元素周期表和元素周期律.doc

第一章元素周期表和元素周期律(物质结构基础)一、元素周期表★熟记等式:原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则:①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;③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——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置:周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀:三短三长一不全;七主七副零八族(注意:各族所在哪个纵行)熟记:三个短周期,第一和第七主族和零族的元素符号和名称;各周期的元素种数(2,8,8,18,18,32,32,50,50……)3、元素金属性和非金属性判断依据:①元素金属性强弱的判断依据:单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应;阳离子的氧化性强弱。②元素非金属性强弱的判断依据:单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应;阴离子的还原性强弱。4、核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。原子质量主要由质子和中子的质量决定。质量数质量数(A)=质子数(Z)+十中子数(N)核素把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素同位素质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素“同位”是指质子数相同,周期表中位置相同,核素是指单个原子而言,而同位素则是指核素之间关系特性同一元素的各种同位素化学性质几乎相同,物理性质不同在天然存在的某种元素中,不论是游离态,还是化合态,各种同位素所占的丰度(原子百分比)一般是不变的5、原子核外电子的排布规律:①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层电子数不超过32个二、元素周期律:元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。1、影响原子半径大小的因素:①电子层数:电子层数越多,原子半径越大(最主要因素)②核电荷数:核电荷数增多,吸引力增大,使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数:电子数增多,增加了相互排斥,使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系:最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无最高正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律:同主族:从上到下,随电子层数的递增,原子半径增大,核对外层电子吸引能力减弱,失电子能力增强,还原性(金属性)逐渐增强,其离子的氧化性减弱。即从上到下,元素的金属性依次增强,非金属性依次减弱同周期:左→右,核电荷数——→逐渐增多,最外层电子数——→逐渐增多,原子半径——→逐渐减小,得电子能力——→逐渐增强,失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强,还原性——→逐渐减弱,气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强,碱性——→逐渐减弱即从左到右,元素的金属性依次减弱,非金属性依次增强。F是非金属性最强的元素。第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同,最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-1—(4)金属性、非金属性金属性减弱,非金属性增加—(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢———(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的稳定性——稳定性增强—(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7—最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸—(12)变化规律碱性减弱,酸性增强—4、碱金属和卤族元素1)、碱金属元素Li锂 Na钠 K钾 Rb铷 Cs铯 碱金属锂、钠、钾、铷、铯、钫(Li、Na、K、Rb、Cs、Fr)结构因最外层都只有一个电子,易失去电子,显+1价,物理性质密度逐渐增大硬度逐渐升高熔、沸点逐渐降低化学性质原子核外电子层数增加,最外层电子离核越远,失电子能力逐渐增强,金属性逐渐增强,金属越活泼2)、卤族元素F氟  Cl氯 Br溴 I碘  (F是非金属性最强的元素,位于周期表右上方)卤素氟、氯、溴、碘、砹(F、Cl、Br、I、At)结构因最外层都有7个电子,易得到电子,显-1价,物理性质密度逐渐增大熔沸点逐渐升高(正常)颜