資源簡介

元素周期律
基礎知識歸納
一、元素性質呈周期性變化
以第三周期為例說明
原子序數
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符號
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子的最外電子層數
1
2
3
4
5
6
7
原子半徑
大小 逐漸增大
主要正價
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
0
主要負價
-4
-3
-2
-1
0
最高價氧化物對應的水化物
NaOH
強堿
Mg(OH)2
中強堿
Al(OH)3
兩性
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中強酸
H2SO4
強酸
HClO4
最強酸
金屬單質與水反應的情況
劇烈
反應
緩慢
反應
難以
反應
非金屬單質與H2反應的條件
高溫
較高
溫度
需加熱
光照或點燃
結論
隨原子序數的遞增、元素原子的最外層電子排布呈周期性變化。[核外電子層數相同的原子，隨原子序數的遞增、最外層電子數由1遞增到8]。
隨原子序數的遞增，元素的原子半徑發生周期性的變化。[核外電子層數相同的原子，
隨原子序數的遞增、原子半徑遞減（稀有氣體突增）]。
元素的化合價隨著原子序數的遞增而起著周期性變化。
[主要化合價：正價+1→+7；負價－4→－1，稀有氣體為零價]。
元素周期律
元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的變化，這個規律叫做元素周期律。
說明：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。
周期性變化不是機械重復，而是在不同層次上的重復。稀有氣體原子半徑突然變大是同稀有氣體原子半徑測量方法與其它原子半徑的測量方法不同。O、F沒有正化合價是因為它們非金屬性強。
例題 下列各組元素中，按原子半徑依次增大順序排列的是：
A、Na、 Mg、 Al B、Cl、 S、 P C、Be、N、 F D、Cl、 Br、 I
解析：Na、Mg、Al核外電子層數相同，核電荷數依次增大，原子半徑依次減小，所以A錯誤則B正確，Be、N、F無規律比較，最外層電子數相同時隨核外電子層數的增大、原子半徑依次增大，所以D正確。
答案：B、D。
二、 幾種量的關系
(1)最外層電子數=最高正化合價
(2)|最低負化合價|+最高正化合價=8
例2、元素R的最高價含氧酸的化學式為HnRO2n－2，則在氣態氫化物中R元素的化合價為多少？
解析：由HnRO2n－2知R的最高價為+(3n－4)，R在氣態氫化物中為負價：－[8－(3n－4)]=－12+3n。
三、兩性氧化物和兩性氫氧化物
(1)兩性氧化物：既能與酸起反應生成鹽和水，又能與堿起反應生成鹽和水的氧化物。例：A1203
A1203+6HCl=2AlCl3+3H20
A1203+2NaOH=2NaAl02+H20
(2)兩性氫氧化物：既能跟酸起反應，又能跟堿起反應的氫氧化物。例：Al(OH)3，
2Al(OH)3+3H2S04=Al2(S04)3+6H20
A1(OH)3+NaOH＝NaAl02+2H20
四、重點、難點突破

2.微粒半徑大小比較中的規律
(1)同周期元素的原子或最高價陽離子半徑從左至右漸小(稀有氣體元素除外)
如：Na>Mg>Al>Si；Na+>Mg2+>Al3+。
(2)同主族元素的原子或離子半徑從上到下漸大
如：Li (3)電子層結構相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽離子)隨核電荷數的增加而減小。
如Na+、Mg2+、Al3+、F-、02-的離子半徑大小排列為02->F->Na+>Mg2+>Al3+，(上一周期元素形成的陰離子與下一周期元素形成的陽離子有此規律)。
可歸納為：電子層排布相同的離子，（表中位置）陰離子在陽離子前一周期，（大小）序數大的半徑小。
(4)核電荷數相同(即同種元素)形成的微粒半徑大小為
陽離子<中性原子<陰離子，價態越高的微粒半徑越小，如Fe3+(5)電子數和核電荷數都不同的，一般可通過一種參照物進行比較。
如：比較Al3+與S2-的半徑大小，可找出與Al3+電子數相同，與S2-同一族元素的O2-比較，Al3+<02-，且O2-

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