91元素周期表

元素周期表1.1元素周期表的发展史诞生依据意义发展成熟1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表按照相对原子质量由小到大排列，将化学性质相同的放在同一纵行。揭示化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一。随着科学发展，元素周期表中未知元素留下的空位先后被填满。当原子结构的奥秘被发现后，编排依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，形成现行的元素周期表。注意：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1.2元素周期表的结构（1）元素周期表的排列原则横行：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。纵行：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序自上而下排列。（2）周期具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行。周期类别周期序数起止元素起止原子序数元素种数电子层数短周期1H~He1~2212Li~Ne3~10823Na~K11~1883长周期4K~Kr19~361845Rb~Xe37~541856Cs~Rn55~86326不完全周期7Fr~Uub87~112267（3）族按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同的元素由上而下排成纵行，元素周期表共有十八个纵行，它们被分为十六个族。列数123456789101112131415161718类别主族副族VIII族副族主族/名称IAIIAIIIBIVBVBVIBVIIBVIII族IBIIBIIIAIVAVAVIAVIIA0族巧记：由元素周期表可以归纳出以下口诀：“十八纵行十六族，八九十列成VIII族，每逢二三分主副，镧系锕系各十五，都在III副里边住。提醒：副族：完全由长周期元素构成的族，符号为B.第VIII族：第八九十三个纵行。0族：第18纵行，即稀有气体元素。主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，符号A.（4）周期表中族与周期的位置1.要记住主族、副族、0族及第VIII族的位置。2.要记住0族元素的序号。3.要记住金属元素与非金属元素的分界线。4、IIIB~IIB共10列为过渡元素。5、0族元素不是主族元素，第VIII族元素不是副族元素。6、镧系、锕系在第IIIB族。（5）认识周期表中元素相关信息26Fe铁3d64s255.85元素符号（红色指放射性元素）元素名称原子序数相对原子质量相对原子质量=该原子的实际质量（Kg）标准碳原子的质量（Kg）提醒：原子的质量、相对原子质量、质量数三者概念的不同2.元素的性质与原子结构2.1碱金属元素（1）从元素周期表的信息发现碱金属元素的原子结构规律元素名称元素符号核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数锂Li312钠Na1113钾K1914铷Rb3715铯Cs5516碱金属元素（2）实验法探究碱金属元素的性质规律钾、钠性质实验对比注意：1、由于钠、钾易与氧气和水反应，实验室钠、钾都保存在煤油中。2、实验室必须用滤纸擦净表面的煤油，用小刀切取后立即投入水中。3、用于加热的坩埚必须干燥，因为钠、钾都会与水反应。4、钠、钾与水反应剧烈，取量不宜多。一般钠取黄豆大小，钾取绿豆大小。（3）碱金属元素原子结构与性质的关系1、原子结构特点相同点：最外层都只有一个电子。不同点：随核电荷数增加，原子半径增大。2、化学性质特点相似性：原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。4Li+O2=2Li2O2Na+O2=Na2O22Na+2H2O=2NaOH+H22K+H2O=2KOH+H2差异性：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，原子核对外层电子的吸引逐渐减弱。所以，碱金属元素的性质也有差异，从锂到铯金属性逐渐增强，如钾与氧气或水反应比钠的反应剧烈，铷、铯的反应更剧烈。例如还原性：Li〈Na〈K〈Rb〈Cs提醒：锂在空气中燃烧只生成氧化锂（Li2O），钠在空气中燃烧生成过氧化钠（Na2O2），钾在空气中燃烧生成超氧化钾（KO2），铷、铯在空气中燃烧更剧烈，产物更为复杂。提醒：Na、K与盐溶液的反应钠、钾很活泼，先与水进行反应生成碱和氢气，生成的碱再与盐进行复分解反应，不能从溶液中置换出相对不活泼的金属。2、卤族元素结构相同点：最外层都是7个电子。结构不同点：随核电荷数增加，电子层数增加，半径增大。化学性质（从上到下）单质的氧化性减弱阴离子的还原性增强气态氢化物的稳定性减弱单质物理性质（从上到下）颜色变深密度：有大到小F2:淡黄绿色气体Cl2：黄绿色气体Br2：深红棕色液体I2：紫红色固体溴水颜色黄色或者橙色碘水深黄色或褐色3、核素与同位素（1）元素：具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称。（2）核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一定原子叫做核素。（1、核素可用AzX来表示，一种核素就是一种原子。质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）（2、不能把质量数作为判断核素种类的标准。（3）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为同位素，（1、如11H，21H同位素的质子数一定相同，中子数一定不相同。（2、同位素的质子数相同，原子核外电子层结构相同，化学性质基本形同。（3、大多数元素都有同位素，所以原子的种类比元素的种类要多。（4、同位素属于同一种元素，但不是同一种原子。例如11H、21H、31H是三种不同的氢原子，都属于氢元素。（4）核素、同位素、元素之间的关系\核素1核素2核素n、、、元素他们之间互称为同位素4、5、常见的一些“特征”元素（1）O：地壳中含量最多的元素（2）N：空气中含量最多的元素（3）C：自然界中形成化合物种类最多、单质硬度最大的元素（4）Al：地壳中含量最多的金属元素（5）F：最活泼的非金属元素（6）Cs：最活泼的金属元素（7）H：单质密度最小的元素（8）Na：焰色反应呈黄色的元素（9）K：焰色反应呈紫色的元素6、原子结构、元素性质及元素在周期表中的位置三者的关系质子数元素元素元素原子结构质子数=原子序数电子层数=周期数最外层电子数=主族序数质子数决定元素种类原子半径及核外层电子数决定元素的金属性或非金属性元素在周期表中的位置元素性质同周期从左到右：金属性减弱、非金属性增强同主族从上到下：化学性质相似，但又有递变元素周期律1、原子核外电子的排布1.1原子的组成（1）原子（AZX）原子核质子Z个中子（A—Z)个核外电子Z个AZX的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。（2）构成原子或离子粒子间的数量关系（1、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）（2、原子中：质子数=核电荷数=核外电子数（3、阳离子中：质子数=核电荷数=核外电子数+离子所带电荷数（4、阴离子中：质子数=核电荷数=核外电子数—离子所带电荷数1.2核外电子排布规律（1）电子层的划分电子层（n）1234567符号KLMNOPQ离核远近由远及近能量高低由低到高（2）核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排步（1、最外层电子数和次外层电子数相等的原子是（）（2、最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是（）（3、最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是（）（4、最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是（）（5、次外层电子数是最外层电子数2倍的原子是（）（6、内层电子总数是最外层电子数2倍的原子是（）（7、电子层数和最外层电子数相等的原子是（）（8、电子层数是最外层数2倍的原子是（）（9、最外层电子数是电子层数2倍的原子是（）（10、最外层电子数是电子层数3倍的原子是（）提醒：不必死记硬背（3）核外电子排布的一般规律（1、核外电子总是尽可能的排布在能量较低的电子层里，然后再排布在能量较高的电子层里。即电子最先排满K层，当K层排满时再排布在L层中，等等。（2、核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个（n为电子层序数）（3、最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）。次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。提醒：以上规律相互联系，不能孤立的理解。例：氢原子的K层只有一个电子，就不能排2个电子。元素周期律（1）随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性的变化（2）随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性的变化。（3）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。2.2金属性、非金属性变化规律探究(1)Na、Mg、Al与水（或酸）反应的比较NaMgAl单质与（或酸）反应与冷水反应：剧烈反应，生成氢气与冷水反应慢，与沸水反应快，放出氢气：与酸剧烈反应，放出氢气与酸反应：与酸反应慢，放出氢气最高价氧化物对应的水化合物碱性强弱NaOH强酸Mg（OH）2中强酸Al（OH）3两性氧化物结论：Na、Mg、Al金属性减弱（2）Si、P、Cl四种元素性质的比较SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸汽与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2SO4酸性强）结论：Si、P、S、Cl非金属性增强结论：1、随着原子序数的增加，元素的金属性、非金属性呈周期性变化。2、随着原子序数的增加，元素最高氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。2.3元素周期律元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。说明：1、元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。即元素原子核外电子排布的周期性变化决定了元素的周期性变化，也就是原子结构决定元素性质。2、元素的性质一般指的是元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸性，气态氢化物的稳定性等。3、元素周期表和元素周期律的应用3、1元素周期表的分区周期IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0族1234567金属性逐渐增强金属性逐渐增i强稀有气体元素非金属性逐渐增强非金属性逐渐增强BSiAsTeAlGeSbPoAt族1、分界线：以硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋之间的分界线。2、分界线左边的是金属元素（H除外），右边的是非金属元素。3、周期表左下角是金属性最强的元素（铯），右上角是非金属性最强的元素（氟），分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。性质类容同周期（从左到右）同主族（从上到下）原子半径阴离子半径逐渐增大阳离子半径逐渐增大主要化合价非金属性金属性单质的氧化性阴离子的还原性非金属与氢气化合物的难易程度氢化物的稳定性氢化物的还原性最高价氧化物对应水化物的酸性最高价氧化物对应水化物的碱性单质的还原性阳离子的氧化性逐渐减小逐渐增大逐渐减小逐渐减小+1~+7，—4~—1相似逐渐增强逐渐减弱逐渐减弱逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐增强逐渐减弱逐渐容易逐渐减弱逐渐困难逐渐减弱逐渐减弱逐渐减弱逐渐减弱逐渐减弱逐渐减弱周期表中元素性质的变化规律元素周期律的应用（1）判断金属性与非金属性的强弱（1、同一周期：从左到右，核电荷数依次增多，而电子层数相同，故原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，则失电子能力逐渐增强，因此元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。如第三周期中，Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱；Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。（2、同一主族：从上到下，核电荷数依次增多，电子层数依次增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，则失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。如第VIIA族的卤素元素，从上到下，非金属性逐渐减弱；第IA族的碱金属元素，从上到下，金属性逐渐增强。（2）判断氧化性、还原性的强弱同一周期：从左到右单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。同一主族：从上到下单质的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。例如：氧化性：S〈Cl2还原性：Na〉Mg例如：还原性：Na〈K〈Rb氧化性：Cl2〉Br2〉I2（3）判断酸碱性强弱同周期：从左到右元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增弱，酸性逐渐增强。例如：碱性：NaOH〉Mg（OH）2〉Al（OH）3酸性：H3PO4〈H2SO4〈HClO4同主族：从上到下元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐增强，碱性逐渐减弱。例如：碱性：NaO