知识讲解-元素周期表基础解析

元素周期表基础

【要点梳理】

要点一、元素周期表的编排

1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。原子序数= 核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中）

要点诠释：

存在上述关系的是原子而不是离子，因为离子是原子失去或得到电子而形成的，所以在离子中：核外电子数＝质子数加上或减去离子的电荷数。

2．现在的元素周期表的科学编排原则

（1）将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行，称为周期；

（2）把最外层电子数相同（氦除外）的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。

要点二、元素周期表的结构

1. 周期

族

（1）周期：元素周期表有7个横行，也就是7 个周期。前三周期叫短周期，后四个周期叫长周期。第七周期排到112 号元素，共有26种元素，由于尚未排满，所以又叫不完全周期。

（2）族：常见的元素周期表共有18个纵行，从左到右分别叫第1 纵行、第2纵行⋯⋯第18个纵行。把其

中的第8、9、10 三个纵行称为第Ⅷ族，其余每一个纵行各称为一族，分为七个主族、七个副族和一个0 族，共

16 个族。

族序数用罗马数字表示，主族用A、副族用B，并标在族序数的后边。如Ⅰ A、ⅡA、ⅢA⋯⋯ⅠB、ⅡB、

ⅢB⋯⋯

（3）第18纵行的氦最外层有2个电子，其它元素原子的最外层都有8 个电子，它们都已达到稳定结构，化学性质不活泼，化合价都定为0 价，因而叫做0 族。

（4）元素周期表中从第Ⅲ B 族到第Ⅱ B 族共10 个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族，共60 多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。

（5）在周期表中根据组成元素的性质，有些族还有一些特别的名称。例如：第Ⅰ A 族：碱金属元素；第Ⅱ

A 族：碱土金属元素；第Ⅳ A 族：碳族元素；第Ⅴ A 族：氮族元素；第Ⅵ A 族：氧族元素；第Ⅶ A 族：卤族元素；

0 族：稀有气体元素。

（6）第六周期的镧系元素、第七周期的锕系元素分别包含15 种元素，为了使元素周期表的结构紧凑，放在

第ⅢB 族；但实际上每种元素都占有元素周期表的一格，所以另外列出，放在元素周期表的下方。

3.周期表与原子结构的关系

（1）周期序数＝电子层数

（2）族序数＝最外层电子数（对主族而言）

（3）原子序数=质子数

4.各族在元素周期表中的位置分布

要点三、元素的性质与原子结构应用元素周期表，以典型金属元素族（碱金属）和典型非金属元素族（卤族元素）为例，运用理论探究和实验探究的方法，达到掌握元素的性质与原子结构关系的目的。重点掌握元素周期表中同一主族元素的相似性和递变性。

1．碱金属元素

查阅元素周期表和课本，我们可得到碱金属元素的有关信息如下表：

要点诠释：

1）碱金属元素原子结构的特点：

①相同点：碱金属元素原子的最外层都有 1 个电子，

②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。

（2）碱金属元素性质的相似性和递变性

①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属性，化合价都是+1 价。

②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。

注：元素金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。

（3）碱金属单质的性质①化学性质：碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。

4Li+O 2 2Li 2O

2Na+O 2 Na2O2

2Na+2H 2O==2NaOH+H 2↑

2K+2H 2O==2KOH+H 2↑

实验探究：对比钾、钠与氧气、水的反应

实验中的注意事项：a．钠、钾在实验室里都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用前要用滤纸把表面煤油吸干。

b．对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜，否则容易发生爆炸危险。c．对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。

②物理性质

要点诠释： 相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比 较小，熔点也都比较低。

递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。

2．卤族元素

（1）原子结构的特点

要点诠释：

①相同点：最外层电子数都是 7 个。 ②不同点：核电荷数和电子层数不同。 （2）卤族元素性质的相似性和递变性

①相似性：最外层电子数都是 7 个，化学反应中都容易得到 1 个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均 为－ 1 价。

②递变性：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，元 素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，卤素单质的氧化性逐渐减弱。

注：元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易 程度以及氢化物的稳定性来推断。

3

）卤素单质的物理性质

卤素单质

颜色和状态 密度

熔点／℃ 沸点／℃ F 2 淡黄绿色气体 1.69 g / L （ 15℃） －219.6 －188.1 Cl 2 黄绿色气体 3.215 g / L （0℃）

－101 －34.6

Br 2 深红棕色液体 3 3.119 g / cm 3

20－7.2

58.78 I 2

紫黑色固体

3 113.5

184.4

要点诠释： 随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐

高。

3）卤素单质的化学性质 ①卤素单质与氢气反应

F 2＋H 2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl 2＋H 2 2HCl

光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定

Br 2＋H 2 2HBr

加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定

△

I 2＋ H 2

2HI

不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解 为 H 2 和 I 2，是可逆反应

随着核电荷数的增多，卤素单质（ F 2、 Cl 2、Br 2、I 2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定 性逐渐减弱： HF>HCl >HBr >HI ；元素的非金属性逐渐减弱： ②卤素单质间的置换反应

实验探究：对比卤素单质（ Cl 2、Br 2、 I 2）的氧化性强弱

F>Cl>Br>I 。