元素周期律 元素周期表

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1、第五章第三節(jié)第四節(jié)元素周期律元素周期表一、主族元素性質(zhì)變化規(guī)律（1）同主族元素性質(zhì)遞變規(guī)律周期1234567———————————→原子半徑離子半徑———————————→金屬性增強(qiáng)非金屬性減弱——————————→單質(zhì)氧化性減弱還原性增強(qiáng)———————————→氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱———————————→最高價(jià)氧化物水化物的酸性減弱堿性增強(qiáng)———————————→陽(yáng)離子的氧化性減弱———————————→陰離子的還原性增強(qiáng)主族ⅠAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA化合價(jià)+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-1金屬性與非金屬性—————————————————→金屬

2、性減弱，非金屬性增強(qiáng)單質(zhì)的還原性與氧化性—————————————————→還原性減弱，氧化性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物R2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7氣態(tài)氫化物RH4RH3H2RHR氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性——————————→穩(wěn)定性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物的水化物的酸、堿性————————————————→堿性減弱，酸性增強(qiáng)原子半徑————————————————→逐漸縮小（2）同周期元素性質(zhì)遞變規(guī)律原子結(jié)構(gòu)與化合價(jià)最外層電子數(shù)=主族族序數(shù)=最高正價(jià)數(shù)=價(jià)電子數(shù)負(fù)價(jià)=8—族序數(shù)原子半徑的變化規(guī)律（1）原子半徑的大小主要由核外電子層數(shù)和原子核對(duì)核外電子的作用決定。

3、電子層越多，半徑越大；電子層數(shù)相同時(shí)，原子半徑隨核電荷數(shù)的增加而減少。（2）同一元素中，原子半徑>陽(yáng)離子半徑原子半徑<陰離子半徑元素周期表結(jié)構(gòu)1、周期數(shù)=電子層數(shù)周期元素種類短周期一2二8三8長(zhǎng)周期四18五18六32不完全周期七232、族18個(gè)縱行15個(gè)族七個(gè)主族七個(gè)副族一個(gè)第Ⅷ族一個(gè)零族主族：長(zhǎng)短周期共同組成的族副族：只由長(zhǎng)周期組成的族原子結(jié)構(gòu)與元素性質(zhì)電子層數(shù)越多→原子核半徑越大→原子核對(duì)核外電子的吸引力越弱→失電子能力增強(qiáng)，得電子能力減弱→金屬性增強(qiáng)，非金屬性減弱電子層數(shù)相同，質(zhì)子數(shù)越大→原子半徑越小→原子核對(duì)核外電子的引力越強(qiáng)→失電子能力減弱，得電

4、子能力增強(qiáng)→金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)周期表中遞變規(guī)律1、原子半徑：C>A>BA——B2、金屬性:C>A>B∣3、非金屬性:B>A>CC金屬性、非金屬?gòu)?qiáng)弱判斷（1）金屬性強(qiáng)弱①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)難易②單質(zhì)的還原性（或離子的氧化性）③M（OH）m的堿性④置換反應(yīng)（2）非金屬性強(qiáng)弱①與H2反應(yīng)生成氣態(tài)氫化物難易②單質(zhì)的氧化性（或離子的還原性）③HnROm的酸性④置換反應(yīng)確定元素性質(zhì)的方法（1）先推斷元素在周期表中的位置（2）一般說(shuō)，族序數(shù)—2=本族金屬元素的種數(shù)。（IA）族除外）（3）若主族元素族序數(shù)為m，周期數(shù)為n，則：①m/n<1時(shí),為金屬,m/n值越

5、小,金屬性越強(qiáng);②m/n>1時(shí),是非金屬,值越大,非金屬性越強(qiáng);③m/n=1時(shí)是兩性元素。（4）“陰前陽(yáng)下，徑小序大”，即與稀有氣體元素同周期的陰離子，該稀有氣體元素下周期的的陽(yáng)離子，這種稀有氣體元素的原子，電子層結(jié)構(gòu)相同。原子序數(shù)大者，微粒半徑小。玲瓏rrr/rr第五章第五節(jié)第六節(jié)第七節(jié)化學(xué)鍵晶體共價(jià)化合物中無(wú)離子鍵；離子化合物中可含共價(jià)鍵。共價(jià)鍵：原子間通過(guò)共用電子對(duì)形成的化學(xué)鍵叫共價(jià)鍵。離子化合物：通過(guò)離子鍵形成的化合物。大多數(shù)鹽、強(qiáng)堿、典型金屬氧化物。化學(xué)鍵：分子或晶體內(nèi)相臨的原子間的強(qiáng)烈的相互作用叫化學(xué)鍵。共價(jià)化合物：通過(guò)共價(jià)鍵形成的化合物。所有

6、的酸都是共價(jià)化合物。離子鍵：陰、陽(yáng)離子通過(guò)靜電作用形成的化學(xué)鍵叫離子鍵。離子鍵、共價(jià)鍵與金屬鍵的比較離子鍵共價(jià)鍵金屬鍵成鍵微粒陰、陽(yáng)離子原子原子、離子、電子成鍵原因原子有易失電子或易得電子的趨勢(shì)成鍵本質(zhì)靜電作用共用電子對(duì)成鍵條件典型金屬（IA,ⅡA）非金屬（ⅥA,ⅦA）一般為非金屬原子間金屬原子間特性無(wú)飽和、方向性有飽和性方向性舉例CaCl2Na2O2Cl2金剛石NaK離子、分子、原子晶體的比較物質(zhì)離子晶體分子晶體原子晶體定義離子間通過(guò)離子鍵結(jié)合而成的晶體叫做離子晶體分子間以分子間作用力互相結(jié)合的晶體叫做分子晶體相鄰原子間以共價(jià)鍵相結(jié)合而形成空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)的

7、晶體叫原子晶體作用力離子鍵（大）范德華力（?。┕矁r(jià)鍵（大）組成微粒陰陽(yáng)離子分子原子硬度較大很小很大熔沸點(diǎn)較高較低很高導(dǎo)電性水溶液,熔融態(tài)導(dǎo)電非導(dǎo)體,水溶液導(dǎo)電一般不導(dǎo)電,晶體硅導(dǎo)電溶解性易溶于極性溶劑相似相溶不溶于大多數(shù)溶劑舉例NaClNH4ClCaOBaSO4HeCO2HCl晶體SH2O金剛石晶體硅SiO2金剛砂SiC判斷物質(zhì)熔點(diǎn)高低的一般規(guī)律都是原子晶體，看晶體內(nèi)共價(jià)鍵的鍵長(zhǎng)，鍵長(zhǎng)愈短，晶體越穩(wěn)定，熔點(diǎn)愈高。（2）若都是離子晶體，看離子鍵的強(qiáng)弱，一般來(lái)講，離子鍵的強(qiáng)弱與離子的半徑及各離子所帶電荷數(shù)有關(guān)，離子半徑愈小，離子所帶電荷數(shù)愈多，則離子鍵愈強(qiáng)，熔

8、點(diǎn)愈高。（3）若都有是分子晶體，則看分子間作用力大小，分子間作用力