初识元素周期律笔记.doc

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1、元素周期律1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最外层电子数决定。2.元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。4.周期序数=该周期元素原子的电子层数主族的族序数=该族元素原子的最外层电子数5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关。元素周期表一、概念1.元素周期表是元素周期律的表现形式。2.编排原则：（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。（2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行

2、。3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原子获得电子能力的强弱。二、元素性质递变的周期性引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。1.化合价（1）主族元素的最高正价=最外层电子数=主族序数=8-︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价）主族元素最低负价=主族序数–8（除第一周期外）︱最高正价︱+︱最低负价︱=8（2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。2.原子半径（1）主族元素随着核电荷

3、数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。（2）3.金属性和非金属性（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。（3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致例：元素非金属性：N>P单质活泼性：NaSn单质活泼性：Sn>Pb三、化合物性质递变的周期性1.同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐

4、减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。2.同一主族，随着核电荷数的递增，从左到右元素最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐增强。3.氯酸硫酸硝酸磷酸亚氯酸亚硫酸亚硝酸偏磷酸次氯酸四、几条规律1.对角规律（1）递变性（B、C）金属性C>B；半径C>B；非金属性C

5、A、ⅡA外，同族上下相邻两元素的原子序数差为下面元素所在周期的元素种类。2.横向（1）短周期中，同一周期两元素的原子序数差等于族序数差。（2）第4、5周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加10。（3）第6周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加24。六、元素之最1.最活泼的金属Cs6.最轻的非金属单质H22.自然界中含量最多的金属Al7.最稳定的气态氢化物HF3.最活泼的非金属单质F28.含H量最大的氢化物CH44.最轻的金属Li9.最强碱CSOH5.冶炼最多的金属Fe10.最强酸HClO4补：某些元素的所有同位素原子都具有放射性，称为放射性元素。例如：

6、周期表84号及以后的元素。应用1.人们在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料；在B族和Ⅷ族中寻找催化剂，以及耐高温、耐腐蚀的合金材料。2.Na与水剧烈反应，形成熔化的小球，在水面上迅速游动，并发出嘶嘶声；Mg与水反应微弱，滴入酚酞，镁条附近溶液变红。3.在周期表的右上角寻找安全的高效农药；预测和发现新元素。4.SiH4甲硅烷&PH4易自燃H3PO4磷酸、HPO3偏硝酸、HClO4高氯酸判断金属性强弱的方法1、周期表中位置2、与H2O反应的难易度3、与H+反应的快慢4、置换5、构建原电池（负极活泼）6、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断非金属性强弱的方法1、周期表中位置（越往后

7、，越往上，非金属性越强）。2、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。3、与H2化合的难易度，或生成氧化物的稳定性。4、置换核外电子排布的规律1、原子结构示意图：电子层离核由近到远，电子层上的电子能量高低由低到高2、核外电子排布的规律（1）遵守能量最低原理（2）各电子层最多可容纳的电子数为2n2（n表示电子层序数）（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时则不超过2个）（4）次外层电子数不超过18，倒数第二层电子数不超过32.3、原子或原子团得失电子后形成的带电微粒称为离子。大多数的