元素周期表、元素周期律

高一下化学 元素周期表、元素周期律，元素周期表，元素周期率，元素周期表和元素周期率的应用。元素周期票分为元素周期表基本结构，元素位置的确定，内容点总结。

元素周期表、元素周期律

• 元素周期律
  • 元素周期律
    • 元素周期律的概念与实质
      • 概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律
      • 实质：元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性变化的必然结果
    • 元素原子的结构和化合价的周期性变化
      • 随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化
      • 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化
        • 规律
          • 同周期从左到右依次减小
          • 0族元素半径最大
      • 随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性的变化
        • 1-20号元素中（除O、F）
          • 最高正价=最外层电子数
          • 最高正价 + ︱最低负价︱= 8
        • 金属元素无负价
        • O、F无正价
    • 金属性和非金属性
      • 取决于得失电子能力
        • 金属性：元素的气态原子失电子的能力
        • 非金属性：元素的气态原子得电子的能力
      • 判断
        • 金属性
          • 单质还原性强弱（金属活动顺序置换）
          • 元素的单质与水或与酸反应置换出氢气的难易
          • 元素最高正价氧化物对应的水化物的碱性强弱
        • 非金属性
          • 单质的氧化性强弱
          • 气态氢化物的稳定性
          • 元素单质与氢气生成气态氢化物的难易和气态
          • 元素最高正价氧化物对应的水化物酸性强弱
      • 规律
        • 同周期，从左到右，原子序数增加，金属性减弱，非金属性增强
        • 同主族，从上到下，非金属性减弱，金属性增强
    • 卤族元素
      • 物理性质
        • 从上至下
          • 颜色逐渐加深
          • 密度逐渐增大
          • 熔点逐渐升高
          • 沸点逐渐增大
        • 卤素单质的颜色
          • 氟，气体
            • 单质：浅黄绿色
            • 水中：剧烈反应
          • 氯，气体
            • 单质：黄绿色
            • 水中：浅黄绿色
          • 溴，液体
            • 单质：蒸气为红棕色，液体为深红棕色
            • 水中：黄色~橙色
            • 苯中：红棕色
            • CCl₄中：红棕色
          • 碘，固体
            • 单质：蒸气为紫红色，固体为紫黑色
            • 水中：黄色~褐色
            • 苯中：紫红色
            • CCl₄中：紫红色
      • 化学性质
        • 相似性
          • 都能与金属反应生成金属卤化物
          • 都能与氢气反应生成卤化氢（HX）
          • 都能与水反应
          • 都能与碱反应
          • 结构上的相似决定化学性质上的相似性
        • 递变性
          • 卤素单质与氢气的反应
            • 从上至下剧烈程度: 逐渐减弱
            • 从上至下生成氢化物的稳定性:逐渐减弱
          • 卤素单质间的置换反应
            • 从上至下单质氧化性逐渐减弱 元素非金属性逐渐减弱
      • 小结
        • 同一主族元素，无论是金属还是非金属在性质方面都具有一定的相似性和递变性。
        • 从上到下
          • 失电子的能力逐渐增强
            • 单质还原性逐渐增强
            • 元素金属性逐渐增强
          • 得电子的能力逐渐减弱
            • 单质氧化性逐渐减弱
            • 元素非金属性逐渐减弱
    • 碱金属元素
      • 元素周期表中序数的规律及其应用
        • 规律一 ： 元素的周期序数 = 元素原子的电子层数
        • 规律二：“┻”型、“┳”型关系之间的序数规律
        • 规律三：原子序数差值规律：
          • 同周期IIA与IIIA原子序数差值规律
            • 第2、3周期时，差1
            • 第4、5周期时，差11
            • 第6、7周期时，差25
          • 上下相邻的同一主族及0族元素的原子序数差
            • IA、IIA族：相差上一周期所含元素种数。
            • IIIA～VIIA、0族：相差下一周期所含元素种数。
      • 原子结构：从上到下原子半径逐渐增大
      • 科学探究1：碱金属元素的原子结构
      • 科学探究2：碱金属元素的化学性质
        • 与O₂反应
          • 钠
            • 现象：钠先熔化，然后剧烈燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体
            • 方程式：
          • 钾
            • 现象：剧烈而迅速地燃烧，发出紫色火焰
            • 方程式：
        • 与水反应
          • 钠
            • 现象：剧烈反应，钠熔成闪亮的小球，浮在水面上四处游动，发出嘶嘶的响声，溶液中滴入酚酞变红色
            • 方程式：
          • 钾
            • 现象：在水面上剧烈反应，发生燃烧
            • 方程式：
      • 化学性质
        • 相似性
          • 碱金属元素原子的最外层都只有1个电子，它们的化学性质相似。碱金属元素的化合价都显+1价，它们都能跟氧气等非金属单质以及水发生反应。
        • 递变性
          • • 碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、Rb、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，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强
            • 与水和氧气的反应越来越剧烈，生成的氧化物越来越复杂，元素的金属性（元素的原子失电子的能力）逐渐增强
      • 物理性质
        • 相似性
          • 颜色为银白色，柔软（铯略带金色光泽）
        • 递变性
          • 密度从上到下逐渐增大
          • 熔沸点从上至下逐渐降低
      • 用途
        • 锂电池是一种高能电池
        • 钾的化合物最大用途是做钾肥
        • 铷铯主要用于制备光电管、真空管
    • 第一电离能
      • 元素气态基态原子失去一个电子形成+1价气态基态正离子所需要的最低能量
        • 逐级
      • 意义:衡量元素的一个原子失去一个电子的难易程度
        • 第一电离能越小，原子越容易失电子
      • 影响因素
        • 核电荷数、原子半径、原子电子构型
        • 特例：全充满、半充满、全空电子构型元素稳定性较高（IIA、VA）
    • 电负性
      • 定量表示不同元素原子在化合物中吸收电子能力相对大小
      • 递变
        • 同周期，从左到右，电负性↑，非金属性↓，金属性↓
        • 同主族，从上到下，电负性↓，金属性↑，非金属性↓
      • 应用
        • 判断金属性和非金属性
          • 金属电负性一般小于1.8，数值越小，金属性越强
          • 非金属电负性一般大于1.8，数值越大，非金属性越强
        • 判断化合价
          • 电负性小，吸电子能力弱，化合价为正价
          • 电负性大，吸电子能力强，为负价
        • 判断化学键
          • 两成键元素电负性差值
            • 大于1.7
              • 通常离子键
            • 小于1.7
              • 通常共价键
    • 总结
      • 同一周期，从左到右，主族元素最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强，气态氢化物热稳定性增强
      • 同一主族，从上到下，元素最高价氧化物对应水化物的碱性增强，酸性减弱，气态氢化物热稳定性减弱
      • 碱性最强：CsOH
      • 酸性最强：HClO4(高氯酸)
  • 小结：位构性之间的关系
    • 核外电子排布（主族）
    • 半径：电子层数与核电荷数
    • 化合价->主族序数（特例：O和F）
    • 金属性：同主族与同周期->置换出H₂的难易、最高价氧化物的碱性
    • 非金属性：同主族与同周期->形成气态氢化物的稳定，最高价含氧酸的酸性(如:,F>O>Cl>N=S)
    • 氧化性与还原性：单质的氧化性看元素的非金属性（特例：N₂氧化性弱），单质的还原性看元素的金属性
    • 气态氢化物溶于水之后的酸性：HF弱酸，HI强酸->非金属原子半径越大，对H的束缚力越小，越容易分开，如H₂S<H₂Se
• 元素周期表和元素周期律的应用
  • 元素周期表是元素周期律的具体表现形式应用
  • 元素性质与元素在周期表中位置的关系
    • 元素金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
      • 同周期
        • 核电荷数：增大
        • 电子层数：相同
        • 原子半径：减小
        • 元素的金属性和非金属性：金属性减弱，非金属性增强
      • 同主族
        • 核电荷数：增大
        • 电子层数：增大
        • 原子半径：增大
        • 元素的金属性和非金属性：非金属性减弱；金属性增强
    • 元素化合价与元素在周期表中位置的关系
      • 价电子：原子核外跟元素化合价有关的电子，一般是最外层电子，有些元素也包括次外层电子和倒数第三层电子
      • 主族元素化合价
        • 最高正价 = 族序数 = 最外层电子数 = 价电子数
        • 非金属元素最低负价 = 族序数 - 8
        • 最高正价 + 最低负价 = 8 （H例外）
  • 元素周期律和元素周期表的意义
    • 是学习和研究化学的重要工具
      • 位、构关系
        • 核电荷数＝原子序数
        • 电子层数＝周期序数
        • 最外层电子数＝主族序数
      • 构、性关系
        • 主族元素的最高正价＝最外层电子数
        • 非金属元素最低负价 =最外层电子数- 8 （H例外）
        • 最外层电子数和原子半径
        • 原子得失电子的能力
        • 元素的金属性、非金属性强弱
        • 单质的氧化性、还原性强弱
      • 位、性关系
        • 同周期：从左到右，递变性
        • 同主族
          • 相似性
          • 从上到下，递变性
    • 指导工农业生产
      • 农药：右上角
      • 半导体：金属非金属分界处（硅、镓、锗）
      • 催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料：过渡元素
    • 为发展物质结构理论提供了客观依据
    • 论证了事物变化中量变引起质变的规律性
• 元素周期表
  • 元素周期表基本结构
    • 周期：7个（7行）（电子层数相同）
      • 短周期
        • 第一周期：2种元素
        • 第二周期：8种元素
        • 第三周期：8种元素
      • 长周期
        • 第四周期：18种元素
        • 第五周期：18种元素
        • 第六周期：32种元素（15种镧系元素）
        • 第七周期：32种元素（15种镧系元素）
    • 族：16个（18列）（最外层电子数相同）
      • 主族：7个
        • 族序数=最外层电子数
      • 副族：7个
      • 第Ⅷ族（包括3个纵行）
      • 0族（稀有气体）
    • 分区：按最后填入电子的能级符号(除He)
      • s、p、d、f
        • 子主题
      • 子主题
  • 元素位置的确定
    • 确定位置：周期和族
      • 第（汉字）周期
      • （族序号）族
    • 方法
      • 0族定位
    • 易错点
      • 注意写主族或者副族