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元素周期律

质子数(Z)= 核电荷数= 原子数序
原子序数:按质子数由小大到的顺序给元素排序,所得序号为元素的原子序数。
质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)
中性原子:质子数= 核外电子数
阳离子:质子数= 核外电子数+ 所带电荷数
X
A
Z
c±
d
±b
阴离子:质子数= 核外电子数- 所带电荷数

A 表示X原子的质量数;Z 表示元素X的质子数; d 表示微粒中X原子的个数;c± 表示微粒所带的电荷数;±b 表示微粒中X元素的化合价。
(1~18号元素)
:1 1H。
。①最外层电子数与次外层电子数相等:4Be、18Ar; ②最外层电子数是次外层电子数2倍:6C;③最外层电子数是次外层电子数3倍:8O;④最外层电子数是次外层电子数4倍:10Ne;⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍:3Li、14Si。
:1H、4Be、13Al。
:4Be。
:3Li、14Si
:3Li、15P。
~20号元素组成的微粒的结构特点
(1).常见的等电子体
①2个电子的微粒。分子:He、H2;离子:Li+、H-、Be2+。
②10个电子的微粒。分子:Ne、HF、H2O、NH3、CH4;离子:Na+、 Mg2+、Al3+、
NH+ 4、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH- 2等。
③18个电子的微粒。分子:Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4(联氨)、C2H6(CH3CH3)、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH(羟氨);离子:K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2- 2等。
(2).等质子数的微粒
分子。14个质子:N2、CO、C2H2;16个质子:S、O2。
离子。9个质子:F-、OH-、NH- 2;11个质子:Na+、H3O+、NH+ 4;17个质子:HS-、Cl-。
(3).等式量的微粒
式量为28:N2、CO、C2H4;式量为46:CH3CH2OH、HCOOH;式量为98:H3PO4、H2SO4;式量为32:S、O2;式量为100:CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
元素周期律及其实质
:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
:是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化,决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化,进而影响元素的性质出现周期性变化
:以第3周期或第VIIA族为例,随着原子序数的递增
元素性质
同周期元素(左→右)
同主族元素(上→下)
最外层电子数
逐渐增多(1e—→8e—)
相同
原子半径
逐渐减小(稀有气体最大)
逐渐增大
主要化合价
最高正价:+1→+7;
最低负价-4 →-1;
最低负价=主族序数-8
最高正价相同;
最低负价相同(除F、O外)
最高正价=主族序数
得失电子能力
失能减;得能增。
失能增;得能减。
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱;
非金属性逐渐增强。
金属性逐渐增强;
非金属性逐渐减弱。
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱;
酸性逐渐增强。
碱性逐渐增强;
酸性逐渐减弱。
非金属气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
电子层数: 相同条件下,电子层越多,半径越大。
判断的依据核电荷数相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。
微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li<Na<K<Rb<Cs
具体规律: 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F--<Cl--<Br--<I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如:F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
①与水反应置换氢的难易越易,金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强,金属性越强
金属性强弱③单质的还原性或离子的氧化性(电解中在阴极上得电子的先后)
④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来
依据: ⑤原电池反