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第六章主族金属元素碱金属、碱土金属、铝、锡、铅主族金属元素包括周期表中s区及p区左下方的22种元素，即s区的ⅠA、ⅡA族元素；p区的ⅢA族元素：铝（Aluminium）、镓（Gallium）、铟（Indium）、铊（Thallium）、Ⅳ A族的锡（Tin）、铅（Lead）；ⅤA族的锑（Antimony）、铋（Bismuth）；ⅥA族的钋（polonium）。
其中镓、铟、铊是稀散元素，钋是放射性元素，本章不予讨论，锑和铋已在第三章讨论过了。
6.1碱金属、碱土金属碱金属、碱土金属是s区ⅠA（1）、ⅡA（2）族元素。
ⅠA（1）族是由锂（Lithium）、钠（Sodium）、钾（Potassium）、铷（Rubidium）、铯（Caesium）、钫（Francium）六种金属元素组成。
由于它们氧化物的水溶液显碱性，所以称为碱金属（Alkali metals）。
ⅡA（2）族是由铍（Beryllium）、镁（Magnesium）、钙（Calcium）、锶（Strontium）、钡（Barium）及镭（Radium）六种元素组成，由于钙、锶、钡的氧化物难溶，难熔（类似于土），且呈碱性而得名碱土金属（Alkaline earth metals）。
ⅠA、ⅡA族中、钠、钾、镁、钙、锶、钡、发现较早，在1807-1808年由美国年轻科学家戴维（H，Davy）首次制得。
它们以化合物形式广泛存在于自然界，如人们与钠、钾的化合物（如食盐）打交道已有几千年的历史。
钠、钾、钙和镁在生物学上有重要意义，是动植物生命过程必不可少的。
锂、铍、铷和铯的发现和游离制得相对稍晚些（1821-1861）年，它们在自然界存在较少，属于稀有金属。
它们和钠、钾、钙、镁都有重要而广泛的应用。
钫和镭是放射性元素，钫（Francium）是 1939年法国 Marguerite perey发现的，元素名由France而来。
钫是有强放射性，半衰期很短（如，最长的223Fr半衰期为22分钟）的金属元素，在天然放射性衰变系（锕系）以及核反应（中子轰击镭）中形成微量的钫，镭是1898年法国皮尔（pierre）和马利亚居里（MarieCurie）发现。
金属元素特征
金属元素在元素周期表中占有特殊位置，其特征主要包括以下几点：
1. 原子结构：金属元素原子的最外层电子数较少，通常小于4，这意味着金属原子容易失去电子。
因此，绝大多数金属以阳离子形态存在于化合物中。
同时，金属原子的外围电子排布具有一定的规律，如主族金属元素的原子半径通常大于同周期的非金属元素（稀有气体除外），而过渡金属的外围电子排布则具有特殊的规律。
2. 物理性质：金属元素具有金属光泽，导电、导热性能良好。
同时，由于其原子结构的特点，金属的密度较大，熔点和沸点也较高。
3. 化学性质：金属元素在化学反应中表现活泼，它们通常具有较强的还原性，能够与氧、氯等非金属元素直接化合。
此外，金属元素还会形成多种金属化合物，如氧化物、硫化物等。
4. 存在形式：在自然界中，绝大多数金属元素以化合物的形式存在。
只有少数金属如金、银、汞等以游离态存在。
5. 用途：由于金属元素的特性和化合物性质，它们在工业和日常生活中具有广泛的应用。
例如，钢铁、铝和铜等金属被广泛用于建筑和制造各种工具和设备。
金属元素具有独特的原子结构、物理和化学性质，这使得它们在人类生活和工业生产中具有重要的应用价值。
元素符号表是一个重要的学习工具，可以帮助我们了解各种化学元素的名称和符号。
以下是一个简要的元素符号表，包含了常见的26个元素：1. H -氢2. He -氦3. Li -锂4. Be -铍5. B -硼6. C -碳7. N -氮8. O -氧9. F -氟10. Ne -氖接下来是第二周期的元素符号：11. Na -钠12. Mg -镁13. Al -铝14. Si -硅15. P -磷16. S -硫17. Cl -氯18. Ar -氩第三周期的元素符号包括：19. K -钾20. Ca -钙21. Sc -钪22. Ti -钛23. V -钒24. Cr -铬25. Mn -锰26. Fe -铁对于这些元素的符号，我们可以这样解释：* H是氢的化学符号，因为氢是最轻的元素，因此H也代表“轻元素”。
* He是氦的化学符号，因为氦是一种稀有气体，因此He也代表“稀有气体元素”。
* Li、Be、B、C、N、O、F、Ne等都是周期表中的常见元素，其化学符号反映了它们的性质，例如Li是“轻金属元素”的代表，Be是“轻非金属元素”的代表，B是“轻非金属元素”的代表之一，C则是典型的非金属元素之一。
C之后的N则代表“气态非金属元素”等。
对于其他元素，如P、S、Cl等，其化学符号也反映了它们的性质。
* K、Ca、Sc、Ti、V、Cr、Mn等都是金属元素，其化学符号反映了它们在周期表中的位置和性质。
例如K是第一主族金属元素的代表之一，Ca则是第二主族金属元素的代表之一。
对于其他金属元素，如Fe、Co、Ni等，其化学符号也反映了它们在周期表中的位置和性质。
此外，它们在冶金工业中具有重要应用。
* Ar是一种稀有气体元素，其化学符号与其他稀有气体元素的化学符号类似，表示其为惰性气体元素。
这些元素的性质也得到了广泛的认可和应用。
总的来说，这些元素的符号不仅反映了它们的性质和位置，也反映了它们在化学和工业中的应用。
通过学习和掌握这些元素的符号和性质，我们可以更好地了解化学和工业的基础知识，并为未来的学习和工作打下坚实的基础。
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表重难点一元素周期表1．构成原子(离子)的微粒间关系(1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。
(2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。
(3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
(4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。
(5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。
2．元素周期表的结构(3)过渡元素元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。
“第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。
“第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。
重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．2.比大小定周期比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。
3．求差值定族数(1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。
(2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。
(3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。
重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (1)相似性①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。
②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。
③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。
④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑。
(R 表示碱金属元素)(2)递变性从Li 到Cs ，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，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。
元素周期表中主族元素性质递变规律金属性强弱的判断依据1．单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越容易，说明其金属性越强。
2．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性越强，反之则越弱。
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里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4．金属活动性顺序按Au顺序，金属性逐渐减弱。
5．元素周期表中，同周期元素从左至右金属性逐渐减弱；同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6．原电池中的正负极：一般情况下，活泼金属作负极。
7．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。
非金属性强弱的判断依据:1．同周期元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素，从上到下，随着陔电荷数的增加，非金属性减弱。
2．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强，反之则越弱。
3．气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强。
4．单质跟氢气化合的难易程度：越易与H2反应，说明其非金属性越强。
5．与盐溶液之间的置换反应：非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的非金属性比乙强。
如，说明溴的非金属性比碘强。
6．相互化合后的价态：如，说明O 的非金属性强于S。
7．其他：如CuCl2，所以C1的非金属性强于S。
•元素周期律定义:元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:微粒半径大小的比较方法：1．同周期元素的微粒同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，如半径：Na>Mg >Al，Na+>Mg2+‘>Al3+。
2．同主族元素的微粒同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，如半径：3．电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，如半径：(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
元素周期表中的主族元素与过渡金属元素元素周期表是化学领域里最重要的工具之一，用于分类和组织已知的化学元素。
它根据元素的原子数和电子排布等特征将元素分为不同的类别。
其中，主族元素和过渡金属元素是两个重要的类别。
本文将对这两类元素进行详细介绍，并探讨它们的性质和应用。
一、主族元素主族元素又称为主族化学家族，包括了元素周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族的元素。
这些元素具有相似的化学性质，主要是由于它们拥有相似的电子排布。
1.1 原子结构和电子排布主族元素的原子结构和电子排布有一些共同特点。
它们的原子核周围的电子层分别填充有相同数量的电子。
例如，1A族的元素（氢、锂、钠等）具有一个电子在最外层（K层）；2A族的元素（铍、镁、钙等）具有两个电子在最外层（L层）；以此类推。
1.2 化学性质和应用主族元素的化学性质与其电子排布密切相关。
由于它们外层电子数量相对较少，主族元素通常表现出较低的电负性，并倾向于失去或共享电子，以达到稳定的电子结构。
主族元素在生活中有着广泛的应用。
例如，氧（O）是生命所必需的元素，广泛存在于空气和水中；氢（H）在燃料电池中被用作清洁能源；氯（Cl）和钠（Na）被用于制备食盐等。
此外，主族元素还在药品、化妆品、农药和材料科学等领域得到了广泛应用。
二、过渡金属元素过渡金属元素是元素周期表中位于3B至2B族的元素，它们的特点是较为复杂的电子排布和多样的化学性质。
2.1 原子结构和电子排布过渡金属元素的原子结构较复杂，其电子填充在d轨道中。
这些轨道能容纳不同数量的电子，因此过渡金属元素可以具有不同的氧化态，从而展现出多样的化学性质。
2.2 化学性质和应用过渡金属元素具有许多特殊的化学性质，例如良好的导电性、热稳定性和反应活性等。
这些性质使得过渡金属元素被广泛应用于许多领域。
过渡金属元素常用于催化剂的制备。
钯（Pd）和铂（Pt）等过渡金属催化剂在化学反应中具有高效率和选择性，广泛应用于化学工业和环境保护等领域。
一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.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结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
