元素周期表规律总结(同一主族-对角线规则)1

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；编排依据元素周期律和 排列原那么 、将电子层

2、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

3、径的比拟 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：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.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<K<Rb<Cs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-<I-4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> 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Fe>Fe2+>Fe3+与水反响置换氢的难易 最高价氧化物的水化物碱性

4、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 单质的复原性互相置换反响 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互相置换反响 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 对角线规那么 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

5、增强， 如Li<Na<K<Rb<Cs，自然界存在的元素中，铯的金属性最强；非金属性逐渐减弱，如F>Cl>Br>I>At， 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：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH；酸性：HClO4>HBrO4>HIO4；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HF>HCl>HBr>HI。 溶解性 碱金属的氢氧化

6、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那么较小，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Be(OH)2 Mg(OH)2Ca(OH)2Sr(OH)2 Ba(OH)2 溶解度/ mol·L1 8×10-65×10-41.8×10-26.7×10-22×

7、;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依次增大，少数碱金属盐难溶于水，例如LiF、LiCO3、Li3PO4、NaZn(UO2)3(CH3COO)9·6H2O、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

8、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、探讨对角线规那么 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，称对角线规那么。这种相似性特别明显地存在于以下三对元素之间： Li Be B

9、 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

10、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响： 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响。 铍和铝都是两性金属，既能溶于酸也能溶于碱。 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

11、，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 对角线规那么是从有关元素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

12、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拟相近，从而使它们的化学性质比拟相似。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. 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.

13、 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.比拟短周期和长周期,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

14、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、阴离子的复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响的短周期元素是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复原反响的短周期元素是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 4、形成化

15、合物种类最多的元素是No.6碳C，两千多万种有机物都是含碳的、单质是自然界中硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素是碳C。 空气中含量最多的元素是No.7氮N，在大气中氮气的质量分数75或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮N。 地壳中含量最多的元素是No.8氧O 地壳中含量最多的金属元素是No.13铝Al 人体是由80多种元素所组成，为便于研究，将其中占人体体重0.01%以上，每人每日需要量在100mg以上的元素称为常量元素或宏量元素，人体中含量占体重万分之一以下0.01%的元素称微量元素。标准健康成年人的元素组成为氧65、碳18%、氢10、氮3%、钙1.5、磷1%、钾0.3

16、5、硫0.25%、钠0.15氯0.15%、镁0.05%等11种含量大于0.01的元素称为人体常量元素。这些常量元素约占体重的99.9%。但凡占人体总重量的万分之一以下的元素，如铁、锌、铜、锰、铬、硒、钼、钴、氟等，称为微量元素铁又称半微量元素。微量元素在人体内的含量真是微乎其微，如锌只占人体总重量的百万分之三十三。铁也只有百万分之六十。5、焰色反响呈黄色的元素是No.11钠Na 透过蓝色钴玻璃观察焰色反响呈紫色的元素是No.19钾K 6、常温下单质呈液态的元素是No.35溴Br，No.80汞Hg 常温下单质呈液态的非金属元素是No.35溴Br 7、无氧酸能腐蚀玻璃的元素是氢氟酸HF，剧毒 最易

17、着火的非金属单质的元素是No.15磷P，白磷，温度高一点就着了8、既能与酸反响又能与碱溶液反响可产生H2的金属元素为铝Al，与碱溶液反响可产生H2的非金属元素为Si，Al2O3和Al(OH)3都有两性。9、元素的单质在常温下能与水反响放出气体的短周期元素是锂Li、钠Na、氟F。10、常见的能形成同素异形体的元素有碳C、磷P、氧O、硫S，其中一种同素异形体易着火的元素是磷P。元素周期表中的规律 一、最外层电子数规律 1、最外层电子数为1的元素：主族IA族、副族IB、VIII族局部等。 2.、最外层电子数为2的元素：主族IIA族、副族IIB、IIIB、IVB、VIIB

18、族、0族He、VIII族26Fe、27Co等。 3、最外层电子数在37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。二、数目规律 1、包含元素种类最多的是第IIIB族32种，含有镧系、锕系各15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周期短周期元素原子序数相差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，每周期最多容纳元素数目为：奇数周期为(n1)2/2；偶数周期为(n2)2/2。4、同主族相邻元素的原子序数：    第IA、IIA族，下

19、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IIIAVIIA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、除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属1递增到7，非金属元素负价由碳族4递增到1氟无正价，氧无6价，除外；金属元素一般无负化合价；同一主族的元素的最高正价、最低负价均相同 氟无正价，氧一般也可认为无正价2、关系式：1最高正化合价|最低负化合价|8；    2最高正化合价主族族序数最外层电子数主族价电子数。3、除第VIII族元素外，原子序数为奇偶数的元素

20、，元素所在族的序数及主要化合价也为奇偶数。4、常见元素化合价口诀：一价氢氯钾钠银，二价氧钙钡镁锌。三铝四硅五价磷，二三铁二四碳，硫二四六最常见；莫丢一二三四五的氮，铜汞二价最常见，单质零价记心间。 5、常见原子团化合价口决： 负一硝酸氢氧根，负二硫酸碳酸根，还有负三磷酸根，只有铵根是正一 四、对角线规律沿周期表中金属与非金属分界线对角左上角与右下角的两主族元素性质相似，这一规律主要表现在第2、3周期如Li和Mg、Be和Al、B和Si。五、分界线规律元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素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，分界线左下角为

21、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；能与酸和碱反响如Be、Al等，还可找到制造半导体材料的元素如Si、Ge等。六、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；2、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。3、金属性越强，单质越容易跟水或酸反响置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反响越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。4、记金属活动性顺序表可以按照下面的口诀来记： 钾钙钠镁铝、锌铁锡铅氢、铜汞银铂金。记非金属活动性顺

22、序表可以按照下面的口诀来记：氟氧氯溴碘硫同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 氢化物中最强的无氧酸是氢碘酸HI，最弱的无氧酸为氢氟酸HI5、单质的氧化性、复原性 一般元素的金属性越强，其单质的复原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的复原性越弱。七、半径大小规律 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。短周期某些元素可参考课本低页表12 具体数据判断。 2、离子半径：同主族同价离子从上到下逐渐增大；同周期

23、阴离子半径大于阳离子半径；3、具有相同的电子层结构的离子核电荷数越大，离子半径越小不适合用于稀有气体。4、同种元素的各种微粒由于阴离子是电子最外层得到了电子 而阳离子是失去了电子所以,，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Fe2>Fe3。5、电子数和核电荷数都不同的，一般可通过一种参照物进行比拟，如：比拟Al 3 与S 2的半径大小，可找出与Al 3 电子数相同，与S 2同一主族元素的O 2 比拟，Al 3 <O 2 ，且O 2 <S 2 ，故Al 3 <S 2 。 八、判断元素在周期表中位置应牢记的规律：1元素周期数等于核外电子层数； 2主族元素

24、的序数等于最外层电子数。 3确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，那么再减去10，最后结果为族序数。九、最外层电子数与电子层数的关系规律设主族元素最外层电子数为a，电子层数为b，那么有：a/b<1时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；且比值越小，元素的金属性越强；a/b1时，为两性元素H除外，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；a/b>1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物

25、对应的水化物为酸。且比值越大，元素的非金属性越强；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、周期表纵行行序数与主族族序数关系：1IA、2IIA、13IIIA、14IVA、15VA、16VIA、17VIIA、180族。3、同主族相邻元素的原子序数：  第IA、IIA族，下周期元素的原子序数上周期元素的原子序数上周期元素的数目；第IIIAVIIA族，下周期元素的原子序数上周期元素的原子序数下周期元素的数目。4、电子层结构相同的离子，假设电性相同，那么位于同周期，假设电性不同，那么阳离子位于阴离子的下一周期；5、由原子序数确定元素位置的规律。    根本公式：原子序数稀有气体元素核电荷数10Ne、18Ar、36Kr、54Xe、86Rn差值应为正值。    1对于18号以前的元素，有两种情况：    假设0差值7时，元素在下一周期，差值为主族序数；    假设差值为0，一定为零族元素；    2对于19号以后