luda 一.元素周期率
元素周期表历史：八音律-三元素法-门捷列夫周期表
门捷列夫：1。主要：原子量增加
辅助：物理化学性质
现代元素周期率
1.质子数依次增加
2.根据电子层的数量换行
3.质子数=原子负载数=原子序数=电子数
4.电子层数=周期数
二。周期表结构
1.从上到下：7个周期1个周期.第七周期
2.前三个周期称为短周期元素(2、8、8)，剩下的是长周期元素(18、18、32、32、)
3.从左到右：18列：主族：IA族到VIIA族
腐败米莉：IB族~VIIB族
VIII族：第3列
0族元素：1列
子族和VIII族统称为转换因子，主族数=最外层电子数
4.价格电子分类：1 .NS1至NS2: s区
2.ns2np1到ns2np6: p区
3.NS2 (n-1) D1至NS2 (n-1) D10 ((n-1) d1ns2至(n-1) d10ns2): d区
4.(n-2)fns2到(n-2)f14ns2 f区
(n-2) f14 (n-1) d1ns2到(n-2) f14 (n-1) d10ns2d区域
不考虑洪特规则，也没有ds区。
5.周期表位置估计
1.上/下：同族元素原子序数差异
2。左右：将同一周期的其他元素与IIA，IIIA主族进行比较
3。在原子序数上推位置
20: 4周期IIA主族
30: 4周期IIB父系
108: 7周期VIII系列
结合图形推测：元素1-20
5.周期表的详细信息：
5.1金属和非金属
过渡元素都是金属元素
5.2元素数量最多
第3列/IIIB族
5.3元素对应的化合物最多
第14列/第IV周族
5.4状态(常温常压下的元素)
固态：金属：金属旁边
非金属：石头旁边
液体：金属：汞
非金属：溴
气体：气体
5.6实际用途
杀虫剂：非金属S P Cl
金属转变：合金，催化剂
边界：Si半导体
三。元素周期率
位置推测结构，结构决定化学性质
原子半径r得失电子能力——宏观特性
1.原子半径比较
1.1化学键半径(非零系列元素)h原子
H气体分子：
0族元素原子：单原子分子
分子间作用力标准：非零原子不与零族原子比较半径
比较标准：
与主族元素R比较：从上到下电子层数增加(主要因素)，半径增加。
相同周期R比较：相同周期从左到右，电荷增加(二次因素)，重力增加，半径减少。
离子和离子r比较：负离子和阳离子：电子分布和稀有气体原子
电子阵列是一样的：电荷增加、重力增加、半径减少
其他电子阵列：电子层数增加，半径增加。
离子和原子的比较：电子损耗、电子层数因素
获得电子，电子间排斥力增大(最后一个因素)，半径减小
r判断标准概要(主族元素、转换元素例外)
电子层数量增加，R增加周。
核电站负荷增加，半径减少
最外层电子的数量增加，半径增加最多。
2.得失电子能力比较(不包括壮族因素、短周期为主、英族)
3。得失电子能力的说明
3.1电离能量和亲和力
电离能量：原子失去电子时需要吸收的能量大小(绝对值)
多级电子损耗比较：I1I2I3 .……。
不同的原子比较电离能量I1。电子能力越强，第一次电离能量越小，电子能力越弱。
亲合能：原子得电子时，所放出能量的大小（绝对值）
多步得电子比较：E1>E2>E3……
不同原子的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
两个原子比较抢电子的能力
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
具体：Cl2 氧化性强：得电子
Cl-：只有还原性：失电子
具体物质有价态差别
小结：原子：单原子：I1,E1
两个原子比较：电负性
元素：金属性和非金属性
具体物质：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
活泼性（越活泼）：
金属：金属性越活泼，还原性越强，金属氧化物的水化物的碱性越强
非金属：非金属性越活泼，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，非金属氢化物大部分是气态，水、标况氟化氢是液体