元素周期表周期律

1、元素周期表周期律一.元素周期表的结构1.编排原则(1)按顺序从到排列。(2)将相同的元素从到排成一行。元素周期表有个横行，叫做(3)将相同的元素按顺序从到排成_行。周期表有个纵行，叫做。2 .元素周期表的结构(1)由元素和元素共同组成的族称为族，符号为。(2)仅由元素组成的族称为族，符号为。(3)其中由第三个纵列元素组成的族称为族。(4)由元素组成的族为族，原因是它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为。(5)元素周期表的中部从mB族到HB族10个纵行，包括了第族和全部族元素，共六十多种元素，通称为。这些元素都是金属，所以又把它们叫做。(6)第6周

2、期中，57号元素例(La)到71号元素错(Lu),共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称。第7周期中，89号元素舸(Ac)到103号元素镑(Lr),共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称。为了使表的结构紧凑，将全体例系元素和舸系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。(7)在舸系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做。(8)按电子排布，可把周期表里的元素划分成一个区，即。除ds区外,区的名称来自按最后填入电子的的符号。3 .元素在周期表中的位置取决于元素的原子结构周期序

3、数=元素原子的数；主族元素的族序数=元素原子的数；出B口B的族序数=数；旧和nB的族序数=轨道上的数。4 .每周期所含元素原子结构及种类的周期性变化特点每周期(除第1周期外)主族元素和0族元素的元素原子最外层电子数由到(若K层为最外层则由1递增至2)。每周期(除第1、7周期外)所含元素总是从开始，然后过渡到,最后是元素。并且，第n周期(除第1周期外)的最后一种金属元素出现在第主族，这些金属元素通常显两性。二.思考题及解题规律1 .若元素周期表能排满7个周期，则共有几种元素？画出原子序数最大的元素的原子结构示意图。若元素周期表能排满8个周期，则第个周期共有几种元素？2 .已知元素的原子序数如何求

4、元素在周期表中的位置？例.填写原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。原子序数613345388周期族3 .序差同周期第nA族与第mA族周期数第nA族与第mA族兀素的原子序数之差第2周期第3周期第4周期第5周期第6周期第7周期(3)试推测该元素处于周期表的区，该区包括元素族的种类是例、完成下列表格：原子序数156周期四一族WBvna基态原子的电子排布Ar3d64s21Xe6s三.元素原子的电子层排布、原子半径和元素化合价的周期性变化规律1.元素原子核外电子排布的周期性变化相邻周期同主族(0族)若nW2：上一周期元素的原子序数+=下一周期元素的原子序数若n>3(0族)：

5、上一周期元素的原子序数+=下一周期元素的原子序数例、短周期元素X、Y的原子序数相差7,卜列有关判断错误的是()A.X和Y可能处于同一周期B.X和Y可能处于相邻周期原子序数电子层数最外层电子数121310211183结论：随着原子序数的递增，兀素原子的最外层电子排布呈现的周期性变化(H、He除外)2.元素原子半径的周期性变化C.X和Y可能处于同一主族D.X和Y可能处于相邻主族例、A、B、C是周期表中相邻的三种元素,A和B同周期，B和C同主族，三种元素原子最外层电子数的和为14,核内质子数和为28,则A、B、C三种元素是()A.N、P、CB.Li、Be、MgC.C、N、PD.O、S、F原子序数原子

6、半径的变化39逐渐1117逐渐结论：随着原子序数的递增,兀素原子半径呈现的周期性变化例、A、B、C为短周期元素，在周期表中所处的位置如图所示。A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。B原子核内质子数和中子数相等。AC(1)写出A、B、C三种元素名称：、。；(2)B位于周期表中第周期第族。(3)写出A的气态氢化物与B的最高价氧化物对应水化物反应的化学方程式4 .元素周期表分区的意义例、某元素原子的电子排布式为Ar3d104s24p1,根据原子核外电子排布与元素在元素周期表中的位置关系,完成下列各题：(1)该元素处于元素周期表的第周期，该周期的元素种数是;(2)该元素处于元素周期表的第

7、族，该族的非金属元素种数是;3.元素化合价的周期性变化原子序数化合价(最高价、最低价)的变化12十10310最局止价：最低负价：1118最局止价：最低负价：结论：随着原子序数的递增，兀素的最高正价呈现、最低负价呈现的周期性变化十r(KJr(K)3r(P)D.r(Cl)r(Cl)单核微粒的半径大小取决于三个因素1 .电子层数越多，微粒的半径越（主要）。2 .电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对电子的吸引力越,微粒的半径越。3 .电子层数和核电荷数都相同时，电子数越多，电子之间的排斥力越,微粒的半径越不同微粒半径大小的变化规律（填空、解释并举例）1 .同主族元素的原子（或离子），随电子层数（原子

8、序数）的递增，原子（或离子）半径逐渐2 .同周期（电子层数相同）的元素的原子，随原子序数的增大，原子半径变。3 .电子层结构相同的不同离子（同周期元素的阳离子或同周期元素的阴离子或阴阳离子上下分，阴上阳下），原子序数越大，离子半径越。4 .原子半径相应的阴离子半径；原子半径相应的阳离子半径。5 .同种元素的阳离子，化合价越高，半径越。【典型例题】1 .下列粒子半径之比大于1的是（）2 .下列各组元素中，按最高正化合价递增顺序排列的是（）C、N、FNa、Mg、AlF、Cl、BrP、S、ClA.B.C.D.3 .X元素的最高化合价和最低化合价的绝对值之差为6,Y元素原子次外层与X元素原子次外层均为

9、8个电子，X、Y的离子具有相同的电子排布，X、Y形成的化合物是（）A.MgF2B.MgCl2C.CaCl2D.CaBr24 .短周期的三种元素X、丫和Z,已知X元素的原子最外层上只有一个电子，Y元素的M电子层上的电子数是它的K层和L层上电子总数的一半，Z元素L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2,则由这三种元素组成的化合物的化学式不可能是C.X3YZ4绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为第族、第族、第族、第族。5.序奇价奇，序偶价偶，除个别元素（如氮）外。主族序数IAnAmAwAVAVIAvnA常见化合价特别提醒非金属元素显负价时一般就是最低负价，但如果非金属原子间形成共用电

10、子对，则平均化合价会显最低负价到0价之间的化合价。如：O22中氧元素的平均化合价为一1价。C.D.6,在水溶液中，YO3一和S2发生反应的离子方程式如下：YO3+3S2+6H+=Y+3SH3H2O（1）YO，中丫元素的化合价是。（2）Y元素原子的最外层电子数是。比较S2一和Y一的还原性强弱：>。化合价的一般规律1 .在单质中元素显价。2 .在化合物中，金属元素只显价，非金属元素既显价又显价。3 .主族元素：最高正价=原子的数，O无且一般不显正价（O在OF2中显+2价），F无。4 .主族元素：最高正价+最低负价1=。A.X2YZ4D.X4Y2Z75,短周期元素x和y,可形成化合物xy3,当

11、x的原子序数为m,y的原子序数可能为（）Dm+4m-4m-8m+2m-6m+12B.四.元素金属性、非金属性周期性变化规律元素的金属性是指元素的原子电子的能力；元素的非金属性是指元素的原子电子的能力。1 .同主族元素的性质与原子结构的关系（1）元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与有关。（2）同主族元素性质的递变规律同主族元素从上到下原子核外电子层数,原子半径,失电子能力,得电子能力,金属性，非金属性。2 .元素金属性和非金属性的周期性变化金属性强弱判断原则非金属性强弱判断原则根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断：单质与水（或酸）反应越激烈，

12、越容易置换出氢气，金属性越。根据单质与H2反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断：一般地，单质与H2反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越,则对应的非金属元素的非金属性越;反之，则越弱。根据兀素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断：一般地，元素的最图价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越。反之，则越弱。根据兀素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断：一般地，元素的最图价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越。反之，则越弱。根据置换反应进行的方向来判断：一般是强“置换弱”。根据置换反应进行的方向来判断：一

13、般是强“置换弱”。根据金属阳离子的氧化性强弱来判断：一般情况下，金属阳离子的越强，则对应的金属单质的还原性越，金属元素的金属性也就越。根据非金属阴离子的还原性强弱来判断：一般情况下，非金属阴离了的越强，则对应的非金属单质的氧化性越，非金属性元素的非金属性也就越。元素金属性或非金属性的强弱的比较依据五、元素周期律1 .内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈现。2 .实质：元素性质的周期性变化是周期性变化的必然结果。概括元素的金属性、非金属性与元素在周期表位置之间的关系。（1）同一周期，从左向右，原子半径逐渐,最外层电子数逐渐,元素的原子失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素金属性逐渐,非金属性逐渐

14、;（2）同一主族，从上到下，原子半径逐渐,元素的原子失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素金属性逐渐，非金属性逐渐。【典型例题】1 .X元素最高价氧化物对应的水化物为H3XO4,则它对应的气态氢化物为（）A.HXB.H2XC.XH4D.XH32 .下列说法正确的是（）A.IA族元素的金属性比nA族元素的金属性强B. IVA族元素的氢化物中，稳定性最好的是CH4C.同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强D.第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小3 .运用元素周期律分析，下列说法错误的是（）A.Ra是第七周期第nA族的元素，Ra（OH）2的碱性比Mg（OH）2的碱性强B. As是第四周

15、期第VA族的元素，AsH3的还原性比NH3的还原性弱C. Cs的原子半径比Na的原子半径大，Cs与水反应比Na与水反应更剧烈D. Cl的核电荷数比Al的核电荷数大，Cl的原子半径比Al的原子半径小4 .短周期元素A、B、C、D的原子序数依次递增，它们的核电荷数之和为32,原子最外层电子数之和为10。A与C同主族，B与D同主族，A、C原子的最外层电子数之和等于B原子的次外层电子数。则下列叙述正确的是（）A.D元素处于元素周期表中第三周期第V!A族B.四种元素的原子半径：AVBVCVDC. B、D的最高价氧化物，具有相似的物理性质和化学性质D. 一定条件下，B单质能置换出D单质，C单质能置换出A单

16、质意图为,A、B可形成BA2型化合物据此填空:5.A、B、C、D四种短周期元素，原子序数依次增大，且B、C同周期，A、D同主族，C的原子结构示(1)C的元素名称为,其气态氢化物的化学式为。(2)A、B、C、D四种元素的原子，半径由大到小的顺序为。(用元素符号表示)(3)B和D的最高价氧化物对应的水化物反应的化学方程式是。(4)某同学根据元素周期律推知：A元素和D元素最高价氧化物对应的水化物酸性前者强。该同学的推断是否正确？。请说明理由：。六.电离能气态基态原子或离子叫做电离能，常用符号表示，单位为。1 .第一电离能(1)定义态性态失去电子转化为所需要的最低能量叫做,常用符号表示，单位为。(2)

17、根据电离能的定义可知，电离能越小，表示在气态时该原子越失去电子；电离能越大，表示在气态时该原子越失去电子；反过来也成立。元素原子的电离能大小，主要取决于原子的电子层结构(是否处于稳定结构)、核电荷数以及原子半径的大小。(3)第一电离能的变化规律随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈变化。同一主族元素，从上到下，随着核电荷数的增加，电子能层数逐渐,原子半径逐渐,原子核对核外电子的吸引越来越,元素的原子越来越失去电子，故同一主(0)族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐。同一周期的元素，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐变(稀有气体除外)，原子核对核外电子的吸引越来越,元素的原子越来越失去电子

18、，因此元素的第一电离能趋势。同周期内，碱金属的第一电离能最,稀有气体的第一电离能最(为什么？)。同周期元素第nA族元素第一电离能第mA族元素的第一电离能，第VA族元素的第一电离能第V1A族元素的第一电离能。(为什么？)2 .同一元素的逐级电离能(1)逐级电离能的定义原子的+1价气态基态正离子再失去1个电子所需要的能量叫做第二电离能，符号为£依此类推小I4。(2)同一元素的逐级电离能越来越,这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子后，半径变,核电荷数未变而电子数目变少，核对电子的吸引作用,因而第二个电子比第一个电子失去,失去第二个电子比失去第一个电子需要的能量。(3)金属元素原子的电离

19、能与其化合价的关系3.元素电离能的应用(1)衡量原子失去去电子的难易，比较金属的活泼性和元素的金属性。一般第一电离能越小，金属性越。如碱金属的第一电离能越小，碱金属越。(2)判断原子易失去电子的数目和元素合价同种元素的各级电离能逐渐增大并且会发生一个突变，发生突变是由于电子是分层排布的，相比于最外层电子，内层电子很难失去。如果电离能在In与In+1之间突变，则元素原子易形成价离子，如果是主族元素，则其最外层有个电子。七.电负性1 .含义：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力，形象地叫做,原子中用于形成化学键的电子称为。电负性的概念是由美国化学家提出的，用来描述不同元素的原子对吸引力的大

20、小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力。2 .标准：以氟的电负性为和锂的电负性为作为标准，得出了各元素的电负性。3 .电负性的变化规律：随着原子序数的递增，元素的电负性呈现变化。同周期，从左到右元素的电负性逐渐。同主族，从上到下元素的电负性逐渐。4 .应用:(1)判断元素金属性、非金属性的强弱。电负性数值越大，元素的非金属性越,金属性越;电负性越小，元素的金属性越，非金属性越。电负性最大的元素为,电负性最小的为。一般来说电负性大于1.8的元素为元素；电负性小于1.8的元素为元素；而当元素的电负性在1,8左右时，元素位于非金属三角区边界，该元素一般既有金属性又有非金属性。(2)电负性与化学键、

21、化合物类型的关系2500一般认为：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7,它们之间通常形成,相应的化合物为化合物；如果两个成键元素原子间的电负性差小于1.7,它们之间通常形成,相应的化合物为化合物。(AlCl3是离子化合物吗？)(3)电负性与元素的化合价的关系1UEl|tE（kJ-rnul20001500100057911131517192原子序数在化合物中，电负性数值较小的元素的化合物中吸引键合电子的能力较,元素的化合价为价;电负性数值较大的元素在化合物中吸引键合电子的能力较,元素的化合价为值。由于氟是所有元素中电负性数值最的元素，所以在氟的化合物中，氟一定显示价，没有价。(ClO2、

22、NHzCl、NCl3中各元素的化合价？)(4)解释“对角线”规则在元素周期表中，某些元素与方的主族元素的有些性质是相似的，被称为对角线规则。八.元素周期表和元素周期律的应用1 .根据元素在周期表中的位置推测其和。2 .根据元素的推测它在周期表中的位置。3 .指导新元素的发现及预测它们的。4 .指导其他与化学相关的科学技术。如在周期表中的分界线处，可以找到半导体材料。在中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。【典型例题】1 .关于错(Ge),下列叙述正确的是()A.错是一种金属性很强的元素C.错化氢(GeH4)稳定性很强2 .下列各组元素性质的递变情况错误的是(B.错是优良的半导体材料D.错酸(H4GeO4)是难溶于水的强酸)A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、C、Cl元素最高正价依次升高C. N、O、F电负性依次增大D.Na、K、Rb第一电离能逐渐增大3.已知X、Y元素同周期，且电负性X