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元素周期律(竞赛辅导)


7s
核 外 电 子 填 充 顺 序 图

7p 6p 5p 6d 5d 5f

7 6 5

6s 5s

4s
3s

4p
3p

4d
3d

4f

4
3 2

1

2s
1s

2p

表示方法:
⑴原子结构示意图

⑵核外电子排布式
1S22S22p63S23p64S23d104p6……

⑶特征电子构型:
[Ar]4S23d104p6……

⑷核外电子轨道式
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑ ↑ ↓ ↓ ↓ …

练习1:写出下列原子的电子排布式

S-16

Fe-26

V-23

Se-34 Be Be N N

Br-35 Mg Mg Cu Cr

练习2:写出下列原子的外围电子排布式 练习3:写出下列原子的轨道表示式

屏蔽效应
在多电子原子中,每个电子不仅受到原子核对它

的吸引力,而且还要受到其它电子的斥力。我们把
这种内层电子的排斥作用考虑为对核电荷的抵消或 屏蔽,相当于使核的有效核电荷数减少。

由于其它电子对某一电子的排斥作用而抵消
了一部分核电荷,从而使有效核电荷降低,削

弱了核电荷对该电子的吸引,这种作用称为
屏蔽作用和屏蔽效应。

将原子中的电子分成如下几组:
(1s)(2s,2p)(3s,3p)(3d)(4s,4p)(4d)(4f)

(5s,5p) …余类推

钻穿效应
在原子中,对于同一能层的电子,因s电子

比p、d、f电子在离核较近处出现的概率要多,
表明s电子有渗入内部空间而靠近核的本领,这

种外层电子钻到内层空间而靠近原子核的现象
称为钻穿作用。

由于电子的钻穿作用的不同而使它的能量发
生变化的现象,称为钻穿效应。

第二节 元素周期表及元素周期律

一、元素周期表
元素周期表的编排原则:
1、按原子序数递增顺序从左到右排列;
2、将电子层数相同的元素排成一个横行;

3、把最外层电子数相同(核外电子排布相似)
的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行.

元素周期表: 自从1869年门捷列夫给出第一张元素

周期表的100多年以来,至少已经现700多
种不同形式的周期表。

人们制周期表的目的是为研究周期性的方便。
研究对象不同,周期表的形式就会不同。

维尔纳长式周期表: 是由诺贝尔奖得主维尔纳(Alfred Werner 1866-1919)首先倡导的, 长式周期表是目前最通用的元素周期表。

1 氢
3

IA 1 H

2

2 锂 铍 3 钠 镁
37 55

IIA Li 4 Be

维尔纳长式周期表
VIII IB IIB 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn

IIIA IVA 5 B 6 C
13

VA VIA VIIA 7 N 8 O 9 F
15



He

10 Ne 18 Ar

硼 碳 氮 氧 氟 氖
Al
14

11 Na 12 Mg

4 钾 钙 钪 钛 钒 铬 锰 铁 钴 镍 铜 锌 镓 锗 砷 硒 溴 氪
Rb Cs
38 Sr 39

IIIB IVB VB VIB VIIB 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn Y
40 Zr 41 Nb 42 Mo 43

铝 硅 磷 硫 氯 氩
31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr

Si

P

16

S

17

Cl

5 铷 锶 钇 锆 铌 钼 锝 钌 铑 钯 银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙 6
56 Ba 57 71 72 Hf 73 Ta 74 W

Tc

44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49

In

50 Sn 51 Sb 52 Te 53

I

54 Xe

75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn Lu 铯 钡 La- 铪 钽 钨 铼 锇 铱 铂 金 汞 铊 铅 铋 钋 砹 氡
111 112

7 钫 镭

87 Fr 88 Ra 89-103 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110

Ac-Lr

钅 钅 钅 钅 钅 钅 Uun Uuu Uub 卢 杜 喜 波 黑 麦
Pr
60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65

114
Er

116
69Tm 70 Yb 71

118
Lu

镧系 镧 铈 镨 钕 钷 钐 铕 钆 铽 镝 钬 铒 铥 镱 镥 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101Md 102 No 103 Lr 锕系 锕 钍 镤 铀 镎 钚 镅 锔 锫 锎 锿 镄 钔 锘 铹

57 La 58 Ce 59

Tb

66 Dy 67 Ho 68

周期:

长式周期表分主表和副表。
主表中的1—5行分别是完整的 第1,2,3,4,5周期 第6、7行不是完整的第6、7周期 其中的镧系元素和锕系元素被分离出来 形成主表下方的副表。

族: 周期表中的元素每一列为一族。 根据其结构又分为主族(A族)

和副族(B族)

主族:族数=ns+np电子数。 例:16号S:最外层结构为3s23p4 17号Cl:最外层结构为3s23p5 副族:ⅢB---ⅦB 族数=(n-1)d+ns电子数。 例:25号Mn:1s22s22p63s23p63d5 4s2 ⅦB ⅥA ⅦA

ⅠB、ⅡB族:族数=(n-1)d10后ns的电子数
例:29号Cu: 1s22s22p63s23p63d10 4s1 ⅠB

区: 长式周期表的主表从左到右可分为 s区,d区,ds区,p区4个区, 有的教科书把ds区归入d区; 副表(镧系和锕系)是f区元素。

s

p

d f

ds

周期表中区的划分: 最后一个电子填充在什么类型的轨道上 就是该元素所在的区。 ⅠA、ⅡA:s区; ⅢA---ⅦA:p区; ⅢB---Ⅶ B 、Ⅷ:d区; ⅠB、ⅡB:ds区; 镧系、锕系(超长周期):f区

结 构 分 区

s 区—ns1-2 p 区—ns2np1-6 ds区—(n-1)d10ns1-2 d 区—(n-1)d1-10ns1-2 (Pd无 s 电子) f 区—(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2

非金属三角区: 周期系已知112种元素中只有21种非 金属(包括稀有气体),它们集中在长 式周期表p区右上角三角区内。

1 氢 2 3 4 5 6 7

IA 1 H

准金属
IIIA 5 B IVA 6 C VA 7 N

非金属
2

VIA 8 O

VIIA 9 F


10 18 36 54

He

Ne Ar Kr Xe Rn


13 31 49


14


15 33 51 83


16 34 52


17 35 53

氖 氩 氪
86

Al Ga In Tl

铝 镓 铟
81


32 50

Si Ge

磷 砷

P



S

氯 溴 碘
85

Cl Br I

As Sb Bi

Se Te Po

锗 锡
82

硒 碲
84

Sn Pb

锑 铋

氙 氡



铅 114

钋 116



At

金属

118

二、元素周期律 :

随核内质子数递增,核外电子呈现
周期性排布,元素性质呈现周期性递变

表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价

最外层电子数1→2

最外层电子数1→8

最外层电子数1→8

表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价

原子半径 大→小

原子半径 大→小

H
Li Na K Rb

元素周期表中原子半径的变化规律
Be Mg B Al Ga C Si Ge N P As O S Se Te Po F Cl Br I At

He
Ne Ar

Ca

Kr
Xe

Sr

In

Sn

Sb

Cs

Ba

Tl

Pb

Bi

Rn

Fr

Ra

表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价

主要化合价:正价+1→0 主要化合价:正价+1→+5 负价:-4 →-1 → 0

主要化合价:正价+1→+7 负价:-4 →-1→0

二、元素周期律
1、元素的原子电子层排布、主要化合价及原子 半径大小变化规律 原子 序数 电子 层数 1 最外层 原子半径 电子数 的变化 最高或最低 化合价变化

1~2
3~10

1?2

——

+1?0

2

1?8 1?8

11~ 18
结论

3

+1?+5 大→小 -4?-1?0 +1?+7 大→小 -4?-1?0

随着原子序数的递增,元素原子核外电子层 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化

2、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性 变化的规律叫做元素周期律。 3、元素周期律的实质 元素性质的周期性变化是元素原子结构周期性 变化的必然结果,这就是元素周期律的实质。

元素的金属性、非金属性强弱判断:

判断元素金属性(即元素原子 失电子的难易 ) 的强弱的方法:
1、单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易; 2、最高价氧化物的水化物 ——氢氧化物的碱性强弱; 3、单质间的置换反应。

判断元素非金属性(即元素原子得电子的难易 ) 的强弱的方法:
1、单质与氢气化合的难易程度或生成氢化物的 稳定性; 2、最高价氧化物的水化物的酸性强弱; 3、单质间的置换反应。

第三周期金属与水或酸反应现象对比
原子序数 11 12 13

元素符号 单质与水 (或酸)反应 情况
氢氧化物 碱性强弱

Na
冷水 剧烈

Mg
冷水反应慢 热水较快 盐酸剧烈

Al
水不反应盐 酸较快

NaOH
强碱

Mg(OH)2
中强碱

Al(OH)3
弱碱

结论:金属性 Na > Mg> Al

原子序数 元素符号 单质与H2 化合条件 气态氢化 物及其稳 定性

14

15

16

17

Si
高温

P
磷蒸气

S
加热

Cl
光照或 点燃

SiH4
很不 稳定

PH3
不稳定

较稳 定

H2S

HCl
稳定

最高价氧 化物水化 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 物的酸性 极弱酸 中强酸 强酸 最强酸

结论: 非金属性 Si< P

< S < Cl

原子序数 元素符号

11 Na

12 Mg 热水 较快 盐酸 剧烈

13 Al 盐酸 较快

14 Si

15 P

16 S

17 18 Cl Ar

冷 单质和水 水 (或酸)反 剧 应情况 烈
非金属单质 与氢气反应

高温

磷蒸 加热 光照 气与H2 或点 能反 燃 应

H SiO 最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 2 3 H3PO4 H2SO4 HClO4 两性氢 物对应水化 强碱 中强碱 氧化物 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 物的酸碱性

稀 有 气 体 元 素

金属性和非 金属性递变

金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强

变 化

同 周 期 同 主 族

从左到右,原子半径逐渐 减小 , 化合价逐渐 升高 ,元素金属性 逐渐 减弱 ,非金属性逐渐 增强 。

从上到下原子半径逐渐 元素金属性逐渐 增强 性逐渐 减弱 。

增大 ,
,非金属

周期表中元素金属性和非金属性递变小结 非金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
最强
最强

B Al Si Ge As Sb Te Po At

非 金 属 性 逐 渐 增 强

金属性逐渐增强

1、同周期,随原子序数递增,最外层电子

数逐渐 增多 ,原子半径逐渐 减小
得电子能力逐渐 增强 , 失电子能力逐渐 减弱 ,



非金属性逐渐 增强 ,金属性逐渐 减弱 。

2、同主族,原子的最外层电子数 化学性质

相等



相似

,随着核电荷数的增加,

电子层数逐渐 增多 , 原子半径逐渐

增大 ,


原子核对电子的引力逐渐 减弱

得电子能力逐渐 减弱 失电子能力逐渐 ; 增强 非金属性逐渐 减弱 ,金属性逐渐 增强 。

强 剧烈 3、失电子越易,金属性越___,跟水反应____, 强 最高价氧化物对应的水化物的碱性越___,
强 弱 单质还原性越____,阳离子的氧化性越___。 4、得电子越容易,非金属性越____, 强 容易 稳定 跟氢气化合越_____,气态氢化物越______, 强 最高价氧化物对应的水化物的酸性越___, 强 弱 单质氧化性越____,阴离子的还原性越___。

随堂练习 1、下列事实能说明金属性Na>Mg的是 BC

A、Na最外层有一个电子,
Mg最外层有2个电子;

B、Na能与冷水反应,而Mg反应很慢;
C、碱性NaOH >Mg(OH)2

D、Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来

随堂练习
2、已知铍的原子序数为4,下列对铍及其
化合物的叙述中正确的是(

C )

A、铍的核电荷数大于硼的核电荷数;

B、铍的金属性比锂强;
C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙弱;

D、单质铍跟冷水剧烈反应产生氢气。

随堂练习
3、下列有关元素周期律的本质叙述中,正 确的是( A ) A、元素周期律的本质是元素原子核外电 子排布呈周期性变化; B、元素周期律的本质是原子半径呈周期 性变化; C、元素周期律的本质是元素的性质随原 子序数的递增呈周期性变化; D、元素周期律的本质是元素的性质随相 对原子质量的递增而呈周期性变化。

随堂练习
4、已知:?硫酸比次氯酸稳定; ?高氯酸是比硫酸更强的酸; ?S2-比Cl-易被氧化;

?HCl比H2S稳定;
?铜与盐酸不反应,与浓硫酸能反应

可说明氯比硫非金属性强的是(

B )

A.全部
C. ???

B. ???
D. 除?以外

5、运用元素周期律分析下面的推断,其中肯 定错误的是( ) D A、铍(Be)是一种轻金属,它的氧化物的水化物 可能具有两性; B、砹是原子半径最大的卤族元素,它是一种 有色固体,HAt很不稳定,AgAt是有色难 溶于水且感光性很强的固体; C、锶 (Sr)与钙同族但处于其下一周期, SrSO4是难溶于水和盐酸的白色固体; D、硒(Se)与硫同族但处于其下一周期, H2S是无色,有毒,比H2S稳定的气体。

三.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用 位置 决定 反映 结构 决定 反映 反映 性质

决定

(1)结构决定位置:原子序数=核电荷数 周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数

(2)结构决定性质: 最外层电子数=主族元素的最高正价数 =8-负价数 最外层 电子数 和原子 半径
原子得 失电子 的能力

元素的 金属性、 非金属 性强弱

单质的氧化性、 还原性强弱

(3)位置决定性质: 同周期:从左到右,递变性
同主族

{ 从上到下,递变性

相似性

练习:
1、某元素的气态氢化物符合通式RH4,且

氢的质量分数为25%则R的最高价氧化物的
化学式是(

B



A、 SiO2

B、CO2

C、MgO

D、SO3

2.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化 物是 ( AC) A.NaOH C.Ca(OH)2 B.Al(OH)3 D.RbOH

3.下列各组物质的性质变化正确的是( A ) A.酸性HClO4>HNO3>H3PO4>H2SiO4 B.稳定性H2S>HCl>HBr>HI

C.熔点Rb>K>Na>Li
D.溶解性NaHCO3>Na2CO3>NaOH

4.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数,

且原子序数依次增大,其最高价氧化物对应的 水化物酸性依次增强,则下列判断正确的是 ( C D ) A. 原子半径按X、Y、Z依次增大

B. 阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强
C. 单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强

D. 氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强

5. A、B两种元素的原子,当它们分别获得1 个电子形成稀有气体原子的电子层结构时, A放出的能量大于B。下列叙述中正确的是 ( )D B A.A的氧化性小于B B.B-的还原性大于A- C.A-的还原性大于B- D.A的氧化性大于B
获得电子时,要释放出能量,放出能量的越多, 说明其越容易得电子,A的非金属性越强。

6.A~F六种元素中,除C以外均为短周期元素,它们的
原子结构和性质如下: 元素
A B C D E

原子结构和性质
最外层电子数是内层电子总数的1∕5 形成的化合物种类最多的元素,单质为固体 常见金属,有两种氯化物,相对分子质量相差35.5

地壳中含量最多的元素 与D同主族

F

与E同周期,最外层电子数等于电子层数

回答下列问题:

⑴ A在周期表中的位置
A与E形成化合物的化学式 式为

第三周期ⅡA族



MgS

⑵C的某种氯化物溶液可以腐蚀铜板其反应的离子方程
⑶B的单质与D的氢化物在一定条件下反应生成BD和另 一种产物的化学方程式为 C+H2O=CO+H2 ⑷F的盐酸盐水溶液呈酸性,原因是 在一定条件下反应的化学方程式为 Al3+水解 ; F的单质与C、D形成的相对分子质量为160的化合物

总结归纳:比较微粒半径大小的规律
⑴ 同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小
Na >Mg >Al >Si ⑵ 同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大 Li < Na < K F- < Cl- < Br⑶ 具有相同电子层结构的离子,核电荷数越大离子半径越小 O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+

(第二周期阴离子) (第三周期阳离子)
⑷ 同种元素的微粒:价态越低,微粒半径越大 即:阳离子<中性原子<阴离子

Fe+3 < Fe2+ < Fe

H+ < H < H-

1.下列半径最大的微粒是 ( C ) A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+ 2.下列排列顺序正确的是( B )
①热稳定性:H2O>HF>H2S

②原子半径:Na>Mg>O
③酸性:H3PO4>H2SO4>HClO4

④离子半径: Cl- > S2- > K+
⑤碱性:Ca(OH)2 >Mg(OH)2 > Al(OH)3

A.①③

B.②⑤ C. ②④

D.③⑤

3.A和B是前三周期的元素,它们的离子A2+和 B3+具有相同的核外电子层结构,下列说法正 确的是 ( A C )
A. 原子半径:A>B

B. 原子序数:A>B
C. 离子半径:A2+>B3+

D. 质量数:A>B

四、元素周期表和元素周期律的应用
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可 铯(Cs) 推知:金属性最强的元素是———— , 位于第6 周期第ⅠA族(左下角),非金属性最强的元素 氟(F) 是———— ,位于第2周期第ⅦA族( 右上角)。

分界线附近 的元素既有一定的金属性, ②位于————
又有一定的非金属性,如Al、Si、Ge等。

③在 金属和非金属的交界处 可找到半导体 材料。在周期表 右上方非金属处 找到研 制农药的元素。在 过渡元素 中寻找催化

剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

练习:在一定条件下RO3-与R-发生如下反应: RO3-+5R-+6H+=3R2+3H2O,下列关于R的叙述 中正确的是( B ) A、R的最外层电子数为5; B、R的氢化物的水溶液属于强酸; C、RO3-中的R只能被还原; D、R2在常温常压下一定是气体。

讨论 :用A+、B-、C2―、D、E、F、G和H分别表示含有18个
电子的八种微粒(离子或分子),请回答: (1)A元素是 K 、B元素是 C1 、C元素是_____ S (用元素符号表示)。 (2)D是由两种元素组成的双原子分子,其分子式是 HC1 。 (3)E是所有含18个电子的微粒中氧化能力最强的分子,

其分子式是 F2




(4)F是由两种元素组成的三原子分子,其分子式是 H2S (5)G分子中含有4个原子,其分子式是 H2O2 或 PH3



二、元素基本性质的周期性
1、原子的半径随着原子序数的递增而成周期性变化
2、原子的化合价随着原子序数的递增而成周期性变化 3、元素的金属性和非金属性随着原子序数的 递增而成周期性变化;

1. 原子半径 2. 电离能 3. 电子亲和能 4. 电负性

1. 原子半径
原子的大小可以用“原子半径”来描
述。原子半径的标度很多,各种不同的 标度,原子半径的定义不同,差别可能

很大。

金属半径: 金属晶体中相邻两原子核间距的一半。 共价半径: 非金属元素单质中相邻两原子核间距的一半 范德华半径:

稀有气体的单原子分子晶体中,相邻两原子
核间距的一半。

Atomic radii (in pm)
Li Be
157 112

B
88

C
77

N
74

O F
66 64

Na Mg
191 160

Al Si P S
143 118 110 104

Cl
99

K
235

Ca Sc Ti V
197 164 147 135

Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
129 137 126 125 125 128 137 153 122 121 104 114

Rb Sr Y
250 215 182

Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
160 147 140 135 134 134 137 144 152 167 158 141 137 133

Cs Ba Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi
272 224 172 159 147 141 137 135 136 139 144 155 171 175 182

变化规律:
主族元素:从左到右 r 减小; 从上到下 r 增大。 过渡元素:从左到右r 缓慢减小; 从上到下r略有增大。

2. 电离能
基态气体原子失去电子成为带一个正电荷的气态 正离子所需要的能量称为第一电离能,用 I 1表示。 由+1价气态正离子失去电子成为带+2价气态正 离子所需要的能量称为第二电离能,用 I 2表示。

E (g) ? E+ (g) + eE+ (g) ? E 2+ (g) + e● ● ●

I1 I2

I1<I2<I3<I4
例: Li(g) ? e ? Li ? (g)
Li ? (g) ? e ? Li 2? (g)
2? 3?

I1 ? 520 .2kJ ? mol

?1

I 2 ? 7298 .1kJ ? mol ?1
?1

Li (g) ? e ? Li (g) I 3 ? 11815 kJ ? mol

同周期总趋势: 自左至右增大,与原子半径减小的趋势一致。 同族总趋势: 自上至下减小,与原子半径增大的趋势一致。

第一电离能有明显的周期性: 同一主族由上到下第一电离能依次减小, 同一周期中元素第一电离能总趋势增加。 但有曲折变化,主要是因为根据洪特规则, 等价轨道全满,半满和全空是相对比较稳定 的结构。

3.电子亲和能
气态电中性基态原子获得一个电子变为气态 一价负离子放出的能量叫做电子亲和能。 负离子再得到一个电子的能量变化叫做第二电 子亲和能。 电子亲和能常以E为符号,单位为kJ/mol (或eV——电子伏特)。

例:
O (g) + e - ? O- (g) E1= 141kJ . mol-1

O- (g) + e - ? O2- (g) E2= -780kJ . mol-1
电子亲和能是气态原子获得一个电子过 程中能量变化的一种量度,与电离能相反. 电子亲和能表达原子得电子难易的程度 元素的电子亲和能越大,原子获取电子的 能力越强,即非金属性越强。

H 72.8

部分元素的第一电子亲合能(kJ· -1) mol
B 26.7
Al 42.5 Ga 28.9

Li 59.6
Na 59.6 K 48.4

C 122
Si 134 Ge 119

N -7
P 72.0 As 78.2

O 141
S 200 Se 195

F 328
Cl 349 Br 325

Rb 46.9
Cs 45.5

In 28.9
Tl 19.3

Sn 107
Pb 35.1

Sb 103
Bi 91.3

Te 190
Po 183

I 295
At 270

电子亲和能的周期性变化主要表现在同一周 期从左到右电子亲和势增大,同一主族由上到 下电子的亲和势减小。 问题:O和F的电子亲和势反比 同一族的S和Cl的电子亲和势小 ?

4.电负性
(1)元素的电负性是指元素原子在分子中吸引 电子的能力, (2)根据元素电负性数据的大小可以衡量元素 的金属性、非金属性强弱。
1932年,泡林提出电负性的概念,用来确定化 合物中的原子对电子吸引能力的相对大小 电负性的标度有多种,常见的有Mulliken标度(xM), Pauling标度(xp)和Allred-Rochow 标度 (xAR)

最经典的电负性标度是泡林标度。
假定氟的电负性为4.0, 作为确定其他元素电负性的相对标准

H
2.1 Li Be 1.0 1.5 Na Mg 0.9 1.2 K Ca Sc

电负性的周期性
B C Al Ti V Si N O P S F Cl 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.9 1.9 1.9 1.6 1.6 1.8

0.8 1.0 1.3 2.0 2.4 2.8

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.0-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.81.91.92.02.2

Fr Ra Ac-No
0.7 0.9 1.1-1.3

电负性标度不同,数据不同,但在周

期系中变化规律是一致的。电负性可以综
合衡量各种元素的金属性和非金属性。 同一周期从左到右电负性依次增大; 同一主族从上到下电负性依次变小。

一般认为: 非金属的电负性大于2.0,金属的电负性

小于2.0。(但这种划分不是绝对的)
F 元素为4.0,非金属性最强。铯的电负

性最小,金属性最强。


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