元素周期律1

高中化学元素周期律和元素周期表1

【元素周期律】
元素的性质(元素的主要化合价、原子半径、元素的金属性、非金属性)随着原__子__序__数_ 的递增而呈周期性变化的规律叫元素周期律。
元素周期律的实质：
元素性质的周期性变化是_元__素__原__子__核__外__电__子__排__布____周期性变化的必然结果。
二.元素周期表
左下方的_大__于_右上方的。
（1）七个周期：
①短周期：1、2、3周期，含元素的种数分别为__2__、__8__、__8__；
②长周期：4、5、6、7周期，含元素种数分别为_1_8_、_ 18、__3_2_、__3_2_；（2）16个族：
①7个主族，序数分别为：Ⅰ_A_、__Ⅱ__A__、__Ⅲ__A_、__Ⅳ__A_、__Ⅴ__A__、__Ⅵ__A_、__Ⅶ__A_； ②7个副族，族序数分别为：Ⅰ_B_、__Ⅱ__B_、__Ⅲ__B__、__Ⅳ__B_、__Ⅴ__B_、__Ⅵ_；B、ⅦB ③1个VIII族，_8_、__9_、___1_0_纵列； ④0族：_第___1_8___纵列。
①结构特点：最外层都有__5___个电子，最高化合价_+_5__，最低负化合价__-_3___；
②性质特点：氮和磷是典型的_非__金__属__元素；砷虽然是非金属元素，但已表现出一些金属元素的性质，如单质砷有金属光泽；锑、铋是__金__属__元素；镆是人工合成的放射性元素。
（3）副族和VIII族元素也有类似的情况。过渡元素包括了大部分金属元素。 ①大部分过渡元素的单质既坚硬又有光泽，金、铜等单质具有独特的色泽。 ②所有过渡元素的单质都具有良好的导电性。 ③多数过渡元素的单质比较稳定，与空气和水反应缓慢或根本不能反应。
【说明】主族元素由短周期元素和长周期元素组成，

元素周期表1

银白色, 柔软
银白色, 柔软银白色, 柔软
180.5 1347
97.81 882.9 63.65 774
铷铯
Rb Cs
37 55
银白色, 柔软略带金色光泽, 柔软
1.532 1.879
38.89
688
28.40 678.4
碱金属的物理性质的比较
Li 相似点颜色硬度密度熔沸点 Na K 柔软较小较低 Rb Cs
第53号元素： 53-36=17
第五周期第ⅦA 族。
发现了化学元素周期律。他在前人的基础上，总结出一条规律：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着原子量（相对原子质量）的递增而呈周期性的变化,这就是元素周期律。他根据元素周期律于1869 年编制了第一个元素周期表，把已经发现的63种元素全部列入表里，从而初步完成了使元素系统化的任务。元素周期律的发现激起了人们发现新元素和研究无机化学理论的热潮，元素周期律的发现在化学发展史上是一个重要的里程碑，人们为了纪念他的功绩，就把元素周期律和周期表称为门捷列夫元素周期律和门捷列夫元素周期表。1955年科学家们为了纪念元素周期律的发现者门捷列夫，将101号元素命名为钔。
2、下列各图若为元素周期表中的一部分（表中数字为原子序数），其中X为35的是 AD
2、推算原子序数为6,13,34,53的元素在
周期表中的位置。
第6号元素： 6-2=4 第二周期第ⅣA 族。第三周期第ⅢA 族。第四周期第ⅥA 族。
第13号元素： 13-10=3 第34号元素： 34-18=16
不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行（除第8、9、10三个纵行叫做第Ⅷ族外，其余每个纵行为一族）。主族序数＝最外层电子数

人教版高中化学必修一元素周期律 (1)

(3)同主族元素从上到下,元素的非金属性逐渐减弱,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱。
(4)Al(OH)3与强酸、强碱反应的离子方程式分别为 Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=AlO2- +2H2O。
【方法规律】周期表片段型元素推断技巧在实际考查中只呈现元素周期表的某一片段,根据呈现的片段结构中提供的信息推断元素,推出元素在周期表中的位置,就可以快速确定元素的名称、原子结构及相关性质。
D.①④
解析根据元素周期表的结构,可知R为He,X为N,Y为S,Z为Br;X 的气态氢化物为NH3,Y的最高价氧化物的水化物为H2SO4,NH3 与H2SO4发生的反应为2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4;氢硫酸的酸性弱于氢溴酸的;Br2在常温下是液体,能与铁粉反应;Br的原子序数为35,S的原子序数为16;Br处于第四周期,该周期包括18种元素。
1．金属元素在分界线的左侧，但分界线的左边的并不都是金属元素，如氢元素。
2．金属和非金属分界线附近的元素并非都能做半导体材料，如铝元素。 3．一般来说，非金属元素的最高正价与最低负价绝对值的和等于8，但氟元素无正价，氧无最高正价。 4．最外层电子数相同的元素的性质不一定相似，如Mg和He。
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
的原子,在周期表中的位置
是
,根据其在周期表中的位置推测,该元素
的最高正价是
,其最高价氧化物对应水化物的
化学式为
(该元素用X代替),其酸性比硫
酸
。
提示第四周期第ⅥA族 +6价 H2XO4 弱
3.如果已知X、Y为周期表中相邻的两元素,且它们的最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序为X>Y,能否确定它们的相对位置? 提示可根据元素非金属性的变化规律确定它们的相对位置。由已知条件可确定非金属性强弱顺序为X>Y,所以,如果它们同周期,则X排在Y的后面;如果它们同主族,则X在Y 的上一周期。

元素周期律 (1)

科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层。把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。也可把它们依次叫K、L、M、 N、O、P、Q层。
原子核外电子的排布（一）电子层：
电子层的表示方法：
试推断各电子层最多能容纳的电子数和电子层数之间有什么关系？
（二）核外电子排布的规律
1、电子一般总是尽先排满在能量最低的电子层
2个电 2、第n层里最多能容2个电子
4、除K层外，最外层最多能排8个电子 5、次外层最多能排18个电子 6、倒数第三层最多排32个电子
波尔原子模型
玻尔采用了当时已有的量子概念，提出了至今仍很重要的原子定态、量子跃迁等概念；有力地冲击了经典理论，推动了量子力学的形成。
电子云模型（几率说）
薛定鄂于1926年建立了微观粒子的物质波运动方程，称为薛定鄂方程，它是波动力学的基本方程，该方程的解称为波函数。薛定鄂方程成功地解决了氢原子光谱等一系列重大问题。玻恩进一步提出了波函数的统计解释，即波函数的模的平方表示粒子在ｔ时刻在坐标(x、y、z)处的单位体积内出现的几率，称为几率密度。
第一节
元素周期律
一.核外电子的排布
历史
1．公元前5世纪，希腊哲学家德谟克利特等人认为：万物是由大量的不可分割的微粒构成的，即原子。
2．19世纪初，英国科学家道尔顿提出近代原子学说，他认为原子是微小的不可分割的实心球体。
汤姆生阴极射线实验
当将阴极射线管抽成部分真空并与高压电源联结时，便有电流从管内流过。伴随着电流流动，阴极射出一束射线。

高中化学之元素周期律知识点

高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。

2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。

1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。

18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。

可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。

2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。

如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。

注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。

②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。

一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。

③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。

例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。

3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。

从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。

化学元素周期律计算

高中化学常识：元素周期律元素周期律，指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的递增呈周期性变化的规律。

周期律的发现是化学系统化过程中的一个重要里程碑。

元素周期律如下：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的递变规律。

1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外)，从左到右，随着原子序数的(2)递增，元素原子的半径递减;(3)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。

总说为：左下方>右上方(注)：阴阳离子的半径大小辨别规律(4)由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以，总的说来，同种元素的：(5)阳离子半径<原子半径<阴离子半径(6)同周期内，阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐增加;(7)同主族内离子半径逐渐增大。

(8)对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

(不适合用于稀有气体)(9)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(O无最高正价，F无正价，除外)元素除外;(10)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。

(11)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8，代数和为0，2，4，6的偶数之一(仅限除O，F的非金属)2.元素的金属性、氧化性、还原性、稳定性同一周期中，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;(1)单质氧化性越强，还原性越弱，对应简单阴离子的还原性越弱，简单阳离子的氧化性越强;(2)单质与氢气越容易反应，反应越剧烈，其氢化物越稳定;(3)最高价氧化物对应水化物(含氧酸)酸性越强。

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;(4)单质还原性越强，氧化性越弱，对应简单阴离子的还原性越强，简单阳离子的氧化性越弱;(5)单质与水或酸越容易反应，反应越剧烈，单质与氢气越不容易反应;(6)最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性越强。

元素周期律-化学键

概念
阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属离子与自由电子间的强烈的相互作用
成键微粒
特征
阴、阳离子
无无饱方和向性性
原子
有有饱方和向性性
金属离无无
子、自由电子
饱方和向性性
形成条件
影响因素
存在范围
一般为活泼金属与活泼非金属
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
5、已知短周期元素的离子。aA2＋、bB＋、cC3－、dD －都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径 A＞B＞D＞C
B.原子序数 d＞c＞b＞a
C
C.离子半径 C＞D＞B＞A
D.单质的还原性 A＞B＞D＞C
6、“构—位—性”的相互关系
➢定
义：原子间通过共用电子所形成的化学键
➢形成条件：非金属原子间
➢形成特征：有电子的偏移共用，没有电子得失 ➢成键粒子：原子
➢成键结果：形成共价化合物或单质
氢分子的形成：
··
H ·＋ ·H → H H H﹣H（结构式）
共价键特点：共用电子对不偏移，成键原子不显电性
氯化氢分子的形成：
H ·＋
·C····l: → H
··
C··l ··
··
H﹣Cl（结构式）
共价键特点：共用电子对偏向氯原子，
氯原子带部分负电荷，氢原子带部分正电荷。
1.共价键的形成条件: 一般是非金属原子之间
如：H2 N2 HCl H2O HF 等均以共价键形成分子电子式分别为：
用一跟短线表示一对共用电子对，表示如下：

化学元素周期律(最新整理)

19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
4钾
钙钪钛
钒
铬
锰
铁
钴
镍
铜
锌镓锗砷硒
溴
氪
39.098 40.08 44.956 47.9 50.9415 51.996 54.938 55.84 58.9332 58.69 63.54 65.38 69.72 72.5 74.922 78.9 79.904 83.8
57 La 镧
镧系
138.905
58 Ce 铈
140.12
59 Pr 镨
140.91
60 Nd 钕
144.2
61 Pm 钷 147
89 Ac 锕
锕系
227.03
90 Th 钍
232.04
91 Pa 镤
231.04
92 U 铀 238.03
93 Np 镎
237.05
62 Sm 钐
150.4 94 Pu
ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0Байду номын сангаас
1 H 现代的化学元素周期律（Periodic table）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 2 He
1 氢元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。这个表经过多年修订后才成为当代的周期表。在周期表中，元素是以元素的原子序数排列，最小氦

1.周期表周期律

B.铁元素属于主族元素
C.第一、二、三周期的元素属于短周期元素 D.0族元素原子的最外层上均有8个电子 2. 在元素周期表中，铂元素如图所示，下列有关说法正确的是
208 198 A.铂是非金属元素，在常温下呈固态 Pt 和 78 78Pt
B.
的核外电子数相同，互为同位素
C.“195.1”是铂的质量数 D.由78可以推出Pt为第五周期元素
1.下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是③④⑤⑥⑦⑧⑨ ________________(填序号)。 ①HCl 的溶解度比 H2S 大 FeS ②HCl 的酸性比 H2S强 ③HCl 的稳定性比 H2S 大 ④HCl的还
原性比 H2S弱⑤HClO4 的酸性比 H2SO4 强 ⑦Cl2能与H2S反应生成S
角度二：用“化合价”关系推导元素
5.用“元素符号”填空
(1)最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素是__________ H、C、Si 。 (2)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是________ 。 S 角度三：根据“族与周期的关系”推导元素 6.根据“元素符号”填空(前20号元素) (1)主族序数与周期数相同的元素有__________ H、Be、Al。
3.如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x ，则这五种元素的核电荷数之和为
A.5x＋10
B.5x C.5x＋14
D.5x＋16
元素周期表结构中隐含的两条规律
(1)同周期主族元素原子序数差的关系 ①短周期一、二、三周期的第ⅡA与ⅢA族元素原子序数差＝１。 ②长周期两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四、五周期的第ⅡA与ⅢA族原子序数之差＝11，第六、七周期＝25。

元素周期律1-2-2

②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 ③金属间置换：强置换弱 ① 与氢气的化合难易程度，以及生成气态氢化物的稳定性非金属性 ②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 ③非金属间置换：强置换弱
金属元素的性质
Na
Mg
跟沸水反应放H2；跟酸剧烈反应放H2
Al
跟酸较为迅速反应放H2
单质和水（或酸）跟冷水剧的反应情况烈反应
2.原子半径的周期性变化
H Li
Na
He Be
Mg
B
Al Ga In Tl
C Si Ge S n Pb
N P As Sb Bi
O S Se Te P o
F Cl Br I At
Ne
Ar Kr Xe Rn
K
Rb Cs Fr
Ca Sr Ba Ra
(1)Li: 0.152nm → F: 0.071nm ( Ne: 0.160nm ) (2)Na: 0.186nm → Cl: 0.099nm (Ar: 0.191nm)
14Si
15P
16S
17Cl
SiO2
H4SiO4
弱酸
P2O5
SO3
Cl2O7
最强酸
H3PO4 H2SO4 HClO4
中强酸强酸逐渐增强加热加热
高温
点燃或光照
气态氢化物及稳定性氢化物水溶液的酸性
结论
SiH4
PH3
H2S
HCl
逐渐增强
逐渐增强非金属性逐渐增强
[结论]
Na Mg Al Si
P S
(3)K: 0.227nm Br:0.114nm ( Kr: 0.207nm ) [结论2]同族元素随原子序数递增，原子半径依次增大。

高三化学元素周期律与元素周期表

1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个
长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表（七个横行）其中第7周期为不完全周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
族
16个（共18个纵行）
副族7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
⑤ (d)
元素性质的递变规律
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
族
半径由大变小
1半
2径
3
由小
4
变大
5
6
7
非金属性逐渐增强
非
金
B
金
属
属
性
Al Si
性
逐
渐
Ge As
逐渐
增强
Sb Te
增强
金属性逐渐增强
Po At
再见
网上订花买花订花网上订花买花订花
A、非金属性强弱为：X>Y>Z
B、气态氢化物的稳定性由强到弱为X、Y、Z
C、原子半径大小是：X<Y<Z
D、对应阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱
3．指出原子序数为5、17、20、35的元素的位置在哪里？（用周期和族表示）
4．下列各组原子序数表示的两种元素，能形成AB2型离子化合物的是( A )
7、 X、Y、Z为短周期三种元素，已知
X和Y同周期，Y和Z同主族，又知三种元素原子最外层电子数总和为14，而质子数总和为28，则三种元素为（D）（A）N、P、O （B）N、C、Si （C）B、Mg、Al （D）C、N、P

元素周期律

元素周期律
元素周期表
1.周期
元素周期表有7个横行，也就是7个周期。具有相同的电子层数，而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素，称为一个周期。周期的序数就是该周期原子具有的电子层数。各周期里元素的数目不同，第一周期只有2个元素，第二、第三周期各有8个元素。第四、五、六、七周期元素都比8个元素多。第一、二、三称为短周期，其余称长周期。
微粒半径大小比较的一般规律 1.先看电子层，电子层数越多，半径越大 2. 电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越大，半径越小。 3. 电子层数相同，核电荷数也相同，看最外层电子数，电子数越多，半径越大。
四.元素主要化合价的周期变化
原子序数
元素名称
1
氢
2
氦
3
锂
4
铍
5
硼
6
碳
7
氮
第16号元素是硫也是非金属。它的最高价氧化物是 SO3,SO3对应的水化物是H2SO4。硫酸是一种强酸。在加热时硫可以与氢气化合，生成气态氢化物硫化氢。
第17号元素氯也是非金属。它的最高价氧化物是Cl2O7, 对应的水化物是HClO4,它是已知酸中最强的酸。氯气与氢气在光照或点燃时会发生爆炸而化合，生成气态氢化物氯化氢。
一.核外电子排布的周期性
部分元素原子的电子层排布
通过上表可以发现，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。也就是说，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈周期性的变化。
原子半径的周期性变化同一周期内，从ⅠA到ⅦA（卤族）随着原子序数的递增，原子半径由大变小。如Na原子的半径为： 1.86×10 -10米递减到0.99×10 -10米。同一主族内，从上到下，随着元素电子层的增加，原子半径增大。

元素周期律+元素周期表

元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。

质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。

电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。

周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。

主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。

副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。

元素周期律：定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。

发现者：门捷列夫。

内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。

同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。

分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。

共价半径：定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。

共价半径 < 真实半径。

⾦属半径：定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。

⾦属半径 = 真实半径。

范德华半径：定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。

范德华半径 > 真实半径。

适⽤范围：稀有⽓体。

②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。

同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。

③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。

特例：铍 > 硼。

氮 >氧。

镁 > 铝。

磷 > 硫。

砷 > 硒。

定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。

符号：I。

单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。

常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。

第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。

第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。

④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。

第一节元素周期表

柔软
归纳：碱金属的主要物理性质
相似性： 1) 银白色有金属光泽(铯略带金色) 2) 较柔软,有延展性 3) 密度小 4) 熔点低（均小于200℃） 5) 导电、导热
递变性：随着核电荷数的增加：
• 密度增大 (但K 反常) • 熔、沸点逐渐降低
2、卤族元素
（1）物理性质
物理性质
随原子序数的递增： 1．颜色：颜色逐渐加深 2．状态：气态~液态~固态 3．熔沸点：逐渐升高 4．密度：逐渐增大
（2）原子结构
（3）化学性质
①卤素单质与氢气反应
卤素单质与氢气反应剧烈程度：F2>Cl2>Br2>I2 生成氢化物稳定性：
HF>HCl>HBr>HI
②卤素单质间的置换反应
颜色
溶于水
溶于CCl4
Cl2
黄绿色
黄绿色
黄绿色
Br2
深红棕色橙黄色
橙红色
I2
紫黑色
褐色
紫红色
实验1—1
实验
现象
化学方程式
57
6 55 56 - 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
71
7 87 88 89103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧系 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
（2）族（16个）七个主族七个副族一个第Ⅷ族(3个纵行) 一个0族

高三化学物质结构元素周期律(一)

质对市爱慕阳光实验学校高三化学物质结构、元素周期律〔一〕【本讲主要内容】物质结构、元素周期律〔一〕了解物质的分子、原子、离子、元素、同素异形体、同位素概念的含义；了解原子的结构；了解元素周期表〔长式〕的结构〔周期、族〕及其用；理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系；掌握电子式、原子结构示意图的表示方法；掌握元素周期律的实质，以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质〔如：原子半径、化合价、单质及化合物性质〕的递变规律与原子结构的关系；以IA 和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

【知识掌握】【知识点精析】1. 同位素、同素异形体概念的区分同位素：指质子数相同，中子数不同的同一类原子之间的互称。

是同一种元素的中子数〔或质量数〕不同的原子。

如1H、2D。

同素异形体：指同种元素形成的不同单质。

如石和石墨。

2. 质量数、质子数〔核电荷数〕、中子数的关系质量数〔A〕＝质子数〔Z〕＋中子数〔N〕原子中：质子数＝核电荷数＝核外电子数阳离子中：质子数＝核电荷数＝核外电子数＋离子所带电荷数阴离子中：质子数＝核电荷数＝核外电子数－离子所带电荷数3. 电子式、原子结构示意图的表示〔1〕各种粒子的电子式的书写：原子：元素符号＋最外层电子。

如：氯原子的电子式。

离子：阳离子的电子式在元素符号的右上角说明所带电荷及电性。

如：Na ＋。

阴离子的电子式在元素符号的四周说明最外层电子数，并用“［］〞括起来，右上角说明所带电荷及电性。

如：氯离子的电子式。

单质及共价化合物：单质：如N2的电子式。

共价化合物分子：如HCl 的电子式。

离子化合物的电子式：阴阳离子的电子式组合到一起。

如：氯化氨的电子式。

注意在电子式书写中区别离子化合物与共价化合物，所有的阴离子及带正电的原子团都要用“［］〞括起来。

〔2〕原子结构示意图的书写如：钠、氯原子的电子式：钠、氯离子的电子式：注意原子与离子最外层电子数的差异。