高中化学之元素周期表

高中化学元素周期表
金属性、非金属性变化规律（对应还原性、氧化性）
1、同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；
2、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。

3、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。

4、金属活动性顺序表
钾钙钠镁铝锌铁锡铅氢铜汞银铂金。

5、氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

化合价规律
1、除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属＋1递增到＋7，非金属元素负价由碳族－4递增到－1（氟无正价，氧无＋6价，除外）；
金属元素一般无负化合价；同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同（氟无正价，氧一般也可认为无正价）
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。

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）。

短周期某些元素可参考课本低页表1－2 具体数据判断。

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；
3、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（不适合用于稀有气体）。

4、同种元素的各种微粒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,，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Fe2＋>Fe3＋）。

5、电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比较，如：比较Al 3＋与S 2－的半径大小，可找出与Al 3＋电子数相同，与S 2－同一主族元素的O 2－比较，Al 3＋<O 2－，且O 2－<S 2－，故Al 3＋<S 2－。

判断位置
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数。

（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。

最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

最外层电子数与电子层数的关系
设主族元素最外层电子数为a，电子层数为b，则有：
①a/b<1时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；且比值越小，元素的金属性越强；
②a/b＝1时，为两性元素（H除外），其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；
③a/b>1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。

且比值越大，元素的非金属性越强；
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—IV A、15—VA、16—VIA、17—VIIA、18—0族。

3、同主族相邻元素的原子序数：
第IA、IIA族，
下周期元素的原子序数＝上周期元素的原子序数＋上周期元素的数目；
第IIIA~VIIA族，
下周期元素的原子序数＝上周期元素的原子序数＋下周期元素的数目。

4、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；
5、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（Ne）、18（Ar）、36（Kr）、54（Xe）、86（Rn）］＝差值（应为正值）。

（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；
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
“阴前阳后”规律
具有相同电子层结构的阴、阳离子，阴离子必位于与之有相同电子层结构的稀有气体元素的前面（与该稀有气体元素同周期），而阳离子位于该稀有气体元素的后一周期，再通过阴、阳离子所带电荷数即可确定其所处主族数。

等电子数微粒规律
①核外有10个电子的微粒组
原子：Ne；
分子：CH4、NH3 、H 2O、HF；
阳离子：Na＋、Mg 2＋、Al 3＋、NH4＋、H3 O＋；
阴离子：N3－、O2－、F－、OH－、NH2－。

②核外有18个电子的微粒子
原子：Ar；
分子：SiH 4 、PH3 、H2 S、HCl、F2、H2O2 ；
阳离子：K＋、Ca2＋；
阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－、O2 2－。

对角线规律
沿周期表中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，这一规律主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。