元素周期表规律总结

知识网络 中子N

原子核

质子Z 原子结构 ：

电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径

表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化

①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）

元素周期律 ②、原子半径的周期性变化

③、元素主要化合价的周期性变化

④、元素的金属性与非金属性的周期性变化

①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核外电子排布

②、原子半径

性质递变 ③、主要化合价

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 决定原子呈电中性 编

排依据 X)

(A Z 七

主七副零

和八

三长三短一不全

最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1

、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外） 如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F --

4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：F -> Na +>Mg 2+>Al 3+

5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如

Fe>Fe 2+>Fe 3+

①与水反应置换氢的难易

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

金属性强弱 ③单质的还原性 ④互相置换反应

元素周期表有7个周期，有16个族和4个区。

关键词：同一主族 对角线规则

一、同一主族元素性质的递变规律

同一主族元素结构和性质具有一定的相似性和递变性：从上到下原子半径逐渐增大， 失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。

下面以ⅠA 族碱金属和ⅢA 族卤素为例，介绍同主族元素自上而下性质递变规律。 ①金属性逐渐增强， 如LiCl>Br>I>At ， 自然界存在的元素中，氟的非金属性最强。 ②最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。如碱性：

元素的金属性或非金属性强弱的判断依据

LiOHHBrO4>HIO4；高氯酸HClO4在所有含氧酸中酸性最强，HBrO4也是一种强酸,高碘酸实际上化学式为H5IO6,无色晶体，弱酸。

③气态氢化物的稳定性逐渐减弱，如HF>HCl>HBr>HI。

④溶解性

碱金属的氢氧化物在水中都是易溶的，溶解时还放出大量的热。碱土金属的氢氧化

物的溶解度则较小，其中Be(OH)2和Mg(OH)2是难溶的氢氧化物。碱土金属的氢氧化物的溶解度列入表1中。由表中数据可见，对碱土金属来说，由Be(OH)2到Ba(OH)2，溶解度依次增大。这是由于随着金属离子半径的增大，正、负离子之间的作用力逐渐减小，容易为水分子所解离的缘故。

至Cs依次增大，少数碱金属盐难溶于水，例如LiF、LiCO3、Li3PO4、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O、KClO4、K2［PtCl6］等。

⑤晶体类型与熔、沸点，碱金属的盐大多数是离子型晶体，它们的熔点、沸点较高。

碱土金属离子带两个正电荷，其离子半径较相应的碱金属小，故它们的极化力较强，因此碱土金属盐的离子键特征较碱金属的差。但随着金属离子半径的增大，键的离子性也增强。

碱土金属指元素周期表中ⅡA族元素，包括铍(Be)、镁(Mg)、钙(Ca)、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)六种金属元素。其中铍也属于轻稀有金属，镭是放射性元素。碱土金属共价电子构型是ns2

例如，碱土金属氯化物的熔点从Be到Ba依次增高：

氯化物 BeCl2 MgCl2 CaCl2 SrCl2 BaCl2

熔点／℃ 405 714 782 876 962

⑥热稳定性，碱金属的盐除硝酸盐及碳酸锂外一般都具有较强的稳定性，在800℃以下均不分解。碱土金属盐的稳定性相对较差，但在常温下还是稳定的，只有铍盐特殊。

过锆的含量。Zr和Hf的金属半径分别为160pm和159pmY

二、探讨对角线规则

在周期表中，某元素的性质和它左上方或右下方的另一元素性质相似性，称对角线规则。这种相似性特别明显地存在于下列三对元素之间：

Li Be B C

Na Mg Al Si

1、锂与镁的相似性。在IA族中, 锂半径最小, 极化能力强, 表现出与 Na 和 K 等的不同性质, 它与IIA族里的Mg 相似，例如：①锂和镁在过量的氧中燃烧时，并不形成过氧化物，而生成正常的氧化物。②锂和镁直接和碳、氮化合，生成相应的碳化物或氮化物。例如：6Li + N2 ==== 2Li3N 3Mg + N2 ==== Mg3N2 ③ Li+和Mg2+离子都有很大的水合能力。④锂和镁的氢氧化物均为中等强度的碱，在水中溶解度不大。加热时可分解为Li2O和MgO。其它碱金属氢氧化物均为强碱，且加热至熔融也不分解。

⑤锂和镁的硝酸盐在加热时，均能分解成相应的氧化物Li2O、MgO及NO2和O2，而其它碱金属硝酸盐分解为MNO2 和O2。⑥锂和镁的某些盐类和氟化物、碳酸盐、磷酸盐等均难溶于水，其它碱金属相应化合物均为易溶盐。⑦氯化物都具有共价性，能溶于有机溶剂如乙醇中。它们的水合氯化物晶体受热时都会发生水解反应：

2、铍、铝的相似性表现在：①两种金属的标准电极电势相近（Be2+／Be，；Al3+／Al，）。②铍和铝经浓硝酸处理都表现钝化，而其它碱土金属均易与硝酸反应。③铍和铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于碱。④氢氧化物均为两性，而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。⑤ BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。⑥铝和铍的氯化物是共价分子，能通过氯桥键形成双聚分子，易升华、易聚合，易溶于有机溶剂。