元素的结合规律
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表的规律总结以《化学元素周期表的规律总结》为标题，本文将对化学元素周期表的规律进行综述性总结。
一、元素周期表的结构化学元素周期表是现代化学中重要的基本工具，也是学习和发现元素性质的最重要的手段之一。
化学元素周期表是按元素的原子序数对元素进行编排的一种构造，分为六排，每排又分为七组，是一个三维的结构。
每排的元素性质，有规则的变化。
每组元素的最外层电子排数相等，前五组为s、p、d、f、g，以此类推，形成“8-8-8”的结构。
二、元素周期表的规律1、周期定律：通过对比组内元素的某些性质，发现循环周期增加，这些性质变化的规律也随之而变化，形成“连续交替”现象。
2、元素排列规律：按照元素周期表的排布，原子序数从小到大，相邻元素之间性质有一定的变化规律，在同一个周期内电荷极性升高，从而可以以此确定元素的原子序数。
3、元素相似性质规律：元素周期表上的元素，在原子序数相同的情况下，性质也会大致相同，两两交替的元素的性质有如下的关系：电荷会比上一个元素的电荷增加1，原子体积比上一个元素减少，沸点会比上一个元素增加，熔点沿着周期横轴发生波动。
三、元素周期表的作用1、元素周期表可以对原子核结构、原子半径、离子解和化合价等元素性质直接起到概括汇总的作用，大大的提高了化学研究的效率，使我们更加清晰的认识化学元素的结构及性质，从而更好的研究化学反应。
2、化学元素周期表可以把元素根据某种规律排列，同一行元素相互比较，更为方便地发现它们之间的联系，比如确定元素的原子序数、确定多原子分子的分子结构。
四、结论化学元素周期表是我们进行化学研究实验时必不可少的工具，它可以把元素根据某种规律排列，研究元素的性质及结构，用于记忆元素的原子序数、元素的熔点、沸点等信息，从而使我们更加系统的理解元素的性质和结构。
通过学习化学元素周期表，还能更好的研究化学反应，更加清晰的认识原子结构，进而为我们未来的化学应用奠定基础。
元素的“位置、结构、性质”之间的关系规律及其应用
元素的原子结构、其在周期表中的位置及元素的性质 (位、构、
性)三者之间的关系可用下图表示：
应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意掌握以 下几个方面： 1．熟练掌握四个关系式 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数 主族元素的最高正价＝族序数(O、F除外) 最低负价＝主族序数－8
子数等于A、B原子核内的质子数之和，C原子最外层电子数是D
原子最外层电子数的4倍。试回答下列问题：
(1) 这四种元素分别是 A____________ ， B____________________ ，
C____________，D____________。
(2) 这四种元素中能形成的气态氢化物的稳定性由大到小的顺序 是________。 (3)A与B形成的三原子分子的化学式是__________________， B 与 D 形 成 的 原 子 个 数 之 比 为 1∶1 的 化 合 物 的 化 学 式 是 ______________。 (4)A元素的某氧化物与D元素的某氧化物反应生成单质的化学方
阳离子：Ca2＋、K＋
阴离子：P3－、S2－、Cl－、HS－。 (3)核外电子总数及质子总数均相同的粒子
Na＋、NH＋ H3O＋；F－、OH－、NH－ Cl－、HS－；N2、CO 等。 4 、 2 ；
典例 6
A 、 B 、 C 、 D 都是短周期元素，原子半径 D ＞ C ＞ A ＞ B ，
其中A、B处于同一周期，A、C处于同一主族。C原子核内的质
程式是______________________________________________。
解析
A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相等，所以A的
高考化学常见元素化合价的一般规律
高考化学——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，故金属无负价，除零价外，在反应中只显正价。
2。
氟无正价，氧无最高正价。
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，其化合价也常见奇数价，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NO2、NO；若原子的最外层电子数为偶数(m)，则正常化合价为一系列连续的偶数，从－2价到＋m。
例如：S2、S4、S6。
元素化合价知识点总结归纳
元素化合价知识点总结归纳元素化合价知识点总结归纳一、元素化合价的概念元素化合价，也称为元素的化合力，是指一个元素在化合物中与其他元素结合的能力或倾向。
元素的化合价可以通过化学方程式中原子或离子的个数来表示。
二、元素化合价的规律1. 金属元素的化合价大多数金属元素的化合价是固定的。
例如，钠的化合价为1，铁的化合价为2或3，铜的化合价为1或2等。
但是也有部分金属元素的化合价是可变的，例如铁在氯化铁中可以是2价或3价。
2. 非金属元素的化合价非金属元素的化合价常常不是固定的，而是存在多个可能的值。
例如，氯的化合价可以是1、3、5或7，氧的化合价可以是1或2，氮的化合价可以是1、2、3、4或5等。
3. 元素化合价的趋势元素的化合价通常有一定的规律和趋势。
一般来说，元素的化合价趋向于和其电子结构有关。
通过观察元素的周期表位置可以发现，从左到右在同一周期中，元素的化合价通常递增；而从上到下在同一族中，元素的化合价通常递减。
三、元素化合价的确定方法确定一个元素的化合价主要通过以下几种方法：1. 元素的电子结构：根据元素的电子排布来推断其可能的化合价。
例如，氧的电子结构为1s²2s²2p⁴，根据其外层的6个电子，可以推断氧的化合价为2。
2. 元素的氧化数：氧化数是指元素在化合物或离子中的相对电荷。
通过氧化数的变化，可以推断元素的化合价。
例如，在NaCl（氯化钠）中，钠的氧化数为+1，氯的氧化数为-1，因此可以推断钠的化合价为+1。
3. 元素的化学性质：通过元素的化学性质来推断其可能的化合价。
例如，氟是最活泼的非金属元素，通常具有-1的化合价，而碱金属元素通常具有+1的化合价。
四、元素化合价的应用元素化合价的知识在化学中具有重要的应用价值。
它可以帮助我们理解和推断化学反应的发生方式和机理。
1. 化学方程的平衡在平衡化学方程式中，元素的化合价可以帮助我们平衡方程式的系数。
通过确定化合价，我们可以确定元素在化学反应中的参与及其相对数量，从而平衡方程式中原子和离子的个数。
6-元素的晶体化学性质与结合规律
b.共价键化合物配位数相同也是置换的重要条件。如 Si (四次配位）≠ C(三次配位)。
类质同象Isomorphism
(3)化合物中电中性原则 “电价补偿”：对于离子化合物来说，类质同象代换前 后，正负离子电荷保持平衡，否则将引起晶格的破坏。 这对于异价类质同象代换有重要意义。 ①数目不等置换：云母中3Mg2+ ⇔ 2Al3+ ②高、低电价配合置换中等电价质点 如磷灰石：∑Ce3++Na+→2Ca2+ ③离子成对置换 如斜长石： Si4+ + Na+⇔Al3+ + Ca2+； K-feldspar: Pb2++Al3+→K++Si4+ ④正负离子配位置换 如磷灰石: ∑Ce3++O2-→Ca2++F-
类质同象Isomorphism
②林伍德电负性法则 理论上，Zn2+(0.83Å)与Mg2+(0.78Å), Fe2+(0.83Å) 离子性质很相似, 按戈氏法则能进入铁镁硅酸盐晶格。 事实上，在硅酸盐熔体中往往晚期形成ZnSiO4 (硅锌 矿)，Zn4[Si2O7] [OH]2 ·2H2O (异极矿)。 林伍德提出对戈氏法则的补充——电负性法则： 当阳离子离子键成分不同时，电负性小的离子形成离 子键成分较高(键强较高)的键，优先被结合进入矿物晶 格，电负性较大的离子则晚进入矿物晶格。
Mn 2+ 0.91埃 黑云母 晚期矿物
类质同象Isomorphism
2) 高价离子捕获,低价离子容许法则：两种离子半径相 似电价不同，高价离子优先进入早期结晶矿物，称为 “捕获”(capture)，低价离子集中于晚期结晶矿物，称 为被“容许”(admission)。
各元素化合价口诀
各元素化合价口诀一、氢元素的化合价氢元素的化合价，只有一个不多不少，就是加一，加一，加一。
氢元素是元素周期表中最简单的元素之一，它的化合价只有一个，就是加一。
这意味着氢元素在化学反应中通常会失去一个电子，形成+1的正离子。
由于氢元素的电子层只有一个能级，所以它的化合价非常固定，不会发生变化。
二、氧元素的化合价氧元素的化合价，有两个不多不少，就是加二减一。
氧元素是元素周期表中非常活泼的元素之一，它的化合价可以是+2或-1。
当氧元素与金属元素结合时，它会失去两个电子，形成+2的氧化态。
而当氧元素与非金属元素结合时，它会获得一个电子，形成-1的氧化态。
这种特性使得氧元素在许多化学反应中扮演着重要的角色。
三、氯元素的化合价氯元素的化合价，只有一个不多不少，就是减一，减一，减一。
氯元素是元素周期表中最活泼的非金属元素之一，它的化合价只有一个，就是减一。
这意味着氯元素在化学反应中通常会获得一个电子，形成-1的氯离子。
由于氯元素的电子层只有一个能级，所以它的化合价非常固定，不会发生变化。
四、钠元素的化合价钠元素的化合价，有一个不多不少，就是加一加一加一。
钠元素是元素周期表中的一种金属元素，它的化合价通常是+1。
这意味着钠元素在化学反应中通常会失去一个电子，形成+1的钠离子。
由于钠元素的电子层只有两个能级，所以它的化合价非常固定，不会发生变化。
五、铁元素的化合价铁元素的化合价，有两个不多不少，就是+2或+3。
铁元素是元素周期表中的一种过渡金属元素，它的化合价通常是+2或+3。
在+2的化合价下，铁元素会失去两个电子，形成+2的铁离子。
而在+3的化合价下，铁元素会失去三个电子，形成+3的铁离子。
这种多种化合价的特性使得铁元素在许多化学反应中具有较大的灵活性。
六、氮元素的化合价氮元素的化合价，有几个不多不少，就是-3或+3或+5。
氮元素是元素周期表中的一种非金属元素，它的化合价可以是-3、+3或+5。
当氮元素与金属元素结合时，它会获得三个电子，形成-3的氮离子。
元素化合价变化规律
元素化合价变化规律
原子元素中的化合价是指一个原子与其他原子结合时所呈现的氧化态或电荷数。
化合价的变化规律与元素的电子结构密切相关。
以下为元素化合价变化规律的详细描述。
1. 碱金属元素（IA族）通常具有+1的化合价。
这是因为它们的最外层只有一
个电子，容易失去该电子形成+1的离子。
2. 碱土金属元素（IIA族）通常具有+2的化合价。
这是因为它们的最外层有两
个电子，容易失去这两个电子形成+2的离子。
3. 铝（IIIA族）通常具有+3的化合价。
铝的最外层有三个电子，失去这三个电子形成+3的离子。
4. 氧（VIA族）通常具有-2的化合价。
氧的最外层需要获得两个电子以填满电
子壳，形成-2的离子。
5. 氢（能被视为既是碱金属也是卤素的元素）通常具有+1的化合价。
氢只有
一个电子，容易失去该电子形成+1的离子。
6. 卤素元素（VIIA族）通常具有-1的化合价。
卤素的最外层只需要获得一个
电子以填满电子壳，形成-1的离子。
7. 过渡金属元素的化合价可以有多个变化。
这是因为过渡金属元素的电子结构
复杂，可以失去不同数量的电子。
要注意的是，以上仅是化合价变化规律的一些常见示例，实际情况可能因元素
的特殊性质而有所差异。
化合价的变化规律对于理解元素的化学性质、反应以及化学方程式的平衡非常重要。
化学元素周期表的规律总结
化学元素周期表规律化学元素周期表的规律总结1、同一周期内，从左到右，元素核外电子层数相同，最外层电子数依次递增，原子半径递减，其中0族元素除外。
2、同一族中，由上而下，最外层电子数相同，核外电子层数逐渐增多，原子半径增大，原子序数也会随之递增，元素金属性递增，非金属性则递减。
元素周期表规律1、原子半径的规律(1)除了第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，随着电子层数增多，原子的半径也会随之增大。
2、元素化合价的规律(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、单质的熔点规律(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规律(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。
5、最高价氧化物和水化物的酸碱性规律元素的金属性越强，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、非金属气态氢化物规律元素非金属性越强，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、还原性规律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。
8、热稳定性规律同一周期自左向右依次增加，同一族自上而下减少，与非金属元素电负性变化规律一样。
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第一节 元素的地球化学亲合性
氧逸度是度量介质氧化条件的变量。 逸度是校正后的分压：f=r.P r为逸度系数，与 气体的性质、温度、压力有关。每一种化合物只 在一定的逸度条件下稳定 。 如在超基性侵入岩中，Ni既可以进入硅酸盐矿物， 也可以硫化物形式出现，两种不同存在形式主要 取决于氧与硫的逸度大小，在贫硫岩浆体系中， Ni进入硅酸盐矿物，在富含硫的岩浆体系中，则 可以硫化物形式出现。
第一节元素的地球化学亲合性
某一金属元素的氧化物生成吉布斯函数与 其硫化物生成自由能差值大，亲氧性就较 强，反之，表现为亲硫性 。 根据各种化合物的生成自由能（吉布斯函 数）可从理论上提供自然界硫化物和氧化 物及含氧盐产出的原因。
体系中组分浓度对元素结合会产生一定影响： 如地壳中CO2和SiO2的大量存在，Ca往往呈 CaCO3和CaSiO3等矿物出现。如下列反应中： CaS+ ZnCO3 一 CaCO3十ZnS ΔrG为 -120.998kJ／mol；所以Ca形成 CaCO3，Zn形成ZnS，而且这种趋势很强． 在缺乏CO32-及SiO2的陨石中Ca可呈CaS形式 出现，前者显示了Ca的亲石性，后者则表现 为亲硫性。
Al Si
亲 Ca 石 Rb元Sr 素
K Cs Fr Ba Ra
Sc Ti V Y Zr Nb
Se Br Te I
Mo Tc W
TR Hf
Re Os Ir
Pt Au Hg Tl
Po At
Ac Th Pa U 为亲石元素 为阴离子及两性元素 为亲氧元素 为亲硫元素 为氢及惰性气体元素
H Li Be Na Mg K Ca
两性元素
为亲硫元素 为氢及惰性气体元素
亲石元素 具有与硅酸根[SinOm]x－－[(Si,Al)nOm]x－或与碳酸 根[CO3]2－结合倾向的元素 包括: 周期表左侧的碱金属和碱土金属两个化学族 s电子构 型。
H Li Be Na Mg B C N P Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ru Rh Pd Ag Cd Ca Ge In Sn Pb As Sb Bi O S F Cl He Ne Ar Kr Xe Rn
Se Br Te I
亲铁元素
Sn Pb
Cs Ba TR Hf Fr Ra Ac Th 为亲铁元素
Re Os
Ir Pt
Po At
为亲石元素
为亲硫元素
为亲气元素
戈尔德施密特的元素地球化学分类
元素共生组合的本质是元素的亲合性问题
元素的亲合性有三种表现形式： ①由阴阳离子组成化合物(如钛与氧结合TiO2 铅 与硫结合:PbS，分别体现为亲氧和亲硫性)； ②元素间互为类质同象结合： 如铁砷铂矿(Pt、Fe)As2 铂体现亲铁性； ③通过矿物共生体现的元素亲合性，如金矿物与 黄铁矿共生体现金的亲铁性。
He
Li
Be
B
C Si
N P
O S
F Cl Mn Fe Co Ni Cu Zn Ag Cd Au Hg
亲 Ne 气 元 Ar 素
Kr Xe Rn
Na Mg Al K Ca
亲石元素
Rb Sr Y
Sc Ti Zr
V Cr Nb Ta Pa Mo W U
Te Ru Rh Pd
亲硫元素
In Tl
Ca
Ce
As Sb Bi
第一节元素的地球化学亲合性
这些元素易于形成硫化物的原因是体系吉布斯函 数最低。例如: FeS＋Cu2O－－FeO＋Cu2S ΔrG=(ΔfG FeO+ΔfG Cu2S）-（ΔfG FeS+ΔfG Cu2O） =(-245.35—86.25）-（-100.48-148.21） = -82.91 kJ／mol(放出能量) ΔrG＜0 说明铜比铁亲硫性强，而铁较铜亲氧性明 显。
亲氧元素
B C N P Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ru Rh Pd Ag Cd Ca Ge In Sn Pb As Sb Bi O S F Cl
§3-1 元素的地球化学亲合性
Li、Be、Nb、Ta等稀有金属元素
常形成氟的络合物迁移。 而Cu、Pb、 Zn以及An、Ag等常呈Cl的络合物迁移。某 些超大型矿床同时含有巨量的F和CI的沉淀。
三、元素结合规律的物理化学环境控制
化合物的吉布斯函数受地球化学体系所处环境的 介质条件（温度、压力、组分浓度、Eh值、PH 值、fO2、fS2等)控制。
第二节 元素的类质同像规律
类质同像: 晶体结构中某种离子或原子占有的配位位置, 部分被性质相似的他种离子或原子所占有,而 不引起键性和晶体结构型式发生质变的现象.
类质同像讨论元素在矿物晶格中的占位情况， 是地球化学体系中元素间结合的基本规律。
第二节 元素的类质同像规律
一、类质同像发生的热力学分析
亲硫元素
Mn Fe Co Ni Cu Zn Ru Rh Pd Ag Cd Ca Ge In Sn Pb As Sb Bi
S
Sc Ti V Y Zr Nb
Se Br Te I
Mo Tc W
Ba
TR Hf
Re Os Ir
Pt A元素 为阴离子及两性元素 为亲氧元素
二 元素结合的基本规律
1 电价对应结合规律：
在多元素多相体系中 高价阳离子与高价阴离子结合，低价阳离子与低 价阴离子结合的体系能量最低 (阳离子与阴离子半 径相近时)。 如: 自然界有石英与萤石的共生，而没有CaO 与SiF4的组合。
§3-1 元素的地球化学亲合性
2 元素半径对应结合规律（离子半径分析） 在多元素多相体系中，存在元素半径对应 结合规律，即离子半径大的阳离子与离子 半径大的阴离子结合．离子半径小的阳离 子与离子半径小的阴离子结合。
在多元素结晶体系中，各元素是各自形成独立矿 物还是以类质同像状态进入同一矿物中．从热力
学角度分析，取决于化合过程的反应吉布斯函 变。例如：
KAISi3O8＋NaAISi3O8 －(Na，K)AISi3O8 FeS十ZnS-----(Fe,Zn)S
§3-2 元素的类质同像规律
只有ΔGr＜0时，才能形成类质同像化合物。 ΔGr＞0时．则形成两个独立的矿物。 由于ΔGr=ΔH-TΔS 。 ΔS=RTlnn（R气体常数） 熵增量与温度成正比，与元素性质无关。这是 随温度增高，类质同像范围增加的根本原因。 类质同像的焓增量ΔH越大，类质同像越难发 生。
戈尔德施密特将易于形成氧化物和含氧盐 矿物的元素称为亲氧元素。 本节重点讨论简单氧化物和简单硫化物的 形成规律．以硫、氧、碲元素为例。
第一节
元素的地球化学亲合性
O、S、Te（碲）等元素的基本性质
表2-1氧、硫，碲元素的基本性质
外电 子层 构型 外电 子电 离势 I1 (ev） 电子 亲合 能E1 (ev） 3.09 电子 亲合 能E2 (ev） -10.3 电负 性 X 3.5 原子 半径 nm 0.066 离子 半径 nm 0.132 克拉 克值 % 47.2
元素
O
8
2S22P4 13.57
S16
Te52
3S23P4 10.42
5S25P4 8.89
2.09
-5.39
2.5
2.1
0.104
0.137
0.174
0.211
0.05
10-7
第一节元素的地球化学亲合性
三种元素随原子序数的增加： 1、外层电子的电离势（I）减弱， 2、电子亲合能（E）减弱， 3、电负性变小，阴离子形成离子键化合物的能力 减小，形成共价键化合物的能力增大。 自然界中形成硫化物矿物的元素包括周期表中第 四、五和六长周期的后半周期的元素，这些元素 具有较大的电负性（1.5—2.l），较低的电价， （一、二价为主），较大的离子半径。外层电子 结构具有半充满或全充满的d轨道。
二、以元素亲合性为依据的元素地球化学分 类(戚长谋，1998)
该分类包括五类: 亲石元素 亲氧元素 亲硫元素 阴离子及两性元素 氢及惰性气体元素
H Li Be Na Mg
亲氧元素
B C N P Cr O F Cl
He Ne Ar Kr Xe Rn
Al Si
Cs Fr
亲Ca 石 元Sr Rb 素
K Ra
§3-2 元素的类质同像规律 二、类质同像的晶体化学条件 1、类质同像元素要求具有近似的成键轨道和相近的 电负性. 2、离子的电价相同或电价平衡，且离子半径相似。 3、异价类质同像要求元素间电价平衡，同时要求类 质同像元素间的半径差更小． 在周期表左方，位于对角线上的亲氧元素间半径 近似，异价类质同像在周期表上存在对角线法则.
§3-2 元素的类质同像规律
三、类质同像与物理化学环境 根据ΔGr=ΔH-TΔS 温度增高有利于类质同像发生．例如钾钠长石 低温为不完全类质同像，高温时为完全类质同 像。 压力对类质同像的影响研究较少，一般认为其 影响与温度相反。 • 氧化还原电位对变价元素的类质同像有重大影 响。
§3-2 元素的类质同像规律
Fe2+-Mn2+内生作用下可呈类质同相共生， 表生环境下Fe与Mn形成不同的矿物。 利用共生两种矿物中类质同像元素分配的 不同可测定矿物的形成温度(矿物温度计)。
第三节 元素的地球化学分类
•
戈尔德施密特的地球化学分类 教材中的地球化学分类
第三节 元素的地球化学分类
元素地球化学分类的目的:
探讨地质作用中元素的化学行为 认识元素地球化学性质与迁移富集规律
§3-1 元素的地球化学亲合性
基本概念： 元素的亲氧、亲硫性质 是指元素形成氧化物或硫化物属性的强弱。 铜是分布较广、亲硫性较强的元素。