ci是什么元素
-运动会的作文
2023年2月15日发(作者：亨利福特)元素周期律
决定原子种类
中子N（不带电荷）--------------------------------同位素（核素）
.原子核*T质量数（A=N+Z-------------------近似相对原子质量
■质子Z（带正电荷）T核电荷数----------------元素T元素符号
原子结构：，最外层电子数决定主族元素的—>决定原子呈电中性
（Ax）；，电子数（Z个）：:---------------------------------------
、化学性质及最高正价和族序数丿
体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道
L核外电子｛运动特征1
I电子云（比喻）——>小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律T电子层数芒匚周期序数及原子半径
表示方法T原子（离子）的电子式、原子结构示意图
1•微粒间数目关系
质子数（Z）=核电荷数=原子数序
原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
中性原子：质子数=核外电子数
阳离子：质子数=核外电子数+所带电荷数
阴离子：质子数=核外电子数—所带电荷数A士bc±
Axd
2•原子表达式及其含义Zd
A表示X原子的质量数；Z表示元素X的质子数；d表示微粒中X原子的个数；c士表示微粒所带的电荷数；曲表示微粒中X元
素的化合价。
3•原子结构的特殊性（1~18号元素）
1•原子核中没有中子的原子：1H。
2•最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。①最外层电子数与次外层电子数相等：4Be、i8Ar；②最外层
电子数是次外层电子数2倍：6C；③最外层电子数是次外层电子数3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数4倍:ioNe;⑤最外层电子
数是次外层电子数1/2倍：3Li、i4Si。
3.电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13AI。
4.电子总数为最外层电子数2倍：4Be。
5.次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si
6.内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点
（1）.常见的等电子体
①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。
②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、出0、NH3、CH4；离子：Na+、Mg2+、Al3+、
NH；、出0+、N3-、O2-、F-、OH-、NH2等。
③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH；、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、
CH3NH2、
CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）;离子:K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2
-等。
（2）.等质子数的微粒
分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、02。
离子。9个质子：F-、OH-、NH2;11个质子：Na+、出0+、NH4;17个质子：HS-、CI-。
（3）.等式量的微粒
式量为28:2、CO、C2H4;式量为46:CH3CH2OH、HCOOH;式量为98：H3PO4、H2SO4;式量为32：S、O2；式量为
100:CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化:
①、原子最外层电子数呈周期性变化
.•元素周期律彳②、原子半径呈周期性变化
I
T③、元素主要化合价呈周期性变化
'④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
同周期同主族元素性质的递变规律
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
元素周期律及其实质
1•定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2.实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化
3.具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增
元素性质冋周期兀素（左T右）冋主族兀素（上T下）
最外层电子数逐渐增多（1e—
T8e—）相同
元素周期律和
元素周期表
编
排
依
据
排列原则
周期表结构
*
元素周期表
■
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
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的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
••周期（7个横行）•:②、长周期（四、五、六周期）
•③、不完全周期（第七周期）
.①、主族（IA〜叩A共7个）
族（18个纵行）②、副族（IB〜叩B共7个）
{一
③、別族（8、9、10纵行）
••④、零族（稀有气体）
性质递变
原子半径逐渐减小（稀有气体最大）逐渐增大
主要化合价
最咼正价：+1宀+7;
最低负价-4T-1;
最低负价=主族序数—8
最咼正价相同；
最低负价相同（除F、0夕卜）
最咼正价=主族序数
得失电子能力失能减；得能增。失能增；得能减。
元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱；
非金属性逐渐增强。
金属性逐渐增强；
非金属性逐渐减弱。
最高价氧化物对应水化物的
酸碱性
碱性逐渐减弱；
酸性逐渐增强。
碱性逐渐增强；
酸性逐渐减弱。
非金属气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱
电子层数：相同条件下，电子层越多，半径越大。
判断的依据核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
••最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较1..、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>AI>Si>P>S>CI.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li 具体规律：3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：FvC「vBr「v「 iI'4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->Na+>Mg+>AI3+ 5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+ I”①与水反应置换氢的难易越易，金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强 ③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后） ④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换岀来 i⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。 越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。 ②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。 ③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。 ④互相置换反应非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换岀来 ，•①、同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，女口：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大, 女口：Si :规律：②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li 而减小，如：F>CI>Br>I。 ③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>AI>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 定义：以12C原子质量的1/12（约1.66X10-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI） 单位为一，符号为1（单位1一般不写） 原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。 女如:一个CI2分子的m（Cl2）=2.657X10-26kg。 核素的相对原子质量：各核素的质量与12C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不 同的核素的相对原子质量， 诸量比较：.女口35CI为34.969,37CI为36.966。 '核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如： 35CI为35,37CI为37。 元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算岀的平均值。如 金属性强弱 依据：• H2化合的难易|及氢化物的稳定性元素的 I非金属性强弱 金属性或非金属 性强弱的判断 相对原子质量 （原子量） Ar（CI）=Ar（35CI）X%+Ar（37CI）X% 元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意：①、核素相对原子质 量不是元素的相对原子质量。 ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。 定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。（即：同种元素的不同原子或核素） 同位素①、结构上，质子数相同而中子数不同； 特点：②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同； ③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一 定）。 原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系 1.元素在周期表中位置与元素性质的关系 ⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。 非金属性逐渐增强 周期 金1 属B非金属区 非2 性AlSi金3 逐GeAs属4 渐SbTe性5 增1r金属区PoAt增6 强 强7 金属性逐渐增强 主族IAnA 川AIVAV A WAvnA ⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同 主族元素，被称为对角线规则” 实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，女口：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的两性”Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13 和BeCl2均为共价化合物等。③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。 2.原子结构与元素性质的关系 ⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得 电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。 ⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数 精品文档越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。 ⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力 越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性 越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs(排除放射性元素)。 ⑷最外层电子数>4—般为非金属元素，易得电子，难失电子； 最外层电子数三3—般为金属元素，易失电子，难得电子； 最外层电子数=8(只有二个电子层时=2)，一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。 3．原子结构与元素在周期表中位置的关系 (1)电子层数等周期序数；(2)主族元素的族序数=最外层电子数； (3)根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法 记住每个周期的元素种类数目(2、8、8、18、18、32、32)；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周 期序数，最后的差值(注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14)就是该元素在周期表中的 纵行序数(从左向右数)。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。 4．元素周期表的用途 ⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质； ①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性： Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4。 ②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HCIO4>H2SO4；稳定性：HCI>H2S。 ③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得 出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。 ④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据nA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更 难溶。 ⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质 ①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。