元素周期表和元素周期律.doc

元素周期表和元素周期律
①原子组成: 中子
原子核
质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数
原子组成相对原子质量==质量数
核外电子
X
A
Z
原子不带电:中子不带电,质子带正电荷,电子带负电荷
②原子表示方法:
A:质量数 Z:质子数 N:中子数 A=Z+N
决定元素种类的因素是质子数多少,确定了质子数就可以确定它是什么元素
③同位素:质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素,如:16O和18O,12C和14C,35Cl和37Cl
④电子数和质子数关系:不带电微粒:电子数==质子数
带正电微粒:电子数==质子数—电荷数带负电微粒:电子数==质子数+电荷数
⑤1—20号元素(请按下图表示记忆)
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
⑥元素周期表结构
短周期(第1、2、3周期,元素种类分别为2、8、8)
元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期,元素种类分别为18、18、32)
素不完全周期(第7周期,元素种类为26,若排满为32)
周主族(7个)(ⅠA—ⅦA)
期族(18个纵行,16个族) 副族(7个)(ⅠB—ⅦB)
表 0族(稀有气体族:He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)
Ⅷ族(3列)
⑦元素在周期表中的位置:周期数=电子层数,主族族序数=最外层电子数=最高正化合价
主族元素最低负化合价=8-主族序数
⑧元素周期律:
从左到右:原子序数逐渐增加,原子半径逐渐减小,得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱),非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)
从上到下:原子序数逐渐增加,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱),金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)
所以在周期表中,非金属性最强的是F,金属性最强的是Fr (自然界中是Cs,因为Fr是放射性元素)
判断金属性强弱的四条依据:
a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度,越剧烈则越容易释放出H2,金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱,碱性越强,金属性越强
c、金属单质间的相互置换(如:Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)
d、原电池的正负极(负极活泼性﹥正极)
判断非金属性强弱的三条依据:
a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性,越易结合则越稳定,非金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,非金属性越强
c、非金属单质间的相互置换(如:Cl2+H2S==2HCl+S↓)
注意:“相互证明”——由依据可以证明强弱,由强弱可以推出依据
化学键:原子之间强烈的相互作用
共价键极性键:不同的非金属原子之间,A—B型,如:NH3,HCl,H2O中存在极性键
化学键非极性键:相同的非金属原子之间,A—A型,如:H2,Cl2,O2中存在非极性键
离子键:原子之间通过得失电子形成的化学键,一般由活泼的金属(ⅠA、ⅡA)与活泼的非金属元素(ⅥA、ⅦA)间形成,如:NaCl, KOH,Na2O2中存在离子键
共价键:原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键,一般由非金属元素与非金属元素间形成。
注:有NH4+离子的一定是形成了离子键;AlCl3中没有