元素原子半径表
22 Ti 原于各祢 Titaniujn 壕干甄原于重 22 47.90
23 V
24 Cr
25 Mn
26 Fe
27 Co 原予名称 原予數原予童 原予半径 J 价态半径
|环心 |0~ 匪.阳范 ]|1?23 ||
（十1）山犯|m （）?阳|什加0. 52 i-K ）i ：i. 54 II （-1） L30
28 Ni
29 Cu
30 Zn 31 Ga
32 Ge
34 Se
35 Br
36 Kr
37 Rb
38 Sr
39
40 Zr
41 Nb
42 Mo 原韦名称匱干频原手童卞暑半径
74.S216 1-50 (+2)0. S2 (+3)0.53加04
知5) 0. 33 (-171.59 (-2) 1.35 (-3)2.11
廩手名称廉干数原手量原手半径价态半径
Selenium 34TG.96L 60[O-D h 3S(+2) 1.00 (-N1JO. 50
(+6)0.29 (-iji.rz (-2)7. 9?
熄于笛称熄于颈熄于童原于半注愉态半怛| Broonine J 35 75. 304 1.11(+1) L 06 (+3)0. 82 '(+5) 0. &9J
(+TJ0.39 17-1) 1. 06
康予名称膜子勤原予童原子半径价态丰径
Kr/pt on33.00 1 1
1^^
序干名称原干敬窟子重廉干半律价悲半径
[37_35.45T |2. 5Q[(+DL4T
1 1
Rub i dim
原干名称-原干數隐子旺斥手半径下态半住
Strontiuju3637… 52|2. 15L(+2) L 12
原手名称原于颤原子量原子半径价态半便
Yttriuji 1(35 88,9059 L 60 (+1)1. 1 1(+2)], 30 (+3)0,89
原手名称原予数原手量瘵子半径价态半径
Zirconim 4091.22 L SO (+DL42 M) 1. 21C+3J 0. S9
M)n p72
1
--------------- 1
屢子名称原子半住价恋半徨
Niobiuju 4192.9064 1.4S汁I) L 00(+2)0. 71(+3)0. 70
(+4)0. 69 H^)0. 23
鹰于名称原子致原于童说予半径价态半從
Molybdeitu42 95. 94 1.40 (+1) L 00(+2)0.02 (+35 0. 67
(+4)0.fi5 (+5)0.63 (+5) 0,421
---------------- I1原手名称原于數原手童原子半径价态半径
Technet in 43 9乳00陋(+2) 1. 00M) O.SO冋口64
＜旳山関］(+1)0, P3
44 Ru
45 Rh
46 Pd
48 Cd
49 In
50 Sn
51 Sb
52 Te
53 I
55 Cs
56 Ba
57 La
58 Ce
59 Pr
60 Nd
61 Pm
Samariujn 6215CL4L 60fO-^) L 10(+-3) 0,S6
63 Eu
64 Gd
66 Dy
67 Ho
69 Tm
70 Yb
71 Lu
72 Hf
73 Ta
75 Re
价态半径 价态半任 (+2)1. Q0 79 44 (■+4)0. 63 (+3)0.73 (+3) 0. 70 <+4)0.63 (十引卫旳 GoLd 泉于名称 .燥于甄原于重 原予半性 原手名称廉干颤原子童 原千半径 Plat i num 原手名称煩子数原子宣 原手半径 价醒半径 1. 35 C+5)0. 70 原干笛祢 207.2 价态半性 81 价頑半裡 204,37 原于居祢 原于皱虑于重 原于半谊 <223) FTancium 63 仰慈半性 (-2)1.70 原干名称 原干数 Kadon 价态半径 (2CI9) Pcloniuni (+4)].10 燻子督称原于数療子童 (±6)0.67 (+3)0-9S 80 也 腺于各称 腺于靈原于重 跟千半從 I 价 蛊半径 療予半径 价恣半徑 (+7)0. 62 原干名称 原干数廈干量 履子半径 价态半径 Bismuth 83 208.5304 1. 70 (+1)1.15 (+2)1 ?16 85 (210) L 53 (+1)1. 8C
原干名称怎予数 原予半径 Ihall iuni L TO (+2) 1^0 原子名称 膜手勤匱手量 廉子半桂 ?￥S 原子半径 1.75 | C+2) 0. 94 (+4)0-77 原干丰谊
88 Ra
原千名称匱干数原千童原千半径价态半徑
33226. 0254 L 531(+2) 1.43
89 Ac
原千名称原子致原千童原千半徑祈謹半径
Act iniuju $9(227)仁gs
90 Th
屢手名称
Thoriujn
91 Pa
原手若称原子隸原干重原千半径价态举径
Proactxni51 231.0359 ].50 (+3) 1. 13(+4)0. 93 (+5) 0. 89
92 U 原于笛祢.原予數燥于重原予半便价态牛便
Uraniuji92 238. 029 1. 55(+1) 1.40 (+2) L30 (+3) L06
<+4)0. 07(+5)7? 7 6 (+0) 3. 45
93 Np
原于各称原于議燥于童廉于半性愉态半性
Neptonluji 93 23T. 0402 L 58 | (+2)L 10 (+3)1. 04H)O. 95
(+5)0.80 (+6^0. 80 (+7)0. 71
94 Pu
原干名称虑于数嫌千重煌予半径价态半径
Flutcniun | (244) 1. 64(+2) a. 90 (-H3)1. 00(-HI)O.sa
(+5亢.70 （面山60 ^^1 95 Am 手名称原干敛窟子重原手半径价盍半径
Auieric^ujii卜5 |(24引L 73 (+Z) 1.20 (+3) 1.01 CH) 0. 92
(45)0. 69 (+6)0. 50 1 II 1
96 Cm 原子名称燥子频廈予量匣子半径价态半径
Curiam 何(247) 1.42 (+3) 0. 9S (-M)O. 95
97 Bk 原于名祢
廉于報廉于重關千半位价査半便
Bcrkeliw
98 Cf 原手名称廉子叛原子量原子半径价态半径
Califorrii 98 堕1,42 (+3) 0. 95
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第2课时核外电子排布与元素周期表、原子半径 [学习目标定位] 1.了解核外电子排布规律与元素周期表中周期、族划分的关系，并能解释它们之间的变化规律。2.了解原子半径的意义及其测定方法，知道原子半径与原子核外电子排布的关系，并能解释原子半径在周期表中的变化规律。 一、核外电子排布与元素周期表 1．原子核外电子排布与周期的划分 (1)填写下表： (2)观察分析上表，讨论原子核外电子排布与周期划分的本质联系。 ①根据能级能量的差异，可将能量相近的能级分为七个能级组，同一能级组内，各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。 ②每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最大的电子层数等于元素的周期序数。
③一个能级组最多容纳的电子数等于对应的周期所含的元素种数。 2．原子核外电子排布与族的划分 (1)将下列各主族元素的价电子数、价电子排布式填入表中： (2)以第4周期副族元素为例，填写下表： (3)依据上述表格，分析讨论族的划分与原子核外电子排布的关系。 族的划分依据与原子的价电子数目和价电子排布密切相关。 ①同主族元素原子的价电子排布相同，价电子全部排布在最外层的n s或n s n p轨道上。族序数与价电子数相同。 ②稀有气体的价电子排布为1s2或n s2n p6。 ③过渡元素(副族和第Ⅷ族)同一纵行原子的价电子排布基本相同。价电子排布式为(n－1)d1～10n s1～2，第ⅢB～ⅦB族的族序数与价电子数相同，第ⅠB、ⅡB族的族序数＝n s轨道上的电子数，第Ⅷ族的价电子数分别为8、9、10。 3．原子核外电子排布与区的划分
(1)最外层电子排布与周期表的关系 ①原子的电子层数＝能级中最高能层序数＝周期序数 ②主族元素原子的最外层电子数＝主族元素原子的价电子数＝主族序数 (2)对价电子认识的误区提醒 ①价电子不一定是最外层电子，只有主族元素的价电子才是最外层电子。对于过渡元素还包括部分内层电子。 ②元素的价电子数不一定等于其所在族的族序数。这只对主族元素成立，对部分过渡元素是不成立的。 ③同一族元素的价电子排布不一定相同，如过渡元素中的镧系元素和锕系元素就不相同，在第Ⅷ族中部分元素的价电子排布也不相同。 例
第二节 原子结构与元素性质 1．外围电子构型为4f 7 5d 1 6s 2 元素在周期表中的位置是 ( ) A 四周期Ⅶ B 族 B 五周期ⅢB 族 C 六周期ⅦB 族 D 六周期ⅢB 族 3．某周期ⅡA 族元素的原子序数为x ，则同周期的Ⅲ族元素的原子序数是( ) A 只有x +1 B 可能是x +8或x +18 C 可能是x +2 D 可能是x +1或x +11或x +25 4．下列各组元素性质递变情况错误的是( ) A Li 、Be 、 B 原子最外层电子数依次增多 B P 、S 、Cl 元素最高正化合价依次升高 C N 、O 、F 原子半径依次增大 D Na 、K 、Rb 的金属性依次增强 5．短周期元素X 、Y 的原子序数相差2。下列有关叙述正确的是 （ ） A 、X 与Y 不可能位于同一主族 B 、X 与Y 一定位于同一周期 C 、X 与Y 可能形成共价化合物XY D 、X 与Y 可能形成离子化合物XY 6．周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是( ) A ． 电子数 B ． 最外层电子数 C ． 电子层数 D ． 次外层电子数 7．下列说法中正确的是（ ） A ．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数 B ．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数 C ．最外层有2个电子的原子都是金属原子 D ．最外层有5个电子的原子都是非金属原子 8.在下列所示的微粒中,氧化性最强的是( ) A.1s 2 2s 2 2p 2 B.1s 2 2s 2 2p 5 C.1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 D.1s 2 2s 2 2p 6 9.元素的分区和族 1) s 区: , 最后的电子填在 上, 包括 , 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 2) p 区:, 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为非金属和少数金属; 3) d 区: , 最后的电子填在 上, 包括 族元素, 为过渡金属 4) ds 区: , (n-1)d 全充满, 最后的电子填在 上, 包括 , 过渡金属(d 和ds 区 金属合起来,为过渡金属); 5) f 区: , 包括 元素, 称为内过渡元素或内过渡系. 10．周期表中最活泼的金属为 ，最活泼的非金属为 ； １1．周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形成化合物时原子数之比为1:2。写出这些化合物的化学式 。 12.看表填空。 （A ）写出(1)－(10)号元素的元素符号： (1)______(2)_____(3)______(4)______(5)______(6)______(7)_______(8)______(9)________(10)______。并指出能成共价键的元素有______种。 （B ）(1)、(5)、(9)号元素，相互化合时可形成_______化合物，但溶于水后也可以电离出_______离子和_______离子。 （C ）(8)、(10)号元素化合时，可通过_______键形成_______化合物。 （D ）(1)、(5)、(7)号元素相互化合形成的物质中，既有_______键，又有_______键，它的俗称有_______、_______、_______。 （E ）可形成双原子分子的单质有（写化学式）：_______、_______、_______、________、_______，原子间以________键结合。 （F ）可形成最稳定气态氢化物的元素是________。 （G ）(1)、(4)号元素形成的气态氢化物溶于水后，溶液呈_______性，(1)、(10)号元素形成的气态氢化物溶于水后溶液呈_______性。 （H ）(3)、(5)、(7)号元素相互化合可形成_______化合物。该物质俗称为_______，但属于_______类物质。 （I ）分子中含有18个电子的气态氢化物有____种，分别写出化学式________，将分子中含10个电子的气态氢化物的化学式分别写出：_____、_____、______、_______。 （J ）含氧量最高的离子化合物和共价化合物分别是（填化学式）_______和________。 （K ）10种元素中化学性质最不活泼的是________。 （L ）(3)、(7)、(9)三种元素的最高氧化物的水化物中，碱性由强到弱的顺序是________。 1．镭是元素周期表中第七周期的ⅡA 族元素。下面关于镭的性质的描述中不正确的是( ) A 在化合物中呈+2价 B 单质使水分解、放出氢气 C 氢氧化物呈两性 D 碳酸盐难溶于水 2．在元素周期表中前四周期的五种元素的位置关系如图示，若B 元素 的核电荷数为Z ，则五种元素的核电荷数之和可能为（ ） A 5Z B 5Z +18 C 5Z +10 D 5Z +8 3．最近，意大利科学家使用普通氧分子和带正电荷的氧离子制造出了由4个氧原子构成的氧分子，并用质谱仪探测到了它存在的证据。若该氧分子具有空间对称结构，下列关于该氧分子的说法正确的是（ ） A ．是一种新的氧化物 B ．不可能含有极性键 C ．是氧元素的一种同位素 D ．是臭氧的同分异构体 4.下列有关元素周期表的叙述正确的是（ ） A 、原子半径最小的是F B 、所含元素种类最多的族是第VIII 族 C 、金属元素的种类多于非金属元素 D 、第n 周期第n 主族的元素均为金属 5．根据元素周期律和物质结构的有关知识，以下有关排序错误的是（ ） A B C D E
（一）元素周期律和元素周期表 1．元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2．比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3．常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO；若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。
元素周期表中的规律 一、元素周期表 1、周期表结构 横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。 各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。 纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。 周期：一二三四五六七 元素种类：28818183226 零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn 二、元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.原子结构与元素周期表的关系 电子层数= 周期数 主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价 由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。 2、规律性
由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。 3、元素周期表中之最 原子半径最小的原子：H原子 质量最轻的元素：H元素； 非金属性最强的元素：F 金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr） 最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4 最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH 形成化合物最多的元素：C元素 所含元素种类最多的族：ⅢB 地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素 地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素 含H质量分数最高的气态氢化物：CH4 与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素 与水反应最剧烈的非金属元素：F元素 常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg …… 4、特殊性
专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是
元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置规律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）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )
判断原子半径和离子半径的大小 原子半径或离于半径的大小，与其电子层数、核电荷数及核外电子数有关。 在中学化学里主要比较主族元素和短周期元素的原子半径、离子半径的大小，尽量其中有一定的规律性，但也有一些例外情况，因此只能说是大致的规律。 1.1同周期元素的原子半径 同周期元素的原子，从左到右随核电荷数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外)。如第3周期中各元素原子半径的大小为：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。 1.2同主族元素的原子半径 同主族元素的原子半径，从上到下随核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大。如碱金属元素的原子半径大小为：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；卤族元素的原子半径大小为：F＜Cl＜Br＜I。 1.3同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比 较 同种元素的原子与它形成的相应离子半径的大小比较，有两种情况： ①阳离子半径小于相应的原子半径。如Na+离子半径小于Na原子半径，Mg2+离子半径小于Mg原子半径。这是因为阳离子比相应的原子少了一个电子层。 ②阴离子半径远大于相应的原子半径。如Cl-离子半径远大于Cl原子半径，S2-离子半径远大于S原子半径。这是因为阴离子与相应的原子电子层数相同，但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构，比相应原子最外电子层上的电子数要多。 1.4相同元素的原子显示不同价态(共价)时，价态越高其原子半径越小 如H 2SO 4 分子中S原子的半径小于H 2 SO 3 分子中S原子的半径。 1.5同主族元素形成的离子半径比较 从上到下随核电荷数的增加，电子层数增多，离子半径逐渐增大。如碱金属元素形成的阳离子半径大小为：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs ；卤族元素形成的阴离子半径大小为：F-＜Cl-＜Br-＜I-
原子的大小以原子半径来表示，在讨论原子半径的变化规律时，我们采用的是原子的共价半径，但稀有气体的原子半径只能用范德华半径代替。 ⑴短周期内原子半径的变化（ 1 、 2 、3 周期） 在短周期中，从左到右随着原子序数的增加，核电荷数在增大，原子半径在逐渐缩小。但最后到稀有气体时，原子半径突然变大，这主要是因为稀有气体的原子半径不是共价半径，而是范德华半径。 ⑵长周期内原子半径的变化（ 4 、 5 周期） 在长周期中，从左向右，主族元素原子半径变化的趋势与短周期基本一致，原子半径逐渐缩小；副族中的 d 区过渡元素，自左向右，由于新增加的电子填入了次外层的（ｎ－ 1 ）d 轨道上，对于决定原子半径大小的最外电子层上的电子来说，次外层的 d 电子部分地抵消了核电荷对外层ns 电子的引力，使有效核电荷增大得比较缓慢。因此，d 区过渡元素从左向右，原子半径只是略有减小，缩小程度不大；到了ds 区元素，由于次外层的（ｎ－ 1 ）ｄ轨道已经全充满，ｄ电子对核电荷的抵消作用较大，超过了核电荷数增加的影响，造成原子半径反而有所增大。同短周期一样，末尾稀有气体的原子半径又突然增大。 ⑶特长周期内原子半径的变化（ 6 、7 周期） 在特长周期中，不仅包含有d 区过渡元素，还包含有f 区内过渡元素（镧系元素、锕系元素），由于新增加的电子填入外数第三层的（ｎ－ 2 ） f 轨道上，对核电荷的抵消作用比填入次外层的（ｎ－ 1 ） d 轨道更大，有效核电荷的变化更小。因此f 区元素从左向右原子半径减小的幅度更小。这就是镧系收缩。由于镧系收缩的影响，使镧系后面的各过渡元素的原子半径都相应缩小，致使同一副族的第 5 、 6 周期过渡元素的原子半径非常接近。这就决定了Zr 与Hf 、Nb 与Ta 、Mo 与W 等在性质上极为相似，难以分离。 在特长周期中，主族元素、d 区元素、ds 区元素的原子半径的变化规律同长周期的类似。 ⑷同族元素原子半径的变化 在主族元素区内，从上往下，尽管核电荷数增多，但由于电子层数增多的因素起主导作用，因此原子半径显著增大。 副族元素区内，从上到下，原子半径一般只是稍有增大。其中第5 与第6 周期的同族元素之间原子半径非常接近，这主要是镧系收缩所造成的结果。 1-8-2 电离能 元素的第一电离势越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。因此，元素的第一电离势是该元素金属活泼性的一种衡量尺度。 电离势的大小，主要取决于原子核电荷、原子半径和原子的电子层结构。由上图可见元素第一电离势的周期性变化。 ⑴在每一周期中，在曲线各最高点的是稀有气体元素，它的原子具有稳定的8 电子结构，所以它的电离势最高。而在曲线各最低点的是碱金属元素，它们的电离势在同一周期中是最低的，表明它们是最活泼的金属元素。各周期其它元素的电离势则介于这两者之间。在同一周期中由左至右，随着原子序数增加、核电荷增多、原子半径变小，原子核对外层电子的引力变大，元素的电离势变大。元素的金属性慢慢减弱，由活泼的金属元素过渡到非金属元素。 ⑵在每一族中自上而下，元素电子层数不同，但最外层电子数相同，随着原子半径增大，电离势变小，金属性增强。在ⅠＡ族中最下方的铯有最小的第一电离势，它是周期系中最活泼的金属元素。而稀有气体氦则有最大的第一电离势。 ⑶某些元素其电离势比同周期中相邻元素的高，是由于它具有全充满或半充满的电子层结构，稳定性较高。例如N 、P 、As （具有半充满的轨道），Zn 、Cd 、Hg （具有全充满的(n-1)dns 轨道）。 1-8-3 电子亲合能 当元素处于基态的气态原子得到一个电子成为负一价阴离子时所放出的能量，称为该元素的电子亲合势。元素的电子亲合势越大，表示它的原子越容易获得电子，非金属性也就越强。活泼的非金属元素一般都具有较高的电子亲合势。 由于电子亲合势的测定比较困难，目前元素的电子亲合势数据不如电离势数据完整，但从上面已有的数据仍不难看出，活泼的非金属具有较高的电子亲合势，而金属元素的电子亲合势都比较小，说明金属在通常情况下难于获得电子形成负价阴离子。 在周期中由左向右，元素的电子亲合势随原子半径的减小而增大，在族中自上而下随原子半径的增大而减小。但由上表可知，ⅥＡ和ⅦＡ族的头一个元素（氧和氟）的电子亲合势并非最大，而分别比第二个元素（硫和氧）的电子亲合势要小。这一反常现象是由于氧、氟原子半径最小，电子密度最大，电子间排斥力很强，以致当加合一个电子形成负离子时，放出的能量减小。 1-8-4 电负性 元素的电离势和电子亲合势都是只从一个方面反映了某原子得失电子的能力，只从电离势或电子亲合势的大小来衡量金属、非金
主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性
元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2 元素化合价 （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）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。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。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原
化学元素周期表规律 (一)元素周期律和元素周期表 1.元素周期律及其应用 (1)发生周期性变化的性质 原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。 (2)元素周期律的实质 元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。 2.比较金属性、非金属性强弱的依据 (1)金属性强弱的依据 1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。 2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。 3/金属间的置换反应。依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。 4/金属阳离子氧化性的强弱。阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。 (2)非金属性强弱的依据 1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。 3/非金属单质问的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。 如Br2 + 2KI == 2KBr + I2 4/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。还原性越强，元素的非金属性就越弱。 3.常见元素化合价的一些规律 (1)金属元素无负价。金属单质只有还原性。 (2)氟、氧一般无正价。 (3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。 (4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则 正常化合价为一系列连续的偶数。 4.原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系1/原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。 2/原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。 3/在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素;左下方元素的非金属性小于右上方元素。
1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 2元素变化规律 （1）除第一周期外，其余每个周期都是以金属元素开始逐渐过渡到非金属元素，最后以稀有气体元素结束。 （2）每一族的元素的化学性质相似 3元素化合价 （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）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 4单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 5元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 6最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 7 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。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。 8、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。
化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 2 元素化合价 （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）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 (3) 所有单质都显零价 3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 4 元素的金属性与非金属性
（1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。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。 7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
原子半径或离于半径的大小，与其电子层数、核电荷数及核外电子数有关。 (1)同周期元素的原子半径 同周期元素的原子，从左到右随核电荷数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素的原子除外)。 (2)同主族元素的原子半径 同主族元素的原子半径，从上到下随核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径逐渐增大。如碱金属元素的原子半径大小为：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs；卤族元素的原子半径大小为：F＜Cl＜Br＜I。 (3)同种元素的原子半径与它形成的相应离子半径的大小比较 同种元素的原子与它形成的相应离子半径的大小比较，有两种情况： ①阳离子半径小于相应的原子半径。如Na 离子半径小于Na原子半径，Mg2 离子半径小于Mg原子半径。这是因为阳离子比相应的原子少了一个电子层。 ②阴离子半径远大于相应的原子半径。如Cl-离子半径远大于Cl原子半径，S2-离子半径远大于S原子半径。这是因为阴离子与相应的原子电子层数相同，但阴离子最外电子层上的电子数已达稳定结构，比相应原子最外电子层上的电子数要多。 (4)相同元素的原子显示不同价态(共价)时，价态越高其原子半径越小。如H2SO4分子中S原子的半径小于 H2SO3分子中S原子的半径。 (5)同主族元素形成的离子，从上到下随核电荷数的增加，电子层数增多，离子半径逐渐增大。如碱金属元素形成的阳离子半径大小为：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs ；卤族元素形成的阴离子半径大小为：F-＜Cl-＜Br-＜I-。 (6)同周期元素形成的离子，比较其半径大小时应分成两段分别进行。 ①同周期元素形成的阳离子，从左到右随核电荷数的递增，阳离子半径逐渐减小。如第3周期中阳离子半径的大小为：Na ＞Mg2 ＞Al3 。 ②同周期元素形成的阴离子，从左到右随核电荷数的递增，阴离子半径逐渐减小。如第3周期中阴离子半径的大小为：S2-＞Cl-。 必须注意到，同一周期中的阳离子半径均小于同周期的阴离子半径。 (7)核外电子排布相同的离子(不管是阳离子还是阴离子)，随核电荷数的增大，其离子半径逐渐减小。如第2周期中的阴离子与第3周期中的阳离子，其核外电子排布相同，这些离子半径的大小为：O2-＞F-＞Na ＞Mg2 ＞Al3 。 (8)同一元素形成的带不同电荷的阳离子，所带电荷数多的离子半径小。如Fe3 离子半径小于Fe2 离子半径。 (9)常见短周期元素的离子中，以H 离子半径为最小。其它常见离子半径的大小，可归纳成下表： 表中所列Ne、Ar是为了比较时便于划分周期，它们左边的离子是与它们同周期元素的离子，它们的右边的离子是它们下一周期元素的离子。同一横行中的离子核外电子排布相同，下边一横行比上边一横行多一个电子层。Ne、Ar原子半径特殊，不在比较之列。表中所列F-与K 离子的半径大小差不多。N3-、P3-只存在于干态，如Mg3N2、Ca3P2在水里立即与水反应，由离子态转化为共价态： Mg3N2 6H2O====3Mg(OH)2 2NH3↑ Ca3P2 6H2O====3Ca(OH)2 2PH3↑ O2-也不能存在于水溶液里，它与水反应生成OH-，由此可知Na2O、K2O、BaO、CaO与水完全反应生成碱溶液。
1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。1.2元素化合价 （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）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。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。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，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，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 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，则再减去10，最后结果为族序数。
元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1．理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。 3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1．几个量的关系（） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2．同位素 （1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。 （2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。 3．相对原子质量 （1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。 （2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4．核外电子排布规律 （1）核外电子是由里向外，分层排布的。 （2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。 （3）以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5．原子和离子结构示意图 注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。 6．微粒半径大小比较规律 （1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 （2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 （3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。 （4）同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
"（夺冠方略）2013-2014高中化学 1.2.2 核外电子排布与元素周期表、原子半 径知能巩固提升鲁科版选修3 " 一、选择题 1.在元素周期表中，原子最外电子层只有2个电子的元素是( ) A.一定是金属元素 B.一定是稀有气体元素 C.一定是过渡元素 D.无法判断是哪一类元素 2.某元素位于周期表中第4周期ⅤA族，则该元素的名称和价电子排布式均正确的是( ) A.砷，4s24p3 B.溴，4s24p5 C.磷，4s24p3 D.锑，5s25p3 3.具有下列电子排布式的原子中，半径最大的是( ) A.1s22s22p63s23p3 B.1s22s22p3 C.1s22s22p5 D.1s22s22p63s23p4 4.具有下列结构的原子，一定是主族元素的是( ) ①最外层有3个电子的元素 ②最外层电子排布为ns2的原子 ③最外层有3个未成对电子的原子 ④次外层没有未成对电子的原子 A.①② B.②③ C.③④ D.①③ 5.(2012·衡水高二检测)元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示： 已知Y元素原子的价电子排布为ns(n-1)np(n＋1)，则下列说法不正确的是( ) A.Y元素原子的价电子排布为4s24p4
B.Y元素在周期表的第3周期ⅥA族 C.X元素所在周期中所含非金属元素最多 D.Z元素原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 6.具有相同电子层结构的三种微粒A n+、B n-和C，下列分析正确的是( ) A.原子序数关系：C>B>A B.微粒半径关系：r(B n-)
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