4-4 元素基本性质的周期性
元素周期表掌握
元素周期表掌握元素周期表是化学中非常重要的基础知识，它将所有已知的化学元素按照一定的规律和顺序排列起来。
通过学习和掌握元素周期表，我们可以更好地理解和应用化学知识。
元素周期表的简介部分包括元素的原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量等基本信息。
我们可以通过元素符号和原子序数来快速地找到某个元素的位置，并且了解该元素的基本性质。
元素周期表按照一定的规律进行排列，这一规律是基于元素的电子结构和周期性属性。
元素周期表中的每一横排被称为一个周期，每一竖排被称为一个族。
从周期表上我们可以看到，元素的电子层结构有固定的规律，每个周期都增加一个电子层。
而在同一个周期中，电子层数相同的元素被称为同周期元素，它们的外层电子数相同，具有相似的化学性质。
元素周期表中还有一个非常重要的概念就是主族元素和过渡金属元素。
主族元素是周期表中IA至VIIA族的元素，它们的化学性质比较活泼，容易与其他元素反应形成化合物。
过渡金属元素则位于周期表中B族和A族元素之间的元素，它们常见的特点是有较高的熔点和沸点，同时还具有良好的导电性和热导性。
元素周期表中的元素不仅仅是用来标识和了解元素的基本特性，更重要的是它提供了一种思维框架来组织和理解化学知识。
我们可以通过元素的位置和周期表上的规律，预测和推测元素的性质和行为。
这对于化学实验的设计和化合物的合成非常有帮助。
除了基本的原子结构和周期性属性，元素周期表还提供了许多其他信息，例如元素的密度、熔点、沸点等物理性质，以及常见化合物的命名和化学反应的趋势。
通过对这些信息的学习和理解，我们能够更好地应用化学知识解决实际问题。
在学习和掌握元素周期表的过程中，我们还需要记住一些常用的元素符号和元素名称。
这不仅有助于我们在学习和实验中的交流，还可以帮助我们更好地理解和记忆元素周期表。
总结起来，掌握元素周期表是化学学习的基础，不仅可以帮助我们理解和应用化学知识，还可以提供一种思维框架，帮助我们组织和理解化学世界。
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一个重要的概念，它是化学元素按照一定规律排列的一张表格。
通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本性质、原子结构、化合价等信息。
下面是对初中化学元素周期表的一些知识点进行归纳。
1. 元素周期表的组成元素周期表由118个元素组成，按照原子序数从小到大排列。
每个元素都有一个特定的原子序数（也称为序数），用来表示元素中原子的数量。
2. 元素周期表的排列方式元素周期表按照原子序数的增大顺序排列，同时使用分组和周期的方式进行分类。
元素周期表分为7个水平排列的周期，每个周期由上至下依次为s、p、d、f四个子能级。
元素周期表中的元素按照原子序数从左到右依次填充。
3. 元素周期表的主要分组元素周期表的主要分组有4个：主族元素、过渡元素、稀土元素和放射性元素。
- 主族元素：元素周期表中IA到VIIA族的元素称为主族元素，共有8个族。
它们具有相似的化学性质，主要参与化学反应中的单电子转移。
- 过渡元素：元素周期表中3B到2B和4B到7B族的元素称为过渡元素。
这些元素在化学反应中可以形成多种化合价，具有广泛的化学性质。
- 稀土元素：元素周期表中的镧系和锕系元素称为稀土元素。
稀土元素具有相似的外部电子构型，性质较为相近。
- 放射性元素：元素周期表中最后两行的元素，即锕系和超铀元素被称为放射性元素。
这些元素是不稳定的，会自发地衰变放射出辐射。
4. 元素周期表中的重要元素元素周期表中有一些元素具有重要的地位，下面列举几个常见的元素及其特点：- 氢（H）：是宇宙中最丰富的元素之一，是唯一一个原子只有一个质子的元素。
氢可以形成阳离子（氢离子）和阴离子（氢负离子）。
- 氧（O）：是生命中不可或缺的元素，它是支持燃烧的必要条件。
氧以气体的形式存在于大气中，也是水的组成部分。
- 碳（C）：是有机化合物的基础，形成众多有机物的核心。
碳可以形成长链、分支链和环状结构，具有多样的化学性质。
- 氮（N）：是大气中的主要成分之一，也是生物体中构成蛋白质和核酸的必需元素。
高一化学元素周期律知识点归纳
高一化学元素周期律知识点归纳高一的化学学习十分重要，高一的化学知识掌握情况将会直接影响以后高年级的化学学习，其中化学元素周期律是一个最基础的知识点。
下面是店铺为大家整理的高一化学必备的知识，希望对大家有用! 高一化学元素周期律知识1.原子结构所有的元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8.反例：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。
2.所以原子的中子数都大于质子数正例：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。
绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于质子数的2倍。
反例1.氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。
2.氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙3.具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素正例：正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。
4.电子云氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
5.元素周期律元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
6.元素周期律难失电子的元素一定得电子能力强。
概念纠错：反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
化学元素周期表中的周期性规律
化学元素周期表中的周期性规律化学元素周期表是化学领域中非常重要且广泛使用的工具。
它不仅为我们提供了元素的基本信息，还展示了元素之间的周期性规律。
这些规律对于化学研究和实际应用有着深远的影响。
本文将从原子结构、周期表的构成以及周期性规律等方面详细介绍化学元素周期表中的周期性规律。
一、周期表的构成1. 元素的原子序数和原子量：周期表的基本构成是根据元素的原子序数和原子量进行排列。
原子序数代表元素在周期表中的位置，而原子量代表元素中原子质量的总和。
2. 元素的化学符号和名称：周期表中的每个元素都有自己特定的化学符号和名称。
化学符号由一个或两个字母组成，用于简化元素的表示和书写。
二、周期表中的周期性规律1. 周期性规律的定义：周期性规律是指周期表中一定范围内的元素，在某一性质上表现出周期性变化的规律。
这种变化是由于原子结构和电子排布导致的。
2. 周期性规律的描述：a. 原子半径：从左到右，在一个周期内，原子半径逐渐减小。
这是因为电子层数增加，电子与核的吸引力增强，导致原子半径减小。
b. 电离能：从左到右，在一个周期内，元素的第一电离能逐渐增大。
这是由于电子数增加，原子结构更加稳定，需要更多能量才能将电子从原子中移除。
c. 电负性：从左到右，在一个周期内，元素的电负性逐渐增大。
这是由于电子云的大小和核电荷的增加，使得元素具有更强的吸引外部电子的能力。
d. 金属性和非金属性：从左到右，在一个周期内，元素的金属性逐渐减小，非金属性逐渐增大。
金属元素具有较低的电离能和较大的原子半径，而非金属元素则相反。
三、周期性规律的应用周期性规律为化学研究和实际应用提供了指导和依据。
1. 元素的周期性性质：通过周期性规律，我们可以预测元素的一些基本性质，如电离能、电子亲和能等，从而为元素的分类和研究提供方向。
2. 元素间的反应性和化合价：周期表中的元素根据它们的化学性质进行分类，可以了解元素间的反应性和化合价，并且可以预测一些元素的化合物和化学反应。
化学元素与周期表元素的特性与分类
化学元素与周期表元素的特性与分类化学元素是构成物质的基本单位，是由相同原子核中质子数（即原子序数）相同的原子组成的。
而周期表元素是按照化学元素的某些特性进行分类和排列的表格。
本文将探讨化学元素与周期表元素的特性与分类。
一、特性化学元素具有许多不同的特性，包括物理和化学特性。
1. 物理特性物理特性指的是化学元素的一些基本性质，例如密度、硬度、熔点、沸点等。
这些特性可以通过物理实验来测量和观察。
2. 化学特性化学特性指的是化学元素与其他元素或物质发生化学反应时所表现出的性质。
例如，某些元素具有活泼的化学性质，容易与氧气或水反应，而某些元素则相对稳定，不容易与其他物质反应。
这些化学特性是由元素的电子结构和原子间相互作用所决定的。
二、分类为了更好地研究和理解化学元素，科学家们将其按照不同的特性进行分类和排列，形成了周期表。
1. 原子序数分类最早的分类方法是按原子序数从小到大排列元素。
原子序数即为元素的质子数，反映了元素的电子结构和化学性质。
这种分类方法使元素按照其原子序数递增的顺序排列，方便研究元素的周期性规律。
2. 周期性分类根据元素化学特性的周期性规律，科学家们将化学元素分为不同的周期。
周期表的主体部分为18个竖排，称为“周期”。
同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质。
3. 元素族分类在周期表中，元素按需求和规律被分为不同的族。
族是指与元素化学性质和元素族的元素具有相似性的一组元素。
例如，元素周期表中的第1族是碱金属，它们具有类似的化学性质。
4. 随机分类某些新发现的化学元素暂时没有被归类到周期表的现有位置，这些元素称为“随机分类”。
随机分类的元素在新的周期表中可能会得到其合适的位置。
三、周期表元素周期表元素根据其原子性质和原子序数的变化进行分类和排列。
周期表根据元素的电子壳层结构将元素分为主族元素、过渡金属、稀土金属和内过渡金属等不同类别。
此外，还有一些不常见的元素，如稀有气体和放射性元素。
元素的周期表 大学普通化学
Z=24 Cr： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Ar3d 5 4s1
Z=29 Cu： Ar3d10 4s1
[He]、[Ar]——原子芯
全满：p6，d10，f14； •半满全满规则： 半满：p3，d5，f7；
全空：p0，d0，f0。
Z=11，Na：1s22s22p63s1或[Ne] 3s1 ， Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或[Ar] 4s2 ， Z=26，Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 ，
v
3.289
1015
(
1 n12
1 n22
)s
-1
n2 n1
能级间能量差
E
RH
(
1 n12
1 n22
)
式中： RH 为Rydberg常数，其值：
E hv
6.626 2.179
10 34 J s 3.289
10
-18
(
1 n12
1 n22
)J
1015
(
1 n12
1 n22
)s
-1
RH = 2.179×10-18J
和电子云的角度分
布图：
Ys
Ys2
Yp2x
Yp2y
Yp2z
Ypx
Ypy
Ypz
d电子云的角度分布图：
Y2
d xy
Y2
d yz
Y2
dxz
Y2
dz2
Y2
dx2 -y2
3. 径向分布函数图
概率 概率密度 体积 2d d 空间微体积 d 4π r 2dr 概率 2 4π r 2dr
令：D(r) 4π r 2 2
1到12族元素-概述说明以及解释
1到12族元素-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述：元素是构成物质的基本组成单位，根据元素在周期表中的位置不同，可以分为不同的族。
本文将重点介绍1到12族元素，这些元素在化学性质上具有一定的相似性。
1到12族元素分别是氢、碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、氟族、稀有气体、过渡金属、镧系元素和锕系元素。
通过对这些族元素的了解，可以帮助我们更深入地理解元素之间的关系，预测它们的化学性质，以及应用它们在各种领域中的重要性。
本文将对1到12族元素的性质、用途以及未来研究方向进行综述，为读者提供更全面的知识。
1.2 文章结构文章结构部分的内容如下:文章结构部分将重点介绍本文的组织结构和内容安排。
本文将分为引言、正文和结论三个部分。
在引言部分，将对1到12族元素进行概述，并介绍本文的目的和结构。
接着，在正文部分将详细探讨1到4族元素、5到8族元素和9到12族元素的特点和性质。
最后，在结论部分将总结1到12族元素的特点，并提出未来可能的研究方向和结论。
通过以上结构安排，读者将能够系统全面地了解1到12族元素的相关信息，同时也能为今后的研究和探讨提供一定的参考依据。
1.3 目的：本文旨在系统地介绍1到12族元素的特点和性质，帮助读者全面了解这些元素在化学和物理方面的表现。
通过对这些元素进行分类和比较，我们可以更好地理解它们在元素周期表中的位置以及它们之间的关系。
同时，通过对不同族元素的性质和行为进行探讨，我们还可以更深入地探讨元素周期表的规律性和周期性。
最终，我们希望读者能够通过本文对1到12族元素有一个清晰的认识，为进一步研究和应用这些元素打下基础。
2.正文2.1 1到4族元素1到4族元素是元素周期表中的第一至第四主族元素，它们包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）、铍（Be）、镓（Ga）、铟（In）、铊（Tl）、硼（B）、铝（Al）、镧（La）等元素。
元素相关知识点总结
元素相关知识点总结元素是构成万物的基本物质单位，它们以自己独特的方式组合在一起，形成了各种物质。
在化学中，元素是不能被分解为其他物质的，因此它们是化学反应的基本单位。
本文将围绕元素的基本性质、分类、周期表和化学结合等方面展开。
一、元素的基本性质元素是由原子构成的，每个元素都有其独特的原子结构和化学性质。
原子由原子核和围绕核的电子组成。
原子核中包含质子和中子，而电子则围绕原子核运动。
元素的性质主要由其原子结构决定，包括原子序数、原子量、化学价、原子半径、电负性等。
1. 原子序数：元素的原子序数代表其在周期表中的位置，也代表了元素中质子的数量。
原子序数越大，元素的原子结构越复杂，也常常意味着元素的原子量越大。
2. 原子量：原子量代表了元素相对于碳-12的相对原子质量，它是一种无量纲量。
原子量的大小决定了元素在化学反应中的摩尔比。
3. 化学价：元素的化学价代表了该元素在化合物中的化合价，即元素与其他元素结合时所具有的电荷。
不同元素的化学价不同，这也决定了不同元素在化学反应中的行为。
4. 原子半径：原子半径代表了原子的大小，它是原子结构中的一个重要参数。
原子半径的大小决定了元素的化合物中的配位数、密度等性质。
5. 电负性：电负性代表了元素的亲电性或者亲核性，它是描述元素在化学反应中的电子亲和力的重要指标。
不同元素的电负性差异会影响到元素之间的化学键合。
二、元素的分类元素可以按照不同的标准进行分类，包括原子序数、电子排布、化学性质等。
根据原子序数的不同，元素可以分为金属元素、非金属元素和过渡金属元素。
金属元素通常具有良好的导电性和导热性，而非金属元素则多数是不良导体。
过渡金属元素则位于周期表中的D 区，它们通常具有良好的催化性和磁性。
根据化学性质的不同，元素可以分为活泼金属、活泼非金属和惰性气体。
活泼金属易于与其他元素形成离子化合物，而活泼非金属则常常形成共价化合物。
根据电子排布的不同，元素可以分为主族元素、次族元素、稀土元素和放射性元素。
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当原子的电子构型为 d5，d10，f7，f14
即半充满和全充满时，
因素 ② 电子之间排 斥力占主导地位，原子半 径 r 增大。
短周期的主族元素，以第 3 周期为例
Na Mg Al
Si
P
S
Cl Ar
r/pm 186 160 143 118 108 106 － －
Na —— S，6 个元素， r 减少了 80 pm。相邻元素之 间，平均减少幅度 16 pm。
① 核电荷 Z 增加许多，对电子吸 引力增大， 有使 r 减小的趋势；
② 核外电子增多，增加一个电子 层，有使 r 增大的趋势。
在这一对矛盾中， ② 起主导作用。 同族中，从上到下，原子半径增大。
主族元素以 IA 族为例 Li 152 pm Na 186 pm K 232 pm Rb 248 pm Cs 265 pm r 增大
Zr Nb Mo Tc Ru r/pm 160 146 139 136 134
Hf Ta W Re Os r/pm 159 146 139 137 135
（2） 同族中
同族中，从上到下，有两种因素影 响原子半径的变化。
① 核电荷 Z 增加许多，对电子 吸引力增大， 有使 r 减小的趋势；
② 核外电子增多，增加一个电子 层，有使 r 增大的趋势。
Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
r/pm
177 176 176 176 176 194 174
将 15 种镧系元素，原子半径共减小 9 pm 这一事实，称为镧系收缩。
镧系收缩对于镧系元素自身 的影响，使 15 种镧系元素的半 径相似，性质相近，分离困难。
镧系收缩对于镧后元素的影 响，使得第二、第三过渡系的同 族元素半径相近，性质相近，分 离困难。TbDyFra bibliotekHoEr
Tm Yb
Lu
r/pm
177 176 176 176 176 194 174
有例外： Eu 4f7 6s2，f 轨道半充满； Yb 4f14 6s2，f 轨道全充满。
La Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd
r/pm 183 182 182 181 183 180 208 180
Tb
② 核外电子数增加，电子之间 排斥力增大，使得原子半径 r 有增大 的趋势。
这是一对矛盾，以哪方面 为主 ？ 以 ① 为主。
即同周期中从左向右原子 半径减小。
只有当原子的电子构型为 d5，d10，f7，f14
即半充满和全充满时，
层中电子的对称性较高，对于 核电荷的中和与屏蔽作用强，核电 荷数 Z 增大因素退居次要位置。
Er
Tm Yb
Lu
177 176 176 176 176 194 174
15 种元素，r 共减小 9 pm。
电子填到内层（n－2）f 轨道， 对核的正电荷中和得更多，有效核电 荷 Z* 增加的幅度更小。
所以 r 减小的幅度很小。
La Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd
r/pm 183 182 182 181 183 180 208 180
Dy
Ho
Er
Tm Yb
Lu
r/pm
177 176 176 176 176 194 174
Eu 半充满，Yb 全充满。电子斥 力大， 所以 r 不但没减小，反而增大。
La Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd
r/pm 183 182 182 181 183 180 208 180
r/pm
Tb
Dy
Ho
长周期的过渡元素，以第 4 周期的 第一过渡系列为例
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
r/pm 162 147 134 128 127 126 125 124 128 134 Sc —— Ni，8 个元素，
r 减少了 38 pm。相邻元素之 间，平均减少幅度约 5.4 pm。
副族元素 Ti 147 V 134 Cr 128 Mn 127 Fe 126 Zr 160 Nb 146 Mo 139 Tc 136 Ru 134 Hf 159 Ta 146 W 139 Re 137 Os 135
4. 4 元素基本性质的周期性
本节主要讨论原子半径，电离 能，电子亲和能和电负性在周期和 族中的变化。
4. 4. 1 原子半径 1. 原子半径概念 （1） 共价半径
同种元素的两个
原子，以共用两个电
子的共价单键相连时，
d
核间距的一半，为共价半径。
d
核间距为 d，共价半径
r共 =
d 2
（2） 金属半径
造成这种不同的原因是什么？
短周期主族元素，电子填加 到外层轨道，对核的正电荷中和 少，有效核电荷 Z* 增加得多。
所以 r 减小的幅度大。
长周期过渡元素，电子填加 到次外层轨道，对核的正电荷中 和多， Z* 增加得少。
所以 r 减小的幅度小。
超长周期的内过渡系，以镧系元素为例
La Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd
使用范德华半径讨论原子 半径的变化规律时，显得比共 价半径大。
因为在稀有气体形成的晶 体中，原子尚未相切。
共价单键结合 金属键结合 范德华力结合
2. 原子半径在周期表中的变化规律 （1） 同周期中
从左向右，在原子序数增加的 过程中，有两个因素在影响原子半 径的变化
① 核电荷数 Z 增大，对电子吸 引力增大，使得原子半径 r 有减小的 趋势。
r/pm 183 182 182 181 183 180 208 180
Tb
Dy
Ho
Er
Tm Yb
Lu
r/pm
177 176 176 176 176 194 174
总的变化规律是半径减小。
La Ce
Pr
Nd Pm Sm Eu Gd
r/pm 183 182 182 181 183 180 208 180
金属晶体中，金属原子被视为 刚性球体，彼此相切，其核间距的 一半，为金属半径。
金属半径用 r金 表示
r金 > r 共 因金属晶体中原子轨道 重叠较小。
讨论原子半径的变化规 律时，经常采用共价半径。
（3）范德华半径
单原子分子，原子间靠范德华 力，即分子间作用力结合，因此无 法得到共价半径。
在低温高压下，稀有气体 形成晶体。原子核间距的一半 定义为范德华半径。
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
r/pm 162 147 134 128 127 126 125 124 128 134 Cu，Zn 为 d10 结构，电子
斥力大， 所以 r 不但没减小，反 而有所增加。
短周期主族元素原子半径平均 减少幅度 16 pm，长周期的过渡元 素平均减少幅度 5.4 pm。