。 ②每一纵行(族):元素周期表共有18个纵行,每一个纵行叫做一个族(第8,9,10三个纵行共同组成一个族),共有16个族。 ③每一格:在元素周期表中,每一种元素均占据一格。对于每一格,均包含元素的原子序数、元素符号、元素名称、相对原了质量等内容,如下图所示: 元素符号和化学式的关系: 化学用语元素符号化学式 易错考点

例题解析 例题1:近阶段多家媒体报道:云南铬污染和问题胶囊铬超标影响甚广.有关铬元素在元素周期表中的位置如图所示.从图中获取的信息正确的是()A.该元素为非金属元素 B.该元素在地壳中的含量为52.00% C.该元素的原子序数为52

D.该元素的原子核外有24个电子 答案:D 解析:A、根据化学元素汉字名称的偏旁可辨别元素的种类,金属元素名称一般有“金”字旁;因此该元素属于金属元素,故A正确; B、根据元素周期表中的信息,52.00是该元素的相对原子质量,而不是该元素在地壳中含量.故B错误; C、根据元素周期表中的信息可知,该元素原子的原子序数为24,故C错误; D、根据元素周期表中的信息可知,铬元素的原子序数=质子数=核外电子数,铬元素的原子核外有24个电子,故D正确. 例题2:下列符号中,既能表示一种元素,又能表示该元素的一个原子,还能表示由该元素组成的单质的是() A、H 2 B.N C.Fe D.CO 2 答案:C 解析:由原子构成的物质,元素既能表示一种元素,又能表示该元素的一个原子,还能表示由该元素组成的单质 课后练习 1、如图为元素周期表的一部分.下列说法不正确的是() A.钠、镁、铝三种原子的电子层都有3个层 B.氢、锂、钠三种原子的最外层都有1个电子

化学元素周期表的发现与发展

化学元素周期表的发现与发展 摘要:化学元素周期表是人类研究化学的一个里程碑,揭示了化学元素间的内在联系。在元素周期律的指导下,利用元素之间的一些规律性知识来分类学习物质的性质,就使化学学习和研究变得有规律可循。现在,化学家们已经能利用各种先进的仪器和分析技术对化学世界进行微观的探索,并正在探索利用纳米技术制造出具有特定功能的产品,使化学在材料、能源、环境和生命科学等研究上发挥越来越重要的作用。 关键字:本文就化学元素周期表的起源,归路,意义,以及发展历史等角度全面的了解 化学元素周期表。这个化学史上重要的成就,同时帮助我们更好的学习化学,理解化学元素的本质联系。 1.起源简介 化学元素周期表现代化学的元素周期律是1869年俄国化学家德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫首创的(周期表中101位元素“钔”由此而来)。门捷列夫将元素按照相对原子质量由大到小依次排列,并将化学性质相近的元素放在一个纵列,制出了第一张元素周期表,揭示了化学元素间的内在联系,使其构成了一个完整的体系,成为化学发展史上的重要里程碑之一。1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线,发现原子序数越大,X射线的频率就越高,因此他认为原子核的正电荷决定了元素的化学性质,并把元素依照核内正电荷(即质子数或原子序数)排列,经过多年 元素周期表修订后才成为当代的周期表。常见的元素周期表为长式元素周期表。在长式元素周期表中,元素是以元素的原子序数排列,最小的排行最先。表中一横行称为一个周期,一纵列称为一个族,最后有两个系。除长式元素周期表外,常见的还有短式元素周期表,螺旋元素周期表,三角元素周期表等。 道尔顿提出科学原子论后,随着各种元素的相对原子质量的数据日益精确和原子价(化合价)概念的提出,就使元素相对原子质量与性质(包括化合价)之间的联系显露出来。德国化学家德贝莱纳就提出了“三元素组”观点。他把当时已知的54种元素中的15种,分成5组,每组的三种元素性质相似,而且中间元素的相对原子质量等于较轻和较重的两个元素相对原子质量之和的一半。例如钙、锶、钡,性质相似,锶的相对原子质量大约是钙和钡的相对原子

必修一化学方程式 元素周期表规律

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). 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:随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化. 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. 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. 具有同样价电子构型的原子,理论上得或失电子的趋势是相同的,这就是同一族元素性质相近的原因. 以上规律不适用于稀有气体.

门捷列夫的发现与现代的元素周期表的不同

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。 门捷列夫通过顽强努力的探索,于1869年2月先后发表了关于元素周期律的图表和论文。在论文中,他指出: (1)按照原子量大小排列起来的元素,在性质上呈现明显的周期性。 (2)原子量的大小决定元素的特征。 (3)应该预料到许多未知元素的发现,例如类似铝和硅的,原子量位于65 一75之间的元素。 (4)当我们知道了某些元素的同类元素后,有时可以修正该元素的原子量。这就是门捷列夫提出的周期律的最初内容。 门捷列夫深信自己的工作很重要,经过继续努力,1871年他发表了关于周期律的新的论文。文中他果断地修正了1869年发表的元素周期表。例如在前一表中,性质类似的各族是横排,周期是竖排;而在新表中,族是竖排,周期是横排,这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。同时他将那些当时性质尚不够明确的元素集中在表格的右边,形成了各族元素的副族。在前表中,为尚未发现的元素留下4个空格,而新表中则留下了6个空格。由此可见,门捷列夫的研究有了重要的进展。 经受实践的验证 实践是检验真理的唯一标准。门捷列夫发现的元素周期律是否能站住脚,必须看它能否解决化学中的一些实际问题。门捷列夫以他的周期律为依据,大胆指出某些元素公认的原子量是不准确的,应重新测定,例如当时公认金的原子量为169.2,因此,在周期表中,金应排在饿。铱、铂(当时认为它们的原子量分别是198.6,196.7,196.7)的前面。而门捷列夫认为金在周期表中应排在这些元素的后面,所以它们的原子量应重新测定。重新测定的结果是:饿为190.9,铱为193.1,铂为195,2,金为197.2。实验证明了门捷列夫的意见是对的。又例如,当时铀公认的原子量是116,是三价元素。门捷列夫则根据铀的氧化物与铬、铂、钨的氧化物性质相似,认为它们应属于一族,因此铀应为六价,原子量约为240。经测定,铀的原子量为238.07。再次证明门捷列夫的判断正确。基于同样的道理,门捷列夫还修正了铟、镧、钇、铒、铈、的原子量。事实验证了周期律的正确性。 根据元素周期律,门捷列夫还预言了一些当时尚未发现的元素的存在和它们的性质。他的预言与尔后实践的结果取得了惊人的一致。1875年法国化学家布瓦博德朗在分析比里牛斯山的闪锌矿时发现一种新元素,他命名为镓,并把测得的

元素周期表中的几个规律

河北省宣化县第一中学栾春武 一、电子排布规律 最外层电子数为或地原子可以是族、Ⅱ族或副族元素地原子;最外层电子数是~地原子一定是主族元素地原子,且最外层电子数等于主族地族序数.文档来自于网络搜索 二、序数差规律 ()同周期相邻主族元素地“序数差”规律 ①除第Ⅱ族和第Ⅲ族外,其余同周期相邻元素序数差为. ②同周期第Ⅱ族和第Ⅲ族为相邻元素,其原子序数差为:第二、第三周期相差,第四、第五周期相差,第六、第七周期相差.文档来自于网络搜索 ()同主族相邻元素地“序数差”规律 ①第二、第三周期地同族元素原子序数相差. ②第三、第四周期地同族元素原子序数相差有两种情况:第族和第Ⅱ族相差,其它族相差. ③第四、第五周期地同族元素原子序数相差. ④第五、第六周期地同族元素原子序数镧系之前相差,镧系之后相差. ⑤第六、第七周期地同族元素原子序数相差. 三、奇偶差规律 元素地原子序数与该元素在周期表中地族序数和该元素地主要化合价地奇偶性一致.若原子序数为奇数时,主族族序数、元素地主要化合价均为奇数,反之则均为偶数(但要除去元素,它有多种价态,元素也有).零族元素地原子序数为偶数,其化合价视为.文档来自于网络搜索 四、元素金属性、非金属性地强弱规律 ()金属性(原子失电子)强弱比较 ①在金属活动性顺序中位置越靠前,金属性越强. ②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强. ③单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强.

④最高价氧化物对应地水化物碱性越强,金属性越强. ⑤若→,则比地金属性强. ()非金属性(原子得电子)强弱比较 ①与化合越容易,气态氢化物越稳定,非金属性越强. ②单质氧化性越强,阴离子还原性越弱,非金属性越强. ③最高价氧化物对应地水化物酸性越强,非金属性越强. ④若-→-,则比地非金属性越强. 需要补充地是,除了这些常规地判据之外,还有一些间接地判断方法:如在构成原电池时,一般来说,负极金属地金属性更强.还可以根据电解时,在阳极或阴极上放电地先后顺序来判断等.文档来自于网络搜索 需要注意地是,利用原电池比较元素金属性时,不要忽视介质对电极反应地影响.如--溶液构成原电池时,为负极,为正极;--(浓)构成原电池时,为负极,为正极.文档来自于网络搜索 五、元素周期表中地一些特点 ()短周期只包括前三个周期. ()主族中只有第Ⅱ族元素全部为金属元素. ()族元素不等同于碱金属元素,因为元素不属于碱金属元素. ()元素周期表第列是族,不是Ⅷ族,第、、列是第Ⅷ族,不是Ⅷ族. ()长周期不一定是种元素,第六周期就有种元素. 六、短周期元素原子结构地特殊性 ()原子核中无中子地原子:. ()最外层只有一个电子地元素:、、. ()最外层有两个电子地元素:、、. ()最外层电子数等于此外层电子数地元素:、.

高中化学元素周期表和元素题型归纳

元素周期律和元素周期表习题 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 ①、主族(ⅠA ~ⅦA 共7个) 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。 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 Na +>Mg 2+>Al 3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe 2+>Fe 3+ ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应 (1)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 (2)周期序数=核外电子层数 (3)主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数(F 无正价,O 一般也无正价) (4)非金属元素:|最高正价数|+|负价数|=8 巩固练习 元素的金属性 或非金属性强 弱的判断依据 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

元素周期表的发现

一、元素周期表发现史 在化学教科书中,都附有一张“元素周期表”。这张表揭示了物质世界的秘密,把一些看来似乎互不相关的元素统一起来,组成了一个完整的自然体系。它的发明,是近代化学史上的一个创举,对于促进化学的发展,起了巨大的作用。看到这张表,人们便会想到它的最早发明者——门捷列夫。 德米特里·伊万诺维奇·门捷列夫生于一八三四年二月七日俄国西伯利亚的托波尔斯克市。这个时代,正是欧洲资本主义迅速发展时期。生产的飞速发展,不断地对科学技术提出新的要求。化学也同其它科学一样,取得了惊人的进展。门捷列夫正是在这样一个时代,诞生到人间。门捷列夫从小就热爱劳动,热爱学习。他认为只有劳动,才能使人们得到快乐、美满的生活;只有学习,才能使人变得聪明。 门捷列夫在学校读书的时候,一位很有名的化学教师,经常给他们讲课。热情地向他们介绍当时由英国科学家道尔顿始创的新原子论。由于道尔顿新原子学说的问世,促进了化学的发展速度,一个一个的新元素被发现了。化学这一门科学正激动着人们的心。这位教师的讲授,使门捷列夫的思想更加开阔了,决心为化学这门科学献出一生。 门捷列夫在大学学习期间,表现出了坚韧、忘我的超人精神。疾病折磨着门捷列夫,由于丧失了无数血液,他一天一天的消瘦和苍白了。可是,在他贫血的手里总是握着一本化学教科书。那里面当时有很多没有弄明白的问题,缠绕着他的头脑,似乎在召呼他快去探索。他在用生命的代价,在科学的道路上攀登着。他说,我这样做“不是为了自己的光荣,而是为了俄国名字的光荣。”——过了一段时间以后,门捷列夫并没有死去,反而一天天好起来了。最后,才知道是医生诊断的错误,而他得的不过是气管出血症罢了。 由于门捷列夫学习刻苦和在学习期间进行了一些创造性的研究工作,一八五五年,他以优异成绩从学院毕业。毕业后,他先后到过辛菲罗波尔、敖德萨担任中学教师。这期间,他一边教书,一边在极其简陋的条件下进行研究,写出了《论比容》的论文。文中指出了根据比容进行化合物的自然分组的途径。一八五七年一月,他被批准为彼得堡大学化学教研室副教授,当时年仅二十三岁。 攀登科学高峰的路,是一条艰苦而又曲折的路。门捷列夫在这条路上,也是吃尽了苦头。当他担任化学副教授以后,负责讲授《化学基础》课。在理论化学里应该指出自然界到底有多少元素?元素之间有什么异同和存在什么内部联系?新的元素应该怎样去发现?这些问题,当时的化学界正处在探索阶段。近五十多年来,各国的化学家们,为了打开这秘密的大门,进行了顽强的努力。虽然有些化学家如德贝莱纳和纽兰兹在一定深度和不同角度客观地

元素周期表变化规律

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。 注意:原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆,其原子半径合乎规律地增加,这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪,尽管也增加了一个电子层,但半径反而减小了,这是与它们对应的前一族元素是钇至镧,原子半径也合乎规律地增加(电子层数增加)。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素,由于电子层数没有改变,随着有效核电荷数略有增加,原子半径依次收缩,这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响,出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2元素变化规律 (1)除第一周期外,其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素,最后以稀有气体元素结束。 (2)每一族的元素的化学性质相似 3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 (3) 所有单质都显零价 4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 5元素的金属性与非金属性 (1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加,原子越容易得电子,从左到右金属性递减,非金属性递增; (2)同一主族元素最外层电子数相同,因此随着电子层数的增加,原子越容易失电子,从上到下金属性递增,非金属性递减。 6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。 7 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。 8、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。

物质结构及元素周期表

物质结构及元素周期表 为您服务的教育网络 主题一材料结构和元素周期表 一、审查考试地点 1.考试网站网络建设 (1)元素“位-结构-单位”之间的关系 (2)。推断元素的名称或位置是本节中常见的问题之一。其方法可以大致概括如下: 2.检查现场解释: 测试地点1:同一时期、同一主体群体性质变化的逻辑衍生关系1。相同周期和相同主族元素性质变化规律性质原子半径电子层结构电子损失能力获得电子能力金属非金属主价最高价氧化物酸相应水合物碱性非金属气态氢化物形成困难稳定性相同周期(从左到右)具有相同数量电子层的最外层电子的数量逐渐减少,最外层电子的数量逐渐减少,最外层电子的数量逐渐增加,最外层电子的数量逐渐减少,最外层电子的数量逐渐减少,最外层电子的数量逐渐增加,最外层电子的数量逐渐增加,最大正价(+1→+7)非金属负价=-(8族序数)酸度逐渐增加,最外层电子的数量XK碱度 随着主族(自上而下)电子层数的逐渐增加,最外层电子的数量也在逐渐增加,逐渐减少,逐渐增加,逐渐减少,逐渐减少,逐渐减少,最高正价=族序数(除O,F外)非金属负价=-(8-族序数)酸度逐渐减少,碱度逐渐增加,形成从难到易的稳定性逐渐增加,形成从易到难的稳

定性逐渐减少2。元素周期表中的“三角形”变化规律 如果元素a、b和c位于元素周期表中图5-1所示的位置,所有相关的性质都可以顺利释放。 1 为您服务的教育网络 订单(但D不能参与安排)。(1)原子半径:碳>氮>硼;(2)金属度:碳>碳>硼;(3)非金属:硼>碳>碳3。元素周期表(1)中的相似性规则与主族元素的性质相似(因为最外面的电子是相同的);⑵元素周期表中对角线位置(如2中的A、D位置)的元素具有相似的性质,如锂和镁、铍和铝、硼和硅等。 (3)相邻元素的性质差别不大。 测试点2元素周期定律的普通次定律 1.最外层电子数大于或等于3且小于8的元素必须是主族元素;最外层电子数为1或2的元素可以是主族、次族或0族(he)元素;最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(氦除外)。 2.在元素周期表中,IIA族和IIA族元素的原子数有三种不同:①1-3周期(短周期)1元素的原子数不同;(2)第4和第5周期之间的差异为11;③第6和第7周期的差异为25。 3.在每个周期中排列的元素类型满足以下规则:如果n是周期序数,那么在奇数周期中它是(n?1)222(n?2)物种,物种处于偶数周期。2 4.在元素周期表中,除了第八族元素外,具有奇数(或偶数)原子序数的元素,元素所在的族的序数和主价也是奇数(或偶数)。

元素周期表中的递变规律

元素周期表中的递变规律 同周期(左右)同主族(上下) 结构电子层结 构 电子层数相同递增 最外层电子数递增(18或2)相同(族序数)原子核内的质子数递增递增 性质原子半径 递减(除稀有气体元 素) 递增主要化合价 +1+7 —4—1 相似 元素原子失电子能力减弱增强元素原子得电子能力增强减弱 性质应用最高价氧 化物对应 水化物 酸性增强减弱 碱性减弱增强 非金属气 态氢化物 形成难易难易易难 稳定性增强减弱 金属单质与水或酸置换出氢气的难易 程度 变难变容易 短周期元素推断题记忆常见“题眼” (1)位置与结构 a.周期序数等于族序数两倍的短周期的元素是Li。 b.最高正价数等于最低负价绝对值三倍的短周期元素是S。 c.次外层电子数等于最外层电子数四倍的短周期元素是Mg。 d.次外层电子数等于最外层电子数八倍的短周期元素是Na。 e.族序数与周期数相等的短周期元素是H、Be、Al;族序数是周期数两倍的短周期元素是C、S;族序数是周期数三倍的短周期元素是O。 f.只由质子和电子构成的元素原子是H()。 (2)含量与物理性质

a.地壳中质量分数最大的元素是O,其次是Si。 b.地壳中质量分数最大的金属元素是Al。 c.氢化物中氢元素百分含量最高的元素是C。 d.其单质为天然物质中硬度最大的元素是C。 e.其气态氢化物最易溶于水的元素是N。在常温、常压下,1体积水溶解700体积NH 3 。 f.其气态氢化物沸点最高的非金属元素是O。 g.常温下,其单质是有色气体的元素是F、Cl。 h.所形成的化合物种类最多的元素是C。 i.在空气中,其最高价氧化物的含量增加会导致“温室效应”的元素是C。 j.其单质是最易液化的气体的元素是Cl。 k.其单质是最轻的金属元素的是Li。 l.其最高价氧化物的水化物酸性最强的元素是Cl。 m.常温下其单质呈液态的非金属元素是Br。 (3)化学性质与用途 a.单质与水反应最剧烈的非金属元素是F。 b.其气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的是N。NH 3+HNO 3 =NH 4 NO 3 。 c.常温下其气态氢化物与其最低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是S。2H2S+SO2=3S+2H2O。 d.在空气中,其一种同素异形体易在空气中自燃的元素是P。 e.其气态氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F。 f.其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O。臭氧(O 3 )层被称为人类和生物的保护伞。 g.能与强碱溶液作用的单质有:Al、Cl 2 、Si、S等。 常见元素化合价的一般规律 (1)金属元素无负价。因为金属元素最外层电子数目少,易失去电子变为稳定结构,故金属元素无负价,除零价外,在反应中只显正价。 (2)氟无正价,氧有正价但无最高正价。氟、氧得电子能力特别强,尤其是氟元素,只能夺取电子而成为稳定结构,除零价外,只显负价。氧只跟氟结合时,才显正价,如在OF2中氧呈+2价。 (3)在1~20号元素中,除O、F外,元素的最高正价等于最外层电子数;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。 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素;所有元素都有零价。 (4)除个别元素外(如氮元素),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,即序奇价奇,序偶价偶。 若原子的最外层电子数为奇数(m),则元素的正常化合价为一系列连续的奇数,从+1 到+m,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物是不成盐氧化物,例如NO 2 、NO;若原子 的最外层电子数为偶数,从—2价到+m。例如:Na 2S、SO 2 、H 2 SO 4 。 离子化合物与共价化合物的判断 (1)根据化合物类别判断 ①强碱、盐、大多数碱性氧化物属离子化合物; ②非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、有机化合物属共价化合物。

相关文档
最新文档