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1、知识网络中子N（不带电荷） 同位素决定元素种类决定原子种类原子核 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量质子Z（带正电荷） 核电荷数 元素 元素符号决定原子呈电中性 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z个）： 化学性质及最高正价和族序数核外电子 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、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 、原子半径的周期性变化、元素主要化合价的周期性变化、元素的金属性与非金属性的周期性变化、按原子序数递增的顺序从左到右排列；编排依据元素周期
2、律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行；元素周期表 、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。、短周期（一、二、三周期）七主七副零和八三长三短一不全周期（7个横行） 、长周期（四、五、六周期）周期表结构 、不完全周期（第七周期）、主族（AA共7个）元素周期表 族（18个纵行） 、副族（BB共7个）、族（8、9、10纵行）、零族（稀有气体）同周期同主族元素性质的递变规律、核外电子排布、原子半径性质递变 、主要化合价、金属性与非金属性、气态氢化物的稳定性、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
3、越小。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：NaMgAlSiPSCl.2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：LiNaKRbCs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-Cl-Br- Na+Mg2+Al3+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FeFe2+Fe3+与水反应置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性强弱元素的金属性或非金属性强弱的判断依据金属性强弱 单质的还原性互相置换反应 与H2化合的难易及氢化物的稳定性 非金属性强弱 最高价氧化物
4、的水化物酸性强弱互相置换反应 单质的氧化性 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A族碱金属和A族卤素为例，介绍同主族元素自上而下性质递变规律。 金属性逐渐增强， 如LiNaKRbClBrIAt， 自然界存在的元素中，氟的非金属性最强。 最高价氧化物对应的水化物碱性增强，酸性减弱。如碱性：LiO
5、HNaOHKOHRbOHHBrO4HIO4；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。 气态氢化物的稳定性逐渐减弱，如HFHClHBrHI。 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。 表1碱土金属氢氧化物的溶解
6、度20氢氧化物Be(OH)2 Mg(OH)2Ca(OH)2Sr(OH)2 Ba(OH)2 溶解度/ molL1 810-6510-41.810-26.710-2210-1碱金属的盐类大多数都易溶于水。碱金属的碳酸盐、硫酸盐的溶解度从Li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)96H2O、KClO4、K2PtCl6等。 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
7、大，键的离子性也增强。碱土金属指元素周期表中A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 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
8、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： 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。 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 Li+和Mg2+离子都有很大的水合能力。 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
9、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。 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。 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。 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： 两种金属的标准电极电势相近（Be2+Be，-1.85V；Al3+Al，-1.66V）。 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。 铍和铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于
10、碱。 氢氧化物均为两性，而其它碱土金属氢氧化物均为碱性。 BeO和Al2O3都有高熔点和高硬度。 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。 3、 硼和硅的相似性。 B和Si虽是不同族元素，在周期表中处于相邻族的对角位置，由于离子极化作用相近(Si4+电荷高一些，但半径大；B3+电荷低一些，但半径小)，性质上有许多相似之处。单质晶体都是高熔点原子晶体；与键强度相关。在自然界均以含氧化合物存在。 卤化物都彻底水解，生成含BO，SiO键的化合物（硅酸、硼酸）都有一系列氢化物，氢化物均有挥发性，不稳定。含氧酸都是弱酸，含氧酸盐都易水解 对角线规则是从有关元素
11、及其化合物的许多性质中总结出来的经验规律；对此可以用离子极化的观点加以粗略的说明。同一周期最外层电子构型相同的金属离子，从左至右随离子电荷的增加而引起极化作用的增强；同一族电荷相同的金属离子，自上而下随离子半径的增大而使得极化作用减弱。因此，处于周期表中左上右下对角线位置上的邻近两个元素，由于电荷和半径的影响恰好相反，它们的离子极化作用比较相近，从而使它们的化学性质比较相似。由此反映出物质的结构与性质之间的内在联系。 三. 周期表中的变化规律(一) 同一元素：r -离子r原子r+离子r2+离子(二) 同一周期 1. 短周期:每一个短周期从左到右,有效核电荷依次增大,所以原子半径依次递减. 2.
12、 长周期:过渡元素自左至右,电子逐一填入(n-1)d层,而它对核的屏蔽作用较小,所以自左向右半径减小的幅度不如主族元素那么大. 3. 内过渡元素:电子填入再次外层的(n-2)f层,由于f电子对核的屏蔽作用更小,使得原子半径由左至右收缩的平均幅度更小.比较短周期和长周期,相邻元素原子半径减小的平均幅度大致是 非过渡元素过渡元素内过渡元素 （10pm） （5pm） （1pm） (三) 同一族 1. 主族：同一主族由上而下,原子半径一般是增大的.因为同族元素原子由上而下电子层数增多,所以半径由上至下依次增大. 2. 副族：副族元素由上至下,原子半径增大的幅度较小,特别是五,六周期的同族元素原子半径非
13、常接近,这是由于后面要提到的镧系收缩效应所造成的结果.特殊元素集锦1、最活泼的金属元素、最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素、阳离子氧化性最弱的元素是铯（Cs）。2、最活泼的非金属元素、无正价的非金属元素、无含氧酸的非金属元素、无氧酸（或氢化物）可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子的还原性最弱的元素是氟（F）。3、最强的碱是CsOH； 最强的含氧酸是（高氯酸HClO4） 最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物发生化合反应的短周期元素是（No.7氮N） 最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物发生氧化还原反应的短周期元素是（No.16硫S） 气态氢化物和它的氧化物在常温下生成该元素的单质的元素是（No.16硫S） 3、最稳定的气态氢化物是（氟化氢HF，准确的说，氟化氢在0度是液体） 气态氢化物中含氢质量分数最大的是（甲烷CH4）最小的是（碘化氢HI）
