元素周期表规律总结
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元素周期表规律总结 一、 主族元素得判断方法:符合下列情况得均就是主族元素
1、 有1～3个电子层得元素(除去He、Ne、Ar); 2、 次外层有2个或8个电子得元素(除去惰性气体); 3、 最外层电子多于2个得元素(除去惰性气体);
二、 电子层结构相同得离子或原子(指核外电子数与某种惰性元素得电子数相同而且电子层排布也相同得单核离子或原子)
(1)2个电子得He型结构得就是: H-、He、Li+、Be2+; (2)10个电子得Ne型结构得就是:N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+ (3)18个电子得Ar型结构得就是:S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+ 三、 电子数相同得微粒(包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子) 1、 2e-得有:H-、H2、He、Li+、Be2+; 2、 10e-得有:N3-、O2-、F-;Na+、Mg2+、Al3+;Ne、HF、H2O、NH3、CH4(与Ne同周期得非金属得气态氢化物)NH4-、NH2-、H3O+、OH-;
3、 18e-得有:S2-、CL-、Ar、K+、CA2+;SiH4、PH3、H2S、HCl(与Ar同周期得非金属得气态氢化物);HS-、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3-CH3、CH3-F、CH3-NH2、NH2-NH2、NH2-、OH-等。
四、 离子半径得比较: 1、 电子层结构相同得离子,随原子序数得递增,离子半径减小。 2、 同一主族得元素,无论就是阴离子还就是阳离子,电子层数越多,半径越大。即从上到下,离子半径增大。
3、 元素得阳离子半径比其原子半径小,元素得阴离子半径比其原子半径大。 五、 同一主族得相邻两元素得原子序数之差,有下列规律: 1、 同为IA、IIA得元素,则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期得元素种类数。 2、 若为IIIA、VIIA得元素,则两元素原子序数之差等于下边那种元素所在周期得元素种类数。
例如:Na与K原子序数相差8,而Cl与Br原子序数相差18。 七、 同一周期中左右相邻得两种主族元素原子序数差,有下列规律: 若为IA、IIA族元素或IIIA、VIIA族元素,只差1,若为IIA、IIIA族元素,则可能相差1(二、三周期)或1＋10即11(四、五周期)或差1＋10＋14即25(六、七周期)。总之,左右相邻得两种主族元素原子序数差为“1＋两元素之间得过渡元素种类数”。
1 元素周期表中元素及其化合物得递变性规律 1、1 原子半径 (1)除第1周期外,其她周期元素(惰性气体元素除外)得原子半径随原子序数得递增而减小; (2)同一族得元素从上到下,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)同一主族得元素得最高正价、负价均相同 1、3 单质得熔点 (1)同一周期元素随原子序数得递增,元素组成得金属单质得熔点递增,非金属单质得熔点递减;
(2)同一族元素从上到下,元素组成得金属单质得熔点递减,非金属单质得熔点递增 1、4 元素得金属性与非金属性 (1)同一周期得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 最高价氧化物与水化物得酸碱性 元素得金属性越强,其最高价氧化物得水化物得碱性越强;元素得非金属性越强,最高价氧化物得水化物得酸性越强。 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。同周期非金属元素得非金属性越强,其气态氢化物水溶液一般酸性越强;同主族非金属元素得非金属性越强,其气态氢化物水溶液得酸性越弱。
1、7 单质得氧化性、还原性 一般元素得金属性越强,其单质得还原性越强,其氧化物得氧离子氧化性越弱;元素得非金属性越强,其单质得氧化性越强,其简单阴离子得还原性越弱。
2、 推断元素位置得规律 判断元素在周期表中位置应牢记得规律: (1)元素周期数等于核外电子层数; (2)主族元素得序数等于最外层电子数; (3)确定族数应先确定就是主族还就是副族,其方法就是采用原子序数逐步减去各周期得元素种数,即可由最后得差数来确定。最后得差数就就是族序数,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。
短周期内中子数等于质子数得元素 镁24原子,中子数12,质子数12
碳12原子,中子数6,质子数6 氧16原子,中子数8,质子数8 钙40原子,中子数20,质子数20 硫32原子,中子数16,质子数16 氦4原子,中子数2,质子数2 氖20原子,中子数10,质子数10 1-20周期内元素得最高氧化物 水化物 气态氢化物 H: H2O,/,H2 He:/,/,/ Li:Li2O,LiOH,/ Be:BeO,Be(OH)2,/ B:B2O3,H3BO3,BH3 C:CO2,H2CO3,CH4 N:N2O5、HNO3,NH3 O:/,/,/ F:/,/,HF Ne:/,/,/ Na:Na2O,Na(OH),/ Mg:MgO,Mg(OH)2,/ Al:Al2O3,Al(OH)3,/ Si:SiO2,H2SiO3,SiH4 P:P2O5,H3PO4,PH3 S:SO3,H2SO4,H2S Cl:Cl2O7,HClO4,HCl Ar:/,/,/ K:K2O,K(OH),/ Ca:CaO,Ca(OH)2,/
氧化还原反应得几种配平技巧 吴静 用化合价升降法配平氧化还原反应方程式,必须遵循两个基本原则:一就是反应中还原剂各元素化合价升高得总数与氧化剂各元素化合价降低得总数必须相等,即得失电子守恒;二就是反应前后各种原子个数相等,即质量守恒。在掌握一般配平方法、步骤得基础上,根据反应得不同类型与特点,选择与运用一些不同得配平方法与技巧,以提高配平得速度与准确性。下面介绍一些常用得配平技巧。
1、 逆配法:部分氧化还原反应、自身氧化还原反应、歧化反应等宜选用此种方法配平,即先从氧化产物与还原产物开始配平。
例1、 (1)
解析: 首先确定CrCl3与Cl2得化学计量数分别就是2与3,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得:
(2)
解析: 首先确定Pt与N2得化学计量数分别就是3与2,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得: 2、 零价法:对于不易确定元素化合价得物质(如铁、砷、碳等组成得化合物)参加得氧化还原反应,根据化合物中各元素得化合价代数与为零得原则,把组成该物质得各元素化合价瞧作零价,然后计算出各元素化合价得升降值,并使升降值相等。
例2、
解析: 首先确定Fe3C与NO2得化学计量数分别就是1与13,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得:
3、 变一法:假设化合物中只有一种元素得化合价在反应前后发生变化,其她元素得化合价在反应前后没有变化,依据化合物中各元素得化合价代数与为零得原则,确定该元素得起始价态。计算出元素化合价得升降值,并使升降值相等。
例3、 解析:设Cu3P中Cu仍为＋2价,则P为－6价
首先确定Cu3P与H3PO4得化学计量数分别就是5与6,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得:
4、 待定系数法:一般设组成元素较多得物质得化学计量数为1,其她物质得化学计量数分别设为a、b、c……,根据原子个数守恒列等式求解,若化学计量数为分数,应化为整数。此法适用于一切氧化还原反应,主要用于变价元素在三种或三种以上得复杂氧化还原反应。
例4、 解析:设CuSO4得化学计量数为1、FeS2得化学计量数为a、H2O得化学计量数为b,根据Cu、
Fe、H得原子个数守恒,则Cu2S、FeSO4、H2SO4得化学计量数分别为、a、b,再根据S、O得原子个数守恒得: 解得 配平得: 5、 定组成法:对一个确定得化合物而言,各组成元素得原子个数之比一定,由此决定了反应物或生成物中可能有两种或两种以上得物质得比例关系一定,据此可实现配平。
例5、 解析:反应物中H:O＝1:1,则,设Na2FeO4得化学计量数为1,则H2O得化学计量数为4,根据反应前后各种原子个数相等配平
得:
6、 整体标价法:当化合物中某一元素有多个(或为不定数)时,可将它作为整体,计算其整体得化合价。
例6、
解析: 首先确定CaSx与CaS2O3得化学计量数分别就是2与1,然后根据反应前后各种原子个数相等配平得:
7、 缺项配平法:此类反应可先配平含变价元素物质得化学计量数,再根据质量守恒定律确定缺项物质得化学式与化学计量数。缺项物质一般为酸、碱、水,常见得有H2SO4、HCl、KOH、NaOH、H2O等。
8、 氧化还原型离子方程式得配平法:离子方程式得配平依据就是得失电子守恒、电荷守恒与质量守恒,即首先根据得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物得化学计量数,在此基础上根据电荷守恒,配平两边离子所带电荷数,最后根据质量守恒配平其余物质得化学计量数。
例7、 解析:第一步,根据得失电子守恒配平
则:
