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1、化学元素周期表,元素周期律 精读笔记!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
2、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/ 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= Aa+Bb 15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= Aa+Bb 二元素周期律 1
3、. K、L、M、N、O、P、Q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：2n2 4. 最外层不超过8，次外层18，倒数第三层32 5. 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 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
4、 最低负价=8最外层电子数 10. 各周期元素种类：2,8,8,18,32,32 11. 稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,86 12. 同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,32 13. 同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,25 14. 电子层数不同，原子序数均不同时，电子层数越多，半径越大 15. 电子层数相同，原子序数不同时，原子序数越大，半径越小 16. 电子层数，原子序数均相同时，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：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类
5、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. .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. .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. .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
6、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。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。 6. 规律：同周期从左到右，第一电离能逐渐增大。稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小； 同主族从上到下，第一电离能逐渐减小 同一种元素的原子电离能逐级增大 7. 元素第一电离能的运用： 可用来判断金属原子在气态时失电子的难易，电离能越小，表明该电子越容易失去电子 可以根据同一原子的逐级电离能的突跃，判断元素的主要化合价。如：I3I4为+3价 8. 电负性：电负性越大，原子吸引电子的能力越强 9. 规律：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大； 同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势. 10. 电负性的运用: a. 确定元素类型(一般1.8，非金属元素；1.7，离子键；1.7，共价键). c. 判断元素价态正负.
