元素周期表中的规律

元素周期表中的规律
元素周期表中的规律
⼀、元素周期表
1、周期表结构
横⾏——周期：共七个周期，三短三长⼀不完全。

各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。

前三个周期为短周期，第四⾄第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。

纵⾏——族：七主七副⼀零⼀VIII，共16族，18列。

要记住零族元素的原⼦序数以便迅速由原⼦序数确定元素名称。

周期：⼀⼆三四五六七
元素种类：28818183226
零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn
⼆、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
1.原⼦结构与元素周期表的关系
电⼦层数= 周期数
主族元素最外层电⼦数= 主族序数= 最⾼正化合价
由上述关系，就可以由原⼦结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原⼦结构。

2、规律性
由此可见，⾦属性最强的元素在周期表的左下⾓即Cs（Fr具有放射性，不考虑），⾮⾦属性最强的元素在右上⾓即F。

对⾓线附近的元素不是典型的⾦属元素或典型的⾮⾦属元素。

3、元素周期表中之最
原⼦半径最⼩的原⼦：H原⼦
质量最轻的元素：H元素；
⾮⾦属性最强的元素：F
⾦属性最强的元素：Cs（不考虑Fr）
最⾼价氧化物对应⽔化物酸性最强的酸：HClO4
最⾼价氧化物对应⽔化物碱性最强的碱：CsOH
形成化合物最多的元素：C元素
所含元素种类最多的族：ⅢB
地壳中含量最⾼的元素：O元素，其次是Si元素
地壳中含量最⾼的⾦属元素：Al元素，其次是Fe元素
含H质量分数最⾼的⽓态氢化物：CH4
与⽔反应最剧烈的⾦属元素：Cs元素
与⽔反应最剧烈的⾮⾦属元素：F元素
常温下为液态的⾮⾦属单质是Br2，⾦属单质是Hg
……
4、特殊性
在掌握原⼦结构、元素性质的⼀般规律时，还要注意特殊性：
⑴原⼦最外层电⼦排布是1—8个电⼦，但第⼀周期是1—2个电⼦
⑵同⼀周期原⼦半径由⼤→⼩，但稀有⽓体突然增⼤（严格讲，稀有⽓体中不是原⼦半径⽽是范德华半径）
⑶同⼀周期元素主要化合价由+1价到+7价，但F没有+7价，O没有+6价。

⑷原⼦核中通常含有质⼦和中⼦，但是原⼦中没有中⼦
⑸碱⾦属是IA族，但不包括H元素，IA族包括H元素和碱⾦属
5、半径⼤⼩规律
1. 原⼦半径：同主族——从上到下逐渐增⼤；同周期——从左到右逐渐减⼩（0族除外）。

2. 离⼦半径：同主族——同价离⼦从上到下逐渐增⼤；同周期——阴离⼦半径⼤于阳离⼦半径；具有相同的电⼦层结构的离⼦——核电荷数越⼤，离⼦半径越⼩。

3. 同种元素的各种微粒，核外电⼦数越多，半径越⼤；反之，核外电⼦数越少，半径越⼩（如）。

Fe>Fe2+>Fe3+
元素周期表中的规律
⼀、最外层电⼦数规律
1. 最外层电⼦数为1的元素：主族（IA族）、副族（IB、VIII族部分等）。

2. 最外层电⼦数为2的元素：主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。

3. 最外层电⼦数在3~7之间的元素⼀定是主族元素。

4. 最外层电⼦数为8的元素：0族（He除外）。

⼆、数⽬规律
1. 元素种类最多的是第IIIB族（32种）。

2. 同周期第IIA族与第IIIA族元素的原⼦序数之差有以下三种情况：
（1）第2、3周期（短周期）相差1；
（2）第4、5周期相差11；
（3）第6、7周期相差25。

4. 同主族相邻元素的原⼦序数：
第IA、IIA族，下⼀周期元素的原⼦序数=上⼀周期元素的原⼦序数+上⼀周期元素的数⽬；
第IIIA~VIIA族，下⼀周期元素的原⼦序数=上⼀周期元素的原⼦序数+下⼀周期元素的数⽬。

三、化合价规律
1. 同周期元素主要化合价：最⾼正价由+1 +7（稀有⽓体为0价）递变、最低负价由-4 -1递变。

2. 关系式：（1）最⾼正化合价+|最低负化合价|=8；
（2）最⾼正化合价=主族族序数=最外层电⼦数=主族价电⼦数。

3. 除第VIII族元素外，原⼦序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。

四、对⾓线规律
⾦属与⾮⾦属分界线对⾓（左上⾓与右下⾓）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。

五、分界线规律
位于⾦属与⾮⾦属之间的分界线，右上⽅的元素为⾮⾦属（周期表中的颜⾊为深绿⾊），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下⾓为⾦属元素（H除外），分界线两边的元素⼀般既有⾦属性，⼜有⾮⾦属性；能与酸和碱反应（如Be、Al 等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。

六、⾦属性、⾮⾦属性变化规律
1. 同⼀周期，从左到右（0族除外）⾦属性减弱，⾮⾦属性增强；同⼀主族，从上到下⾦属性增强，⾮⾦属性减弱。

⾦属性最强的位于左下⾓的铯，⾮⾦属性最强的是位于右上⾓的氟。

2. ⾦属性越强，单质越容易跟⽔或酸反应置换出氢，对应的最⾼价氧化物⽔化物碱性越强；⾮⾦属性越强，跟氢⽓反应越容易，⽣成的⽓态氢化物越稳定，对应的最⾼价氧化物⽔化物酸性越强。

七、半径⼤⼩规律
1. 原⼦半径：同主族——从上到下逐渐增⼤；同周期——从左到右逐渐减⼩（0族除外）。

2. 离⼦半径：同主族——同价离⼦从上到下逐渐增⼤；同周期——阴离⼦半径⼤于阳离⼦半径；具有相同的电⼦层结构的离⼦——核电荷数越⼤，离⼦半径越⼩。

3. 同种元素的各种微粒，核外电⼦数越多，半径越⼤；反之，核外电⼦数越少，半径越⼩（如）。

⼋、主族族序数与周期序数的规律
1. 关系式：
主族族序数=最外层电⼦数；
周期序数=电⼦层数。

九、电⼦层与电⼦数的倍⽐关系（短周期元素）
1.
4. 原⼦的最外层电⼦数与核外电⼦层数相等为H、Be、Al。

元素周期表中位、构、性的规律
⼀、位——元素在周期表中位置的规律
1. 各周期最后⼀种元素（即稀有⽓体元素）核电荷数为2、10、18、36、54、86、（118）；
2. 周期表纵⾏⾏序数与主族族序数关系：1——IA、2——IIA、13——IIIA、14——IVA、15——VA、16——VIA、17——VIIA、18——0族。

3. IIA与IIIA的同周期元素核电荷数之差（△Z）：⼆、三周期——△Z＝1；四、五周期——△Z＝11；六、七周期——△Z＝25；
4. 相邻周期同⼀主族元素核电荷数之差（△Z）：
5. 电⼦层结构相同的离⼦，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离⼦位于阴离⼦的下⼀周期；
6. 由原⼦序数确定元素位置的规律。

基本公式：原⼦序数－稀有⽓体元素核电荷数［10（⼆周期）、18（三周期）、36（四周期）、54（五周期）、86（六周期）］＝差值。

（1）对于18号以前的元素，有两种情况：
①若0＜差值≤7时，元素在下⼀周期，差值为主族序数；
②若差值为0，⼀定为零族元素；
（2）对于19号以后的元素分三种情况：
①若差值为1～7时，差值为族序数，位于VIII族左侧；
②若差值为8、9、10时，为VIII族元素；
③若差值为11～17时，再减去10最后所得差值，即为VIII族右侧的族序数。

⼆、构——元素原⼦结构（包括电⼦层数、最外层电⼦数、质⼦数、中⼦数、各层电⼦数之间的关系）的规律
1. 原⼦序数＝原⼦核内的质⼦数＝中性原⼦的核外电⼦数＝核电荷数
质量数＝质⼦数＋中⼦数；
2. 周期序数＝原⼦核外的电⼦层数
主族族序数＝最外层电⼦数（即价电⼦数）＝最⾼正价（O、F除外）；
3. 最⾼正价＋｜负价｜＝8；
4. 次外层电⼦数为2的元素为第⼆周期元素；
族序数等于周期数2倍的元素：C、S；
族序数等于周期数3倍的元素：O；
周期数是族序数2倍的元素：Li；
周期数是族序数3倍的元素：Na；
7. 正负化合价代数和等于（即绝对值之差）
三、性——元素及其化合物的性质（包括元素的⾦属性和⾮⾦属性，元素的化合价、元素原⼦半径⼤⼩、元素单质与氢化或置换氢能⼒强弱等性质）的规律
1. 同周期元素从左到右（同主族元素从上到下与此相反）
（1）原⼦半径逐渐减⼩；
（2）⾮⾦属性逐渐增强，⾦属性逐渐减弱；
（3）⽓态氢化物稳定性逐渐增强；
（4）最⾼价氧化物对应的⽔化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。

4. 其氢化物能腐蚀玻璃的元素为氟（F）。

5. 最⾼价氧化物对应的⽔化物可与其氢化物起化合反应的元素为氮（N），能起氧化还原反应的元素为硫（S）。

6. 形成化合物种类最多的元素、单质是⾃然界中硬度最⼤的物质的元素、⽓态氢化物中氢的质量分数最⼤的元素是碳（C）。

7. 空⽓中含量最多的元素或⽓态氢化物的⽔溶液呈碱性的元素是氮（N）。

8. 地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧（O）。

9. 地壳中含量最多的⾦属元素是铝（Al）。

10. 元素的⽓态氢化物和它的氧化物在常温下反应⽣成该元素单质的元素是硫（S）。

11. 元素的单质在常温下能与⽔反应放出⽓体的短周期元素是锂（Li）、钠（Na）、氟（F）。

12. 常见的能形成同素异形体的元素有碳（C）、磷（P）、氧（O）、硫（S），其中⼀种同素异形体易着⽕的元素是磷（P）。

13. 最活泼的⾮⾦属元素、⽆正价的⾮⾦属元素、⽆含氧酸的⾮⾦属元素、⽆氧酸可腐蚀玻璃的元素、⽓态氢化物最稳定的元素、阴离⼦的还原性最弱的元素是氟（F）。

14. 最活泼的⾦属元素、最⾼价氧化物对应的⽔化物碱性最强的元素、阳离⼦氧化性最弱的元素是铯（Cs）。

1.1 原⼦半径。