中级无机化学[第七章元素与元素性质的周期性]-山东大学期末考试知识点复习
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结在咱们的化学世界里，元素周期律就像是一部超级有趣的“元素大电影”，里面的每一个元素都是一位独特的“主角”，有着自己的性格和特点。
今天，咱们就一起来好好瞧瞧这部“大电影”里的精彩情节！先来说说元素周期表的结构吧。
这就像是一个大舞台，元素们按照一定的规律在上面排排站。
横行叫做周期，纵列叫做族。
周期就好像是元素们的“年级”，从第一周期到第七周期，原子序数逐渐增加，元素的性质也在逐渐变化。
而族呢，就像是不同的“班级”，有主族、副族、零族和第八族。
比如说，第一周期只有两个元素，氢和氦，就像是两个小不点刚刚踏上这个化学大舞台。
到了第二周期和第三周期，元素就多了起来，从锂、铍、硼一直到氖、氩。
这里面的每一个元素都有着自己独特的本领。
再讲讲原子结构和元素周期律的关系。
这就像是一个人的外表和内在性格的关联。
原子的核电荷数决定了元素在周期表中的位置，而电子层数和最外层电子数则决定了元素的化学性质。
就拿钠元素来说吧，它的原子序数是 11，核外电子排布是 2、8、1 。
这最外层的 1 个电子就决定了钠的化学性质特别活泼，容易失去电子形成钠离子。
还有元素的性质递变规律，这可太有意思啦！同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
比如说第三周期，钠是金属元素，化学性质活泼，而往右到了氯，就是典型的非金属元素，氧化性很强。
同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
像第一主族的锂、钠、钾，钾的金属性最强，和水反应那叫一个剧烈。
还记得有一次在化学实验室里，老师让我们做钠和水反应的实验。
把一小块钠放进水里，那场面，钠就像个调皮的孩子，在水面上欢快地蹦跶，还发出“嘶嘶”的声音，溶液也瞬间变成了红色，因为生成了氢氧化钠。
通过这个实验，我们更直观地感受到了钠的活泼性，也对元素周期律有了更深的理解。
元素周期律还能帮助我们预测元素的性质呢！比如说，根据元素在周期表中的位置，我们就能大致推测出一个未知元素可能具有的化学性质。
山东省考研化学复习资料无机化学与有机化学重点知识点整理
山东省考研化学复习资料无机化学与有机化学重点知识点整理一、无机化学重点知识点1. 元素周期表元素周期表是无机化学的基础，并具有重要的分类和归纳作用。
它按照元素的原子序数（即元素的核中质子的数目）从小到大排列，包括周期和族两个方向。
常见元素的周期表分组特点需要牢记，以便快速定位和理解元素的性质。
2. 化学键无机化学中常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是电荷相反的离子之间的作用力，共价键是通过共用电子对而形成的。
不同类型的化学键影响着物质的性质和反应特点，理解和掌握化学键的特点对于分子结构及其性质有重要意义。
3. 配合物配合物是由中心金属离子与其周围的配体组成的复合物。
配体是通过配位键与金属离子结合而形成稳定的结构。
对于不同的金属离子和配体，配位键的类型、配位数以及配体的取代位置会产生不同的化学性质和反应行为。
4. 酸碱理论无机化学中的酸碱理论有包括了布朗酸碱理论、劳里亚-布朗酸碱理论和阿里乌斯酸碱理论等多种理论。
酸和碱的化学性质和反应特点与电离能、电负性、氧化还原性等因素有关，掌握各种酸碱理论对于理解物质的酸碱性质和反应机理十分重要。
5. 化学平衡和化学反应化学平衡是指化学反应在一定条件下，反应物浓度和生成物浓度之间达到稳态的状态。
平衡常数、反应速率和热力学等概念与化学平衡和反应的方向有关，掌握这些知识可以进行化学反应速率和平衡常数的计算和预测。
二、有机化学重点知识点1. 有机化合物的命名有机化合物的命名是有机化学的基础，通过命名可以了解分子的结构、功能基团及其位置。
常用的命名方法包括系统命名、功能命名和传统命名方法。
熟练掌握命名规则和规范可以准确地描述和预测有机化合物的性质和反应行为。
2. 功能团的性质和反应有机化合物中的功能团决定了其化学性质和反应特点。
如羟基、羧基、醛基、酮基等常见的功能团，它们具有独特的化学性质和反应类型。
掌握各种功能团的性质和反应对于有机合成和反应机理的理解至关重要。
中级无机化学
CCl4难水解，是因C的价轨道已用于成键且又没有孤电子对之故。 NF3的分子结构与NCl3同，其中N原子也是采用sp3杂化轨道成键，其上有一对孤 对电子。然而， 1 由于F原子的电负性较大，使得NF3的碱性(给电子性)比NCl3小，因而亲电水解 很难发生； 2 由于N是第二周期元素，只有4条价轨道(没有d轨道)，不可能有空轨道接受水 的亲核进攻； 3 N－F键的键能比N－Cl键的键能大，不容易断裂。 这些原因决定了NF3不会发生水解作用。
第一章 原子、分子及元素周期性
第一节 原子结构理论概述 第二节 原子参数及元素周期性 第三节 共价键理论概述 第四节 键参数与分子构型 第五节 分子对称性与点群 第六节 单质的性质及其周期性递变规律 第七节 主族元素化合物的周期性性质 以上七节主要自学，要求掌握： 1 用徐光宪的改进的Slater规则计算电子的屏蔽常数 2 了解电负性的几种标度，理解环境对电负性的影响和基 团电负性的概念 3 键参数 价层电子对互斥理论 分子对称性知识 4 单质及其化合物的一些性质的周期性变化规律 同时，还要特别注意 5 掌握周期反常现象的几种表现形式及合理解释
习题：1，2，3，4，6，7，8，10，11，12，13，15，17
原子所带电荷
电负性与电荷的关系可用式 χ ＝ a ＋ b 表示。 式中为分子中原子所带的部分电荷。a、b为两个 参数。其意义是: a表示中性原子的电负性(中性原 子＝0), b为电荷参数，表示电负性随电荷而改变 的变化率。大的、易极化的原子有较小的b值; 小 的、难以极化的原子b值较大。
分子
是
是 D∞h i i? 否 C∞v
直线型 ?
是
否 两个或多个 Cn(n≥3) ?
否 Cn ? 否 ζ?
T,Th,Td,O,Oh 是
(完整word版)元素周期律知识点总结(精华版),
(圆满word 版)元素周期律知识点总结(精华版),1 / 1湖南省长郡中学远程管理学校资料§— 9 元素周期律＆元素周期表（俄 门捷列夫）★ 元素周期律：元素的性质跟着原子序数的递加而呈周期性的变化。
★ 元素周期律的实质：跟着原子序数的递加，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
一、元素周期表的构造第一周期 2周期数 =电子层数短周期第二周期 8第三周期 8周期第周围期 18长周期第五周期 18第六周期 32（镧系）主族序数 =最外层电子数不圆满周期 第七周期（ 32）（锕系）主族（ 7 个） Ⅰ A~ Ⅶ A 主族元素中：元素最高正化合价 =族序数（除 O 、 F ）族副族（ 7 个）Ⅰ B~Ⅶ B第Ⅷ族 （ 1 个）三个纵行 （最高价 + 最廉价）绝对值 = 80 族 （ 1 个）罕有气体元素（从第四主族出现负价）二、元生性质的递变规律非金属性最强（小大F非 最原子半径变小金高属非金属性加强（ （ 大价元非 非氧 最高价的氧化物的水化物的酸性加强最素金 金 化高气 原 （非金属元素气态氢化物的坚固性加强）属 属物 金 价态 的 属 子元 元 氧氢 半素 素水 性化化 径气 气 原 非化 增物物 变态 态 子 金物 强的的 大氢 氢 半 属的水稳化 化 径 性碱化定物 物 变 增 性 原子半径变大物 性的 的 小 强增的减 金属性加强酸 稳 强酸弱大性 定最高价的氧化物的水化物的碱性加强性）减 性（非金属元素气态氢化物的坚固性减弱）弱 增增Cs强） 强大小）金属性最强元素的最高价氧化物的水化物主族R 金属 R(OH) x元素R→R 2O xR 非金属H 8-x RO 4 元素气态氢化物H 6-x RO3非金属→ H x R ( RH x ) X 代表元素最廉价的绝对值R元素怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学。
(完整版)元素周期律(讲义)
元素周期律（讲义）一、知识点睛1.元素周期律元素的性质随着元素的递增而呈的变化，这个规律叫做元素周期律。
2.微粒半径大小规律①同主族，从上到下原子半径逐渐。
即电子层数越多，微粒的半径越。
②同周期，从左到右原子半径逐渐（稀有气体除外）。
即电子层数相同，核电荷数越大，原子的半径越。
③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，微粒半径越。
（如 F-> Na+> Mg2+> Al3+）④同种元素，原子半径阳离子半径；同种元素，原子半径阴离子半径。
即对同一元素，价态越高半径越。
（如：Fe2+>Fe3+）3.主族元素化合价规律（1）最高正价数=主族序数=最外层电子数如：2、3 周期主族元素的最高正价从+1 到+7 变化（O 通常显负价，F 没有正价）。
（2）最低负价绝对值=8-主族序数（限ⅣA 族~ⅦA 族）如：2、3 周期主族元素的负价从-4 到-1 变化（金属元素没有负价）。
4.金属性和非金属性规律（1）同一周期元素，从左到右，原子失电子能力逐渐减弱、得电子能力逐渐增强，则金属性越来越，非金属性越来越。
（2）同一主族元素，从上到下，原子失电子能力逐渐增强、得电子能力逐渐减弱，则金属性越来越，非金属性越来越。
（3）金属性和非金属性应用①元素的金属性越强，单质与水（或酸）反应置换出氢越_，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越_。
②元素的非金属性越强，单质与氢气化合越且生成的气态氢化物的稳定性越，元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越。
二、精讲精练1. 下列元素中，原子半径最大的是（ ）A ．CB ．NC ．SiD ．Cl2. 下列有关微粒半径大小的比较中，正确的是（ ）A ．Na +>NaB ．Cl -<ClC ．S 2->O 2-D ．K +<Na +3. 下列微粒半径的比较中，正确的是（ ） A ．Na<Si<S<Cl B ．Cs<Rb<K<Na C ．Na +<Mg 2+<Al 3+<F - D ．Al 3+ < Mg 2+ < Cl -< S 2-4. 短周期元素 X 、Y 、Z 在周期表中的位置如图所示。
元素周期律知识点
原子核外电子的排布原子核外电子分层排布的规律①原子核外电子总是先排能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)．②原子核外每个电子层最多容纳个电子．③原子最外层电子数不超过8 电子(K层为最外层不能超过2电子)．④原子次外层电子数不超过18 个电子(K层为次外层不能超过2个电子)．2．结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体归纳：周期的结构：三短、三长、一不全；族的结构：七主、七副、零八族。
3.原子结构与元素周期表的关系：（1）周期序数元素原子的电子层数；（2）主族序数元素原子的最外层电子数。
(2)定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律．(3)实质：元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果．A．半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找；B．在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；C．在周期表中的非金属区附近探索研制农药的材料1．甲、乙两元素原子的L层电子数都是其他层电子总数的2倍．下列推断正确的是()A．甲与乙处于同一周期B．甲与乙处于同一主族C．甲与乙的单质都是原子晶体D．甲与乙的原子序数之和为偶数解析：L层最多可有8个电子，当其他层共有4个电子时符合题意．根据核外电子排布规律，Mg符合条件；当L层未填满电子时，K层的2个电子已填入，此时L层应有4个电子，碳符合条件．则甲、乙指的是碳和镁，D选项符合题意．答案：D2．短周期元素A、B、C的原子序数依次递增，它们的原子最外层电子数之和为10，A与C同主族，B原子的最外层电子数等于A原子的次外层电子数，则下列叙述正确的是()A．原子半径：A＜B＜CB．A的氢化物稳定性大于C的氢化物稳定性C．三种元素的最高价氧化物对应水化物均可由化合反应得到D．高温下，A单质能置换出C单质解析：A、B、C为短周期原子序数依次递增，且A、C同主族，则三者的位置关系为又B原子最外层电子数等于A原子的次外层电子数，则B为第三周期ⅡA族，又三者最外层电子数之和为10，则A为C，C为Si，原子半径Mg＞Si＞C，故A项错；CH4稳定性大于SiH4稳定性，故B项正确；H2SiO3不能由SiO2和H2O反应制得，故C项错；高温下，2C＋SiO22CO↑＋Si，故D项正确．3．下列有关元素性质的递变规律不正确的是()A．Na、Mg、Al的还原性逐渐减弱B．HCl、PH3、H2S气态氢化物的稳定性逐渐减弱C．NaOH、KOH的碱性逐渐增强D．Na、K、Rb的原子半径依次增大解析：注意结构与性质之间的关系．Na、Mg、Al电子层数相同，按原子序数递增排列，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力逐渐增大，失电子能力减弱，金属还原性减弱，A正确；P、S、Cl是电子层数相同，按原子序数递增排列，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力逐渐增大，得电子能力增强，非金属性增强，气态氢化物稳定性逐渐增强，B不正确；Na、K、Rb电子层数依次增多排列，原子半径依次增大，原子核对外层电子引力依次减小，失电子能力依次增强，金属性增强，NaOH、KOH碱性逐渐增强，C、D正确．答案：B1．元素金属性强弱的判断(1)根据元素在周期表中的位置①同周期元素：从左至右随着原子序数的增加，金属性减弱．②同主族元素：从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强．(2)根据单质与水(或酸)反应的难易(或剧烈)程度：反应越容易或越剧烈，则其金属性越强．(3)根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则其金属性越强．(4)根据盐溶液之间的置换反应：A＋B b＋→B＋A a＋，则金属性：A＞B.(5)根据“单强离弱”：单质的还原性越强，则对应阳离子的氧化性越弱，反之成立．(6)根据金属活动性顺序：金属性前＞后．(7)根据原电池正负极反应：金属性负极＞正极．(8)根据电解池中放电顺序：先析出的金属→离子的氧化性强→金属性弱．2．元素非金属性强弱的判断(1)根据元素在周期表中的位置①同周期元素：从左到右，随着原子序数增加，非金属性增强．②同主族元素：从上至下，随着原子序数增加，非金属性减弱．(2)根据单质与H2化合的难易程度或生成的气态氢化物的稳定性：与H2化合越容易或生成的气态氢化物越稳定，则其非金属性越强．(3)根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则对应元素非金属性越强．(4)根据非金属单质之间的置换反应：若A置换B，则非金属性A＞B.(5)根据“单强离弱”：单质的氧化性越强，则对应阴离子的还原性越弱，反之成立．(6)根据电解池中放电顺序：先放电的阴离子→离子的还原性强→非金属性弱．[例题1]下列说法正确的是()A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－的小C．Na与Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱点拨：解答该题时应用同主族元素金属性、非金属性的变化规律及具有相同电子层结构的离子半径大小比较的规律进行分析．解析：A项中硅与碳处于同主族，非金属性碳大于硅，则CH4比SiH4稳定；B项O2－与F－的核外电子排布相同，但氧的原子序数小，因此O2－半径比F－的大；C项Na和Cs 属于第ⅠA族元素，且Cs的金属性强，因此Cs失电子能力比Na的强；D项P和As属于第ⅤA族元素，且非金属性P比As强，因此H3PO4的酸性比H3AsO4的强．答案：C1．X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素，下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是()A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D．Y的单质能将X从NaX溶液中置换出来解析：非金属性越强，电子层数越少，单质氧化性越强，气态氢化物越稳定，最高价氧化物的水化物酸性越强．氢化物沸点的高低，与非金属性没有直接关系，故只有C正确．答案：C2．有相同电子层结构的三种粒子A n＋、B n－、C，下列分析正确的是()A．原子序数关系是C＞A＞BB．粒子半径的关系是B n－<A n＋C．C一定是稀有元素的一种原子D．原子半径的关系是A＜C＜B解析：大多数单原子离子的电子层结构是稳定结构．以某周期中的稀有气体元素原子来看，下一周期的ⅠA、ⅡA族的阳离子和同一周期的ⅥA、ⅦA族的阴离子的电子层结构都与它相同，如S2－、Cl－、K＋、Ca2＋的电子层结构与Ar原子的相同．根据题中“具有相同电子层结构的三种粒子A n＋、B n－、C”可得出，C必定是稀有气体元素，B元素原子序数比C小，A元素原子序数比C大，离子半径的关系是B n－＞A n＋，原子半径A＞B.答案：C1．同周期：自左―→右，随原子序数的增大，r(原)依次减小．如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)2．同主族：自上―→下，随原子序数的增大，r(原)或r(离)依次增大．如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)3．电子层结构相同的离子：随原子序数的增大，r(离)依次减小．如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)，r(S2－)＞r(Cl－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)4．同种元素的粒子半径：r(阴)＞r(原)，r(阳)<r(原)，r(低价)＞r(高价)如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Na＋)＜r(Na)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)5．“四不靠”粒子：以上四种情况均不符合的粒子，可借助参照物．如：比较r(Ca2＋)与r(Al3＋)，可借助r(Mg2＋)，即：r(Ca2＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)．已知下列元素的原子半径：根据以上数据，磷原子的半径可能是()A．0.80×10－10 m B．0.70×10－10 mC．1.20×10－10 m D．1.10×10－10 m解析：同周期，自左→右，原子半径逐渐减小，故r(Si)＝1.17×10－10 m＞r(P)＞r(S)＝1.02×10－10 m，所以只有D符合条件．答案：D[例题2]下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：1．下列有关原子结构和元素周期律的表述正确的是()①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族A．①② B．①③C．②④D．③④解析：15号元素为P，其最高化合价为＋5价；ⅦA是同周期元素中非金属性最强的；第二周期ⅣA族元素为C，核电荷数为6，但因同位素的存在，中子数个数存在6、7、8三种情况；12号元素应位于元素周期表的第三周期ⅡA族．答案：C2．(2009·华东师大附中检测)下列说法正确的是()A．在化学反应中某元素由化合态变为游离态，该元素一定被还原了B．失电子难的原子其得电子的能力一定强C．电子层结构相同的各种离子，它们的半径随核电荷数的增加而减小D．最外层电子数较少的金属元素，一定比最外层电子数较它多的金属元素活泼解析：化学反应中某元素由化合态变为游离态，该元素既可能被还原，又可能被氧化，A 错；失电子难的原子其得电子能力也很弱，例如稀有气体元素的原子，B错；金属元素的活泼性与最外层电子数的多少无关，只与失电子的能力有关，D错．答案：C3．有A、B、C、D四种非金属元素，A、B在反应中各能结合一个电子形成稳定结构，放出能量B＞A；氢化物稳定性HD＜HA，原子序数C＜D，其阴离子C a－、D b－的核外电子数相等，则这四种元素非金属性强弱顺序正确的是()A．B＞A＞C＞D B．B＞A＞D＞CC．A＞B＞C＞D D．A＞B＞D＞C解析：结合电子(非金属性)形成稳定结构越容易，放出热量越多，因此，非金属性B＞A；非金属性越强其形成的气态氢化物稳定性越强，则非金属性A＞D；C a－、D b－的电子层结构相同，为同周期元素，原子序数越大，非金属性越强，因此，非金属性D＞C.答案：B4．根据元素周期律知识分析，下列说法中错误的是()A．铍(Be)是一种轻金属，它的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)可能是一种有色固体且HAt很不稳定，AgAt可能是有色难溶于水且感光性很强的固体C．硫酸锶(SrSO4)(锶与镁、钙的最外层电子数相同)可能是难溶于水的固体D．硒化氢(H2Se)是比H2S更稳定的气体解析：Be位于第ⅡA族，与Al位于对角线位置，性质相似，其氧化物的水化物可能具有两性，A正确；At是卤族元素中最下方的元素，颜色比I2更深，HAt不如HI稳定，AgAt 感光性更强，B正确；Sr与Mg、Ca、Ba同族，BaSO4不溶于水，所以SrSO4也不溶于水，C正确；Se与S同族位于S的下方，气态氢化物稳定性减弱，H2Se不如H2S稳定，D 错误．答案：D5．A、B、C、D为短周期内除稀有气体外的元素，它们的原子序数依次增大，四种元素中只有C为金属元素；A和C的最外层电子数相等；B、D属于同主族；C、D两元素原子的质子数之和为A、B两元素原子的质子数之和的3倍．请回答下列问题：(1)A的元素符号为________，B的原子结构示意图为________．(2)C2B2中含有的化学键是________，写出C2B2与A2B反应的离子方程式___________________________________________．(3)A、B、C、D离子半径由大到小的顺序为(用离子符号表示)______________________________________．(4)用化学方程式证明元素原子的得电子能力B强于D__________________________________.答案：(2)离子键、共价键2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑(3)S2－＞O2－＞Na＋＞H＋(4)2H2S＋O2===2H2O＋2S↓解析：因A、B、C、D均为短周期元素且原子序数依次增大，又因为A、C同主族且只有C为金属，故可初步确定A为H，C为Na，设B的原子数为b，因D与B同主族，所以D 的原子数为b＋8，则有11＋(b＋8)＝3×(b＋1)，解得b＝8，即B为O，D为S.(1)A为H，B的原子结构示意图为.(2)Na2O2中含有离子键和共价键，Na2O2与H2O反应的离子方程式为2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑.(3)S2－有3个电子层，而O2－与Na＋属相同电子层结构，则O2－的半径大于Na＋，而H＋半径最小．(4)证明O的得电子能力比S强，通常可用氧气置换硫化氢中的硫来实现．。
元素周期表知识点总结笔记
元素周期表知识点总结笔记1. 元素周期表的发现和演变元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，最早由德国化学家门-梅耳兹于1869年提出。
梅耳兹将已知的元素按照原子量从小到大排列，并且发现了元素周期性规律，并提出了元素周期律。
在此基础上，俄国化学家门-德列耳耶夫于1869年独立提出了元素周期表，并将元素按照原子量和化学性质排列，形成了近似于现代元素周期表的形式。
20世纪初，亨利•莫塞利用了原子序数和元素的化学性质将元素周期表进行了整理和完善，提出了现代元素周期表的雏形。
2. 元素周期律的基本概念元素周期律是指元素在周期表中按照一定规律重复出现的性质。
最早由门-梅耳兹发现，他发现元素的原子量存在周期性变化，并提出了元素周期律。
莫塞利将元素按照原子序数排列后，发现了元素性质的周期性规律。
在元素周期表中，周期性的现象主要体现在周期表的周期和族上。
周期中，元素的原子序数逐渐增加，族中，元素的外层电子数相同。
3. 元素周期表的基础结构元素周期表的基础结构是由周期和族组成的。
周期表中有7个周期，从第一周期的氢和氦到第七周期的镧系和锕系元素。
周期表中的周期代表了元素的外层电子层数，可以从周期表中的位置推断出元素的电子排布。
元素周期表中的族代表了元素的外层电子数，具有相同族的元素具有相似的化学性质。
4. 元素周期表中的主族元素和副族元素元素周期表中的主族元素是指周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族元素，它们的最外层电子数分别为1、2、3、4、5、6和7，副族元素是指3B、4B、5B、6B和7B 族元素，它们的最外层电子数分别为3、4、5、6和7。
5. 元素的周期性规律和周期表中的周期性现象元素周期性规律是指周期表中元素的周期性变化。
元素的原子半径、离子半径、电负性、金属活性和化合价等性质都具有周期性变化。
例如，周期表中，原子半径随着周期数的增加呈现出递减的趋势，而在同一周期中，随着族数的增加，原子半径逐渐增大。
化学元素周期表知识点整理
化学元素周期表知识点整理化学元素周期表是化学学科中最重要的工具之一，它以一种有序的方式呈现了各种化学元素的信息。
对于学习化学的人来说，深入理解元素周期表是掌握化学知识的关键。
首先，我们来了解一下元素周期表的结构。
元素周期表是一个长方形的表格，横行称为周期，纵列称为族。
周期表共有 7 个周期，18 个族。
其中，1、2、3 周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7周期由于尚未填满元素，称为不完全周期。
在元素周期表中，同一周期的元素从左到右，原子序数逐渐增大，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多。
而同一族的元素，从上到下，电子层数逐渐增多，化学性质具有相似性。
元素周期表中的元素按照原子序数递增的顺序排列。
原子序数等于质子数，质子数决定了元素的种类。
接下来，我们看看元素周期表中的元素性质呈现出的周期性规律。
原子半径是一个重要的性质。
同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。
这是因为随着核电荷数的增加，对核外电子的吸引力增强，使得原子半径减小。
同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，这是由于电子层数增多，原子核对最外层电子的吸引力减弱。
元素的化合价也呈现出周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于它所在的族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于最高正化合价减去 8。
金属性和非金属性是元素的重要性质。
同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
元素的金属性强弱可以通过单质与水或酸置换出氢的难易程度、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等来判断。
金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强。
元素的非金属性强弱可以通过单质与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等来判断。
非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
再说说元素周期表中的分区。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
第七章元素与元素性质的周期性
1．周期表与元素
周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道,周期表中元素可分为5个区。
s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6,d区的价电子构型为(n-1）d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n—1)d10ns1～2,f区的价电子构型为（n —2）f0～14(n—1)d0～2ns2。
构造原理:基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为
1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p
→6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。
对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。
通常,亚层轨道为全满或半满时比较稳定。
2．原子性质的周期性
（1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素,从左到右原子半径依次减小.
镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。
镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近.
d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩.
原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径,使用时需要注意。
(2）电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小；
同一周期元素，从左到右大体上依次增大。
元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He.该规律一般可用
的变化规律来解释。
原子有效核电荷Z
eff
(3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。
粗略的规律为：同一周期元素,从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z
的变化规律来解释。
eff
同族元素的电子亲和能变化幅度不大。
第1族元素的电子亲和能从上到下依次减小。
13族，14族，16族，17族元素，同一族元素的电子亲和能是第3周期元素最大，并且由此向下依次减小。
第2周期的B和O的电子亲和能在本族中最小，C和F位于本族第3周期元素之下。
主族元素Be,Mg,N及18族元素的电子亲和能为吸收的能量。
第2族与第15族元素的电子亲和能由吸能变为放能,并且从上到下依次增大.
（4)电负性一般规律：同一周期元素，从左到右电负性依次增大；同一族元素，从上到下电负性变小。
电负性大的元素位于周期表的右上角，电负性小的元素位于为周期表的左下角.
电负性也存在不同的定义与标度，例如Pauling电负性，Mulliken电负性，Allred—Rochow电负性，Allen电负性，使用时也需注意数据的一致性。
3．主族元素性质变化的一般规律
(1）单质
熔点和沸点：同族元素从上到下，金属熔点和沸点趋向于依次降低，非金属熔点和沸点趋向于依次上升。
单质晶体结构：周期表从左到右晶体结构由金属晶体逐渐过渡到分子晶体。
（2)氧化态
s区元素：价电子构型为ns1~2，常见氧化态为M+，M2+。
p区元素:价电子构型为ns2np1～6,具多种氧化态，最高氧化态为族氧化态，其他氧化态通常相差2的倍数.对于较轻元素，族氧化态是最稳定氧化态；对于较重元素，比族氧化态低2的氧化态为最稳定氧化态。
由于惰性电子对效应,13族元素从Al到Tl，14族元素从Ge到Pb,15族元素从P到Bi，高氧化态稳定性递减,低氧化态趋向稳定。
稀有气体：价电子构型为ns2np6，最外层为全充满稳定结构，化学性质极不活泼。
至今只制备出了Kr，Xe和Rn的真正的化合物，其中Xe的化学性质研究
得较充分。
Xe的主要氧化态有+Ⅱ，+Ⅳ，+Ⅵ和+Ⅷ，如XeF
2，XeOF
2
，XeO
3
和XeO
4
.Kr
的主要氧化态为+Ⅱ，如KrF
2。
（3）含氧酸
酸性：同一周期元素，同种类型的含氧酸,从左到右酸性增强；同一主族相同类型的含氧酸，从上到下酸性依次减弱.一般用中心原子电负性的变化来解释。
氧化性：同一周期元素含氧酸的氧化性从左到右增强，值显著升高；同一族元素含氧酸的氧化性从上到下呈现波浪式变化，第2，4，6周期的值较高，第3,5周期的值较低.
4．元素性质变化的“反常性”
（1)氢的特殊性 +1氧化态，与碱金属相似；—1氧化态，与卤素相似.H-为强还原剂。
(2)第2周期元素的特殊性第2周期元素具有效核电荷Z
eff
很高的1s2原子实，使价电子所受吸引力大，并且没有可用的d轨道参与成键，因此第2周期元素与第3周期元素的单质性质及化合物性质存在巨大差别。
例如，第2周期元素Li，Be性质具有特殊性；N，O，F的含氢化合物容易生成氢键，与金属形成的化合物离子性较强；碳元素具有最强的自相成链能力；多数有生成重键的特性；p区元素不易呈现出族氧化态，最高配位数仅为4。
（3)对角线关系某些位于对角线上的第2周期元素与第3周期元素性质相
似。
例如Li和Mg,Be和Al,B和Si。
（4)第二周期性指每族元素的物理化学性质，从上到下并非简单地直线形递变，而是呈现“锯齿形”变化这一现象，也称为“副周期性”.该现象与同族元素原子的电子结构变化有关。
(5)第4周期p区元素的反常性从第4周期开始，d轨道中逐一填充电子。
由于d电子屏蔽效应较差造成的d区元素半径收缩使第4周期过渡后p区元素的有效核电荷变大，因而原子半径与第3周期元素相差不大，致使第4周期元素性质(电负性、金属性或非金属性、电极电势、含氧酸的氧化还原性等）出现反常。
(6）惰性电子对效应指第6周期p区元素都易形成只失去6p电子而保留6s电子的化合物，即6s2电子对表现为惰性电子对的现象。
目前用相对论效应来解释.。