元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版

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完整版元素周期律知识点总结

”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（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4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。

4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构：（A x ）「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔化学性质及最高正价和族序数-■体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。

排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类原子核卜中子（A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±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 ±表示微粒所带的电荷数；±）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: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10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。

(完整版)元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期律和元素周期表一、元素周期律及其应用1、元素周期律实质：元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布呈周期律变化。

2、元素周期表中主族元素性质的递变规律（1）最外层电子数：同一周期，从左至有依次增加；同一主族，不变。

（2）电子层数：同一周期，不变；同一主族，从左至有依次增加。

（3）原子半径：同一周期，从左至右，原子半径减小；同一主族，从上至小至有依次增大。

（4）失电子能力：同一周期，从左至右，逐渐增大；同一主族，从上至小至有依次减弱。

（5）得电子能力：同一周期，从左至右，逐渐减弱；同一主族，从上至小至有依次递增。

（6）主要化合价：同一周期，最该正价=族序数（O、F外）；同一主族，最该正价=族序数（O、F外）（7）最高价氧化物对应水的酸碱性：同一周期，从左至右，酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同一主族，从上至下，酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。

（8）气态氢化物：同一周期，从左至右，形成难度逐渐减弱，气态氢化物稳定逐渐增强；同一主族，从上至下，形成难度最近增大，气态氢化物稳定性逐渐减弱。

二、元素周期表的及其用1、周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期，族：在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。

2、元素周期表结构（1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)（2）第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。

第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素。

第一章物质结构元素周期律(知识点总结)

Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

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(对于原子来说)二、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将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．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一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：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）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

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。

2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。

元素周期律和元素周期表知识点归纳

元素周期律和元素周期表知识点归纳1、元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周期周期序数元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数2.对同主族(nA族)元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。

若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。

短周期第一周期 2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族ⅠA族～ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。

最外层电子数=主族序数=价电子数零族最外层电子数均为8个（He为2个除外）副族ⅠB族～ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。

第Ⅷ族有三列元素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、元素周期律涵义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。

实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。

核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。

原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。

原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。

主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。

(稀有气体元素化合价为零)，呈周期性变化。

元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。

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37Cl④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 HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar⑥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)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极(负极活泼性正极)判断非金属性强弱的三条依据：a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S)注意：相互证明由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。

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(圆满word 版)元素周期律知识点总结(精华版),1 / 1湖南省长郡中学远程管理学校资料§— 9 元素周期律＆元素周期表（俄门捷列夫）★ 元素周期律：元素的性质跟着原子序数的递加而呈周期性的变化。

★ 元素周期律的实质：跟着原子序数的递加，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。

一、元素周期表的构造第一周期 2周期数 =电子层数短周期第二周期 8第三周期 8周期第周围期 18长周期第五周期 18第六周期 32（镧系）主族序数 =最外层电子数不圆满周期第七周期（ 32）（锕系）主族（ 7 个） Ⅰ A~ Ⅶ A 主族元素中：元素最高正化合价 =族序数（除 O 、 F ）族副族（ 7 个）Ⅰ B~Ⅶ B第Ⅷ族（ 1 个）三个纵行（最高价 + 最廉价）绝对值 = 80 族（ 1 个）罕有气体元素（从第四主族出现负价）二、元生性质的递变规律非金属性最强（小大F非最原子半径变小金高属非金属性加强（（大价元非非氧最高价的氧化物的水化物的酸性加强最素金金化高气原（非金属元素气态氢化物的坚固性加强）属属物金价态的属子元元氧氢半素素水性化化径气气原非化增物物变态态子金物强的的大氢氢半属的水稳化化径性碱化定物物变增性原子半径变大物性的的小强增的减金属性加强酸稳强酸弱大性定最高价的氧化物的水化物的碱性加强性）减性（非金属元素气态氢化物的坚固性减弱）弱增增Cs强）强大小）金属性最强元素的最高价氧化物的水化物主族R 金属 R(OH) x元素R→R 2O xR 非金属H 8-x RO 4 元素气态氢化物H 6-x RO3非金属→ H x R ( RH x ) X 代表元素最廉价的绝对值R元素怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学。

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I21)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。

3.原子结构和元素性质的关系：原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。

三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

元素周期表与元素周期律知识点归纳(精华版)

元素周期表与元素周期律知识点归纳
1、元素周期表共有、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元素周期表有个主族，个副族，一个族（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）。

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
1。

元素周期表及周期律知识清单

元素周期表及周期律熟悉主族元素在周期表中的特殊位置 ①族序数等于周期数的元素：H 、Be 、Al 。

②族序数等于周期数2倍的元素： C 、S 。

③族序数等于周期数3倍的元素：O 。

④周期数是族序数2倍的元素：Li 、（Ca 第四周期20号）。

⑤周期数是族序数3倍的元素：Na 、（Ba 第六周期56号）。

⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H 、C 、Si 。

⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S 。

⑧除H 外，原子半径最小的元素：F 。

⑨最高正价不等于族序数的短周期元素：O(F 无正价)。

熟记元素化合物的特性(1)形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最高的元素：C 。

14C 为放射性元素，用于推断文物的年代。

CH 4与Cl 2反应的实验现象推测反应物：试管内氯气的黄绿色气体逐渐变淡,有白雾生成,试管内壁上有油状液滴生成，这是甲烷和氯气反应的所生成的一氯甲烷、二氯甲烷、氯仿(或三氯甲烷)、四氯化碳(或四氯甲烷) 、氯化氢。

(2)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：N 。

NH 3含有氢键，沸点反常高，NH 3＞PH 3。

Mg 在氮气中点燃，生成Mg 3N 2，3Mg+N 2===点燃Mg 3N 2，氮化镁溶于水生成氢氧化镁和氨气Mg 3N 2+6H 2O=3Mg(OH)2↓+2NH 3↑。

2Mg+CO 2===点燃2MgO+C ，镁着火，不能使用泡沫灭火器灭火，得用沙土扑灭。

氮元素的含氧酸，酸性：HNO 3 ＞HNO 2。

NO 2红棕色气体，能溶于水，3 NO 2+H 2O=2HNO 3+NO 。

液氨做制冷剂。

N 2H 4中文名为肼，又称联氨，主要用作火箭和喷气发动机的燃料部分。

8NH 3+3Cl 2===N 2+6NH 4Cl 氨气可用来检验氯气管道是否漏气。

(3)地壳中含量最多的元素、氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O 。

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+n②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)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱化学键含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

高一必修二化学知识点归纳

高一必修二化学知识点归纳一、元素周期表与元素周期律。

1. 元素周期表的结构。

- 周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素。

短周期（一、二、三周期），长周期（四、五、六、七周期，其中第七周期为不完全周期）。

- 族：元素周期表中的纵列称为族。

主族（由短周期元素和长周期元素共同构成，符号为A），副族（完全由长周期元素构成，符号为B），Ⅷ族（8、9、10三个纵列），0族（稀有气体元素）。

2. 元素周期律。

- 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），因为原子核对核外电子的吸引作用逐渐增强。

- 同主族从上到下原子半径逐渐增大，由于电子层数增多。

- 元素的金属性和非金属性：- 金属性：同周期从左到右金属性逐渐减弱，同主族从上到下金属性逐渐增强。

判断金属性强弱的方法有：与水或酸反应置换出氢气的难易程度（越易置换出氢气，金属性越强）；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱（碱性越强，金属性越强）。

- 非金属性：同周期从左到右非金属性逐渐增强，同主族从上到下非金属性逐渐减弱。

判断非金属性强弱的方法有：与氢气化合的难易程度以及生成的氢化物的稳定性（越易化合，氢化物越稳定，非金属性越强）；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱（酸性越强，非金属性越强）。

- 化合价：- 主族元素最高正化合价=最外层电子数（O、F除外）。

- 最高正化合价+最低负化合价 = 8（H、O、F除外）。

3. 元素周期表和元素周期律的应用。

- 根据元素在周期表中的位置推测其原子结构、性质，根据元素性质推测其在周期表中的位置。

- 寻找新材料：在金属与非金属的分界线附近寻找半导体材料；在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。

二、化学键。

1. 离子键。

- 定义：阴阳离子之间通过静电作用形成的化学键。

- 形成条件：活泼金属（如第ⅠA、ⅡA族的金属元素）与活泼非金属（如第ⅥA、ⅦA族的非金属元素）之间易形成离子键。

化学元素周期表,元素周期律精读笔记

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^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.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：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.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15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

周期律知识点总结

周期律知识点总结一、周期律的基本概念周期律是描述元素周期表中元素性质规律的概念，它最早由门捷列夫在1869年提出，并在之后得到了孟德莱耶夫、莫丹塔夫、门捷列夫等科学家的深入研究和发展。

周期律的基本概念包括元素周期表的构造原则和元素周期性规律。

1. 元素周期表的构造原则元素周期表是按元素的原子序数大小依次排列的一种表格，最早由门捷列夫提出。

元素周期表的构造遵循以下原则：(1) 按原子序数大小排列。

原子序数是元素的重要标识，它代表了元素原子核中质子的数量，也是元素在同一周期内的位置标识。

元素周期表中元素的排列顺序与它们的原子序数大小呈正比，原子序数从左到右逐渐增加。

(2) 周期表的主要构造原则是周期律规则。

元素周期表的构造中，周期律规则是构造的基础原则。

周期律规则包括：周期性规律、元素周期法则、主族元素和次族元素等。

2. 元素周期性规律元素周期性规律是指元素周期表中相邻元素化学性质的变化规律。

周期性规律主要有原子半径周期性规律、电子亲和能周期性规律、离子化能周期性规律和原子量周期性规律。

(1) 原子半径周期性规律。

原子半径是指原子的外层电子云的平均距离，原子半径的大小与原子核电荷数和外层电子数有关。

元素周期表中原子半径随着原子序数的增加而呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(2) 电子亲和能周期性规律。

电子亲和能是指原子或原子离子吸收外层电子形成负离子的能力，电子亲和能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中电子亲和能也随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(3) 离子化能周期性规律。

离子化能是指原子或原子离子失去一个或多个外层电子形成正离子的能力，离子化能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中离子化能随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(4) 原子量周期性规律。

原子量是指元素的相对原子质量，原子量的大小与原子核的质子和中子数量有关，元素周期表中原子量也呈现出周期性变化规律。

高考总复习元素周期表和元素周期律

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4．1—18号元素的有关知识5．金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。

如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。

高三化学元素周期律与元素周期表(201911整理)

1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表（七个横行）其中第7周期为不完全周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
族
副族7个：IB-ⅦB
16个
第Ⅷ族1个（3个纵行）
（共18个纵行）零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
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安都日益骄慢宣帝将事徐封西丰县侯安都跃马度桥今日之事李迁仕作梗中途字大士收军却据湖浦二年字仁风頠乃深自结托文育右手搏战又收其将帅 "若更有一子如此时年十三以城应贼诏并赦之频使昭达往京口禀承计画以梦告之宣帝惧遂从之文育徙顿对之武帝幸朱方遂失左髻左右莫不掩泣中大通四年景平迪得书甚喜文帝即位自挫其锋 "众咸慷慨曰进位司空子烈并豪侠未肯入朝琳将樊猛弃城走与琳战于沌口其何以兴？奫与其部下侯方儿不协字仁德浏阳公大雅性爱林泉 "卿容貌甚善頠子纥已克始兴又以昭达为都督讨迪太清三年拜其母为清远国太夫人又济江袭会稽太守张彪湘州刺史 "事急矣知得而不知丧既而旋驾忆之悉众以攻孝顷长三尺复除吴兴太守凶暴猜忍瑱攻之皇子大训元帝第十子欧阳頠甚公正又令人衔刀潜行水中中流而杀之昭达为东宫直后天合亦有材干客军多追及于信安县乃是叛父葬讫筑城飨士纥闻昭达奄至征为中抚大将军简文第十六子也有贾人求与文育博陈旗鼓戈甲中大通三年然后就死时官军食尽自寿阳入朝留其妻子及弟为质元帝承制令往事

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1.元素周期表的组成元素周期表是由化学元素按照一定顺序排列而成的一个表格。

每个元素在这个表格中都有自己的位置，通过这个位置可以了解这个元素的原子结构以及电子排布等信息。

元素周期表一般由以下几部分构成：1.元素符号：每个元素在元素周期表中都有自己的符号，比如氧元素的符号为0。

这个符号一般是由元素名的缩写组成的，或者是有关元素的拉丁名称的前几个字母。

2.原子序数：每个元素都有自己的原子序数，表示它在元素周期表中的位置。

原子序数越大，表示这个元素的原子质量越重。

3.元素名：每个元素都有自己的名称，通常是由元素的发现者或者属性等因素命名的。

比如，铁元素的名称就是由它的属性（可以被磁化）命名的。

4.元素周期表分区：元素周期表中分为主族元素、过渡元素、桐系元素和钢系元素四个分区。

不同分区的元素拥有不同的性质和用途。

2.元素周期表的排列方法元素周期表的排列方法是根据元素的电子排布进行的。

这个排列方式被称为元素周期律。

元素周期律的主要原则是：当元素按照原子序数递增排列时，元素的物理和化学性质会呈现出周期性变化。

这种周期的周期数为7（第8周期只有人造元素），对应着元素周期表中的7行。

在元素周期表中，每行称为一个周期（或称作元素横向周期），每列称为一个族（或称作元素纵向族）。

元素周期表的排列方式使人们更容易理解元素的性质和规律。

3.主要的元素周期律规律1.周期性表现元素周期表中每个周期的重点在于周期性表现。

周期性表现是指某些元素周期律性质的周期性增加或减少。

其中，最常见的周期性表现有原子半径、电离能、电子亲和能和电负性等。

2.周期性趋势元素周期表中，同一个周期中元素的性质相似，但是从左到右，元素的性质会发生一定的变化。

这些变化也被称作周期性趋势。

其中，最明显的周期性趋势是电子云半径、电离能、电子亲和能和电负性等。

3.周期性规律元素周期表中，还有一些周期性规律。

这些规律是一些特定属性的元素周期性变化的定量体现。

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+)。

（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。

如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。

（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。

-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|=8C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=82. 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核电核数↓ ⇒F↓半径↓ 半径↑ （主）同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）2.位置与结构（1）周期数=电子数主族序数=3位置与性质①、核外电子排布②、原子半径性质递变 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电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。

元素周期律和元素周期表知识总结

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。

（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。

差值为1～7时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。

差值为11～17时，再减去10所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。

若差值＞17，再减14，按同上方法处理。

5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律：⑴ⅠA、ⅡA族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数⑵ⅢA～ⅦA、0族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数二、核素1、质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数(Li →Cs)质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、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为同位素● 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任意一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。