初识元素周期律笔记

元素周期律

1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最

外层电子数决定。

2.元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。

4.周期序数= 该周期元素原子的电子层数

主族的族序数= 该族元素原子的最外层电子数

5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒

数第三层的部分电子有关。

元素周期表

一、概念

1.元素周期表是元素周期律的表现形式。

2.编排原则：

（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。

（2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。

4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原

子获得电子能力的强弱。

二、元素性质递变的周期性

引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。

1.化合价

（1）主族元素的最高正价= 最外层电子数= 主族序数= 8 -︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价）

主族元素最低负价= 主族序数– 8（除第一周期外）

︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 （2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。

既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。

2.原子半径

（1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。

（2）

3.金属性和非金属性

（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐

减弱。

（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。

（3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致

例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：NaSn 单质活泼性：Sn>Pb

三、化合物性质递变的周期性

1.同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物

的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。

2.同一主族，随着核电荷数的递增，从左到右元素最高价氧化物对应水化物

的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐增强。

3.氯酸硫酸硝酸磷酸

亚氯酸亚硫酸亚硝酸偏磷酸

次氯酸

四、几条规律

1.对角规律

（1）递变性（B、C）金属性C > B；半径C > B；非金属性C < B

（2）相似性

2.相近相邻：上下左右相邻元素性质差别不大

3.奇偶规律：

除镧系，锕系，第Ⅷ族外，表中原子序数为奇数的元素其所在族的族序数及主要化合价也为奇数，偶数同理。

五、序差规律

1.纵向

（1）第一、二主族同族上下相邻两元素的原子序数差为上面元素所在周期的元素种类。

（2）除ⅠA、ⅡA外，同族上下相邻两元素的原子序数差为下面元素所在周期的元素种类。

2.横向

（1）短周期中，同一周期两元素的原子序数差等于族序数差。

（2）第4、5周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加10。（3）第6周期同一周期两元素的原子序数差为族序数差或族序数差加24。

六、元素之最

1.最活泼的金属Cs 6. 最轻的非金属单质H2

2.自然界中含量最多的金属Al 7. 最稳定的气态氢化物HF

3.最活泼的非金属单质F2 8. 含H量最大的氢化物CH4

4.最轻的金属Li 9. 最强碱CSOH

5.冶炼最多的金属Fe 10. 最强酸HClO4 补：某些元素的所有同位素原子都具有放射性，称为放射性元素。

例如：周期表84号及以后的元素。

应用

1.人们在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料；在B族和Ⅷ族中寻找

催化剂，以及耐高温、耐腐蚀的合金材料。

2.Na与水剧烈反应，形成熔化的小球，在水面上迅速游动，并发出嘶嘶声；

Mg与水反应微弱，滴入酚酞，镁条附近溶液变红。

3.在周期表的右上角寻找安全的高效农药；预测和发现新元素。

4.SiH4甲硅烷& PH4易自燃

H3PO4磷酸、HPO3偏硝酸、HClO4高氯酸

判断金属性强弱的方法

1、周期表中位置

2、与H2O反应的难易度

3、与H+反应的快慢

4、置换

5、构建原电池（负极活泼）

6、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

判断非金属性强弱的方法

1、周期表中位置（越往后，越往上，非金属性越强）。

2、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。

3、与H2化合的难易度，或生成氧化物的稳定性。

4、置换

核外电子排布的规律

1、原子结构示意图：

电子层离核由近到远，电子层上的电子能量高低由低到高

2、核外电子排布的规律

（1）遵守能量最低原理

（2）各电子层最多可容纳的电子数为2n2（n表示电子层序数）

（3）最外层电子数不超过8个（K层为最外层时则不超过2个）

（4）次外层电子数不超过18，倒数第二层电子数不超过32.

3、原子或原子团得失电子后形成的带电微粒称为离子。

大多数的盐和NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等均由离子构成。

大多数的酸均由分子构成，例：H2SO4、HNO3、HCl等。

4、10电子微粒：CH4 、NH3、H2O、HF 、Ne

F-、O2- 、N3- 、OH- 、NH4+、H3O+ 、NH2- 18电子微粒：SiH4（甲硅烷）、PH3 、H2S、HCl、Ar、F2 、Cl-、

S2- 、K+ 、Ca2+、C2H6 、N2H4（肼）、H2O2、

CH3 - NH2、CH3 – OH、CH3 - F

化学键和分子间作用力

一、化学键

1、定义：相邻的的两个或多个原子之间强烈的相互作用。

2、分类：离子键、共价键、金属键

3、距离较远时，主要作用力：原子核与核外电子之间的引力。

距离较近时，主要作用力：原子核与原子核、电子与电子之间的斥力。

距离一定时，引力和斥力相等，形成物质。

离子键

一离子键

1、离子键

（1）定义：阴阳离子之间（成键微粒）的通过强烈静电相互作用（成键作用力）形成的化学键

（2）离子键的本质：阴阳离子间强烈的静电作用。

（3）成键条件：质子间发生电子的转移产生阴阳离子

（4）特点：无方向性，无饱和性

（5）其他条件相同，离子所带电荷越多，离子半径越小，离子键越强。

（6）ⅠA族或ⅡA族的金属与ⅥA、ⅦA族的非金属之间往往易形成离子键。

2、离子键形成物质（大多数的盐，活泼金属氧化物，强碱）

（1）活泼金属与活泼非金属（Ci，Br，O等）结合。

（2）活泼金属与酸根/氢氧根结合形成的盐（Na2SO4）/碱（KOH）

（3）铵根离子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐（NH4CI）

3、离子的结构特征

（1）离子的电子层结构

主族元素离子的核外电子排布一般都达到最外层8电子（第一层为最外层，2电子）的稳定结构

（2）离子的半径

①具有相同的电子层结构，核电荷数越多，半径越小。

②同一主族，从上到下，元素原子所形成的离子，半径逐渐增大

③电子层的核电荷数都相同时，电子数越多，半径越大。Fe2+﹥Fe3+

④离子半径越小，所带电荷越多，离子键越强，形成的化合物熔沸点越高。

4、影响离子键强弱的因素：离子半径、离子所带电荷