1、實用標準文檔知識網絡原子結構（AX）中子N （不帶電荷）同位素質量數（A=N+Z一丄、_暫 近似相對原子質量 - 核電荷數 決定兀素種類”元素 t 元素符號原子核”質子Z （帶正電荷）決定原子呈電中性.最外層電子數決定主族元素的_電子數（Z個）：彳化學性質及最高正價和族序數 核外電子彳排布規律 T電子層數周期序數及原子半徑表示方法 T原子（離子）的電子式、原子結構示意圖隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周期性變化、原子最外層電子的周期性變化（元素周期律的本質）.，元素周期律、原子半徑的周期性變化元素周期律和元素周期表編 排 依 據元素周期表、元素主要化合價的周期性變化 、元素的金屬

2、性與非金屬性的周期性變化 、按原子序數遞增的順序從左到右排列； 、將電子層數相同的元素排成一個橫行； 、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。短周期（一、二、三周期） 長周期（四、五、六周期） 不完全周期（第七周期） 主族（I A叩A共7個）：， 副族（I B叩B共7個） 別族（8、9、10縱行） 零族（稀有氣體）；同周期同主族元素性質的遞變規律 、核外電子排布 、原子半徑 性質遞變、主要化合價、金屬性與非金屬性、氣態氫化物的穩定性 、最高價氧化物的水化物酸堿性 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。排列原則周期表結構周期（7個橫行）i族（18個縱

3、行）電子層數判斷的依據核電荷數最外層電子數相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大。微粒半徑的比較1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小（稀有氣體除外）女口： NaMgAISiPSCI.2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。女口： LivNavKvRbvCs具體規律 3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。女口： F-CI -Br - Na +Mg 2+ AI 3+5、同一元素不同 價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如FeFe 2+ Fe 3+ 與水反應置換氫的難易 最高價氧化物的水化物堿性強弱元素的金屬性 或非金屬性強 弱的判斷依據金屬性強弱單質的還原性一互相置換

4、反應r與H2化合的難易及氫化物的穩定性 ，_非金屬性強弱，：最高價氧化物的水化物酸性強弱 單質的氧化性 互相置換反應元素周期表有7個周期，有16個族和4個區。關鍵詞：同一主族對角線規則一、同一主族元素性質的遞變規律同一主族元素結構和性質具有一定的相似性和遞變性：從上到下原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，金屬性逐漸增 強，非金屬性逐漸減弱，對應氫化物的穩定性逐漸減弱，最 高價氧化物對應的水化物的酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強。 下面以I A族堿金屬和山A族鹵素為例，介紹同主族元素自 上而下性質遞變規律。 金屬性逐漸增強，女口 LivNavKvRbvCs ,自然界存在的元素中，

5、銫的金屬性最強；非金屬性逐漸減弱，如 FCIBrlAt ,自然界存在的元素 中，氟的非金屬性最強。 最高價氧化物對應的水化物堿性增強，酸性減弱。如堿性：LiOHvNaOHvKOHvRbOHvCsOH; 酸 性：HCIO4HBrO4HIO4 :高氯酸 HCIO4 在所有含氧酸中酸 性最強，HBrO4 也是一種強酸，高碘酸實際上化學式為H5IO6,無色晶體，弱酸。 氣態氫化物的穩定性逐漸減弱，如HFHCIHBrHI 。 溶解性堿金屬的氫氧化物在水中都是易溶的，溶解時.還放出大量的熱。堿土金屬的氫氧化.物的溶解度則較小，其中Be(OH)2和Mg(OH)2 是難溶的氫氧化物。堿土金屬的氫氧化物的溶解度

6、列入表1中。由表中數據可見，對堿土金屬來說，由Be(OH)2到Ba(OH)2 ,溶解度依次增大。這是由于隨著金屬離子半徑的增大，正、 負離子之間的作用力逐漸減小，容易為水分子所解離的緣故。表1堿土金屬氫氧化物的溶解度 20 C氫氧化Be(OMg(OCa(OSr(OHBa(O物H)2H)2H)2)2H)2溶解度8x5x1.8 x6.7 x2x/10-610-410-210-210-1mol -L-1堿金屬的鹽類大多數都易溶于水。堿金屬的碳酸鹽、硫酸鹽 的溶解度從Li至Cs依次增大，少數堿金屬鹽難溶于水，例如 LiF 、 LiC03 、 Li3PO4NaZn(UO2)3(CH3COO)96H2O、

7、KC104、K2 : PtCI6 等。 晶體類型與熔、沸點，堿金屬的鹽大多數是離子型晶體， 它們的熔點、沸點較高。堿土金屬離子帶兩個正電荷，其離子半徑較相應的堿金屬小， 故它們的極化力較強，因此堿土金屬鹽的離子鍵特征較堿金 屬的差。但隨著金屬離子半徑的增大，鍵的離子性也增強。 堿土金屬指元素周期表中H A族元素，包括鈹（Be）、鎂（Mg）、 鈣（Ca）、鍶（Sr）、鋇（Ba）、鐳（Ra）六種金屬元素。其中鈹也 屬于輕稀有金屬，鐳是放射性元素。堿土金屬共價電子構型是ns2例如，堿土金屬氯化物的熔點從Be到Ba依次增高：氯化物BeCl2MgCl2CaCl2SrCl2BaCl2熔點/C 405714

8、782876962 熱穩定性，堿金屬的鹽除硝酸鹽及碳酸鋰外一般都具有較強的穩定性，在800 C以下均不分解。堿土金屬鹽的穩定性相對較差，但在常溫下還是 穩定的，只有鈹鹽特殊。過鋯的含量。Zr和Hf的金屬半徑分別為160pm 和159pm Y二、探討對角線規則在周期表中，某元素的性質和它左上方或右下方的另一 元素性質相似性，稱對角線規則。這種相似性特別明顯地存 在于下列三對元素之間：LiBe B CNa Mg Al Si1、鋰與鎂的相似性。在IA族中，鋰半徑最小，極化能力強,表現出與Na和K等的不同性質，它與IIA族里的Mg相 似，例如： 鋰和鎂在過量的氧中燃燒時，并不形成過氧化 物，而生成正常

9、的氧化物。 鋰和鎂直接和碳、氮化合，生成相應的碳化物或氮化物。 例如：6Li + N2 = 2Li3N 3Mg + N2 = Mg3N2Li+和Mg2+ 離子都有很大的水合能力。 鋰和鎂的氫氧化物均為中等強度的堿，在水中溶解度不大。加熱時可分解為 Li2O和MgO。其它堿金 屬氫氧化物均為強堿，且加熱至熔融也不分解。 鋰和鎂的 硝酸鹽在加熱時，均能分解成相應的氧化物 Li2O、MgO及 NO2和02，而其它堿金屬硝酸鹽分解為 MN02 和02。鋰和鎂的某些鹽類和氟化物、碳酸鹽、磷酸鹽等均難溶于水，其它堿金屬相應化合物均為易溶鹽。氯化物都具有共價性，能溶于有機溶劑如乙醇中。它們的水合氯化物晶體受

10、熱時都會發生水解反應：2、鈹、鋁的相似性表現在：兩種金屬的標準電極電勢相近(Be2+ /Be, -1.85V ; AI3+ /Al , -1.66V )。鈹和鋁經濃硝酸處理都表現鈍化，而其它堿土金屬均易與硝酸反應。鈹和鋁都是兩性金屬，既能溶于酸也能溶于堿。 氫氧化物均為兩性，而其它堿土金屬氫氧化物均為堿性。BeO和AI2O3都有高熔點和高硬度。鋁和鈹的氯化物是 共價分子，能通過氯橋鍵形成雙聚分子，易升華、易聚合， 易溶于有機溶劑。3、硼和硅的相似性。B和Si雖是不同族元素，在周期表中處于相鄰族的對角位置，由于離子極化作用相近(Si4+電荷高 一些，但半徑大；B3+電荷低一些，但半徑小)，性質上

11、有許 多相似之處。單質晶體都是高熔點原子晶體；與鍵強度相 關。在自然界均以含氧化合物存在。 鹵化物都徹底水解， 生成含BO，SiO鍵的化合物（硅酸、硼酸）都有一系 列氫化物，氫化物均有揮發性，不穩定。含氧酸都是弱酸， 含氧酸鹽都易水解對角線規則是從有關元素及其化合物的許多性質中總結出來的經驗規律；對此可以用離子極化的觀點加以粗略的說明。同一周期最外層電子構型 相同的金屬離子，從左至右隨離子電荷的增加而引起極化作 用的增強；同一族電荷相同的金屬離子，自上而下隨離子半 徑的增大而使得極化作用減弱。因此，處于周期表中左上右 下對角線位置上的鄰近兩個元素，由于電荷和半徑的影響恰 好相反，它們的離子極化

12、作用比較相近，從而使它們的化學 性質比較相似。由此反映出物質的結構與性質之間的內在聯系。三.周期表中的變化規律(一) 同一元素：r -離子r原子r+離子r2+離子(二) 同一周期1. 短周期:每一個短周期從左到右，有效核電荷依次增大，所 以原子半徑依次遞減.2. 長周期:過渡元素自左至右，電子逐一填入(n-1)d層,而它對核的屏蔽作用較小，所以自左向右半徑減小的幅度不如主族 元素那么大.3. 內過渡元素：電子填入再次外層的(n-2)f層，由于f電子對 核的屏蔽作用更小，使得原子半徑由左至右收縮的平均幅度更小比較短周期和長周期，相鄰元素原子半徑減小的平均幅度 大致是非過渡元素過渡元素內過渡元素（

13、10pm ）（5pm ） （v 1pm ）（三）同一族1. 主族：同一主族由上而下，原子半徑一般是增大的.因為同 族元素原子由上而下電子層數增多，所以半徑由上至下依次增 大.2. 副族：副族元素由上至下，原子半徑增大的幅度較小，特別是五,六周期的同族元素原子半徑非常接近，這是由于后面要提到的鑭系收縮效應所造成的結果.特殊元素集錦1、最活潑的金屬元素、最高價氧化物對應的水化物堿性最強的元素、陽離子氧化性最弱的元素是銫（Cs ）。2、最活潑的非金屬元素、無正價的非金屬元素、無含氧酸的非金屬元素、無氧酸（或氫化物）可腐蝕玻璃的元素、氣態 氫化物最穩定的元素、陰離子的還原性最弱的元素是氟（F）。3、最

14、強的堿是 CsOH ；最強的含氧酸是（高氯酸HCIO 4）最高價氧化物的水化物能與其氣態氫化物發生化合反應的短周期元素是（No.7氮N ）最高價氧化物的水化物能與其氣態氫化物發生氧化還原反應的短周期元素是（No.16硫S）氣態氫化物和它的氧化物在常溫下生成該元素的單質的元素是（No.16硫S）3、最穩定的氣態氫化物是（氟化氫HF，準確的說，氟化氫在0度是液體）氣態氫化物中含氫質量分數最大的是（甲烷CH4）最小的是（碘化氫HI）4、形成化合物種類最多的元素是（No.6碳C,兩千多萬種 有機物都是含碳的）、單質是自然界中硬度最大的物質的元 素、氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素是碳（C）。空氣中含

15、量最多的元素是（No.7氮N，在大氣中氮氣的 質量分數75 %）或氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素是氮（N ）。地殼中含量最多的元素是 （No.8氧0）地殼中含量最多的金屬兀素是（No.13鋁Al ）人體是由80多種元素所組成，為便于研究，將其中占人體體重0.01%以上，每人每日需要量在100mg以上的元素稱為常量元素或宏量元素，人體中含量占體重萬分之一以下0.01% ）的元素稱微量元素。標準健康成年人的元素組成為氧65 %、碳18%、氫10 %、氮 3%、鈣 1.5 %、磷 1%、鉀 0.35 %、硫 0.25%、鈉 0.15 % 氯0.15%、鎂0.05%等11種含量大于0.01 %的元素稱

16、為人 體常量元素。這些常量元素約占體重的99.9%。凡是占人體總重量的萬分之一以下的元素，如鐵、鋅、銅、錳、鉻、硒、 鉬、鉆、氟等，稱為微量元素（鐵又稱半微量元素）。微量元素在人體內的含量真是微乎其微，如鋅只占人體總重量的百 萬分之三十三。鐵也只有百萬分之六十。5、 焰色反應呈黃色的元素是（No.11鈉Na）透過藍色鉆玻璃觀察焰色反應呈紫色的元素是（No.19鉀K）6、 常溫下單質呈液態的兀素是（No.35溴Br， No.80 汞Hg ）常溫下單質呈液態的非金屬兀素是（No.35溴Br）7、 無氧酸能腐蝕玻璃的元素是（氫氟酸HF，劇毒）最易著火的非金屬單質的元素是（No.15磷P，白磷，溫 度

17、高一點就著了）8、 既能與酸反應又能與堿溶液反應可產生 H2的金屬元素為 鋁（Al ），與堿溶液反應可產生 H2的非金屬元素為（Si）,Al2O3 和Al（OH） 3都有兩性。9、元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素是鋰（Li）、鈉（Na ）、氟（F）。10、 常見的能形成同素異形體的元素有碳（C）、磷（P）、氧（0）、硫（S），其中一種同素異形體易著火的元素是磷（P）。元素周期表中的規律一、最外層電子數規律1、最外層電子數為1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。2、最外層電子數為2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB 族）、0 族

18、（He ）、VIII 族（ 26 Fe、27C0 等）。3、最外層電子數在37之間的元素一定是主族元素。4、 最外層電子數為8的元素：0族（He除外）。二、數目規律1、 包含元素種類最多的是第IIIB族（32種，含有鑭系、錒 系各15種）。2、同周期第IIA族與第IIIA族元素的原子序數之差有以下 三種情況： 第2、3周期（短周期）元素原子序數相差1 ； 第4、5周期相差11 ； 第6、7周期相差25。3、設n為周期序數，每周期最多容納元素數目為：奇數周期為(n + 1)2/2 ;偶數周期為(n + 2)2/2。4、同主族相鄰元素的原子序數：第IA、IIA族，下一周期元素的原子序數=上一周期元

19、素 的原子序數+上一周期元素的數目；第IIIAVIIA 族，下一周期元素的原子序數=上一周期元 素的原子序數+下一周期元素的數目。三、化合價規律1、除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+ 1遞增到+ 7,非金屬元素負價由碳族4遞增到1 (氟無正價，氧無+ 6價，除外)；金屬元素一般無負化合價；同一主族的元素的最高正價、最低負價均相同 （氟無正價，氧一般也可認為無正價）2、關系式：（1 ）最高正化合價+ |最低負化合價| = 8 ;（2）最高正化合價=主族族序數=最外層電子數=主族價電子數。3、除第VHI族元素外，原子序數為奇（偶）數的元素，元素 所在族的序數及主要化合價也為奇（偶

20、）數。4、常見元素化合價口訣：一價氫氯鉀鈉銀，二價氧鈣鋇鎂鋅。三鋁四硅五價磷，二三鐵二四碳，硫二四六最常見；莫丟一二三四五的氮，銅汞二價最常見，單質零價記心間5、常見原子團化合價口決：負一硝酸氫氧根，負二硫酸碳酸根，還有負三磷酸根，只 有銨根是正一四、對角線規律沿周期表中金屬與非金屬分界線對角（左上角與右下角）的兩主族元素性質相似，這一規律主要表現在第 2、3周期（如Li 和 Mg、Be 和 Al、B 和 Si）。五、分界線規律元素周期表中金屬和非金屬之間有一分界線，分界線右上方的元素為非金屬元素（周期表中的顏色為深綠色），在此可以找到制造農藥的元素（如 Cl、P等），分界線左下角為金屬 元素

21、（H除外），分界線兩邊的元素一般既有金屬性，又有非 金屬性；能與酸和堿反應（如 Be、Al等），還可找到制造半 導體材料的元素（如 Si、Ge等）。六、金屬性、非金屬性變化規律1、同一周期，從左到右（0族除外）金屬性減弱，非金屬性 增強；2、同一主族，從上到下金屬性增強，非金屬性減弱。金屬性最強的位于左下角的銫，非金屬性最強的是位于右 上角的氟。3、金屬性越強，單質越容易跟水或酸反應置換出氫，對應的 最高價氧化物水化物堿性越強；非金屬性越強，跟氫氣反應 越容易，生成的氣態氫化物越穩定，對應的最高價氧化物水 化物酸性越強。4、記金屬活動性順序表可以按照下面的口訣來記：鉀鈣鈉鎂鋁、鋅鐵錫鉛氫、銅汞

22、銀鉑金。記非金屬活動性順序表可以按照下面的口訣來記：氟氧氯溴碘硫同周期非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液一般酸性越強；同主族非金屬元素的非金屬性越強，其氣態氫化物水溶液 的酸性越弱。 氫化物中最強的無氧酸是氫碘酸（ HI），最弱 的無氧酸為氫氟酸（HI）5、單質的氧化性、還原性一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的 氧離子氧化性越弱；元素的非金屬性越強，其單質的氧化性 越強，其簡單陰離子的還原性越弱。七、半徑大小規律1、原子半徑：同主族一一從上到下逐漸增大；同周期一一從左到右逐漸減小（0族除外）。短周期某些元素可參考課本 低頁表1 - 2具體數據判斷。2、離子半徑：同主

23、族一一同價離子從上到下逐漸增大；同周期一一陰離子半徑大于陽離子半徑；3、 具有相同的電子層結構的離子一一核電荷數越大，離子半 徑越小（不適合用于稀有氣體）。4、同種元素的各種微粒由于陰離子是電子最外層得到了電子 而陽離子是失去了電子所以，核外電子數越多，半徑越大； 反之，核外電子數越少，半徑越小（如 Fe2 + Fe 3 + ）。5、電子數和核電荷數都不同的，一般可通過一種參照物進行 比較，女口：比較Al 3 +與S 2 的半徑大小，可找出與Al 3 +電 子數相同，與S 2 同一主族元素的0 2 -比較，Al 3 + 0 2,且 0 2 - S 2 -，故 Al 3 + S 2 -。八、判斷

24、元素在周期表中位置應牢記的規律：（1 ）元素周期數等于核外電子層數；(2 )主族元素的序數等于最外層電子數。(3)確定族數應先確定是主族還是副族，其方法是米用原子序數逐步減去各周期的元素種數，即可由最后的差數來 確定。最后的差數就是族序數，差為8、9、10時為VHI族，差數大于10時，則再減去10,最后結果為族序數。九、最外層電子數與電子層數的關系規律設主族元素最外層電子數為 a，電子層數為b，則有： a/b1 時，為非金屬元素，其最高氧化物為酸性氧化 物，最高氧化物對應的水化物為酸。且比值越大，元素的非 金屬性越強；元素周期表中位、構、性的規律一、位一一元素在周期表中位置的規律1、 各周期最

25、后一種元素（即稀有氣體元素）核電荷數為2、10、18、36、54、86、（118）；2、 周期表縱行行序數與主族族序數關系：1 IA、2 IIA、13 IIIA、14 IVA、15 VA、16 VIA、17 VIIA、18 0族。3、同主族相鄰元素的原子序數：第 IA、IIA 族，下周期元素的原子序數=上周期元素的原子序數+ 上周期元素的數目；第HIAVIIA 族，下周期元素的原子序數=上周期元素的原子序數+ 下周期元素的數目。4、電子層結構相同的離子，若電性相同，貝V位于同周期，若 電性不同，則陽離子位于陰離子的下一周期；5、由原子序數確定元素位置的規律。基本公式：原子序數稀有氣體元素核電荷數10 (Ne )、18