元素周期律

　　定义:

　　元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。

　　实质:

　　元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

　　元素周期表中主族元素性质递变规律:  

　　金属性强弱的判断依据:

　　1．单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)：反应越容易，说明其金属性越强。

　　2．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，说明其金属性越强，反之则越弱。

　　3．金属间的置换反应：依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙，说明甲的金属性比乙强。

　　4．金属活动性顺序按Au顺序，金属性逐渐减弱。

　　5．元素周期表中，同周期元素从左至右金属性逐渐减弱；同主族元素从上至下金属性逐渐增强。

　　6．原电池中的正负极：一般情况下，活泼金属作负极。

　　7．金属阳离子氧化性的强弱：阳离子的氧化性越强．对应金属的金属性就越弱。

　　非金属性强弱的判断依据:

　　1．同周期元素，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；同主族元素，从上到下，随着陔电荷数的增加，非金属性减弱。

　　2．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，其元素的非金属性也越强，反之则越弱。

　　3．气态氢化物的稳定性：稳定性越强，非金属性越强。

　　4．单质跟氢气化合的难易程度：越易与H2反应，说明其非金属性越强。

　　5．与盐溶液之间的置换反应：非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的非金属性比乙强。如，说明溴的非金属性比碘强。

　　6．相互化合后的价态：如，说明O 的非金属性强于S。

　　7．其他：如CuCl₂，所以C1的非金属性强于S。

　　微粒半径大小的比较方法：

　　1．同周期元素的微粒

　　同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外)，如半径：Na>Mg >Al，Na+>Mg²⁺‘>Al³⁺。

　　2．同主族元素的微粒

　　同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大，如半径：

　　3．电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小，如半径：(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。

　　4．同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为：阳离子< 中性原子<阴离子；价态越高的微粒半径越小，如半径：。

　　5．核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较，如比较与的半径大小，可找出与A1³⁺电子数相同，与S同主族的氧元素的阴离子进行比较，半径：，且

　　元素周期表中的几项重要规律相等规律：