2022年元素周期律知识点总结2.docx

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1、元素周期律打算原子种类中子 N（不带电荷）同位素（核素）原子核 质量数（ A=N+Z）近似相对原子质量质子 Z（带正电荷） 核电荷数元素 元素符号原子结构：最外层电子数打算主族元素的打算原子呈电中性3A Z X电子数（ Z 个）：化学性质及最高正价和族序数核外电子运动特点体积小,运动速率高（近光速）,无固定轨道电子云（比如）小黑点的意义、小黑点密度的意义；打算排布规律 电子层数周期序数及原子半径表示方法 原子（离子）的电子式、原子结构示意图原子 A ZX原子核质子 Z 个中子 A-Z 个打算元素种类打算同位素种类1.微粒间数目关系核外电子 Z 个最外层电子数打算元素的化学性质质子数（ Z）=

2、核电荷数 = 原子数序原子序数：按质子数由小大到的次序给元素排序,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 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 所带电荷数2原子表达式及其含义A b c Z X dA 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；3. 原子结构的特别性 （ 118 号元素）11. 原子核中没有中子的原子：1 H ；2. 最外层电子数与次外层电子数的倍数关系；最外层

3、电子数与次外层电子数相等：4Be、18Ar ； 最外层电子数是次外层电子数2 倍：6C；最外层电子数是次外层电子数3 倍： 8O；最外层电子数是次外层电子数4 倍：10Ne；最外层电子数是次外层电子数1/2 倍： 3Li 、14Si；3. 电子层数与最外层电子数相等：1H 、 4Be、13Al ；4. 电子总数为最外层电子数2 倍： 4 Be；5. 次外层电子数为最外层电子数2 倍： 3Li 、14Si6. 内层电子总数是最外层电子数2 倍： 3Li 、15P；4.1 20 号元素组成的微粒的结构特点(1). 常见的等电子体 2 个电子的微粒；分子： He 、H 2；离子： Li +、H-、B

4、e 2+； 10 个电子的微粒；分子：Ne、HF 、H2O、NH 3、CH 4；离子： Na+ 、 Mg 2+、Al 3+、4NH + 、H3O+、N3-、O2-、F-、OH-、NH - 等；2 18 个电子的微粒；分子： Ar 、SiH 4、PH3、H2S、HCl 、F2、H2O2、N2H 4（联氨）、C2H6（ CH 3CH 3）、CH 3NH 2、CH 3OH 、CH3F、NH2OH （羟氨）；离子： K+、 Ca2+、Cl -、S2-、HS-、 P3-、O2- 等；2(2). 等质子数的微粒分子； 14 个质子： N 2、CO 、C2H2； 16 个质子： S、O2；24离子； 9 个

5、质子： F-、 OH-、NH - ； 11 个质子： Na+、H 3O+、NH + ； 17 个质子： HS-、Cl -；(3). 等式量的微粒式量为 28： N2、CO 、C2H4；式量为 46： CH 3CH 2OH 、HCOOH ；式量为 98： H3PO4、 H2SO4；式量为 32： S、O2；式量为 100：CaCO3、KHCO 3、 Mg3 N2；随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质出现周期性变化：、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律、原子半径呈周期性变化、元素主要化合价呈周期性变化、元素的金属性与非金属性呈周期性变化、按原子序数递增的次序从左到右排列；元素周期律和元素

6、周期表具编体排列原就、将电子层数相同的元素排成一个横行； 排表依现、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行；据形、短周期（一、二、三周期）式三七周期（ 7 个横行）、长周期（四、五、六周期）三 七周期表结构、不完全周期（第七周期）长 主一零、主族（ A A共 7 个）短 副元素周期表族（ 18 个纵行）、副族（ B B共 7 个）不 和全 八、族（ 8、9、10 纵行）、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律、核电荷数,电子层结构,最外层电子数、原子半径性质递变、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳固性、最高价氧化物的水化物酸碱性元素周期律及其实质1. 定义：元素的

7、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；2. 实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必定结果；核外电子排布的周期性变化,打算了元素原子半径、最外层电子数显现周期性变化,进而影响元素的性质显现周期性变化3. 详细实例：以第3 周期或第 VII A 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）最外层电子数逐步增多（ 1e 8e ）相同原子半径逐步减小（稀有气体最大）逐步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才能失能减；得能增；失

8、能增；得能减；元素的金属性和非金属性最高价氧化物对应水化物的酸碱性金属性逐步减弱； 非金属性逐步增强；碱性逐步减弱；酸性逐步增强；金属性逐步增强； 非金属性逐步减弱；碱性逐步增强；酸性逐步减弱；非金属气态氢化物稳固性逐步增强逐步减弱电子层数：相同条件下,电子层越多,半径越大；判定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：NaMgAlSiPSCl.-2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大；如：LiNaKRbCs-详细规律： 3 、同主族元素的离子半径

9、随核电荷数的增大而增大；如：FClBr Na +Mg2+ Al 3+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FeFe2+Fe3+与水反应置换氢的难易越易,金属性越强 ；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单质的仍原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）相互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：原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属；H2 化合的难易及氢化物的稳固性越易化合、氢化物越稳固,就非金属性越强；元素的非金属性强弱最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强,就非金属性越强；金属性或非金属单质的氧化性或离子的仍原

10、性阴离子仍原性越弱,就非金属性越强；性强弱的判定相互置换反应非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来、同周期元素的金属性, 随荷电荷数的增加而减小, 如：NaMgAl ; 非金属性, 随荷电荷数的增加而增大, 如： SiPSCl ；规律： 、同主族元素的金属性,随荷电荷数的增加而增大,如：LiNaKRbClBrI ；、金属活动性次序表： KCaMgAlZnFeSnPbHCuHgAgPtAu定义：以12 C原子质量的 1/12 （约 1.66 10-27kg）作为标准,其它原子的质量跟它比较所得的值；其国际单位制（SI ）单位为一,符号为 1（单位 1 一般不写）原子质量：指原子的

11、真实质量,也称肯定质量,是通过精密的试验测得的；-26如：一个 Cl 2 分子的 mCl 2 =2.657 10kg；1235核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的 1/12 的比值；一种元素有几种同位素,就应有几种不同的核素的相对原子质量,相对原子质量诸量比较：如Cl 为 34.969,37Cl 为 36.966 ；（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值,数值上与该核素的质量数相等；如：3735Cl 为 35,Cl 为 37；元素的相对原子质量：是按 该元素各种自然同位素原子所占的原子百分比算出的平 均值；如 ：ArCl=Ar 35Cl a% + Ar 3

12、7Cl b%3元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和；留意： 、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量；、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的运算； 定义：核电荷数相同,中子数不同的核素,互称为同位素；（即：同种元素的不同原子或核素）同位素、结构上,质子数相同而中子数不同；特点： 、性质上,化学性质几乎完全相同,只是某些物理性质略有不同；、存在上,在自然存在的某种元素里,不论是游离态仍是化合态,同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度肯定） ；原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系1. 元素在

13、周期表中位置与元素性质的关系分区线邻近元素,既表现出肯定的金属性,又表现出肯定的非金属性；非金属性逐步增强周期金1属B非金属区非 2性AlSi金 3逐GeAs属 4渐SbTe性 5增金属区PoAt增 6强强 7金属性逐步增强主族 A A A A A A A对角线规章：在元素周期表中,某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相像,其相像性甚至超过了同主族元素,被称为 “对角线规章 ”；实例： 锂与镁的相像性超过了它和钠的相像性,如：LiOH 为中强碱而不是强碱, Li 2CO 3 难溶于水等等；Be、Al 的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性 ”； Be 和 Al 单质在常温下均能被浓H

14、 2S04 钝化； A1C1 3和 BeCl 2 均为共价化合物等； 晶体硼与晶体硅一样,属于坚硬难熔的原子晶体；2. 原子结构与元素性质的关系与原子半径的关系：原子半径越大,元素原子失电子的才能越强,仍原性越强,氧化性越弱；反之,原子半径越小,元素原子得电子的才能越强,氧化性越强,仍原性越弱；与最外层电子数的关系：最外层电子数越多,元素原子得电子才能越强,氧化性越强；反之,最外层电子数5越少,元素原子失电子才能越强,仍原性越强；分析某种元素的性质,要把以上两种因素要综合起来考虑；即：元素原子半径越小,最外层电子数越多,就元素原子得电子才能越强,氧化性越强,因此,氧化性最强的元素是氟 F ；元

15、素原子半径越大,最外层电子数越少,就元素原子失电子才能越强,仍原性越强,因此,仍原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素） ；最外层电子数 4,一般为非金属元素,易得电子,难失电子；最外层电子数 3,一般为金属元素,易失电子,难得电子；最外层电子数 =8（只有二个电子层时 =2）,一般不易得失电子,性质不活泼；如He、Ne、Ar 等稀有气体；3. 原子结构与元素在周期表中位置的关系（ 1）电子层数等周期序数；（ 2）主族元素的族序数 =最外层电子数；（ 3）依据元素原子序数判定其在周期表中位置的方法记住每个周期的元素种类数目（2、 8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期

16、的元素数目, 得到元素所在的周期序数,最终的差值（留意：假如越过了镧系或锕系,仍要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数） ；记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数；4. 元素周期表的用途猜测元素的性质：依据原子结构、元素性质及表中位置的关系猜测元素的性质；比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳固性等；如：碱性：RaOH 2 BaOH 2；气态氢化物稳固性：CH 4SiH 4 ；比较同周期元素及其化合物的性质；如：酸性：HClO 4H 2SO4；稳固性： HClH 2S；比较不同周期、不同主族元素性质时,要找出参照物；例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性,可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁；推断一些未学过的元素的某些性质；如：依据A 族的 CaOH 2 微溶, MgOH 2 难溶,可以推知 BeOH 2 更难溶；启示人们在肯定范畴内查找某些物质半导体元素在分区线邻近,如：Si、Ge、Ga 等；农药中常用元素在右上方,如：F、Cl 、S、P、As 等；催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找；如：Fe、Ni 、Rh、Pt、Pd 等；