元素週期表

一. 元素週期律

元素週期表歷史：八音律----à三元素律------門捷列夫週期表

門捷列夫：1.主要：原子量增加

2.輔助：物理化學性質

現代元素週期律

1. 質子數依次遞增

2. 按電子層數換行

3. 質子數=核電荷數=原子序數=電子數

4. 電子層數=週期數

二. 元素週期表結構

1.從上往下：7個週期 第一週期…….第七週期

2.前三週期稱為短週期元素（2，8，8），其餘為長週期元素（18，18，32，32,）

3.從左往右：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族統稱過渡元素，主族數=最外層電子數

4.價電子分類：1.nS1~ns2：S區

2.Ns2np1~ns2np6：P區

3.Ns2（n-1）d1~ns2（n-1）d10（（n-1）d1ns2~（n-1）d10ns2）：d區

4.（n-2）fns2~（n-2）f14ns2 f區

（n-2）f14（n-1）d1ns2~（n-2）f14（n-1）d10ns2 d區

沒考慮洪特規則，沒有ds區

5.週期表位置推斷

1.上下：同族元素原子序數差

2.左右：同週期不同元素 對比IIA、IIIA主族

3.從原子序數推位置

20： 第四周期第IIA主族

30： 第四周期第IIB副族

108： 第七週期第VIII族

4.結合圖形推測：1~20號元素

5.週期表的細節：

5.1 金屬與非金屬

過渡元素全是金屬元素

5.2 元素個數最多

第3列/IIIB族

5.3 元素對應化合物最多

14列/第IV主族

5.4 物態（常溫常壓下單質）

固態：金屬：金屬旁

非金屬：石旁

液態：金屬：汞

非金屬：溴

氣態：氣

5.6 實際用途

農藥：非金屬 S P Cl

金屬過渡：合金、催化劑

交界：Si 半導體

三. 元素週期律

位置推測結構，結構決定化學性質

原子半徑R 得失電子能力----à宏觀性質

1. 原子半徑比較

1.1 化學鍵半徑（非零族元素） H原子

H氣分子：

零族元素原子：單原子分子

分子間作用力標準：非零族原子不與零族原子比較半徑

比較依據：

同主族元素R比較：從上往下電子層數增大（主要因素），半徑增大

同週期R比較：同週期從左往右，電荷增大（次要因素），引力增大，半徑減少

離子與離子R比較：陰陽離子：電子排布同稀有氣體原子

電子排布相同的：電荷增大，引力增大，半徑減小

電子排布不同的：電子層數增大，半徑增大

離子與原子比較：失電子，電子層數因素

得電子，電子間的排斥力增大（最次因素），半徑減小

R判斷標準小結（主族元素，過渡元素有例外）

電子層數增大，R增大 主

核電荷數增大，半徑減小 次

最外層電子數增大，半徑增大 最次

2. 得失電子能力比較（主族元素、短週期為主，零族除外）

3. 得失電子能力的描述

3.1電離能與親合能

電離能：原子失去電子時所需要吸收能量的大小（絕對值）

多步失電子比較：I1

不同原子比較電離能I1：失電子能力越強，第一電離能越小，得電子能力越弱。

親合能：原子得電子時，所放出能量的大小（絕對值）

多步得電子比較：E1>E2>E3……

不同原子的E1：EA>EB, B得電子能力比A弱，FB

3.2 電負性

兩個原子比較搶電子的能力

電負性越強，吸電子能力越強，失電子能力越弱

3.3 元素

得電子能力：非金屬性

失電子能力：金屬性

對比：按Cl原子分析

Cl元素非金屬性強，得電子能力強

具體：Cl2 氧化性強：得電子

Cl-：只有還原性：失電子

具體物質有價態差別

小結：原子：單原子：I1,E1

兩個原子比較：電負性

元素：金屬性和非金屬性

具體物質：氧化性與還原性

4. 向宏觀物質化學性質推廣

元素（得失電子）：

單質：氧化性或還原性

化合物：金屬氧化物的水化物：鹼性

非金屬：含氧酸：氧化物的水化物：酸性

非含氧酸：氫化物熱穩定性

活潑性（越活潑）：

金屬：金屬性越活潑，還原性越強，金屬氧化物的水化物的鹼性越強

非金屬：非金屬性越活潑，氧化性越強，非金屬最高價氧化物的水化物的酸性越強，非金屬氫化物熱穩定性越強，非金屬氫化物大部分是氣態，水、標況氟化氫是液體