元素周期表中的潜在的规律.docx

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元素周期表中的潜在的规律

元素周期表中的潜在的规律

元素周期表，分为主族、副族、第VIII族、0族;三个短周期三个长周期一个不完全周期。

在元素周期表里还有很多潜在的规律，需要用心去归纳和挖掘，对它足够重视，这样就可以在学习化学知识时更容易更有趣更轻松。

只有领会了元素周期表的实质，应用元素周期表潜在的众多规律解题，才有事半功倍的效果！

大家可以按照我的引导慢慢去琢磨，内化为自己的东西，相信你会发现这部分内容原来是如此的轻松有趣！

推断题也不难了，原来考试题就是考电子排布规律、化合价变化规律、微粒半径比较规律、金属性非金属性变化规律。

所谓万变不离其宗！

要想应用好元素周期表的规律，先得胸怀元素周期表，在脑子里有清晰的元素周期表。

根据考试规律，考试大纲只要求考生会书写1到36号元素以及各个主族元素的的元素符号和元素名称，熟记零族元素的原子序数，熟记每个周期有多少种元素，并且能熟悉元素周期表中各族的相对分布，知道从左往右第几列为什么族，知道各族的相对位置，知道过渡元素、镧系、锕系特点。

根据零族元素的原子序数，熟练推断一种已知原子序数的陌生的新元素在表中的位置，并能推断有关性质。

零碎规律

一、最外层电子数规律：

（1）最外层电子数为1的元素可能为：

主族（IA族）、副族（IB）VIII族部分等。

（2）最外层电子数为2的元素：

主族（IIA族）、副族（IIB、IIIB、IVB、VIIB族）0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）

（3）最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。

（4）最外层电子数为8的元素：

0族（He除外）。

补充知识点

1：

主族元素的判断方法：

符合下列情况的均是主族元素

（1）.有1～3个电子层的元素（除去He、Ne、Ar）；

（2）.次外层有2个或8个电子的元素（除去惰性气体）；（3）.最外层电子多于2个的元素（除去惰性气体）；

2：

电子层结构相同的简单离子或原子（指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层排布也相同的单核离子或原子）

（1）2个电子的He型结构的是：

H-、He、Li+、Be2+；

（2）10个电子的Ne型结构的是：

N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+

（3）18个电子的Ar型结构的是：

S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+

规律：

某周期的主族金属元素阳离子与上周期非金属元素阴离子以及惰性元素原子具有完全相同的电子层结构。

3：

电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子）

（1）.2e-的有：

H-、H2、He、Li+、Be2+；

（2）.10e-的有：

N3-、O2-、F-；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与Ne同周期的非金属的气态氢化物）NH4+、NH2-、H3O+、OH-；其中考试经常考试的离子有：

NH4+与OH-加热反应生成H2O和NH3都是10个电子的微粒；H3O+和OH反应生成水，也都是10个电子的微粒；还有Mg2+、Al3+均可以与OH-形成沉淀等。

另外要分清单核和双核或多核指什么含义。

单核指只含一个原子核的微粒，比如N3-、O2-、F-；Na+、Mg2+、Al3+、Ne，双核指含2个原子核的微粒，如HF、OH-等。

三核如H2O、NH2-，注意哪些是带正电荷的哪些是带负电荷的，应当把这些微粒牢牢记到脑子里，以备使用。

（3）.18e-的有：

S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与Ar同周期的非金属的气态氢化物）；HS及H2O2、F2、O3、CH3OH、CH3CH3、CH3F、、NH2-NH2、O22-、CH3NH2、Ti4+、NH2OH-（红色的不常见）等。

二、数目规律：

（1）元素种类最多的是第IIIB族（32种）。

（2）同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：

第2、3周期（短周期）相差1；第4、5周期相差11；第6、7周期相差25。

（3）设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：

奇数周期为（n+1）2/2；

偶数周期为（n+2）2/2。

如第3周期为？

种，第4周期为？

种。

（4）同主族相邻元素的原子序数：

第IA、IIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。

三、化合价规律：

（1）同周期元素主要化合价：

最高正价由+1→+7（注意O和F特殊，O、F没有最高正价，金属元素没有负价）（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4→-1递变。

（2）关系式：

最高正化合价+|最低负化合价|=8；最高正化合价=主族族序数=最外层电子数。

主族同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同

（3）除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。

四、分界线规律：

位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。

五、金属性、非金属性变化规律：

（1）同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。

金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。

（2）金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物的水化物酸性越强。

补充：

1：

单质的熔点变化规律：

同一主族金属单质的熔点从上到下依次降低，硬度依次减小；非金属单质的熔沸点依次升高，与金属单质的规律正好相反！

同一周期金属单质的熔沸点依次升高。

（原因不同，选修3才讲）

2：

非金属性元素的气态氢化物的规律：

同周期：

越往右非金属元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定、形成越容易、还原性越弱、气态氢化物水溶液酸性越强（注意此为无氧酸！

酸性与非金属性无关！

；）同主族：

越往上非金属元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定、形成越容易、还原性越弱、气态氢化物水溶液酸性越弱（注意此为无氧酸！

酸性与非金属性无关！

对比非金属元素最高价含氧酸的酸性递变规律，不同是？

？

）

3、单质以及对应离子的还原性、氧化性规律。

同周期：

从左到右，金属元素的金属性减弱，金属单质的还原性减弱，金属阳离子的氧化性增强；从左到右，非金属元素的非金属性增强，非金属单质的氧化性增强，非金属阴离子的还原性减弱。

同主族：

从上到下，金属元素的金属性增强，金属单质的还原性增强，金属阳离子的氧化性减弱；从上到下，非金属元素的非金属性减弱，非金属单质的氧化性减弱，非金属阴离子的还原性反而增强。

六：

半径大小规律：

先比较电子层数，电子层数越大，微粒半径往往越大（原子半径不一定，要通过比较相对位置得出）；当核外电子数一样多，只需要比较核电荷数即原子序数，序数大的离子半径小；当原子序数一样时（同种元素），只需要看电子数，电子数越多，离子半径越大。

具体：

（1）原子半径：

同主族——从上到下逐渐增大；同周期——从左到右逐渐减小（0族除外）（实质：

考察主族元素在周期表中相对位置，越往左越往下原子半径越大，反之越小，所以需要牢牢背会元素周期表，考试时熟练背写出考察元素的相对位置！

既不在同周期也不在同主族的往往需要找一个桥梁。

比如：

F和S，桥梁是Cl）

（2）离子半径：

同主族——同价离子从上到下逐渐增大；同周期——阴离子半径大于阳离子半径；具有相同的电子层结构的离子——核电荷数越大，离子半径越小。

（3）同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如阳离子半径小于其原子的半径；阴离子的半径大于其原子的半径）。

七、主族族序数与周期序数的规律：

（1）关系式：

主族族序数=最外层电子数；周期序数=电子层数。

（2）设主族族序数为a，周期数为b，则：

当a:

b<1时，为金属元素，且比值越小，元素的金属性越强；

当a:

b=1时，元素一般兼有金属性和非金属性，其最高价氧化物为两性氧化物，最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物。

当a:

b>1时，为非金属元素，且比值越大，元素的非金属性越强。

八、电子层与电子数的倍比关系（短周期元素）

1、若原子的最外层电子数与最内层电子数的比值为a，则有：

（1）a=1/2为第IA族元素；

（2）a=1为第IIA族元素或H、He；

（3）a=2为第IVA族元素；

（4）a=3为第VIA族元素；

（5）a=4为0族元素。

2、若原子的最外层电子数与次外层电子数的比值为b，则有：

（1）b=1/8为Na；

（2）b=1/4为Mg；

（3）b=1/2为Li、Si；

（4）b=1为Be、Ar；

（5）b=2为C；

（6）b=3为O；

（7）b=4为Ne。

3、若原子的最外层电子数与电子总数的比值为c，则有：

（1）c=1/6为Mg；

（2）c=1/3为Li、P；

（3）c=1/2为Be；

（4）c=1为H、He。

4、原子的最外层电子数与核外电子层数相等为H、Be、Al。

元素周期表中位、构、性的规律

一、位——元素在周期表中位置的规律

1.各周期最后一种元素（即稀有气体元素）核电荷数为2、10、18、36、54、86、（118）；

2.周期表纵行序数与主族族序数关系：

1——IA、2——IIA、13——IIIA、14——IVA、15——VA、16——VIA、17——VIIA。

3.IIA与IIIA的同周期元素核电荷数之差（△Z）：

二、三周期——△Z＝1；四、五周期——△Z＝11；六、七周期——△Z＝25；

4.相邻周期同一主族元素核电荷数之差（△Z）：

遵循左上右下的序差规律。

（详见以上数目规律）

5.电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期；

6.由原子序数确定元素位置的规律。

基本公式：

原子序数－稀有气体元素核电荷数〔2（一周期）、10（二周期）、18（三周期）、36（四周期）54（五周期）、86（六周期）〕＝差值。

（1）对于20号以前的元素，有两种情况：

①若0＜差值≤7时，元素在下一周期，差值为主族序数；

②若差值为0，一定为零族元素；

（2）对于20号以后的元素分三种情况：

①若差值为1～7时，差值为族序数，位于VIII族左侧；

②若差值为8、9、10时，为VIII族元素；11～最后所得差值，族右侧的族序数。

③若差值为11～17时，再减去10最后所得差值，即为VIII族右侧的族序数。

更快技巧：

直接根据最接近的0族元素位置为航标倒退。

（要牢记0族元素序数和位置