原子结构与元素性质的周期性
[考试目标]
(1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
(2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
(3)以ⅠA 和ⅦA 族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
(4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
(5)了解元素电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质。(选考内容)
[要点精析]
元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律,这个规律叫做元素周期律
一、电子排布的周期性:
同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 最外层电子数
由1→8 相同 特征电子排布 从ns 1→ns 2 np 6 相同(ns 1~2或ns 2np 1~6) 周期、族与电子层构型
S 区元素价电子特征排布为nS 1~2 p 区元素特征电子排布为ns 2np 1~6
d区元素价电子排布特征为(n-1)d 1~10ns 1~2;最高能级组中的电子总数=族数
ds 区元素特征电子排布为(n-1)d 10ns 1~2; 最外层电子数=族数
二、元素性质的周期性
元素性质
同周期元素(左→右) 同主族元素(上→下) 最外层电子数
逐渐增多(1e —→8e —) 相同 原子半径
逐渐减小 逐渐增大 主要化合价
最高正价逐渐增大(+1→+7) 最低负价=-(8-主族序数) 最高正价、最低负价相同 (除F 、O 外) 最高正价=主族序数 最高价氧化物对应碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强
非金属性逐渐增强 周期
金 1
属 B 非金属区 非 2
性 Al Si 金 3
逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5
增 金属区 Po At 增 6
强 强 7
金属性逐渐增强
主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
价电子数=主族序数
水化物的酸碱性
非金属元素气态氢
化物的稳定性
逐渐增强逐渐减弱
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
非金属性逐渐减弱
金属性逐渐增强
得失电子能力失减得递增得减失递增
第一电离能呈增大的趋势呈减小趋势
电负性电负性逐渐增大电负性逐渐减小
1、微粒半径大小比较规律
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。
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>Al>Si>P>S>Cl.
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、同主族元素的原子半径和离子半径随核电荷数的增大而增大。 如:F-- 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+>Mg2+>Al3+ 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+ 6、同种元素的微粒半径:阳离子<原子<阴离子。 7、稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 2、元素的金属性或非金属性强弱的判断 ①与水反应置换氢的难易 ②最高价氧化物的水化物碱性强弱 金属性强弱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(金属活动性顺序表) 依据:⑤原电池反应中正负极(负极活泼) ⑥一般来说,元素第一电离能越小,电负性越小,则其金属性越强 ①与H2化合的难易及氢化物的稳定性 非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱 ③单质的氧化性或离子的还原性 ④互相置换反应 ⑤一般来说元素第一电离能越大,电负性越大,其非金属性越强 金属活动性顺序表:K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au 例1:同周期的X、Y、Z三种元素,已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ,则下列判断正确的是( B ) A.原子半径 Z > Y > X B.Z的非金属性最强 C.氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ,稳定性XH3 > H2Y > HZ D.最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强 三、元素周期表的应用 1.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:HClO4>H2SO4;稳定性:HCl>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ⅡA族的Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,可以推知Be(OH)2更难溶。 2.启发人们在一定范围内寻找某些物质 (1)半导体元素在两性线附近,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。 3.对角线规则的应用: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,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,如:LiOH为中强碱Li2CO3难溶于水等等。 ②Be、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。 请用这些元素的电负性解释对角线规则。 5.常见某些元素的特性 (1)与水反应的最激烈的非金属元素是氟; (2)与水反应的最激烈的金属元素是铯; (3)单质硬度最大的元素是碳; (4)常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气; (5)稀有气体元素中原子半径最大的是氡; (6)原子半径最小(大)的元素是氢(铯)(稀有气体除外); (7)所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟; (8)正负化合价的代数和为零,且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳; (9)最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯; (10)所形成的化合物种类最多的是碳; (11)原子序数、电子层数、未成对电子数三者均相等的是氢 (12)只有负价并无正价的是氟; (13)最轻的金属是锂; (14)最轻的气体是氢气; (15)同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢; (16)最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝; (17)空气中含量最多的元素,或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮; (18)地壳中含量最多的元素,或气态氢化物的沸点最高的元素,或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧;3.(地壳组成中含量最高的前5种元素O,Si,Al,Fe,Ca,)(19)地壳中含量最多的金属元素是铝; (20)最活泼的非金属元素,或无正价的元素,或无含氧酸的非金属元素,或无氧酸(气态氢化物)可以腐蚀玻璃的元素,或气态氢化物最稳定的元素,或阴离子的还原性最弱的元素是氟; (21)最易着火的非金属元素的单质,其元素是磷; (22)常温下单质呈液态的非金属元素是溴,金属元素是汞; (23)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素是氮; (24)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂、钠、氟; (25)常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫。 (26)与He原子电子层结构相同的离子有(2电子结构):H-、Li+、Be2+ (27)与Ne原子电子层结构相同的离子有(10电子结构):F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+ (28)10电子的分子、离子有:CH4、NH3、H2O、HF、Ne、OH-、H3O+、NH4+ F-、O2-、N3-、Na+、Mg2+、Al3+。 选择朋友要经过周密考察,要经过命运的考验,不论是对其意志力还是理解力都应事先检验,看其是否值得信赖。此乃人生成败之关键,但世人对此很少费心。虽然多管闲事也能带来友谊,但大多数友谊则纯靠机遇。人们根据你的朋友判断你的为人:智者永远不与愚者为伍。乐与某人为伍,并不表示他是知已。有时我们对一个人的才华没有信心,但仍能高度评价他的幽默感。有的友谊不够纯洁,但能带来快乐;有些友谊真挚,其内涵丰富,并能孕育成功。一位朋友的见识比多人的祝福可贵得多。所以朋友要精心挑选,而不是随意结交。聪明的朋友则会驱散忧愁,而愚蠢的朋友会聚集忧患。此外,若想让友谊地久天长。这需要技巧和判断力。有的朋友需近处,有的则需远交。不善言谈的朋友可能擅长写信。距离能净化近在身边无法容忍的缺陷。交友不宜只图快乐,也要讲求实用。一位朋友等于一切。世间任一美好事物的三大特点,友谊兼而有之:真、善、专一。良友难遇,如不挑选则更难求。保住老朋友,比结交新朋友更重要。交友当寻可长久之友,如得其人,今日之新交,他年自成老友。最好的朋友是那些历久常新,能与之共享生活体验者。没有朋友的人生是一片荒原。友谊使欢乐加倍,痛苦减半;它是应对厄运的不二良方,是可以滋润心田的美酒。 元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行,个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。 第七周期为不完全周期,如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族,个副族,一个族,一个第Ⅷ族(包括个纵行)按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行(第纵行到第纵行)。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期,第ⅡA族的原子序数为a,则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期,设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族(过度元素的左边)则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族(过度元素的右边)则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。 7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单 质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力FeCu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性: 同主族元素的原子,最外层电子数,决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次,原子的电子层数依次,原了半径逐渐;原子失电子能力逐渐,元素的金属性逐渐,单质的还原性逐渐,对应阳粒子的氧化性逐渐,单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐;原子得电子能力逐渐,元素的非金属性逐渐,单质的氧化性逐渐,对应阴离子的还原逐渐,单质与氢气化合的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性: 在同一周期中,各元素原子的核外电子层数,但从左到右核电荷数依次,最外层电子数依次,原子半径逐渐(稀有气体元素除外)。原子失电子能力逐渐,元素的金属性逐渐,单质的还原性逐渐,对应阳粒子的氧化性逐渐,单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐,元素的非金属性逐渐,单质的氧化性逐渐,对应阴离子的还原逐渐,单质与氢气化合的能力逐渐,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐,气态氢化物的稳定性逐渐。 1.位、构、性的关系 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数,判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 (1)由原子序数确定元素位置的规律:只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。 He:2、Ne:10、Ar:18、Kr:36、Xe:54、Rn:86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2,则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA,如88号元素,88-86=2,则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时,则应在第ⅦA~ⅢA,如84号元素在第6周 元素周期律和元素周期表的重要意义 元素周期律和周期表,揭示了元素之间的内在联系,反映了元素性质与它的原子结构的关系,在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。 (1)在哲学方面,元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实,有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式,它把元素纳入一个系统内,反映了元素间的内在联系,打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习,可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 (2)在自然科学方面,周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系,周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论、甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门,首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面,都是重要的工具。 (3)在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似,这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 ①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 ②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素,如Ge、Si、Ga、Se等。 ③催化剂的选择:人们在长期的生产实践中,已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现,这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是,人们努力在过渡元素(包括稀土元素)中寻找各种优良催化剂。例如,目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂,使石墨在高温和高压下转化为金刚石;石油化工方面,如石油的催化裂化、重整等反应,广泛采用过渡元素作催化剂,特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 ④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取:在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素,如钛、钽、钼、钨、铬,具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料,是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 ⑤矿物的寻找:地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律:相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多,相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少;偶数原子序的元素较多,奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价,处于岩石深处的元素多数呈现低价;碱金属一般是强烈的亲石元素,主要富集于岩石圈的最上部;熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起,同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中,电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出,进入晶格,分布在地壳的外表面。 有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域,并认为同一区域的元素往往是伴生矿,这对探矿具有指导意义。 《元素周期表和元素周期律》专题训练 1. 230Th和232Th是钍的两种同位素,232Th可以转化成233U。 下列有关Th的说法正确的是( ) A. Th 元素的质量数是232 B. Th 元素的相对原子质量是231 C. 232Th 转换成233U是化学变化 D. 230Th和232Th的化学性质相同 2.下列有关元素的性质及其底边规律正确的是( ) A、IA族与VIIA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 B、最高第二周期元素从左到右,正价从+1递增到+7 C、同主族元素的简单阴离子还原性越强,水解程度越大 D、同周期金属元素的化合价越高,其原子失电子能力越强 3.下列排序正确的是( ) A.酸性:H2CO3<C6H5OH<H3COOH B.碱性:Ba(OH)2<Ca(OH)2<KOH C.熔点:MgBr2<SiCl4<BN D.沸点:PH3<NH3<H2O 4.短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示,其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是() A.最简单气态氢化物的热稳定性:R>Q B.最高价氧化物对应水化物的酸性:Q 高清元素周期表拼音版 The Standardization Office was revised on the afternoon of December 13, 2020 周期一:1氢qīng 2氦hài 周期二:3锂lǐ 4铍pí 5硼péng 6碳tàn 7氮dàn 8氧yǎng 9氟fǔ 10氖nǎi 周期三:11钠nà 12镁měi 13铝lǚ 14硅guí 15磷lín 16硫liú 17氯lǜ 18氩yà 周期四:19钾jiǎ 20钙gài 21钪kàng 22钛tài 23钒fán 24铬gè 25锰měng 26铁tiě 27钴gǔ 28镍niè 29铜tóng 30锌xīn 31镓jiā 32锗zhě 33砷shēn 34硒xī 35溴xiù 36氪kè 周期五:37铷rú 38锶sī 39钇yǐ 40锆gào 41铌ní 42钼mù 43锝dé 44钌liǎo 45铑lǎo 46钯bǎ 47银yín 48镉g é 49铟yīn 50锡xī 51锑tī 52碲dì 53碘diǎn 54氙xiān 周期六:55铯sè 56钡bèi 57-71镧系lán 72铪hā 73钽tǎn 74钨wū 75铼lái 76锇é 77铱yī 78铂bó 79金jīn 80汞gǒng 81铊tā 82铅qiān 83铋bì 84钋pō 85砹ài 86氡dōng 周期七:87钫fāng 88镭léi 89-103锕系ā 104钅卢lú 105钅杜dù 106钅喜xǐ 107钅波bō 108钅黑hēi 109钅麦mài 镧系:57镧áln 58铈shí 59镨pǔ 60钕nǚ 61钷pǒ 62钐shān 63铕yǒu 64钆gá 65铽tè 66镝dí 67钬huǒ68铒ěr 69铥diū 70镱yì 71镥lǔ 锕系:89锕ā 90钍tǔ 91镤pú 92铀 yóu 93镎ná 94钚bù 95镅měi 96锔 jū 97锫péi 98锎kāi 99锿āi 100镄 fèi 101钔mén 102锘nuò 103铹láo 高考总复习 元素周期表与元素周期律 【考纲要求】 1.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构(周期、族)及其应用。 2.以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3.以ⅠA 族和ⅦA 族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考点梳理】 要点一、元素周期表 1.原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数(原子中) 2.编排原则 (1)周期:将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列,排成一个横行; (2)族:把最外层电子数相同的元素(个别除外)按电子层数递增顺序从上到下排列,排成一个纵行。 3.元素周期表的结构(“七横十八纵”) 表中各族的顺序:ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0(自左向右)。 4.原子结构与周期表的关系 (1)电子层数=周期数 (2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F 、O ) (3)质子数=原子序数 要点二、元素周期律 1.定义:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化,这个规律叫元素周期律。 2.实质:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。 注:元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3个短周期:一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期:四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种 1个不完全周期:七周期元素种数为26(非排满)种 周期(7个) 主族(7个):ⅠA ~ⅦA 副族(7个):ⅠB ~ⅦB Ⅷ(1个):表中第8、9、10三个纵行 0族(1个):表中最右边 族 元素周 期 表 2011年高考化学一轮复习精讲精练 第7讲 元素周期表、元素周期律 1.从元素原子最外层电子排布、 原子半径、主要化合价的周期性变化,了解元素周期律。 2.了解元素周期表的结构(周期、族),知道金属、非金属在周期表中的位置。 3.以第三周期元素为例,知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。 4.以IA 、VIIA 元素为例,理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。 5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用,从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。 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 ②、原子半径呈周期性变化 ③、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 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列; 元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行; 元素周期表 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) 周期表结构 ③、不完全周期(第七周期) ①、主族(ⅠA ~ⅦA 共7个) 元素周期表 族(18个纵行) ②、副族(ⅠB ~ⅦB 共7个) ③、Ⅷ族(8、9、10纵行) ④、零族(稀有气体) 同周期同主族元素性质的递变规律 性质递变 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 基础过关 编排依据 具体表现 形 式 七主七副零和 八 三长三 短 一不 元素周期表、元素周期律(是什么) 1.(2015·海南高考)下列离子中半径最大的是() A.Na+B.Mg2+ C.O2-D.F- 解析:选C选项中的离子都具有相同的电子层结构,对于电子层结构相同的离子来说,核电荷数越大,离子半径就越小。 2.“嫦娥一号”卫星在北京航天飞机控制中心科技人员的精确控制下,准确落于月球东经52.36°、南纬1.50°的预定撞击点。“嫦娥一号”担负的四大科学目标之一是探测下列14种元素的含量和分布情况:K、Th(钍)、U(铀)、O、Si、Mg、Al、Ca、Fe、Ti(钛)、Na、Mn、Cr(铬)、Gd(钆),其中属于主族元素的有() A.4种B.5种 C.6种D.7种 解析:选D K、Na属于ⅠA族,Mg、Ca属于ⅡA族,Al属于ⅢA族,Si属于ⅣA 族,O属于ⅥA族,共7种,Th(钍)、U(铀)、Fe、Ti(钛)、Mn、Cr(铬)、Gd(钆)均为过渡元素。 3.已知a A n+、b B(n+1)+、c C n-、d D(n+1)-是具有相同电子层结构的离子,下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是() A.离子半径:A n+>B(n+1)+>C n->D(n+1)- B.原子序数:b>a>c>d C.原子半径:D>C>B>A D.四种元素一定均属于短周期元素 解析:选B由于四种离子具有相同的电子层结构,可以推知 四种元素在周期表中的位置关系如图。A项,具有相同电子层结构 的离子,核电荷数越大,离子半径越小,故离子半径:D(n+1)->C n->A n +>B(n+1)+;B项,原子序数:b>a>c>d;C项,原子半径:A>B>D>C;D项,四种元素也可以为长周期元素。 4.下列有关元素周期表的说法中,正确的是() A.能形成碱的金属元素都在第ⅠA族 B.原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅥA族 C.稀有气体元素原子的最外层电子数为2或8 D.元素周期表有18个纵行,分列16个族,即7个主族、8个副族和1个0族 解析:选C能形成碱的金属元素可能位于第ⅠA族,也可能位于其他族,如钙、钡等,A错误;原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅣA族,B错误;稀有气体元素中He原子的最外层电子数为2,其余原子最外层都有8个电子,C正确;元素周期 原子结构与元素性质的周期性 [考试目标] (1)掌握元素周期律的实质,了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 (2)以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (3)以ⅠA 和ⅦA 族为例,掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 (4)了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 (5)了解元素电离能的含义,并能用以说明元素的某些性质。(选考内容) [要点精析] 元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律,这个规律叫做元素周期律 一、电子排布的周期性: 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 最外层电子数 由1→8 相同 特征电子排布 从ns 1→ns 2 np 6 相同(ns 1~2或ns 2np 1~6) 周期、族与电子层构型 S 区元素价电子特征排布为nS 1~2 p 区元素特征电子排布为ns 2np 1~6 d区元素价电子排布特征为(n-1)d 1~10ns 1~2;最高能级组中的电子总数=族数 ds 区元素特征电子排布为(n-1)d 10ns 1~2; 最外层电子数=族数 二、元素性质的周期性 元素性质 同周期元素(左→右) 同主族元素(上→下) 最外层电子数 逐渐增多(1e —→8e —) 相同 原子半径 逐渐减小 逐渐增大 主要化合价 最高正价逐渐增大(+1→+7) 最低负价=-(8-主族序数) 最高正价、最低负价相同 (除F 、O 外) 最高正价=主族序数 最高价氧化物对应碱性逐渐减弱,酸性逐渐增强 酸性逐渐减弱,碱性逐渐增强 非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 价电子数=主族序数 元素周期表与元素周期律专题复习 【考点突破】 一、高考风向标 物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中,主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中,主要考查元素的推断,物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中,本部分试题一般3个左右,分值为25分(03年,3道27分;04,2道12分;05年,三套试题中:第I套3道27分;第II套3道25分;第III套没有出现)由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结,同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义,所以我们在复习本章知识时,一定要注意总结规律、找出特例,明确失分点及其产生的原因,有目的、有针对性地进行复习。 可以预测2006年高考试题中,元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据,对这三者的关系,高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查,此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。 二、高考考点逐个突破 1. 考查原子结构 例1. (05上海高考)下列离子中,电子数大于质子数且质子数大于中子数的是() A. D3O+ B. Li+ C. OD- D. OH- 解析:对于中性微粒,质子数等于电子数;对于阳离子,由于失电子,造成质子数大于电子数;对于阴离子,质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D,但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D 评析:电子数与质子数的大小关系,不需要看具体的数据,只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说,质子数与电子数相等;对于阳离子来说,质子数大于电子数;对于阴离子来说,质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系,必须知道粒子的质子数和质量数,只要有一个不清楚,二者的关系就不能确定。 2. 考查原子半径 例2. (02江苏综合)下列叙述正确的是() A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大 B. VIA族元素的原子,其半径越大,越容易得到电子 C. 室温时,零族元素的单质都是气体 D. 所有主族元素的原子,形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 解析:此题主要考查元素周期表中,同周期同主族元素性质的一些递变规律,在同周期中零族元素的原子半径最大,而在同主族中,半径越大,越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等,如IV A族铅形成的Pb2+。答案为C。 评析:对于同主族元素来说,从上到下,原子半径及相对应的离子半径依次增大;总的来说,相对原子质量依次增大;零族元素的单质全部为气体,IIA族、IIIA族、IV A族元素的单质全部为固体,V A、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态(其余都为固态),VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。 精品 精品 周期一:1氢qīng 2氦hài 周期二:3锂lǐ4铍pí5硼péng 6碳tàn 7氮dàn 8氧yǎng 9氟fǔ10氖nǎi 周期三:11钠nà12镁měi 13铝lǚ14硅guí15磷lín 16硫liú17氯lǜ18氩yà 周期四:19钾jiǎ20钙gài 21钪kàng 22钛tài 23钒fán 24铬gè25锰měng 26铁tiě27钴gǔ28镍niè29铜tóng 30锌xīn 31镓jiā32锗zhě33砷shēn 34硒xī35溴xiù36氪kè 周期五:37铷rú38锶sī39钇yǐ40锆gào 41铌ní42钼mù43锝dé44钌liǎo 45铑lǎo 46钯bǎ47银yín 48镉gé49铟yīn 50锡xī51锑tī52碲dì53碘diǎn 54氙xiān 周期六:55铯sè56钡bèi 57-71镧系lán 72铪hā73钽tǎn 74钨wū75铼lái 76锇é77铱yī78铂bó79金jīn 80汞gǒng 81铊tā82铅qiān 83铋bì84钋pō85砹ài 86氡dōng 周期七:87钫fāng 88镭léi 89-103锕系ā104钅卢lú105钅杜dù106钅喜xǐ107钅波bō108钅黑hēi 109钅麦mài 镧系:57镧áln 58铈shí59镨pǔ60钕nǚ61钷pǒ62钐shān 63铕yǒu 64钆gá65铽tè66镝dí67钬huǒ68铒ěr 69铥diū70镱yì71镥lǔ 锕系:89锕ā90钍tǔ91镤pú92铀yóu 93镎ná94钚bù95镅měi 96锔jū97锫péi 98锎kāi 99锿āi 100镄fèi 101钔mén 102锘nuò103铹láo 精品 高中化学元素周期表、元素周期律练习题1.(2015·海南高考)下列离子中半径最大的是( ) A.Na+B.Mg2+ C.O2-D.F- 解析:选C 选项中的离子都具有相同的电子层结构,对于电子层结构相同的离子来说,核电荷数越大,离子半径就越小。 2.“嫦娥一号”卫星在北京航天飞机控制中心科技人员的精确控制下,准确落于月球东经52.36°、南纬1.50°的预定撞击点。“嫦娥一号”担负的四大科学目标之一是探测下列14种元素的含量和分布情况:K、Th(钍)、U(铀)、O、Si、Mg、Al、Ca、Fe、Ti(钛)、Na、Mn、Cr(铬)、Gd(钆),其中属于主族元素的有( ) A.4种B.5种 C.6种D.7种 解析:选D K、Na属于ⅠA族,Mg、Ca属于ⅡA族,Al属于ⅢA族,Si属于ⅣA族,O 属于ⅥA族,共7种,Th(钍)、U(铀)、Fe、Ti(钛)、Mn、Cr(铬)、Gd(钆)均为过渡元素。 3.已知a A n+、b B(n+1)+、c C n-、d D(n+1)-是具有相同电子层结构的离子,下列关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是( ) A.离子半径:A n+>B(n+1)+>C n->D(n+1)- B.原子序数:b>a>c>d C.原子半径:D>C>B>A D.四种元素一定均属于短周期元素 解析:选 B 由于四种离子具有相同的电子层结构,可以推知 四种元素在周期表中的位置关系如图。A项,具有相同电子层结构 的离子,核电荷数越大,离子半径越小,故离子半径:D(n+1)->C n->A n +>B(n+1)+;B项,原子序数:b>a>c>d;C项,原子半径:A>B>D>C;D项,四种元素也可以为长周期元素。 4.下列有关元素周期表的说法中,正确的是( ) A.能形成碱的金属元素都在第ⅠA族 B.原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅥA族 C.稀有气体元素原子的最外层电子数为2或8 D.元素周期表有18个纵行,分列16个族,即7个主族、8个副族和1个0族 解析:选C 能形成碱的金属元素可能位于第ⅠA族,也可能位于其他族,如钙、钡等,A错误;原子序数为14的元素位于元素周期表的第三周期第ⅣA族,B错误;稀有气体元素中He原子的最外层电子数为2,其余原子最外层都有8个电子,C正确;元素周期表有18 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/(1/12 C12的原子质量) 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= A·a%+B·b%… 15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a%+B·b%… 二.元素周期律 1.K、L、M、N、O、P、Q(1,2,3,4,5,6,7,)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:2n^2 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(实质) 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(核电荷数)均不同时,电子层数越多,半径越大 初三化学元素周期表 原子序数元素符号元素名称相对原子质量元素名称读音 1 H 氢 1.0079 (qīng) 2 He 氦 4.0026 (hài) 3 Li 锂 6.941 (lǐ) 4 Be 铍 9.0122 (pí) 5 B 硼 10.811 (péng) 6 C 碳 12.011 (tàn) 7 N 氮 14.007 (dàn) 8 O 氧 15.999 (yǎng) 9 F 氟 18.998 (fú) 10 Ne 氖 20.17 (nǎi) 11 Na 钠 22.9898 (nà) 12 Mg 镁 24.305 (měi) 13 Al 铝 26.982 (lǚ) 14 Si 硅 28.085 (guī) 15 P 磷 30.974 (lín) 16 S 硫 32.06 (liú) 17 Cl 氯 35.453 (lǜ) 18 Ar 氩 39.94 (yà) 19 K 钾 39.098 (jiǎ) 20 Ca 钙 40.08 (gài) 21 Sc 钪 44.956 (kàng) 22 Ti 钛 47.9 (tài) 23 V 钒 50.94 (fán) 24 Cr 铬 51.996 (gè) 25 Mn 锰 54.938 (měng) 26 Fe 铁 55.84 (tiě) 27 Co 钴 58.9332 (gǔ) 28 Ni 镍 58.69 (niè) 29 Cu 铜 63.54 (tóng) 30 Zn 锌 65.38 (xīn) 31 Ga 镓 69.72 (jiā) 32 Ge 锗 72.5 (zhě) 33 As 砷 74.922 (shēn) 34 Se 硒 78.9 (xī) 35 Br 溴 79.904 (xiù) 36 Kr 氪 83.8 (kè) 37 Rb 铷 85.467 (rú) 38 Sr 锶 87.62 (sī) 39 Y 钇 88.906 (yǐ) 40 Zr 锆 91.22 (gào) 第二节 元素周期表和元素周期律 【知识梳理】 一、元素周期表的结构 1、周期 2、族 3、把 数目相同的各种元素,按 从左到右的递增顺序排成横行,称为周期;把 数目相同的各种元素,按 从上到下递增顺序排成纵行,称为族,这样就得到一个表,这个表就叫元素周期表。元素周期表是 的具体表现形式。 4、镧系、锕系分别位于第 、 周期 族,各含 、 种元素。 5、对于主族元素,最外层电子数= 序数=价电子数= 价(O 、F 除外) 练习:画出元素周期表的边界线,标明各个周期、族、金属元素与非金属元素分界线,并将1—36号元素的元素符号填入相应位置、及所有稀有气体的元素符号及原子序数 族 ( 个纵行, 个族) 主族 个;用 表示 分别是第 列 副族 个;用 表示 分别是第 列 第 族 个,共 列。第 列 周期 ______( 个) 第1周期(共 种元素) 第2周期(共 种元素) 第3周期(共 种元素) 第4周期(共 种元素) ______( 个) ______( 个) 二、元素周期律:元素性质随着元素而呈变化。 本质原因:。 三、简单微粒半径的比较方法:层多个大,质多个小 (1)电子层数相同时,即同周期元素,随原子序数递增,原子半径例: (2)最外层电子数相同时,即同主族元素,随电子层数递增原子半径例: (3)同种元素的离子半径:(填<或>)阴离子原子半径,例: 原子半径阳离子,例: 低价阳离子高价阳离子,例: (4)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越 .例: (5)带相同电荷的离子,即同主族元素的离子,电子层越多,半径越例: 练习: 1.在独居石中含有尚有未命名的116号元素。试判断,116号元素应位于周期表中的()A.第6周期ⅣA族 B.第7周期ⅥA族 C.第7周期Ⅷ族 D.第8周期ⅥA族2.同主族两种元素原子核外电子数差值不可能为() A.2 B.10 C.26 D.30 3.同周期ⅢA、ⅡA元素原子序数之差不可能为() A.1 B.11 C.25 D.26 4.在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到() A.制农药的元素B.制催化剂的元素 C.做半导体的元素D.制耐高温合金材料的元素 5.几种短周期元素部分性质的数据见下表,下列说法正确的是() 元素周期律和元素周期表知识总结 考试大纲要求 1.理解原子的组成及同位素的概念。掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数,以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。 2.以第1、2、3周期的元素为例,掌握核外电子排布规律。 3.掌握元素周期律的实质及元素周期表(长式)的结构(周期、族)。 4.以第3周期为例,掌握同一周期内元素性质(如:原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系;以ⅠA族和ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 知识规律总结 一、原子结构 1.几个量的关系() 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数 离子电荷数=质子数-核外电子数 2.同位素 (1)要点:同——质子数相同,异——中子数不同,微粒——原子。 (2)特点:同位素的化学性质几乎完全相同;自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。 注意:同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物,如H2O和D2O是两种不同的物质。 3.相对原子质量 (1)原子的相对原子质量:以一个12C原子质量的1/12作为标准,其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量,单位为1,可忽略不写。 (2)元素的相对原子质量:是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。 4.核外电子排布规律 (1)核外电子是由里向外,分层排布的。 (2)各电子层最多容纳的电子数为2n2个;最外层电子数不得超过8个,次外层电子数不得超过18个,倒数第三层电子数不得超过32个。 (3)以上几点互相联系。 核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。 5.原子和离子结构示意图 注意:①要熟练地书写1~20号元素的原子和离子结构示意图。 ②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。 6.微粒半径大小比较规律 (1)同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。 (2)同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。 (3)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,则离子半径越小。 (4)同种元素的微粒半径:阳离子<原子<阴离子。 (5)稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。 (6)电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径,但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。 二、元素周期律和周期表 1.位、构、性三者关系 孝感高中化学高一化学测试题本试卷分第I卷(选择题)和第II卷(非选择题)两部分,包括24小题。共120分。考试时间120分钟。 可能用到的相对原子量:H l C 12 N 14 O l6 Cl 35.5 Cu 64 Mg 24 Al 27 Fe 56 Ag 108 第I卷(选择题共54分) 一.选择题(本题包括18小题,每小题3分,共54分,每小题只有一个 ....选项符合题意。) 1.Se是人体必需微量元素,下列有关78 34Se和80 34 Se的说法正确的是 A、78 34Se 和80 34 Se互为同素异形体 B、78 34 Se和80 34 Se互为同位素 C、78 34Se和80 34 Se 分别含有44和46个质子 D、78 34 Se和80 34 Se都含有34个中子 2、海南卷10.门捷列夫在描述元素周期表时,许多元素尚未发现,但他为第四周期的三种元素留下了空位,并对它们的一些性质做了预测,X是其中的一种“类硅”元素,后 来被德国化学家文克勒发现,并证实门捷列夫当时的预测相当准确。根据元素周期律, 下列有关X性质的描述中错误 ..的是: A.X单质不易与水反应B.XO2可被碳或氢还原为X C.XCl4的沸点比SiCl4的高D.XH4的稳定性比SiH4的高 3、下列说法中正确的是() A.含有共价键的化合物一定是共价化合物 B.分子中只有共价键的化合物一定是共价化合物 C.由共价键形成的分子一定是共价化合物 D.只有非金属原子间才能形成共价键 4、元素X、Y、Z原子序数之和为36,X、Y在同一周期,X+与Z2-具有相同的核外电 子层结构。下列推测不正确 ...的是 A.同周期元素中X的金属性最强 B.原子半径X>Y,离子半径X+>Z2- C.同族元素中Z的氢化物稳定性最高 D.同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性最强 5、X、Y、Z、W、R是5种短周期元素,其原子序数依次增大。X是周期表中原子半径 元素周期表高清 化学元素周期表bai根据原子序从du小至大排序的化学元素列表。列表大体呈长zhi方形,某些元素周期中留有空格,使特性相近的元素归在同一族中,如卤素及惰性气体。这使周期表中形成元素分区。由于周期表能够准确地预测各种元素的特性及其之间的关系。 因此它在化学及其他科学范畴中被广泛使用,作为分析化学行为时十分有用的框架。这使周期表中形成元素分区且分有七主族、七副族、Ⅷ族、0族。 扩展资料: 元素性质口诀 我是氢,我最轻,火箭靠我运卫星;我是氦,我无赖,得失电子我最菜; 我是锂,密度低,遇水遇酸把泡起;我是铍,耍赖皮,虽是金属难电离; 我是硼,电子穷,我和本族大不同;我是碳,反应慢,既能成链又成环; 我是氮,我阻燃,加氢可以合成氨;我是氧,不用想,离开我就憋得慌; 我是氟,最恶毒,抢个电子就满足;我是氖,也不赖,通电红光放出来; 我是钠,脾气大,遇酸遇水就火大;我是镁,最爱美,摄影烟花放光辉;我是铝,常温里,浓硫酸里把澡洗;我是硅,色黑灰,信息元件把我堆;我是磷,害人精,剧毒列表有我名;我是硫,来历久,沉淀金属最拿手;我是氯,色黄绿,金属电子我抢去;我是氩,活性差,霓虹紫光我来发;我是钾,把火加,超氧化物来当家;我是钙,身体爱,骨头牙齿我都在;我是钪,耐温广,高温合金我来帮;我是钛,过渡来,航天飞机我来盖;我是钒,酸碱烦,如虎添翼钢加钒;我是铬,正六铬,酒精过来变绿色;我是锰,价态广,七氧化物爆炸猛;我是铁,多用也,不锈钢喊我叫爷;我是镍,无锈铁,镍钛合金能记忆;我是铜,色紫红,投入硝酸气棕红;我是锌,人必需,体内我立大功勋;我是镓,易熔化,六十七镓是奇葩;我是锗,可晶格,红外窗口能当壳;我是砷,颜色深,三价元素夺你魂;我是硒,补人体,口服液里有玄机;我是溴,挥发臭,液态非金我来秀;我是氪,很耐克,通电就显橘红色;我是铷,碱金属,沾水烟花钾不如;我是锶,天青石,八十七锶帮医师;我是钇,难分离,我在特种合金里。元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版
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