元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则).doc

元素周期表规律总结(同一主族,对角线规则) 知识网络 中子 N（不带电荷） 原子核 → 质量数（A=N+Z） 质子 Z（带正电荷） → 核电荷数 决定元素 同位素 近似相对原子质量 元素 → 元素符号原子结构 ： ( A X) Z决定原子呈电中性 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 元素周期律和 排列原则 、将电子层数相同的元素排成一个横行； 排 依 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。 据 、短周期（一、二、三周期） 三 七 周期（7 个横行） 、长周期（四、五、六周期） 长 主 三 七 周期表结构 、不完全周期（第七周期） 短 副 、主族（A～A 共 7 个） 一 零 元素周期表 族（18 个纵行） 、副族（B～B 共 7 个） 不 和 全 八 、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，半径越小。微粒半径的比较具体规律最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 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： Li 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 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 最高价氧化物的水化物酸性强弱 单质的氧化性 互相置换反应元素的金属性 或非金属性强 弱的判断依据元素周期表有 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 LiClBrIAt， 自然界存在的元素中 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： LiOHHBrO4HIO4；高氯酸 HClO4 在所 高氯酸 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， 有含氧酸中酸性最强 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， 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度 20 氢氧化物 溶解度/ mol L－1 Be(OH)2 8×10-6 Mg(OH)2 5×10-4 Ca(OH)2 1.8×10-2 Sr(OH)2 6.7×10-2 Ba(OH)2 2×10-1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 LiCO3、 Li3PO4、 NaZn(UO2)3(CH3COO)9 6H2O、 大， 少数碱金属盐难溶于水， 例如 LiF、 KClO4、K2［PtCl6］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大，键的离子性也 增强。