元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版
元素周期表、元素周期律知识点总结
元素周期表、元素周期律知识点总结
元素周期表、元素周期律知识点总结
上学的时候，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以通俗的理解为重要的内容。哪些知识点能够真正帮助到我们呢？下面是店铺帮大家整理的关于元素周期表、元素周期律知识点总结，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。
元素周期表、元素周期律知识点总结篇1
一、元素周期表
★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
1、元素周期表的编排原则
①按照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——周期;
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行——族
2、如何精确表示元素在周期表中的位置
周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数
口诀：三短三长一不全;七主七副零八族
熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称
3、元素金属性和非金属性判断依据
①元素金属性强弱的判断依据
单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;
元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据
单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;
最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：a == z + n
②同位素：质子数相同而中子数不同的'同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)
二、元素周期律
1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)
高考化学专题：“元素周期律和元素周期表”知识点归纳
1、元素周期表的结构
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。
各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、
54+32=86、86+32=108。
2、元素周期律
3、同周期、同主族元素性质的递变规律
4、简单微粒半径的比较方法
5、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
(完整版)元素周期律17个知识点归纳
必修2第二章第二节元素周期律17个知识点归纳
1、对原子的4点认识
（1）原子是构成物质的三种微粒（分子、原子、离子）之一。
（2）原子是化学变化中的最小微粒。
化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。
（3）原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。
原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。（4）原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。
离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。
2、前20号元素原子结构示意图的4种基本模型
用Z表示原子序数，将前20号元素的原子结构示意图归纳成四种基本模型如下：
3、同周期主族元素性质的递变规律6条
（1）核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多（除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个）。
（2）原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。
（3）最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1 → +7（氧、氟例外）。
（4）非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 → -1。（5）金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。
（6）元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。
4、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
5、有关元素周期表的10点认识：
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
一、元素周期律的发现历程
元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。在19世纪末，俄国化学家门捷列
夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。这一发现为后来的元素周期表的建
立奠定了基础。
二、元素周期律的基本规律
1. 原子序数
元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。原子序数是指元素原子核中质子的数量，也
是元素在周期表中的位置。原子序数的增大决定了元素的性质的变化。
2. 周期性
元素周期律的核心规律是周期性。即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。
这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。
3. 周期性表现
元素周期律的周期性表现在以下方面：
（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等
性质的周期变化。
（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。
（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。
（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。
三、周期表的结构
元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。
其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。周期表的左侧是金属元素，右侧是非金
属元素，中间是过渡元素。周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。
四、周期表中的规律
1. 周期性规律
周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。这些元素的外层电子数相同，因此具
-元素周期律_知识点总结
元素周期表与周期律知识总结
知识结构图：
一·周期表结构
二·“位，构，性”的相互推导
元素周期律三·原子结构
四·碱金属
五·卤素
一.周期表结构
1.元素周期表
注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线
B元素周期表中几个量的关系：
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（2）周期序数=核外电子层数
（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）
（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8
C主族元素化合价
(1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
（3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=8
2. 推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数；
（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
3推算元素的原子序数的简便方法
同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）
同一周期相邻两主族元素的原子序数差值
4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数
二.“位、构、性”的相互推导
失电子能力↓⇒金属性↑
1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓
得电子能力↓⇒非金属性↓
（1）原子核对最外层电子的引力
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律这篇高一化学元素周期表和元素周期律知识点梳理是特地为大家整理的，希望对大家有所帮助!
高一化学元素周期表和元素周期律知识点
①原子组成：
原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷
原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数
核外电子相对原子质量==质量数
②原子表示方法：
A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N
决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素
③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl
④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数
带正电微粒：电子数==质子数电荷数
带负电微粒：电子数==质子数+电荷数
⑤118号元素(请按下图表示记忆)
H He
Li Be B C N O F Ne
Na Mg Al Si P S Cl Ar
⑥元素周期表结构
短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)
元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)
素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠAⅦA)
期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠBⅦB)
表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)
Ⅷ族(3列)
⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价
⑧元素周期律：
从左到右：原子序数逐渐增加，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)
高一化学知识点元素周期律-元素周期律知识点总结
高一化学知识点元素周期律|元素周期律知识点
总结
一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数
主族序数=最外层电子数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
二．元素的性质和原子结构
（一)碱金属元素：
2.碱金属化学性质的递变性：
递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
结论：
1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相似性和递变性：
1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：
①密度逐渐增大(反常) ②熔点、沸点逐渐降低
3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性
(二)卤族元素：
2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I
2
1)卤素单质的颜色逐渐加深; 2)密度逐渐增大;
3)单质的熔、沸点升高
3.卤素单质与氢气的反应：
X2 + H2 =
2 HX卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱 4.非金属性的强弱的判断依：
1.从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。
2.同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：
同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结
元素周期表是化学中非常重要和基础的知识。它是按照元素的原子序数将元素按一定的规律排列而成的表格。通过研究元素周期表，我们能够理解元素的各种性质、结构和规律，揭示出元素之间的关系，进而推动了化学科学的发展。下面将对高中化学元素周期律的知识点进行总结。
一、元素周期表的结构
元素周期表由横行和纵列组成。横行称为周期，纵列称为族。现代元素周期表有18个周期和7个主族，其中1A-2A族为s 区，3A-8A族为p区，3B-2B族为d区，4B-7B族为f区。元素周期表按照元素的原子序数从小到大排列，每个周期的元素数量逐渐增加。
二、周期表中元素的基本信息
元素周期表中每个元素都有一定的基本信息，包括元素的原子序数、原子符号、元素名称、相对原子质量、元素的电子排布等等。这些信息帮助我们了解元素的基本特征。
三、周期表中元素的周期性变化规律
元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，元素的性质也会出现周期性的变化。这些变化可以总结为以下几个方面：
1. 原子半径的变化规律：在周期表中，原子半径从左往右逐渐减小，从上往下逐渐增大。这是由于核电荷数的增加和电子层的增多占据的空间结果所产生的。
2. 电离能的变化规律：在周期表中，电离能从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所导致的。电离能大的元素往往具有较强的还原性，而电离能小的元素往往具有较强的氧化性。
3. 电负性的变化规律：在周期表中，电负性从左往右逐渐增大，从上往下逐渐减小。这是由于核电荷数增加、电子层减少和屏蔽效应的减弱所造成的。电负性大的元素往往具有吸电子的能力，而电负性小的元素往往具有放电子的能力。
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表
高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表
1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。（原子序数=质子数=核电荷数）
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，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下：
随着原子序数的递增，
①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．元素周期表
（1）元素周期表的结构：横七竖十八
第一周期 2种元素
短周期第二周期 8种元素
第三周期 8种元素
周期第四周期 18种元素
（横向）长周期第五周期 18种元素
第六周期 32种元素
不完全周期：第七周期 26种元素
主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB
（纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间
零族：稀有气体元素
【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0
（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：
①原子序数=核内质子数
②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）
③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数
元素周期律知识点归纳总结
元素周期律知识点归纳总结
元素周期表是化学中很重要的一个知识点，它是化学元素有序排列的表格，它反映了元素的周期性规律。下面我们来归纳总结一些元素周期律的重要知识点。
1.元素周期表的组成：元素周期表由一系列水平排列的横行（周期）和垂直排列的纵列（族）组成。横行被称为周期，纵列被称为族。每个周期的数目代表了有几个原子壳层，每个族的数目代表了有几个价电子。
2.周期表的发现者：元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫于1869年发现的。他根据元素原子序数的增加规律将元素排列在了一个表格中。德国化学家门德莱夫也分别独立地发现了元素周期表，但他的版本没有被广泛接受。
3.元素周期律的规律：
-原子半径：原子半径随着周期数的增加而减小。原因是周期表从左到右，电子壳层数增加，而电子云的层数增加导致电子云越来越靠近原子核，因此原子半径减小。在同一周期内，由于电子壳层数相同，原子半径随着原子序数的增加而减小。
-电离能：电离能指的是从一个原子上移去一个电子所需要的能量。电离能随着周期数的增加而增大。原因是周期表从左到右，电子壳层数增加，电子云越来越靠近原子核，因此电子与原子核的相互吸引力增加，要从原子中移去一个电子需要更多的能量。在同一周期内，由于电子壳层数相同，原子序数越大，电离能越大。
-电负性：电负性是原子吸引电子的能力。电负性随着周期数的增加而增大。原因是周期表从左到右，电子壳层数增加，电子云越来越靠近原
子核，因此原子核对外层电子有更强的吸引力。在同一周期内，由于电子
壳层数相同，原子序数越大，电负性越大。
-金属和非金属性：金属元素主要位于周期表的左侧，而非金属元素
元素周期律知识点总结(精华版)
最高价氧化物的水化物的酸性增强
非金属性增强
非 金 属 元 素 气 态 氢 化 物 的 酸 性 减 弱
（非金
元 素 气 态 氢 化 物 的 稳 定 性 增 强 小
主 族
R元素
→R2Ox
元素的最高价氧化物的水化物
R金属
R非金属
元素气态氢化物
R(OH)x
H8-xRO4
H6-xRO3
非金属
元素
→HxR （ RHx）X代表元素最低价的绝对值
怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学
—9元素周期律＆元素周期表（俄 门捷列夫）
★元素周期律：元素的性质随着原子序数的递来自百度文库而呈周期性的变化。
★元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
元素周期表的结构
短周期
周期
长周期
第一周期 第二周期 第三周期 第四周期 第五周期 第六周期
不完全周期 第七周期
2
8
8
18
金属性增强
最高价氧化物的水化物的碱性增强
（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱
小
原子半径变小
非 金 属 性 增 强
最高价的氧化物的水化物的酸性增强
（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）
非金属性最强
大
原子半径变大
高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：
元素周期律和元素周期表知识点总结
一、元素周期律
1. 原子序数
（1）含义：元素在元素周期表中的序号
（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数
2. 元素周期律的含义
元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
3. 元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化
．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
二、元素周期表
1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 元素周期表
（1）编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②周期：将电子层数相同
．．。（周期序数＝原子的电子层数）
．．．．．．的各元素从左到右排成一横行
③族：把最外层电子数相同
．．。
．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行
主族序数＝原子最外层电子数
（2）结构特点：
①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期
②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素
四、焰色反应
1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）
2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝
五、微粒半径的大小与比较
（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
化学元素周期表与周期律
3～10
11～18
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性变化。
化合价与原子 结构的关系
元素的最高正化合价=元素原 子的最外层电子数
｜最低负价｜+ 最高正价 = 8
Baidu Nhomakorabea随着原子序数的递增，元素原子的核 外电子层排布、原子半径和化合价均 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。 4、同周期、同主族元素结构、性质的递 变规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右边 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 元素。见下图：
三个长周期
第6周期 32种元素 一个不完全周期 第7周期，应有32种元素， 现有26种元素。
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA-VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB-VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
11 Na
冷水 剧烈 NaOH 强碱
12 Mg
热水较快 盐酸剧烈
13 Al
盐酸 较快 Al(OH)3 两性氢氧化物
（完整版）元素周期表主要知识点
（完整版）元素周期表主要知识点
元素周期表
一、元素周期表概述
1、门捷列夫周期表：按相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类、归纳制出的第一张元素周期表。
2、现行常用元素周期表
⑴周期表的编排原则：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(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行
⑵周期表的结构：七个横行；7个周期[三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]
18个纵行（列），16个族：
7个主族(ⅠA～ⅦA)；（1、2、13～17列）;7个副族(ⅠB～ⅦB)；（3～12列）
Ⅷ族：3个纵行；（8、9、10列）; 零族：稀有气体（18列）
周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA族：卤族元素
0族：稀有气体元素
3、元素周期表的结构与原子结构的关系
原子序数==核电荷数==质子数==核外电子数; 周期序数==原子的电子层数
主族序数==最外层电子数==最高正价数（O、F除外）==价电子数
非金属的负价的绝对值==8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）
4、由原子序数确定元素位置的规律
⑴主族元素：周期数==核外电子层数；主族的族序数==最外层电子数
⑵确定族序数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数
逐步减去各周期的元素种数，最后的差值即可确定。
基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值
①对于短周期元素：
若差值为0，则为相应周期的零族元素；若0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。
元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版
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。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
化学元素周期律是化学学习中的重要内容，它揭示了元素性质的周
期性变化规律。下面让我们一起来详细了解一下元素周期律的相关知
识点。
一、元素周期表的结构
元素周期表是元素周期律的直观表现形式。它具有横行和纵列的排
列方式。
横行称为周期，目前共有 7 个周期。第一周期包含 2 种元素，第二、三周期各包含 8 种元素，第四、五周期各包含 18 种元素，第六周期包
含 32 种元素，第七周期目前尚未排满。
纵列称为族，分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。主族用 A 表示，包括ⅠA 族、ⅡA 族等，副族用 B 表示，包括ⅠB 族、ⅡB 族等。第Ⅷ
族包含 3 个纵列，0 族即稀有气体元素所在的族。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性
逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同一主族的元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、原子结构与元素周期表的关系
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。
元素在周期表中的位置取决于其原子结构，特别是核外电子的排布。
周期数＝电子层数。例如，钠元素的原子有三个电子层，所以钠
位于第三周期。
主族序数＝最外层电子数。比如氯元素最外层有 7 个电子，所以
氯位于第ⅦA 族。
三、元素性质的周期性变化
1、原子半径
同周期从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。因为同周
期元素电子层数相同，核电荷数逐渐增大，对核外电子的吸引力逐渐
增强，原子半径逐渐减小。
同主族从上到下，原子半径逐渐增大。这是由于电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，原子半径逐渐增大。
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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
期第ⅣA。
③若预测新元素，可与未发现的稀有气体元素118号相比按上面的方法推算。如116号元素应在第7周期ⅥA。
（2）同族的上下周期元素原子序数之间的关系
①第ⅠA、ⅡA的元素上下周期元素原子序数的差值等于上一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅠA、ⅡA族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+上一周期所能排列的元素种类数。如：Cs的原子序数=37（上一种元素Rb的原子序数）+18（Rb所在的周期能够排列的元素种类数）=55。
②第ⅢA~0族的元素上下周期元素原子序数的差值等于下一种元素所在周期所能够排列的元素种类数。因此第ⅢA~0族的元素的原子序数等于上一种元素的原子序数+下一周期所能排列的元素种类数。如：Se的原子序数=16（上一种元素S的原子序数）+18（Se所在的周期能够排列的元素种类数）=34。
（3）同周期的左右主族元素原子序数之间的关系
①前三周期的所有元素中相邻元素的原子序数差值为1。
②第4周期以后只有ⅡA和ⅢA族元素之间的差值不为1，第4、5周期的差值为11，第6、7周期为25。
（4）周期表中原子序数为奇数的元素所在的族也为奇数，最高化合价和最低负价也是奇数；原子序数为偶数时所在的族为偶数或0族，最高价和最低价为偶数或0。
3.周期表的应用
（1）由元素周期表中元素的相似性和递变性，结合一些区域特点，从中可以找出一些“元素之最”
①单质
非金属性最强的单质为F2，金属性最强的是Cs（Fr为放射性元素不考虑）；密度最小的金属元素为Li，密度最小的气体为H2，熔点最高的单质为石墨，熔、沸点最低的单质为He。原子半径最小的元素为H，最大的为Cs（不考虑放射性元素）。
②化合物
最稳定的气态氢化物为HF；酸性最强的含氧酸为HClO4；最强的碱为CsOH（不考虑放射性元素），含氢质量分数最大的气态氢化物为CH4。
（2）比较或推断一些物质的性质
①比较同族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物的水化物的酸碱性、氢化物的稳定性。如KOH的碱性大于NaOH，H2O的稳定性大于H2S。
②比较同周期元素及其化合物的性质。如：HCl的稳定性大于H2S；NaOH的碱性大于Mg(OH)2。
③比较不同周期、不同族元素性质时，要找到“参照物”。如：比较Mg(OH)2与KOH的碱性可以参照NaOH，判断出KOH的碱性大于Mg(OH)2。