元素周期表
一. 元素周期律元素周期表历史：八音律----à三元素律------门捷列夫周期表门捷列夫：1.主要：原子量增加 2.辅助：物理化学性质现代元素周期律1. 质子数依次递增2. 按电子层数换行3. 质子数=核电荷数=原子序数=电子数4. 电子层数=周期数二. 元素周期表结构1.从上往下：7个周期 第一周期…….第七周期2.前三周期称为短周期元素（2，8，8），其余为长周期元素（18，18，32，32,）3.从左往右：18列：主族：IA族~VIIA族 副族：IB族~VIIB族 VIII族：3列 零族元素：1列 副族和VIII族统称过渡元素，主族数=最外层电子数 4.价电子分类：1.nS1~ns2：S区 2.Ns2np1~ns2np6：P区 3.Ns2（n-1）d1~ns2（n-1）d10（（n-1）d1ns2~（n-1）d10ns2）：d区 4.（n-2）fns2~（n-2）f14ns2 f区 （n-2）f14（n-1）d1ns2~（n-2）f14（n-1）d10ns2 d区没思量洪特规则，没有ds区5.周期表位置推断 1.上下：同族元素原子序数差 2.左右：同周期差别元素 对比IIA、IIIA主族3.从原子序数推位置 20： 第四周期第IIA主族 30： 第四周期第IIB副族 108： 第七周期第VIII族4.联合图形推测：1~20号元素5.周期表的细节： 5.1 金属与非金属 过渡元素全是金属元素 5.2 元素个数最多 第3列/IIIB族 5.3 元素对应化合物最多 14列/第IV主族 5.4 物态（常温常压下单质） 固态：金属：金属旁 非金属：石旁 液态：金属：汞 非金属：溴 气态：气 5.6 实际用途 农药：非金属 S P Cl 金属过渡：合金、催化剂 接壤：Si 半导体三. 元素周期律位置推测结构，结构决议化学性质 原子半径R 得失电子能力----à宏观性质1. 原子半径比力 1.1 化学键半径（非零族元素） H原子 H气分子： 零族元素原子：单原子分子 分子间作用力尺度：非零族原子不与零族原子比力半径 比力依据： 同主族元素R比力：从上往下电子层数增大（主要因素），半径增大 同周期R比力：同周期从左往右，电荷增大（次要因素），引力增大，半径淘汰 离子与离子R比力：阴阳离子：电子排布同稀有气体原子 电子排布相同的：电荷增大，引力增大，半径减小 电子排布差别的：电子层数增大，半径增大 离子与原子比力：失电子，电子层数因素 得电子，电子间的排挤力增大（最次因素），半径减小 R判断尺度小结（主族元素，过渡元素有破例） 电子层数增大，R增大 主 核电荷数增大，半径减小 次 最外层电子数增大，半径增大 最次2. 得失电子能力比力（主族元素、短周期为主，零族除外）3. 得失电子能力的形貌3.1电离能与亲合能 电离能：原子失去电子时所需要吸收能量的巨细（绝对值） 多步失电子比力：I1<I2<I3….. 差别原子比力电离能I1：失电子能力越强，第一电离能越小，得电子能力越弱。亲合能：原子得电子时，所放出能量的巨细（绝对值） 多步得电子比力：E1>E2>E3…… 差别原子的E1：EA>EB, B得电子能力比A弱，FB<FA，B的失电子能力比A强。3.2 电负性两个原子比力抢电子的能力 电负性越强，吸电子能力越强，失电子能力越弱3.3 元素 得电子能力：非金属性 失电子能力：金属性对比：按Cl原子分析Cl元素非金属性强，得电子能力强 详细：Cl2 氧化性强：得电子 Cl-：只有还原性：失电子 详细物质有价态差异 小结：原子：单原子：I1,E1 两个原子比力：电负性 元素：金属性和非金属性 详细物质：氧化性与还原性4. 向宏观物质化学性质推广元素（得失电子）：单质：氧化性或还原性 化合物：金属氧化物的水化物：碱性 非金属：含氧酸：氧化物的水化物：酸性 非含氧酸：氢化物热稳定性生动性（越生动）：金属：金属性越生动，还原性越强，金属氧化物的水化物的碱性越强非金属：非金属性越生动，氧化性越强，非金属最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属氢化物热稳定性越强，非金属氢化物大部门是气态，水、标况氟化氢是液体。
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