元素周期律

元素周期与元素周期律 1．原子结构 [核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数 注意： (1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 (2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1． [质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数． 说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N． (2)符号X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如， Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12． [原子核外电子的排布规律] (1)在多电子原子里，电子是分层排布的． 电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7 表示符号 K L M N O P Q 离核远近能量高低 n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高 (2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M…… (3)各电子层容纳电子数规律： ①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)． ②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)， 次外层容纳的电子数≤18个， 倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子． (4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的． 2．元素周期律 [原子序数] 按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数． 原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数 [元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律] 对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增： (1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化． (2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)． (3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化． ［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］ 元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换） 元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换） [两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O [两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O [原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律] Na Mg Al Si P S Cl 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 单质与水(或酸) 的反应情况 与冷水剧烈反应 与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应 与沸水反应很缓慢，与冷水不反应， 部分溶于水，部分与水反应 非金属单质与氢气化合情况 反应 条件 高温 磷蒸汽与氢气能反应 加热 光照或点燃 氢化物稳定性 SiH4 极不 稳定 PH3 高温 分解 H2S 受热 分解 HCl 很稳定 最高价氧化物 对应水化物 的碱(酸)性强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 或H3AlO3两性氢氧化物 H4SiO4 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 强酸 金属性、非金属性 递变规律 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 [元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律． 3．元素周期表 [元素周期表] 把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表． [周期] 具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期． (1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下： 短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素 周期（7个） 长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素 不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素) (2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数． (3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素． (4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素． [ 族 ] 在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族． (1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下： ①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)． ②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)． ③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族． ④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)． (2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属． (3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数 [原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系] (1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族． (2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族． [元素性质与元素在周期表中位置的关系] (1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系： (2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系： ①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱． ②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。c．非金属单质与氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d．最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强． ③在元素周期表中，左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质． (3)元素化合价与元素在周期表中位置的关系： ①在原子结构中，与化合价有关的电子叫价电子．主族元素的最外层电子即为价电子，但过渡金属元素的价电子还与其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关． ②对于非金属元素，最高正价+最低负价的绝对值＝8(对于氢元素，负价为－1，正价为+1)． [核素] 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做一种核素．也就是说，每一种原子即为一种核素，如H、H、C、C等各称为一种核素． 注意 核素有同种元素的核素(如H、H)和不同种元素的核素(如C、C1等)． [同位素] 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素． 说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同． (2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数． (3)同位素的特性：①物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的． (4)氢元素的三种同位素：氕H(特例：该原子中不含中子)、氘H (或D)、氚H(或T)． (5)重要同位素的用途：H、H 为制造氢弹的材料； U为制造原子弹的材料和核反应堆燃料． 微粒半径大小的比较 1影响微粒半径大小的因素 （1）电子层数 （2）核电荷数。 （1）当电子层数相同时，核电荷数越大半径越小； （2）当电子层数不同时，电子层数越多半径越大。 2。常见结论： （1）同一元素原子、离子：简单阴离子半径大于其相应原子半径，简单阳离子半径小于其相应原子半径。 （2）同一元素离子：核外电子数越少，半径越小。 （3）电子层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。 原子： 先看电子层数。层数多的半径大，若电子层数相同，原子序数（或最外层电子数）大的半径小。稀有气体除外。 离子： 一般同一周期的元素，阴离子半径比阳离子大。 若核外电子数相同，原子序数越大，则半径越小 原子与离子比， 若原子得电子变离子，则半径变大 若原子失去电子变离子，则半径变小。 3.同周期元素的原子半径 同周期元素的原子，从左到右随核电荷数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外)。如第3周期中各元素原子半径的大小为：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。 4.同主族元素的原子半径 同主族元素的原子半径，从上到下随核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大。如碱金属元素的原子半径大小为：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；卤族元素的原子半径大小为：F＜Cl＜Br＜I。 5.同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比较 同种元素的原子与它形成的相应离子半径的大小比较，有两种情况： ①阳离子半径小于相应的原子半径。如Na+离子半径小于Na原子半径，Mg2+离子半径小于Mg原子半径。这是因为阳离子比相应的原子少了一个电子层。 ②阴离子半径远大于相应的原子半径。如Cl-离子半径远大于Cl原子半径，S2-离子半径远大于S原子半径。这是因为阴离子与相应的原子电子层数相同，但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构，比相应原子最外电子层上 6.相同元素的原子显示不同价态(共价)时，价态越高其原子半径越小 如H2SO4分子中S原子的半径小于H2SO3分子中S原子的半径。 同主族元素形成的离子半径比较 从上到下随核电荷数的增加，电子层数增多，离子半径逐渐增大。如碱金属元素形成的阳离子半径大小为：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs ；卤族元素形成的阴离子半径大小为：F-＜Cl-＜Br-＜I- 8.同周期元素形成的离子，比较其半径大小时应分成两段分别进行 ①同周期元素形成的阳离子，从左到右随核电荷数的递增，阳离子半径逐渐减小。如第3周期中阳离子半径的大小为：Na+＞Mg2+ ＞Al3+ ②同周期元素形成的阴离子，从左到右随核电荷数的递增，阴离子半径逐渐减小。如第3周期中阴离子半径的大小为：S2-＞Cl- 必须注意到，同一周期中的阳离子半径均小于同周期的阴离子半径 9.核外电子排布相同的离子的半径比较 核外电子排布相同的离子(不管是阳离子还是阴离子)，随核电荷数的增大，其离子半径逐渐减小。如第2周期中的阴离子与第3周期中的阳离子，其核外电子排布相同，这些离子半径的大小为：O2-＞ F-＞ Na+ ＞ Mg2+ ＞ Al3+ 10.同一元素的不同价态离子的半径比较 同一元素形成的带不同电荷的阳离子，所带电荷数多的离子半径小。如Fe3+ 离子半径小于Fe2+ 离子半径。 11.常见短周期元素的离子中，以H 离子半径为最小 其它常见离子半径的大小，可归纳成下表：       表中所列Ne、Ar是为了比较时便于划分周期，它们左边的离子是与它们同周期元素的离子，它们的右边的离子是它们下一周期元素的离子。同一横行中的离子核外电子排布相同，下边一横行比上边一横行多一个电子层。Ne、Ar原子半径特殊，不在比较之列。表中所列F-与K+ 离子的半径大小差不多。N3-、P3-只存在于干态，如Mg3N2、Ca3P2在水里立即与水反应，由离子态转化为共价态： Mg3N2 + 6H2O====3Mg(OH)2 + 2NH3↑ Ca3P2 + 6H2O====3Ca(OH)2 + 2PH3↑ O2-也不能存在于水溶液里，它与水反应生成OH-，由此可知Na2O、K2O、BaO、 CaO与水完全反应生成碱溶液。 例1．金属钛对人体体液无毒且有惰性，能与肌肉和骨骼生长在一起，有“生物金属”之称．下列有关Ti和Ti 的说法中正确的是 (　　) A.Ti和Ti的质量数相同，互称为同位素 B.Ti和Ti的质子数相同，互称同位素 C.Ti和Ti的质子数相同，是同一种核素 D.Ti和Ti核外电子数相同，中子数不同，不能互称为同位素 解析：同位素的质子数和电子数相等，核外电子排布相同，中子数和质量数不相等.Ti和Ti的质子数均为22，中子数分别为26和28. 答案：B 例2．(2010·海南模拟)正确掌握好化学用语是学好化学的基础，下列有关表述正确的是(　　) A．H、D、T互为同素异形体 B．氨气分子中的化学键为非极性共价键 C．NH4Cl的电子式为： Cl－ D．S2－的结构示意图为 解析：H、D、T互为同位素，故A错误；氨气分子中的化学键为极性共价键，故B错误；氯离子的电子式错，故C错误． 答案：D 例3．短周期元素X、Y、Z在元素周期表中的 位置如图所示，下列说法正确的是 (　　) A．X、Y、Z三种元素中，X的非金属性最强 B．Y的氢化物的稳定性比Z的弱 C．Y的最高正化合价为＋7价 D．X的单质的熔点比Z的低 解析：因为X、Y、Z都是短周期元素，可推出X为He，Y为F，Z为S，其中非金属性最强的是F，且F无正价，F的氢化物的稳定性比S的强，A、B、C选项错误；常温下He为气态，S为固态，D选项正确． 答案：D 例4．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与Z2－具有相同的核外电子层结构．下列推测不正确的是 (　　) A．同周期元素中X的金属性最强 B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－ C．同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D．同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 解析：分析题给条件可推知：X是钠(Na)、Y是氯(Cl)、Z是氧(O)．X(Na)与Y(Cl)同周期，原子半径X>Y，但X＋(Na＋)与Z2－(O2－)电子层结构相同，离子半径 X＋C－，B2＋和C－具有相同的电子层结构，下列说法中正确的是 (　　) A．原子序数：C>A>B B．原子半径：B>A>C C．离子半径：C－>B2＋>A2－ D．原子核外最外层电子数：B>A>C 解析：A、C的最低价离子分别为A2－、C－，所以A、C分别为ⅥA、ⅦA族，且A在C的下一周期；A和B在同一周期且都是短周期元素，所以A、B、C分别为S、Mg、F。 答案：B 例8．(2010·湖南模拟)已知A、B、C、D的原子序数都不超过18，它们的离子aA(n＋1)＋、bBn＋、cC(n＋1)－、dDn－均具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　) A．原子序数：a＞b＞c＞d B．离子半径：A(n＋1)＋＞Bn＋＞C(n＋1)－＞Dn－ C．离子还原性：A(n＋1)＋＞Bn＋，离子氧化性：C(n＋1)－＞Dn－D.单质还原性：B＞A，单质氧化性：D＞C D单质还原性：B＞A，单质氧化性：D＞C 解析：A、B、C、D的简单离子具有相同的电子层结构，故有如下关系：a－ (n＋1)＝b－n＝c＋(n＋1)＝d＋n，即a＞b＞d＞c，A项错误；原子序数越大，离子半径越小，故离子半径A(n＋1)＋＜Bn＋＜Dn－＜C(n＋1)－，B项错误；阳离子具有氧化性，阴离子具有还原性，C项错误． 答案：D 例9．短周期元素A、B、C，它们的原子序数依次增大，其中C的原子半径在短周期的主族元素中最大，B与C的最外层电子数之和等于A的最外层电子数的2倍，且A是构成有机物的重要元素，下列说法正确的是 (　　) A．A元素位于元素周期表中第二周期ⅥA族 B．B离子与C离子具有相同的电子层结构 C．C离子具有很强的还原性，B离子具有很强的氧化性 D．B、C可以形成BC2型化合物 解析：C的原子半径在短周期的主族元素中最大，则C为钠元素；A是构成有机物的重要元素，且B、C的最外层电子数之和等于A的最外层电子数的2倍，再根据三者的原子序数大小，可推出A是碳元素，B是氟元素．A项，碳元素位于元素周期表中的第二周期ⅣA族；B项正确；C项，C离子有较弱的氧化性，B离子有较弱的还原性；D项，B、C可形成NaF. 答案：B 例10．下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一 元素． (1)1 mol A与足量D的氢化物完全反应产生的气体在

标准

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状况下的体积为________． (2)写出B的最高价氧化物的电子式________． (3)表中的另一种金属元素(未标出)的单质G，可以发生如下图所示转化： 其中化合物M是一种白色胶状沉淀，则M为(填化学式)________；K的溶液与B 的某种氧化物反应的化学方程式为______________________________；一种新型无 机非金属材料由G元素和C元素组成，其化学式为____________________． 解析：(1)由表可知，A为Na，B为C(碳)，C为N，D为O，E为S，F为Cl.2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，则1 mol Na完全反应产生0.5 mol H2，标准状况下的体积为11.2 L. (2)B的最高价氧化物为CO2，其电子式为 (3)G既可与NaOH溶液反应，又能与Cl2反应，且M为白色胶状沉淀，则G为Al，K为NaAlO2，L为AlCl3，M为Al(OH)3. 答案：(1)11.2 L　(2) (3)Al(OH)3　NaAlO2＋CO2＋2H2O===NaHCO3＋ Al(OH)3↓　AlN 例11．(11分)几种短周期元素的原子半径及某些化合价见下表： 元素代号 A B D E G H I J 化合价 －1 －2 ＋4、－4 ＋4、－2 ＋5、－3 ＋3 ＋2 ＋1 原子半 径/nm 0.071 0.074 0.077 0.102 0.110 0.143 0.160 0.186 分析上表中有关数据，并结合已学过的知识，回答以下问题。涉及上述元素的答案，请用元素符号表示。 (1)E元素在周期表中位于________周期，________族。 (2)A、H、J对应离子的半径由大到小的顺序是(填离子符号)________。 (3)A与J所形成的化合物的晶体类型是________，用电子式表示其形成过程__________________。 (4)B与H所形成的化合物与J的最高价氧化物的水化物X的溶液发生反应的离子方程式为________；D与B形成的某种化合物Y不仅能与X反应，还能与I的单质反应。则Y与I的单质反应的化学方程式为____________________。 解析：短周期中化合价显示－2价的是O、S元素，由于O原子半径小于S原子半径，则B是O元素，E为S元素；显示＋5价是N、P元素，由于G的原子半径比E大，故G为P元素；J、I的化合价分别为＋1价和＋2价，且原子半径比其他元素原子半径大，则J为Na元素，I为Mg元素；H为Al元素，A为－1价，且原子半径比B小，则A为F元素，D的化合价＋4、－4，半径比B大，比E小，故D为C元素；F－、Na＋、Al3＋三种离子具有相同的电子层结构，原子序数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小为F－>Na＋>Al3＋。 答案：(1)第三　第ⅥA (2)F－、Na＋、Al3＋ (3)离子晶体　Na×＋·∶―→Na＋[ eq \o(F,\s\up6(··),\s\do4(··))∶]－ (4)Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O 2Mg＋CO22MgO＋C 第 1 页 共 7 页