第七章 元素周期分布
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律是现代化学的基础之一，它是根据元素的原子序数和原子结构的周期性规律将元素按照一定顺序排列的表格。
以下是元素周期律的一些重要知识点总结：1. 元素周期律的排列方式：元素周期律中元素按照原子序数顺序排列，一般从左上角到右下角，纵列称为“周期”，横行称为“族”。
2. 周期表的组成：周期表分为横行（周期）和竖列（族）。
横行称为周期，表示电子层的数量，竖列称为族，表示原子中对外电子的数量和性质。
3. 周期表的区域划分：周期表可以分为主族元素和过渡元素两部分。
主族元素位于周期表的1A到8A族，对外电子为s和p电子；过渡元素位于4B到11B族和3A到8A 族，对外电子为d和s电子。
不包含2A族和3B族的过渡元素。
4. 周期表的电子层结构：周期表中的行数代表电子层数，从1行到7行依次填充电子，并按能级顺序填充。
例如，第1行只有1s轨道，第2行有2s和2p轨道，依此类推。
5. 周期表的周期性规律：周期表中的元素按照一定规律呈现周期性变化。
例如，原子半径逐渐减小，电离能逐渐增大，在同一周期内，电负性逐渐增大等。
6. 主族元素的性质：主族元素的性质随族数的增加而呈现一定的规律性。
例如，1A族元素是碱金属，具有低电离能、低电负性、金属性等特征；7A族元素是卤素，具有高电离能、高电负性、非金属性等特征。
7. 过渡元素的性质：过渡元素具有多样的性质，但总体上具有较高的电离能和电负性，良好的催化性能和各种维度的配位化学。
这些是元素周期律中的一些重要知识点，但仅仅列举了一小部分。
元素周期律是化学研究的基础，涉及到更多的化学性质和规律。
初中化学元素周期表知识点梳理
初中化学元素周期表知识点梳理元素周期表是化学学习中的重要内容之一，它是化学元素按一定规律排列的表格。
通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本信息和特性，对于化学的学习和应用都有很大帮助。
下面是对初中化学元素周期表的知识点进行梳理。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表由水平行和垂直列组成。
水平行称为周期，垂直列称为族。
每个周期和族代表一类元素。
周期数代表原子核的电子层次，族数代表原子核的价电子数。
2. 元素周期表的分区元素周期表根据元素的性质分为s区、p区、d区和f区。
- s区：位于周期表的最左边两个周期，主要包括1A和2A族元素。
这些元素的价电子可以填充在s电子层中。
- p区：位于周期表中间的若干周期，主要包括13~18族元素。
这些元素的价电子可以填充在p电子层中。
- d区：位于周期表的过渡金属区域，主要包括3~12族元素。
这些元素的价电子可以填充在d电子层中。
- f区：位于周期表底部，主要包括锕系和镧系元素。
这些元素的价电子可以填充在f电子层中。
3. 学会读懂元素周期表元素周期表上，每个方格中都标有元素的符号、原子序数、相对原子质量等信息。
其中，原子序数表示元素的原子核中的质子数，也是元素的唯一标识。
相对原子质量表示元素的均匀度，是元素原子质量与碳-12同位素原子质量的比值。
4. 元素周期表中的主要元素元素周期表中，有一些元素是我们必须要熟悉的。
- 第1周期的氢元素：氢元素是宇宙中最常见的元素之一，具有非金属特性。
- 第2周期的氦元素：氦元素是惰性气体，常用于充气球和气体保护焊接等工业应用。
- 第17族的卤素元素：卤素元素包括氟、氯、溴和碘等，具有活泼的化学性质，常用于消毒和制取液体溴等应用。
- 第18族的稀有气体：稀有气体包括氦、氖、氩、氪、氙和氡，具有高度稳定的化学性质，常用于气体放电管等应用。
5. 元素周期表中的周期规律元素周期表中的元素排列是按照一定的规律进行的。
其中，主要有两个周期性规律：- 元素电子结构的周期性规律：在元素周期表中，每个周期的元素的电子结构有着相似的规律。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期表是由化学元素按照一定规律排列而成的表格，是化学的基础知识之一、它提供了有关元素性质和结构的重要信息，为化学研究和应用提供了基础。
本篇文章将总结元素周期表的主要知识点。
元素周期表是按照元素的原子序数（即元素的原子核中的质子数）排列的。
元素周期表的第一横行为1周期，第二横行为2周期，依此类推。
元素周期表有十八个纵列，称为“族”，一般是按照元素的化学性质分类的。
元素周期表的左侧是碱金属（1A族），右侧是卤族（17A族），中间是过渡金属（3到12族），下方是稀有气体（18A族）。
元素周期表的主要内容包括元素的原子序数、元素的符号、元素的原子量和元素的名称。
这些信息可用于快速识别和查找元素及其特性。
元素周期表还可以提供元素的化学性质和物理性质的有关信息。
例如，周期表中元素的位置可以显示元素的电子构型。
每个周期的元素都具有相似的电子构型，这是由于它们具有相似的化学性质。
周期表中的周期越高，元素的原子半径越大，电子层数也越多。
同一周期中，元素的电子层数相同，但原子核中的质子数不同，导致元素的大小和化学性质的变化。
周期表的周期性还可以显示元素的化学反应活性、电负性和金属或非金属特性等。
元素周期表还反映了元素的周期性变化规律。
具体而言，随着原子序数的增加，元素的原子半径逐渐减小，而电子亲和能、电离能和电负性则逐渐增大。
原子半径的减小是由于核电荷的增加，电子亲和能、电离能和电负性的增大则是由于电子方位效应的增强。
这种周期性的变化可以帮助我们理解元素的性质，预测元素的行为以及解释和预测化学反应等。
对于元素周期表的了解，可以帮助我们理解元素间的相互作用、化学键的形成、化学反应的进行以及元素的周期性变化规律。
除了个别例外，几乎所有的化学反应都遵循元素周期表的规律。
这使得元素周期表成为化学学习和研究中不可或缺的工具。
总之，元素周期表是化学的基础知识之一、它提供了元素的有关信息，包括元素的化学性质、物理性质和周期性变化规律。
化学元素的周期
化学元素的周期化学元素是组成物质的基本单位，它们按照一定的规律排列在元素周期表中。
这个周期表准确地展示了元素的特性及其在化学反应中的行为。
本文将探讨化学元素的周期以及在元素周期表中的组织。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表是由化学元素按照一定规律排列而成的表格。
表格的横向行称为周期，纵向列称为族。
每一个元素都有自己的原子序数，原子序数按照从小到大的顺序排列在周期表中。
同时，元素周期表还根据元素的化学性质划分为不同的区域，如金属、非金属和过渡金属区域等。
2. 周期表中的周期性规律化学元素按照原子序数的增大顺序排列在元素周期表中，这种排列方式使得元素的特性出现周期性变化。
以下是一些周期性规律的例子：2.1 原子半径的周期性变化元素周期表中，从左到右，原子半径逐渐减小，而在同一周期中，从上到下，原子半径逐渐增大。
这是因为原子核的正电荷随着原子核的层数增加而增加，吸引外层电子的能力增加，导致原子半径减小。
而在同一周期中，由于电子壳层的增加，层数增多，从而导致原子半径增大。
2.2 电离能的周期性变化电离能是指从一个原子或离子中去掉一个电子所需要的能量。
元素周期表中，从左到右，电离能逐渐增大，而在同一周期中，从上到下，电离能逐渐减小。
这是由于原子核的正电荷增加，使得外层电子与原子核之间的吸引力增强，导致电离能增大。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，从而降低了电离能。
2.3 电负性的周期性变化电负性是一个衡量原子吸引和保留电子的能力的指标。
在元素周期表中，从左到右，电负性逐渐增加，而在同一周期中，从上到下，电负性逐渐减小。
这是因为原子核的正电荷增加，吸引和保留电子的能力增强，导致电负性增加。
而在同一周期中，由于电子层的增加，使得电子与原子核之间的距离增加，降低了电负性。
3. 元素周期表的应用元素周期表对于化学的研究和应用有着重要的意义。
它使得科学家能够更好地理解元素之间的相互作用，探索化学反应的规律。
无机化学基本原理第七章原子结构与周期表2
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五、元素周期表 1. 能级组与元素周期的划分 周期的划分就是核外电子能级的划分，各能级 组容纳的电子数就等于相应周期元素的数目。 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 2.原子的电子构型及周期表中族的划分 主族的族数 = 最外层电子数的总和 主族元素的最高氧化态 =最外层电子数 一般：族数 = (n-1)d + ns 电子数的总和 VIIIB, IB, IIB 副族元素的族数 = 反应中失去的电子数
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例：试应用Slater计算方法求算氧原子的第一电离能
解：氧原子O结构为1s2, 2s2 2p4, 氧离子结构为1s2, 2s2 2p3，氧原子的电离能 (I) O = O+ + e I = E (O+) - E (O) = E(2s2 2p3) - E(2s2 2p4) O+： (1s2) (2s2 2p3) ZO+* = 8 - (4×0.35 + 2×0.85) = 4.9 (4 0.35 2 0.85) E(O+) = 5×(-13.6)× = 5×(- 81.63) = 408.17eV O： (1s2) (2s2 2p4) ZO* = 8 - (5×0.35 + 2×0.85) = 4.55 E(O) = 6 ×(-13.6)× = -422.34eV
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二、钻穿效应 n相同，l不同的轨道，由于电子云径向分布不 同，电子穿过内层到达核附近以回避其他电子 屏蔽的能力不同，而使电子具有不同的能量， 这种由于s，p，d，f 轨道径向分布不同而引起 的能量效应（penetrating effect)。 对于单电子体系： 对于单电子体系：E3s = E3p = E3d 对于多电子体系： 对于多电子体系： E3s < E3p < E3d 能级交错： 能级交错： 由于屏蔽效应和钻穿效应，使不同轨道上的电 子能级发生变化，从而引起能级上的交错。 ns电子能量变的更低，nd, nf 电子能量变的更 电子能量变的更低， 电子能量变的更低 高。
元素周期表的周期规律
元素周期表的周期规律元素周期表是化学中一种非常重要的工具，用于组织和分类化学元素。
它按照原子序数的增序，将元素排列成横行的周期和纵列的族。
在元素周期表中，元素按照一定的规律排列，这些规律被称为元素周期表的周期规律。
本文将探讨元素周期表的周期规律以及其背后的原理。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表由一系列的行和列组成。
行称为周期，列称为族。
元素周期表的基本结构如下图所示：（插入图表：元素周期表结构图）2. 周期规律元素周期表中的周期规律主要包括原子半径、离子半径、电离能、电负性以及核电荷数的变化规律。
2.1 原子半径原子半径是指原子中心到最外层电子轨道的距离。
在元素周期表中，原子半径通常随着周期数增加而减小，随着族数增加而增大。
这是由于原子核电荷数的增加导致电子云受到更强的吸引力，使得原子半径减小。
2.2 离子半径离子半径是指离子中心到最外层电子轨道的距离。
在元素周期表中，离子半径的变化规律与原子半径相似，但在某些情况下也会受到电子填充规律的影响。
2.3 电离能电离能是指从一个原子或离子中去掉一个电子所需的能量。
在元素周期表中，电离能通常随着周期数增加而增大，随着族数增加而减小。
2.4 电负性电负性是指原子吸引共价键电子对的能力。
在元素周期表中，电负性通常随着周期数的增加而增大，随着族数的增加而减小。
这是由于原子核电荷数的增加能够更强地吸引电子。
2.5 核电荷数核电荷数是指原子核中的正电荷数目。
在元素周期表中，核电荷数通常随着周期数的增加而增大，随着族数的增加而保持不变。
这是由于元素周期表中的元素按照原子序数的增序排列。
3. 周期规律的原理元素周期表的周期规律可以通过电子排布规律和原子结构的变化来解释。
3.1 电子排布规律元素周期表中的元素按照电子的填充顺序进行排列，这是由电子的排布规律所决定的。
根据泡利不相容原理和阿贝尔定律，电子在填充电子轨道时会尽量遵循填充原理、洪特规则和乌尔兹-布洛克定律。
元素每层排布规律
元素每层排布规律引言：元素是组成物质的基本单位，根据元素的特性和性质，科学家们将元素按照一定的规律排布在元素周期表中。
这个周期表不仅展示了元素的物理和化学性质，还揭示了元素之间的关系和规律。
本文将从周期表的结构、元素的排布规律以及周期表的应用等方面进行介绍。
一、周期表的结构周期表是由化学家门捷列夫于1869年提出的，根据元素的原子序数和电子排布规律，将元素排列成一张表格。
周期表分为横行和竖列，横行称为周期，竖列称为族或组。
二、周期表的排布规律1. 原子序数的增加规律元素按照原子序数的增加顺序排列在周期表中。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素的标识符。
原子序数的增加规律是从左到右，从上到下逐渐增加。
2. 周期的划分规律周期表中的周期是根据元素的电子排布规律划分的。
每个周期对应着元素电子层的增加。
第1周期只有1个电子层，第2周期有2个电子层，以此类推。
同时，周期表中的每个周期都以最外层电子的主量子数为标识。
3. 族的划分规律周期表中的族或组是根据元素的电子构型和化学性质划分的。
具有相同外层电子配置的元素属于同一族。
例如，第1族元素都只有1个外层电子，第2族元素都有2个外层电子，以此类推。
4. 元素周期性规律周期表中，元素的性质和周期有关，具有周期性规律。
元素周期性规律是指元素性质随着原子序数的增加而周期性地变化。
例如，原子半径、离子半径、电负性、第一电离能等性质都呈现出周期性的变化。
三、周期表的应用周期表是化学研究和应用的重要工具，具有广泛的应用价值。
1. 预测元素性质周期表可以帮助科学家们预测元素的性质。
根据元素在周期表中的位置，可以推测元素的化学性质、物理性质以及反应活性等信息，为新材料的研发和应用提供指导。
2. 分析元素关系周期表展示了元素之间的关系和规律。
通过对周期表的分析和比较，可以发现元素之间的相似性和差异性。
这些信息对于研究元素之间的化学反应、元素的变态和元素的转化等过程非常重要。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
元素与元素性质的周期性
第七章 元素与元素性质的周期性7.1 元素的起源与分布大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。
这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。
氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。
这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。
元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。
一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。
地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。
7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征现代的化学元素周期律是19世纪俄国人门捷列夫发现的。
他将当时已知的63种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。
虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。
该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。
元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型构造原理电子构型的特例及其解释元素的性质周期性反常性氢和第2周期元素的特殊性对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常性惰性电子对效应第五、六周期重过渡元素的相似性1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属;3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。
元素周期表中元素的分布规律
元素周期表中元素的分布规律元素周期表是描述元素的基本性质和结构的一种标准化工具。
它按照元素的原子序数、原子量和化学性质进行排列。
通过研究元素周期表，我们可以发现一些元素分布规律，这些规律可以帮助我们更好地理解元素和化学反应。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表是由横向的周期和纵向的族组成。
横向周期从左至右依次增加原子序数，纵向族则是具有相似化学性质的元素组成。
2. 电子排布和周期性元素周期表的分布规律与元素的电子排布密切相关。
每个元素的原子核中都含有质子和中子，而电子则围绕着原子核运动。
元素周期表中，原子序数递增的元素，其电子数也递增。
3. 周期性表现为化学性质的变化元素周期表中，相邻元素间具有着相似的化学性质，这体现了周期性。
例如，同一周期内的元素具有相似的价电子层电子配置，因此它们倾向于形成相似的化合物。
4. 元素周期表的分区元素周期表可以分为主族、过渡族、稀有气体和镧系放射性元素等不同的分区。
主族元素为周期表中包含的1A到8A族元素，它们具有相似的化学性质。
过渡族元素为元素周期表中的d区元素，它们具有良好的导电性和变价性。
稀有气体位于元素周期表的18族，它们具有稳定的化学性质。
镧系放射性元素是元素周期表中镧系元素的一部分，它们具有放射性。
5. 原子半径的变化规律原子半径是指原子从核心到外层电子轨道边缘的距离。
元素周期表中，从左到右，原子半径一般逐渐减小，因为原子核的正电荷数逐渐增加，电子层数目相同，电子云缩小。
而从上到下，原子半径一般逐渐增大，因为原子核的正电荷数增加，电子层数目也增加。
6. 电离能的变化规律电离能是指从一个原子中去除一个电子所需的能量。
元素周期表中，电离能通常随着原子序数的增加而增加。
这是因为原子核的正电荷数逐渐增加，对外层电子的束缚力增强，需要更多的能量才能将其剥离。
总结起来，元素周期表中元素的分布规律包括周期性表现为化学性质的变化、原子半径的变化规律以及电离能的变化规律等。
元素周期律核外电子排布、化合价
②核电荷数：核电荷数增多，使原子半径有 减小的趋向
当电子层数较多时，核电荷数的影响表现较明显。
③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥， 使原子半径有增大的倾向。
元素核外电子排布情况
1—2号元素，最外层电子 数目由1个增加到到2个， 而达到稳定结构
3—10号元素，最外层电子数目 由1个增加到8个，而达到稳定结 构
11—18号元素，最外层电子 数目由1个增加到8个，而达 到稳定结构
原子序 电子 最外层 达到稳定结构 数 层数 电子数 时的最外层电 子数
1～2 1 1 2
2
3～10 2 1 8
8
11～18 3 1 8
8
结论二：随着原子序数的递增，元素
原子的最外层电子排布呈现 周期性 变化。
元素主要化合价的变化情况
主要 +1 +2 +3 +4 +5
化合 价
-4 -3 -2 -1 0
主要 化合
+1
+2
+3 +4
+5 +6 +7
价
-4 -3 -2 -1 0
原子 序数
1～2
Байду номын сангаас
最高正价 1０
最低负价
特例
3～10 ＋1 ＋５ －４ －１ ０ F、O
11～ ＋1 ＋７
18
－４
－１ ０
结论三：随着原子序数的递增，元素的
化合价呈现 周期性 变化。
③氟元素无正价，氧元素无最高正价 。
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
原子 序数
电子 层数
最外层 电子数
原子半径 的变化
元素的周期表位置和性质
现代元素周期表的完善
原子量的测定： 科学家通过精确 测定元素的原子 量，为元素周期 表的完善提供了
基础数据。
添加标题
电子排布的发现： 随着量子力学的 不断发展，科学 家们逐渐揭示了 元素的电子排布 规律，为元素周 期表的完善提供 了理论支持。
放射性元素
过渡元素
定义：位于周期表中中部的一组元素，具有特殊的电子排布和化学性质。 特点：具有未填满的次外层电子壳，表现出多种氧化态和复杂的化合物结构。 类型：包括铁、钴、镍、铜等元素，具有金属和非金属性质。 应用：在工业、材料科学、生物学等领域有广泛应用。
镧系和锕系元素
镧系元素：从镧到铹，共15 个元素，原子序数从57到71， 均为银白色金属
农业领域的应用
农业领域的应用： 利用元素周期表选 择合适的肥料和农 药，提高农作物产 量和质量
医学领域的应用： 利用元素周期表研 究药物成分和作用 机理，开发新药和 治疗方法
工业领域的应用： 利用元素周期表研 究新材料和新技术， 推动工业发展和科 技进步
环境领域的应用： 利用元素周期表检 测环境污染程度和 来源，制定环境保 护措施
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主族元素：最外层电子数相等，电子层数不同 副族元素：最外层电子数不等，电子层数相同
元素周期表的周期和族
周期：元素周 期表中的每一 横行称为一个 周期，同一周 期内元素的电 子层数相同。
பைடு நூலகம்
族：元素周期 表中的每一纵 列称为一个族， 同一族内元素 的价电子数相
同。
02
元素周期表中的位置与 性质关系
原子序数与元素位置的关系
元素周期表位置
元素周期表位置
按照电子排布，可把周期表的元素划分为5个区：s区、 p区、d区、ds区、f区。
s区、d区、p区分别有几个纵列？
区的名称来自按照构造原理最后填充的能级的符号。
1、s区：含ⅠA与ⅡA共两族两列；价电子层为ns1或2(n≥1)。
特点：价电子数=主族序数=最外层电子数
注意:①并不是所有价电子层为ns1或2的元素都在S区， He除外（它在p区）.
②除H外，都是金属元素
2、p区：含ⅢA至ⅦA及零族共六族六列；价电子层为ns2 np1-
6(n≥2) 。
特点：①价电子总数=主族序数（零族除外）；
②以非金属元素为主。
注意：He在p区，但它无p电子
3、d区：含ⅢB至ⅦB和Ⅷ族共六族八列。
(镧系和锕系属f区)；价电子层为(n-1)d1-9ns1-2。
特点：①均为金属元素；②价电子总数=副族序数;
若价电子总数为8、9、10，则为Ⅷ族。
注意：有元素在d区但并不符合(n-1)d1-9ns1-2规则，如：46Pd 4d10。
4、ds区：含ⅠB与ⅡB共两族两列；价电子层为 (n-1)d10ns1或2
特点：①价电子总数=所在的列序数；②均为金属元素；且d轨道电子全充满，一般不参与化学键的形成。
5、f区：包括镧系与锕系；价电子层(n-2)f0-14(n-1)d0-2ns2。
说明：由于最外层电子数基本相同，(n-1)d电子数也基本相同，一般是(n-2)f的电子数不同，因此镧系元素化学性质相似；锕系元素化学性质也相似。
元素周期表的排列规律是什么
元素周期表的排列规律是什么元素周期表是化学中非常重要的一种工具，它是由化学元素按照一定规律排列而成的表格。
元素周期表的排列规律体现了元素之间的相似性和变化规律。
本文将探讨元素周期表的排列规律以及它的组成结构。
1. 元素周期表的组成结构元素周期表包含了化学元素的重要信息，如原子序数（表示元素的序号）、元素符号、相对原子质量等。
它是由水平行称为周期和垂直列称为族所构成的。
2. 电子排布的规律元素周期表的排列规律与元素的电子排布有密切关系。
根据元素的原子结构，我们可以将元素周期表分为四个区块：s区、p区、d区和f 区。
2.1 s区：包含周期表前两行，即1s和2s能级。
s区的元素以“s”子壳的填充顺序排列，例如氢（H）和锂（Li）属于s区元素。
s区元素通常具有相似的化学性质。
2.2 p区：包含周期表第三至第八行，即2p至6p能级。
p区的元素填充顺序遵循“2p1/2p2/2p3…”的顺序，例如氧（O）和氟（F）属于p 区元素。
p区元素的化学性质也存在一定的规律性。
2.3 d区：包含周期表第三至第十一列的元素。
d区元素的填充顺序遵循“3d”、“4d”等的顺序，例如钛（Ti）和铁（Fe）属于d区元素。
d区元素具有复杂多样的性质。
2.4 f区：位于周期表底部的两行，即f区元素。
f区元素的填充顺序遵循“4f”、“5f”等的顺序，如镧（La）和铀（U）属于f区元素。
3. 周期性规律元素周期表的排列规律体现了元素性质的周期性变化。
主要有以下几个周期性规律：3.1 周期性趋势：随着原子序数的增加，在一个周期内，元素的原子半径、电离能和电负性呈现出一定的变化趋势。
经典的周期性趋势包括原子半径由左向右递减，电离能由左向右递增，而电负性在周期表中的变化没有明显的规律。
3.2 周期性律定律：在元素的周期表中，周期表的第1、3、5、7组称为主族元素，它们拥有相似的外层电子结构和相似的化学性质；而第2、4、6组称为过渡族元素，它们的化学性质变化更加复杂多样。
元素周期律
原子半径的变化规律：
每隔一定数目的元素后，就重复出 现相似的变化趋势，原子半径从大 到小的变化，这种规律我们称之为 周期性变化。
问题：元素性质的周期性变化与物 理中的周期性变化有何不同？ 不同：不是机械重复，而是更高层次 上的重复，呈螺旋形上升。
元素主要化合价的变化规律：
每隔一定数目的元素会重复出现正价 从＋１到＋７，负价从－４到－１相 似的变化趋势，也呈周期性的变化。
问题:
同一族元素的性质相似,且随着核电 荷数增大,元素性质有一定的递变规 律,那么各族元素之间是否存在某种 内在联系？
如何找有关的规律？
过去有人曾经按照原子质量把元素 排队去找规律，但结果失败了。经 过不懈努力人们才发现元素的性质 与核电荷数有密切的关系，所以人 们按核电荷数由小到大的顺序给元 素编号，这个序号叫做元素的原子 序数。
元素的金属性与非金属性的变化规律：
元素的金属性与非金属性也随着原子 序数的递增，呈周期性的变化。
二 元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化，这个规律就叫做元素 周期律。
问题：为什么会存在这样的规律呢？
三 决定元素化学性质的主要因素是：
最外层的电子数。 Ｈ Ｈe Li Be B C N O F Ne
1--2个 1---8个
Na Mg Al Si P S Cl Ar 1---8个
结论:由于最外层的电子的排布呈周期性的 变化,所以使元素的性质呈周期性的变化。
哲学观点：
1、外因通过内因起作用。 2、物质的性质与结构有因果关系 3、量变引起质变是事物发展变化 的普遍规律
练习题
1、同NH4+中含的质子数、电子数都相等 的阳离子，它的原子序数是：
原子序数＝核电荷数＝核外电子数
元素周期表规律总结图初中
元素周期表
元素周期表规律
一、原子半径
同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；
最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8
三、元素的金属性和非金属性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减；
四、单质及简单离子的氧化性与还原性
同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。
同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。
元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。
五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性
同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）；
同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。
元素周期表分布
元素周期表分布
规律
元素周期表是按元素原子序数由小到大排列而成的表格，它描述了元素之间的相互联系和特性。
元素周期表的分布规律如下：
1. 周期：元素在元素周期表中排列组成的行称为周期，一般情况下，元素的原子序数从左到右增加；
2. 族：元素在元素周期表中排列组成的列称为族，一般情况下，族中元素的化学性质和外层电子配置相似；
3. 元素周期表中的元素通常按照元素原子序数从小到大，相同周期元素按照族划分，如第一周期元素分为族
1A、族2A、族3A、族4A，第二周期元素分为族3B、族
4B、族5B、族6B，第三周期元素分为族5A、族6A、族
7A，依次类推；
4. 元素周期表中有两种不同类型的元素，即金属元素和非金属元素，金属元素主要分布于元素周期表的左边，非金属元素主要分布于元素周期表的右边；
5. 元素周期表中的某些元素称为“半金属”，它们两者之间有一定的关系，但却不能归类于其中一种；
6. 一般情况下，元素周期表中的元素都是以8个元素为一组出现的，也就是说，每一周期的元素总数都是8
个，如果元素的原子序数大于18，则此元素将属于下一周期的元素。
元素周期表的结构与规律
元素周期表的结构与规律元素周期表是化学领域最基础、最重要的工具之一，它以独特的方式展示了所有已知化学元素的结构与规律。
本文将探讨元素周期表的组织结构、元素周期表的布局以及其中的规律。
一、元素周期表的组织结构元素周期表按照元素的原子序数（即元素的原子核中所含质子的数量）以从小到大的顺序排列。
每个元素都在周期表上占据一个格子，通常包括元素的原子序数、元素符号和相对原子质量等信息。
元素周期表的最基本单位是一个周期，一个周期通常在横向上由两个特殊元素分割成左右两部分，即s块和p块。
s块主要包含第1和第2周期的元素，而p块包含第3至第8周期的元素。
根据元素周期表的布局，每个周期的化学性质和性质的周期性变化是有规律的。
二、元素周期表的布局元素周期表通常以长方形的形式展示，横向分为7个周期，纵向划分为18个族。
而元素周期表的上方和下方分别是镧系和锕系元素，这两个系列的元素通常以缩写形式写在元素周期表的底部。
在元素周期表中，周期被用来表示元素的主要能级（主能层），而族则表示元素的化学性质和电子构型。
周期性表达了元素性质的周期变化规律，而族则有助于确定元素的通用性质和趋势。
三、元素周期表中的规律1. 周期性规律根据元素周期表的布局，我们可以看到很多周期性规律。
例如，原子半径（原子核到最外层电子的距离）随着周期数的增加而减小，而族内的原子半径则随周期数的增加而增大。
再如，电离能（将一个原子或离子从基态移除最外层的电子所需的能量）通常随着周期数的增加而增大，而族内的电离能则随周期数的增加而减小。
2. 周期表法则周期表法则描述了电子排布在原子中的方式。
根据这个法则，电子会填充在能级最低的轨道中，并遵循一定的配对规则。
周期表法则的重要原则包括：- 泡利不相容原理：每个轨道最多只能容纳两个自旋方向相反的电子。
- 霍恩规则：在填充电子时，轨道能量相同的情况下，要优先填充未占据的轨道，而不是填充已经占据的轨道。
这些规则有助于我们理解元素的电子配置以及其在化学反应中的行为。
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6
50
原子中各壳层最多可容纳的电子数 l 0 s 2 2 2 2 2 2 2 1 p 6 6 6 6 6 6 2 d 10 10 10 10 10 3 f 14 14 14 14 4 g 18 18 18 5 h 22 22 6 i 26
n
Zn 2 8 18 32 50 72 98
钾原子成为第 四周期的元素
ns, np低于(n − 1) f
产生原因: 产生原因: 判断依据: 判断依据:
n + 0.7l
(2)亚壳层半满或全满时能级低: (2)亚壳层半满或全满时能级低: 亚壳层半满或全满时能级低 例: Cr(Z=24)
Mn(Z=25)
3d 5 4S 1 3d 5 4 S 2
3d 4 4 S 2
3
∴2P2P对应的原子态能量最低的是: 对应的原子态能量最低的是
P0
3
具有相同的原子态,只是P 属于反常次序. (D)P4 和P2 具有相同的原子态,只是P4属于反常次序.
例: 4P4P对应的原子态能量最低的是: 对应的原子态能量最低的是
P2
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18
ndnd对应的基态原子态: 对应的基态原子态
l=2
ml = 2
ml = 1 ml = 0 ml = −1 ml = −2
S =1
∴ M L max = 3
L=3
3
∴ J = 4,3,2
F2
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19
3P3P3P对应的基态原子态: 对应的基态原子态
l =1
3 S = 2
ml = 1
ml = 0
ml = −1
∴ M L max = 0
7
1,K 2,L 3,M 4,N 5,O 6,P 7,Q
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ml = 3
ml = 2
ml = 1
ml = 0
ml = −1 ml = −2
ml = −3
l =3 l=2
l =1
l =0
↑↓
2个 个
n =1
2个 个
前 = 2
ml = 1
ml = 0
ml = −1 ml = −2
V
Cu 2 Zn 2 Ga 2 Ge 2 As 2 Se 2 Br 2 Kr 2 Rb 2 Sr 2 Y 2 Zr 2 Nb 2 Mo 2
1 2 3 4 5 6 6 6 6 6 6 6
1 2 4 5
1 2 2 2 1 1
四.基态原子态的确定: 基态原子态的确定: 基态原子态的确定
(已知基态电子组态) 已知基态电子组态)
21
3d
7
同
3d
3
3 | M s | max = 2
S=3/2 L=3
M L max = 3
9 7 5 3 J= , , , 2 2 2 2
4
F9 / 2
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22
3d
ML
6
同
3d
L=2
4
S=2
| M s |max = 2
max
=2
J = 4, 3, 2,1, 0
5
D4
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2
Q P / 2 p P3 / 2 1
硼的基态原子态为: 硼的基态原子态为: 2 P (3)同科电子的基态原子态: (3)同科电子的基态原子态: 同科电子的基态原子态 以2P2P为例: 为例
1/ 2
n = 2, l = 1
ml = 1
ml = 0
ml = −1
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16
以2P2P为例: 为例
1 1 ms = 和ms = − 的电子数各是 2l + 1个 2 2
J =0
∴M S = 0
∴S = 0
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15
(2)单电子原子的基态原子态: (2)单电子原子的基态原子态: 单电子原子的基态原子态
2
LL −1 / 2
例: B(Z=5)
2P
{
2
1S 2 2 S 2 2 P1 L =1 1 3 J= , 1 2 2 S= 2
n = 2, l = 1
最大: (A) 使S最大:
ml = 1
ml = 0
ml = −1
mS 1 = mS 2 = mS 1 = mS 2
1 2 1 =− 2
Ms =1
M s = −1
ml = 1 ml = 0
MS
max
=1
∴S = 1
最大的前提下, 最大: (B) 在S最大的前提下,使L最大:
ml = −1
ml = −3
l =3 l=2
l =1
↑↓
↑↓
↑↓
n=2
↑↓
2个 个
6个 个
l =0
8个 个
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9
ml = 3
ml = 2
ml = 1
ml = 0
ml = −1 ml = −2
ml = −3
l =3 l=2
↑↓
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓
n=3
↑↓
↑↓
↓↓
6个 个
10个 个
l =1
↑↓
l =0
2个 个
4d和5S能级相比 例: 4d和5S能级相比
4d 5S
n + 0.7l = 4 + 0.7 × 2 = 5.4 n + 0.7l = 5 + 0.7 × 0 = 5
5S能级比4d低 5S能级比4d低 能级比4d
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2
(2) 泡利（W.Pauli）不相容原理 泡利（ ）
在原子系统中， 在原子系统中，不可能有两个或两个以上的电子具有 完全相同的量子状态。
N l = 2(2l + 1)
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4
例: 例:
S亚壳层
Ns = 2
l=0
P亚壳层
一个ml
NP = 6
l =1
同理: 同理
d亚壳层
1 三个ml 0 −1
五个ml
N d = 10
f亚壳层
七个ml
N f = 14
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5
(4)量子数为n的主壳层最多能容纳的电子数: (4)量子数为n的主壳层最多能容纳的电子数: 量子数为
l=0
S亚壳层 d亚壳层 g亚壳层
l =1
l=3
P亚壳层 f亚壳层
(3)每一亚壳层最多能容纳的电子数: (3)每一亚壳层最多能容纳的电子数: 每一亚壳层最多能容纳的电子数
Q 一个l对应2l + 1个ml
1 而n、l、ml均相同的电子最多能有两个即 : ml = ± 2
∴ l亚壳层最多能容纳电子数 :
L=0
4
3 ∴J = 2
S3/2
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20
4d4d4d对应的基态原子态: 对应的基态原子态
l=2
3 S= 2
ml = 2 ml =1
ml = 0
ml = −1 ml = −2
∴ M L max = 3
9 7 5 3 ∴J = , , , 2 2 2 2
L=3
4
F3 / 2
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1
(1)主壳层全满或次壳层全满的原子, (1)主壳层全满或次壳层全满的原子,其基态原子态为 S 0 主壳层全满或次壳层全满的原子
ml = 0,±1,±2,LL ± l ∴M L = 0 ∴L = 0 Q M S = mS 1 + mS 2 LL m2 ( 2 l +1)
Q M L = ml1 + ml 2 LL m2 ( 2 l +1)
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13
原子的电子壳层结构
原 周 期 子 序 数 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 元 素 名 称 铜 锌 镓 锗 砷 硒 溴 氪 铷 锶 钇 锆 铌 钼 化 学 符 号 壳层 电子 K L M N O P Q 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 6 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 10 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2
第七章 原子的壳层结构
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1
一. 原子中电子填充的原则: 原子中电子填充的原则: (1) 能量最低原理 原子系统处于正常状态时， 原子系统处于正常状态时，每个电子尽可能 地占据未被占据的最低的能级。 地占据未被占据的最低的能级。 能量基本上决定于主量子数n，n越小能级越 能量基本上决定于主量子数 ， 越小能级越 能级还与副量数l有关 有关。 低，能级还与副量数 有关。能级的高低可用公式 (n+0.7l)计算。 计算。 计算
15 16 III 17 18 19 20 21 22 IV 23 24 25 26 27 28
1 2 3 5 5 6 7 8
1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 前页 后页 目录
12
(1)能级交错: (1)能级交错: 能级交错
现象: 现象:
{
ns低于(n − 1)d
4S轨道较扁, 3d为圆轨道,因此4S轨道原子 4S轨道较扁,而3d为圆轨道,因此4S轨道原子 轨道较扁 为圆轨道 4S 实极化和轨道贯穿效应明显, 4S能级低于 实极化和轨道贯穿效应明显,使4S能级低于 3d能级 3d能级. 大的能级高. 大的能级高.