元素周期表(带详细解析)

第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表

重难点一元素周期表

1．构成原子(离子)的微粒间关系

(1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。

(2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。

(3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。

(4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。

(5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。

2．元素周期表的结构

(3)过渡元素

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

特别提醒族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。

“第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。 “第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。 重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．

2.比大小定周期

比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。

3．求差值定族数

(1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。

(2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。 (3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。 重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (1)相似性

①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。 ②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。

③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。

④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋

＋H 2↑。(R 表示碱金属元素)

(2)递变性

从Li 到Cs ，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。表现为：

①与O 2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2

反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。

②与H 2O 的反应越来越剧烈，如K 与H 2O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与Cs 遇水发生剧烈爆炸。

③对应离子的氧化性依次减弱，即氧化性：Li ＋>Na ＋>K ＋>Rb ＋>Cs ＋

。 ④最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH 的碱性最强。

特别提醒 (1)碱金属单质性质的相似性和递变性是其原子结构的相似性和递变性的必然结果。

(2)因Na 、K 等很活泼的金属易与H 2O 反应，故不能从溶液中置换出不活泼的金属。 2．卤素单质的相似性、递变性和特性 (1)相似性

①与H 2反应生成相应的氢化物：X 2＋H 2===2HX 。 ②与活泼金属(Na 等)反应生成相应的金属卤化物： 2Na ＋X 2=====点燃

2NaX 。

③与H2O反应：

X2＋H2O===HX＋HXO(X指Cl、Br、I)

2F2＋2H2O===4HF＋O2

(2)递变性

①从上到下，卤素单质的氧化性逐渐减弱，阴离子的还原性逐渐增强，即氧化性：F2>Cl2>Br2>I2，还原性：I－>Br－>Cl－>F－。

②随着原子序数递增，与H2反应越来越难，氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高。

③卤素单质与变价金属(如Fe)反应时，与F2、Cl2、Br2生成高价(如FeBr3)，而与I2只能生成低价(FeI2)。

(3)卤素单质的特殊性质

①氟元素无正价，无含氧酸。

②Cl2易液化。

③Br2是在常温下唯一的一种液态非金属单质。

④碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。

特别提醒F与Cl、Br、I的性质在某些方面差别较大：(1)卤素单质与水的反应；(2)F

－的还原性极弱；(3)氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸；(4)F无正价、无含氧酸，而Cl、Br、I有最高正价和含氧酸。

3．同主族元素性质递变规律

由碱金属元素和卤素的性质来看，元素的化学性质，主要由原子的最外层电子数决定，其次是电子层数。原子结构相似的元素，它们的化学性质表现出相似性和递变性。同主族从

归纳总结由碱金属元素、卤素推导出的同主族元素金属性、非金属性变化规律适合其

他所有同主族元素，这里必须强调的是金属性增强是指同主族的金属元素之间的金属性相

比，自上而下金属性增强；非金属性减弱是指同主族的非金属之间，非金属性随原子序数的

增大逐渐减弱。如第ⅣA族中，非金属性C>Si，金属性Ge

4．元素金属性和非金属性强弱的比较

(1)金属性强弱的比较

比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的能力，越易失电子，金属性越强。

①从元素原子结构判断

a．当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。

b．当电子层数相同时，核电荷数越多越难失电子，金属性越弱(以后学)。

②从元素单质及其化合物的相关性质判断

a．金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。

b．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。

③根据金属活动性顺序表判断

一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。

④离子的氧化性强弱判断

离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。

特别提醒金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。

(2)非金属性强弱的比较

比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。

①从元素原子结构判断

a．当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；

b．当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。

②从元素单质及其化合物的相关性质判断

a．单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。

b．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。

c．非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。

d．元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。如S2－的还原性比Cl－强，说明Cl的非金属性比S强。

特别提醒(1)金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。

(2)氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素得失电子的能力。

重难点四核素

1．元素、核素、同位素之间的区别和联系