元素周期律---元素周期表.docx

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元素周期律---元素周期表
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元素周期律 ②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
三长三短不同原
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
子分子的极
元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
性
共用电子对是存在
共用电子对
周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）
①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）
元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
性质递变 ③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

（1）“10电子”微粒
微粒
分子
离子
一核10电子
Ne
N3-、O2-、F—、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子
HF
OH—
三核10电子
H2O
NH2—
四核10电子
NH3
H3O+
五核10电子
CH4
NH4+
（2）“18电子”微粒
微粒
分子
离子
一核18电子
Ar
K+、Ca2+、Cl—、S2—
二核18电子
F2、HCl
HS—、O22—
三核18电子
H2S
四核18电子
PH3、H2O2、（NH2F）
五核18电子
SiH4、CH3F、NH2OH
六核18电子
CH3OH、N2H4
其他微粒
C2H6、（CH3NH2）
（N2H5+、N2H62+）
（3）其他等电子数的微粒（了解）
“2电子”微粒：He、H—、Li+、Be2+
“9电子”微粒：—F、—OH、—NH2、—CH3
“14电子”微粒：Si、N2、CO、C2H2
（4）质子数和核外电子总数均相等的粒子
①Na+、NH4+、H3O+ ②Cl—、HS— ③F—、OH—、NH2— ④N2、CO、C2H2
三、元素周期表与原子结构的关系
主族元素的周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数=元素的最高化合价
主族元素的最低负化合价=-(8-主族序数) 质子数=原子序数=核电荷数
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、定义：相邻的两个或多个原子之间强烈的相互作用。
是相同原
①、定义：阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键
②、存在：离子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；离子晶体。
①、定义：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
①构成晶体粒
②、存在：共价化合物，非金属单质、离子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；
化学键 共价键 分子、原子、离子晶体中。
EMBE
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2、分类 ③、分类： 极性键 共价化合物
非极性键 非金属单质



金属键：金属阳离