化学5.3元素基本性质的周期性
无机化学元素周期表的基本规律
无机化学元素周期表的基本规律无机化学是研究无机物质及其性质、结构、合成和反应的学科。
在无机化学中，元素周期表是一种重要且经典的工具，用于组织和分类元素，以揭示元素之间的周期性规律。
元素周期表的基本规律包括周期规律、族规律和原子结构规律。
首先，元素周期表的周期规律是指元素的性质和特征随着元素原子序数的增加而周期性地变化。
经过数十年的研究和探索，科学家们发现了周期规律的一些重要特征。
首先，元素的原子半径和离子半径随着核电荷的增加而减小，但在周期表的同一周期中，随着原子序数的增加，电子层级也增加，导致电子云扩展，使得原子半径和离子半径增加。
其次，原子的电离能和电负性也表现出周期性变化的趋势。
在周期表的同一周期中，随着原子序数的增加，电离能和电负性逐渐增加。
这是因为随着原子核电荷的增加，内层电子屏蔽效应减弱，而外层电子的吸引力增强，使得电离能和电负性增加。
此外，周期表中还存在着原子半径、离子半径、电离能和电负性之间的相关关系。
其次，元素周期表的族规律是指元素根据其化学性质可以分为不同的族。
族是指具有相似化学性质和相似电子构型的元素的组合。
元素周期表中的族包括主族元素和过渡金属。
主族元素位于周期表的左侧和右侧，具有明显的族规律。
它们的电子构型以ns^1, ns^2, np^1, np^2...为特征。
在同一族中，地壳含量、离子半径、容量性电池电压和化合价等性质往往具有相似的变化趋势。
过渡金属则位于周期表的中间，其性质随着元素的原子序数的增加而变化，但没有明显的周期性。
最后，元素周期表的基本规律也涉及到元素的原子结构规律。
根据量子力学理论，元素的能级分布和电子填充遵循一定的规则。
元素周期表中每个周期代表一个能级，而每个能级可以容纳一定数量的电子。
根据泡利不相容原理，每个能级上的电子都具有唯一的四个量子数，即主量子数、角量子数、磁量子数和自旋量子数。
按照电子填充顺序的规则，元素的原子结构可以用电子组态表示。
综上所述，无机化学元素周期表的基本规律包括周期规律、族规律和原子结构规律。
《无机化学》—课程标准
《无机化学》课程标准一、课程的性质与任务无机化学课程是高等职业教育工业分析与检验、石油化工生产技术、环境保护与监测、精细化工、材料工程技术等化工类专业及相关专业基本素质模块中的职业素质板块课，是学生在具备必要的数学、物理、中学化学等基础知识之后必修的专业基础课。
无机化学课程的任务是：使学生在高中化学知识的基础上，进一步学习化学基础理论、基本知识，掌握化学反应的一般规律和基本化学计算方法；加强化学反应现象的理解；培养学生树立爱国主义和辩证唯物主义世界观；培养学生分析问题和解决问题的能力并为后续课程的学习、职业资格证书的考取及从事化工技术工作打下比较巩固的基础。
二、课程内容第一部分绪论1．教学目标（1）了解无机化学的研究对象；（2）了解化学在国民经济和日常生活中的作用；（3）掌握无机化学课程的任务和学习方法。
2．教学内容（1）无机化学的研究对象；（2）化学在国民经济及日常生活中的作用；（3）无机化学课程的任务和学习方法。
3．教学重点无机化学的学习方法。
4．教学难点学习观念的转变。
5．教学建议借助教学课件互动或通过问题解决思路来展示学习要求，建立新的学习观念。
第二部分化学基本概念和理想气体定律（一）教学目标1．知识目标（1）掌握物质的量、摩尔质量、物质的量浓度、气体摩尔体积等基本概念；（2）掌握反应热效应和热化学方程式的表示方法；（3）掌握理想气体状态方程、分压定律、分体积定律。
2．能力目标（1）能准确运用物质的量、摩尔质量、物质的量浓度、气体摩尔体积等基本概念进行相关计算；（2）能正确书写热化学方程式；（3）会应用理想气体状态方程、分压定律、分体积定律进行有关计算。
（二）教学内容1．化学基本概念：物质的量，摩尔质量，气体标准摩尔体积，物质的量浓度。
2．关于物质的量浓度的计算：溶质的质量或浓度的计算，质量分数与物质的量浓度的换算，溶液的稀释。
3．热化学方程式：热化学方程式的表示，热化学方程式的书写注意事项。
元素基本性质的周期性
只有当 时，对称性较高的半充满和全充满时，②占主导地位。
短周期：
从Na —— Cl, 7个元素，r下降了55 pm,相邻元素之间，平均下降值为55/6 = 9.16pm. (Ar为范德华半径，所以比较大）
长周期：
从Sc —— Ni, 8个元素，r下降了29 pm,相邻元素之间，平均下降值为29/7 = 4.14pm. (Cu, Zn, Ga为 结构，对外层电子斥力大，对核的屏蔽作用强，所以r不但没减小，反而有所增加。同样，Kr为范德华半径，所以比较大).
3)范德华半径:单原子分子(He, Ne等),原子间靠范德华力,即分子间作用力结合(未成键),在低温高压下形成晶体,核间距的一半为范德华半径。
2.原子半径在周期表中的变化规律
1)同周期中,从左——向右，分两个方面看:
①Z —增大，对电子吸引力增大，r —减小，
②Z —增大，电子增加，之间排斥力增大，r —增大。
首先,要明确:失去电子后, Z*增加, r减小,核对电子引力大,更不易失去电子,所以有: I1< I2< I3< I4….,即电离能逐级加大.
Li: I2/I1= 14.02倍,增大14倍,不易生成+2价离子,所以Li+容易形成
Be: I2/I1= 1.95倍, I3/I2= 8.45倍,所以Be2+容易形成.
注意:这是分子活泼性的比较,而不是原子活泼性的比较.首先看键能:
再看电子亲合能：
所以：
综合考虑: H5< H6, ,即氟的反应比氯的相应反应释放的能量大,所以, F2比Cl2更容易得到电子.
四电负性
电离能I:表示元素原子形成正离子的能力大小;
化学元素的周期
化学元素的周期化学元素是组成物质的基本单位，它们按照一定的规律排列在元素周期表中。
这个周期表准确地展示了元素的特性及其在化学反应中的行为。
本文将探讨化学元素的周期以及在元素周期表中的组织。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表是由化学元素按照一定规律排列而成的表格。
表格的横向行称为周期，纵向列称为族。
每一个元素都有自己的原子序数，原子序数按照从小到大的顺序排列在周期表中。
同时，元素周期表还根据元素的化学性质划分为不同的区域，如金属、非金属和过渡金属区域等。
2. 周期表中的周期性规律化学元素按照原子序数的增大顺序排列在元素周期表中，这种排列方式使得元素的特性出现周期性变化。
以下是一些周期性规律的例子：2.1 原子半径的周期性变化元素周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小，而在同一周期中，从上到下，原子半径逐渐增大。
这是因为原子核的正电荷随着原子核的层数增加而增加，吸引外层电子的能力增加，导致原子半径减小。
而在同一周期中，由于电子壳层的增加，层数增多，从而导致原子半径增大。
2.2 电离能的周期性变化电离能是指从一个原子或离子中去掉一个电子所需要的能量。
元素周期表中，从左到右，电离能逐渐增大，而在同一周期中，从上到下，电离能逐渐减小。
这是由于原子核的正电荷增加，使得外层电子与原子核之间的吸引力增强，导致电离能增大。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，从而降低了电离能。
2.3 电负性的周期性变化电负性是一个衡量原子吸引和保留电子的能力的指标。
在元素周期表中，从左到右，电负性逐渐增加，而在同一周期中，从上到下，电负性逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷增加，吸引和保留电子的能力增强，导致电负性增加。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，降低了电负性。
3. 元素周期表的应用元素周期表对于化学的研究和应用有着重要的意义。
它使得科学家能够更好地理解元素之间的相互作用，探索化学反应的规律。
元素的性质与周期规律
元素的性质与周期规律元素是构成物质的基本单位，在化学中起着至关重要的作用。
元素的性质通过它们的化学性质、物理性质以及相互作用的规律来描述。
而元素周期表的出现，更为我们理解元素的性质与周期规律提供了更为系统的框架和便利。
本文将探讨元素的性质与周期规律的相关概念、特点和意义。
1. 元素的性质元素的性质即其固有的特征，可以细分为化学性质和物理性质两个方面。
1.1 化学性质化学性质是指元素在化学反应中所表现出的特征。
包括元素的化学活性、反应性以及与其他物质发生反应时所产生的化学变化等。
例如，氧元素能够与大部分其他元素发生氧化反应，形成氧化物，并且具有很强的活性和化合性。
而金属元素常常能够与非金属元素发生电荷转移，形成离子化合物。
1.2 物理性质物理性质是指元素在物理过程中所表现出的各种特征。
包括元素的物态、密度、熔点、沸点、导电性、导热性等。
例如，铁元素是一种常见的金属，具有较高的密度和导电性，同时在适当条件下能够发生磁性现象。
2. 元素周期表元素周期表是对元素进行分类和排列的一种工具，是化学研究和教学中不可或缺的基础。
元素周期表将元素按照一定的规则排列，以反映元素的性质与周期规律。
2.1 周期性元素周期表中元素的排列是具有一定周期性的。
同一周期中的元素具有相似的化学性质，而不同周期中的元素则具有较大的差异。
这是因为元素周期表的排列是根据元素的电子结构进行的，从而周期性地反映了元素的化学性质的变化。
2.2 主族和过渡族元素元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡族元素。
主族元素位于周期表的左侧和右侧，具有较为明显的周期性和相似性。
过渡族元素位于周期表的中间，具有较为复杂的电子结构和化学性质。
2.3 周期表的分区元素周期表可根据元素的性质进行分区。
其中，A族元素是指主族元素，包括了典型金属、典型非金属和半金属元素；B族元素是指过渡族元素，包括了过渡金属和内过渡金属；C族元素是指碳族元素，包括了碳、硅等元素；N族元素是指氮族元素，包括了氮、磷等元素；O族元素是指氧族元素，包括了氧、硫等元素；H族元素是指氢族元素，包括了氢、铷等元素；以及D元素是指锕系元素。
元素的周期性与化合价
元素的周期性与化合价化学元素是组成物质的基本单位，而元素的周期性与化合价是化学元素特性的重要方面。
元素的周期性指的是元素在周期表中排列时，各种性质的周期性变化规律。
化合价则是指元素在化合物中所具有的价态，即元素与其他元素结合形成化合物时所表现出的电荷状态或正、负离子的数量。
一、元素的周期性在周期表中，元素按照原子序数的递增顺序排列。
元素的周期性主要体现在原子结构、原子半径、电子亲和能、电离能、电负性和金属性等方面。
下面将从这几个方面分析元素的周期性。
1. 原子结构原子结构决定了元素在其化合物中的化学性质。
例如，周期表的第一周期元素氢和第二周期元素锂、钠、钾等都只有一个外层电子，因此它们具有一价，易于与其他元素形成化合物。
2. 原子半径原子半径是指原子核至电子轨道最外层电子平均距离。
在周期表中，原子半径呈现出周期性变化。
一般来说，原子半径随着周期数的增加而减小，因为随着电子层的增加，电子间的屏蔽效应增强，导致外层电子与原子核之间的吸引力减弱。
3. 电子亲和能电子亲和能是指原子吸收一个电子形成单负离子时释放的能量。
电子亲和能反映了元素接受电子的能力，可以描述化合物中元素的化合价。
通常来说，具有较小电子亲和能的元素更倾向于失去电子，而具有较大电子亲和能的元素更倾向于获得电子。
4. 电离能电离能是指从一个原子中移走一个电子所需的能量。
电离能越大，元素失去电子的难度越大，因此元素的化合价也可能较高。
5. 电负性电负性是指原子吸引、共享电子对的能力。
电负性越大，元素越容易形成负离子。
例如，周期表中的氧、氮和氟等元素电负性较高，它们倾向于接受更多的电子，通常会以阴离子的形式存在。
6. 金属性金属性指元素的金属性质，一般来说，金属元素容易失去外层电子，形成正离子。
相反，非金属元素通常会接受更多的电子，形成负离子。
二、化合价化合价是描述元素在化合物中所表现出的电荷状态或正、负离子的数量。
元素的化合价是由元素的电子结构决定的。
初中化学元素周期表知识点归纳
初中化学元素周期表知识点归纳元素周期表是化学中非常重要的基础知识之一。
它以元素的原子序数递增的顺序排列了所有已知的化学元素，并根据元素的性质和特征进行了分类。
初中阶段学习周期表，主要是为了了解元素的基本性质、特征和分类，并能够运用这些知识解决一些元素相关的问题。
下面将对初中化学元素周期表的知识点进行系统归纳。
1. 元素周期表的组成元素周期表由横行和竖列组成。
横行称为周期，竖列称为族。
周期数（横行数）代表元素的能级，周期从上到下原子序数增加，核外电子数增加。
族号（竖列数）代表元素的价电子数，具有相同价电子数的元素在同一族中。
2. 周期系统的周期性元素周期表中的周期性是指元素性质和特征的周期性变化。
原子的核外电子排布规律对元素周期性起主导作用。
周期表中呈周期性变化的性质包括原子半径、电离能、电负性、金属和非金属特性等。
3. 周期表中的主要区域（1）主族元素：主族元素指周期表中1A到8A族的元素。
它们的最外层电子数从1个到8个递增。
主族元素的性质相似，常见的主族元素有氢、锂、钠、铜、银、氧、碳等。
（2）过渡族元素：过渡族元素是指周期表中3B到2B族的元素。
它们的最外层电子数从1个到10个不等。
过渡族元素的性质特殊，具有典型的过渡金属特点，如铁、铜、钼等。
（3）稀土族元素：稀土族元素是指周期表中镧系和锕系两行的元素。
稀土元素在一般条件下都是银白色金属，呈现出类似的化学性质，例如镧、铈、钆、铽等。
（4）其他元素区：周期表上面还有一些元素，如氢、碳、氧、氮等，它们不属于主族元素、过渡族元素和稀土族元素。
4. 元素周期表中的常见性质（1）原子半径：原子半径代表了原子的大小，一般来说，从上到下，周期表中的原子半径逐渐增加，而从左到右，原子半径逐渐减小。
（2）电离能：电离能是指从一个原子中去除最外层电子所需的能量。
电离能在周期表上呈现周期性变化，从左到右逐渐增加，从上到下逐渐减小。
（3）电负性：电负性是一个元素吸引和结合电子的能力。
成人高考化学知识点总结
成人高考化学知识点总结一、化学元素与化合物1.1 原子和分子在化学中，最基本的单位是原子。
原子是由质子、中子和电子组成的。
质子带正电，中子带中性，电子带负电。
原子核由质子和中子组成，而电子围绕着原子核运动。
原子中质子和电子的数量相等，因此原子是电中性的。
分子是由两个或多个原子通过一个或多个共享电子对结合而成的。
分子的后缀通常是-ide、-ate、-ite等。
1.2 元素周期表元素周期表是化学中一个重要的工具，它将元素按照原子序数排列，并将相似性质的元素放在同一列。
周期表中有7个周期，一共有18个组。
元素周期表中的每个元素都有一个原子符号，由元素的英文名首字母大写和第二个字母小写构成。
1.3 化学键化学键是原子之间的相互作用力，使原子结合形成化合物。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是由负离子与正离子之间的电力引力形成的。
共价键是共享电子对形成的，分为单共价键、双共价键和三共价键。
金属键是金属中相邻原子之间的键。
二、化学反应2.1 化学方程式化学方程式用化学符号和化学式表示化学反应的过程。
化学方程式分为平衡方程式和不平衡方程式。
平衡方程式中，反应物和生成物的摩尔数保持平衡。
2.2 摩尔摩尔是物质的量的单位，用符号mol表示。
1摩尔是指逻辑中的23个实体。
2.3 化学反应类型化学反应可分为合成反应、分解反应、置换反应、双替换反应和还原与氧化反应等。
合成反应是反应物生成一个化合物，分解反应是一个物质分解为两个或更多物质，置换反应是反应物中的原子被其他原子取代，双替换反应是两种化合物中原子的交换，还原与氧化反应是电子的转移。
三、化学计量与溶液3.1 摩尔质量摩尔质量是指物质质量与摩尔数的比值。
摩尔质量的单位是g/mol。
3.2 摩尔比例与化学计量化学计量是指按照摩尔比例计算反应物与生成物的质量。
化学计量中，反应物与生成物的摩尔比例称为化学方程式的摩尔比。
3.3 溶液的性质溶液是由溶剂和溶质组成的。
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5.3.2 原子半径
定义：在单质分子（晶体）中，相邻的原子核间 定义：在单质分子（晶体） 平均距离的一半。 平均距离的一半。 原子半径：共价半径、金属半径、 原子半径：共价半径、金属半径、范德华半径 原子的核间距可以通过晶体衍射或光谱等实验测定。 原子的核间距可以通过晶体衍射或光谱等实验测定。
原子半径在周期和族中的变化关系
（3）有效核电荷数在周期表中的变化规律 ）
元素基本性质在周期表中的变化规律
同一周期（从左——右 同一周期（从左——右） 主族：Z’=1-0.35=0.65 显著增加 主族： =1副族：d区 Z’=1-0.85=0.15 增加较少 =1副族： ds区 d10 屏蔽效应大, Z’增加极少 屏蔽效应大, Z’ f区 Z’=1.0-1.0=0 几乎不增加 =1.0同一族（从上——下） 同一族（从上——下 Z’增加极少 Z’增加极少
（2）屏蔽常数σ的确定 ）屏蔽常数σ
简化的斯莱脱法： 简化的斯莱脱法： 外层电子对内层电子： 计算Al原子中其余电子对一个 σ外=0 原子中其余电子对一个3p电子的 电子的σ及有效核电荷数 例 计算外层电子对内层电子： 原子中其余电子对一个 电子的 及有效核电荷数 Z = 13 1s 解： 13Al 同层电子之间： σn=0.35 =0.35（ =0.30） 同层电子之间： 22s22p63s23p1 （ σn1=0.30） 同层：2个3s电子 层电子： σ =0.85 同层：）层电子对n层电子×0.35=0.70 层电子对n σn=2× n-1 （n-1 个 电子 ： n-1层： 8个电子 σn-1=8×0.85=6.8 层 个电子 × 层电子对n层电子： （n-2）层电子对n层电子： σn-2=1.0 n-2层：2个电子 σn-2= 2×1.0=2.0 层 个电子 × σ 总=Σσ ∴ σ总=0.7+6.8+2.0=9.5 Z’ = 13 – 9.5 = 3.5
例如Cl 分子中， 例如 2分子中， Cl-Cl的核间距 的核间距 为198pm,氯原 氯原 子的共价半径 为99pm。 。
5.3.3 电离能、电子亲和能、电负性
元素的电负性（ ——元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力 元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力。 元素的电负性（X）——元素的原子在分子中吸引成键电子的相对能力。 1）元素的电负性是一个相对值， XF = 4.0 元素的电负性是一个相对值， 2）元素的电负性越大，该元素的非金属性越强，金属性越弱； 元素的电负性越大，该元素的非金属性越强，金属性越弱； 元素的电负性越小，该元素的非金属性越弱， 元素的电负性越小，该元素的非金属性越弱，金属性越强
第 5 章
原子结构和周期系
Atomic Structure And Periodic law
5.3 元素基本性质的周期性
5.3.1 有效核电荷数
（1）有效核电荷数与屏蔽效应 ）
Z’ = Z –σ σ——屏蔽常数 ——屏蔽常数
屏蔽效应：由于其余电子对某一个电子的排斥作 屏蔽效应： 用而抵消了一部分核电荷，从而引起有效核电荷 用而抵消了一部分核电荷， 降低，削弱了核电荷对该电子的吸引的现象。 降低，削弱了核电荷对该电子的吸引的现象。
原子半径的类型
金属半径： 金属半径：金属晶体中两个 最相邻近的金属原子之间的 核间距的一半为金属半径。 核间距的一半为金属半径。 共价半径：非金属元素常采 共价半径： 取单键共价半径， 取单键共价半径，它是以共 价单键结合的同种元素两原 子核间距的测定为依据。 子核间距的测定为依据。 范德华半径： 范德华半径：稀有气体的晶 体是由单原子分子构成的， 体是由单原子分子构成的， 原子间的作用力属于分子间 力又称范德华力。 力又称范德华力。所测得的 原子半径称为范德华半径。 原子半径称为范德华半径。
同一周期（从左——右 同一周期（从左——右） 主族：Z’增加，r减小， △r = 10pm 主族： 增加， 减小， 副族：d区 r递减缓慢，△r = 5pm 递减缓慢， 副族： 递减极少，
同一族（从上——下） 同一族（从上——下 n增大，Z’增加极少，r增加 增大， 增加极少， r变化不明显，略有增加 变化不明显， 特点：第五、六周期r 特点：第五、六周期r极为相近 镧系收缩） （镧系收缩）