完整版元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1.元素周期律的发现历史元素周期律最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，并且将已知的63个元素按照一定的规律排列。
门捷列夫将元素的性质与其原子量进行比较，发现存在周期性变化的规律。
后来，门捷列夫的周期表不断进行修正和完善，最终发展成为现代元素周期表。
2.元素周期表的结构元素周期表是按照元素原子序数的大小进行排列的，原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的标识。
周期表由横行的周期和竖列的族组成。
横行的周期称为周期，竖列的族称为主族。
元素周期表根据元素的电子结构、原子半径、电负性等性质进行划分。
3.元素周期律的主要规律-周期性规律：位于同一周期中的元素，原子量存在递增的趋势，并且许多性质会随着周期数的增加而周期性变化。
例如，金属元素的电子亲和能随周期数的增加而降低。
-垂直规律：位于同一族中的元素，原子量相似，并且许多性质也会有相似之处。
例如，碱金属元素（第一族）都具有相似的反应性和活泼的性质。
-斜线规律：元素周期表中的主要对角线称为斜线规律。
按照斜线方向进行排列的元素，在一些性质上有着相似之处，并且具有一定的趋势。
例如，元素周期表中的碱土金属（第二族）和卤素（第七族）的电子亲和能都随着原子量的增加而增加。
4.元素周期律的应用-预测新元素：元素周期律的周期性规律可以用来预测尚未发现的元素的性质。
例如，门捷列夫在提出元素周期表后，成功预测了后来发现的元素镓、铊和锪。
-元素的共价价态：元素周期表中同一族元素的共价价态具有相似性，例如，氧族元素的共价价态为-2-元素的化合价：元素周期表中主族元素的化合价与其所在的族数有关，例如，第一族的元素的化合价为+1-化学反应的活性和性质：元素周期表中的元素按照周期和族的排列，可以看出元素的活性和性质的变化趋势。
例如，金属元素活动性随周期数的增加而增加。
-过渡元素的性质：元素周期表中的过渡元素具有丰富的氧化态和复合态，具有多种形态的存在。
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，因此具有相似的化学性质。
这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。
2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。
比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。
周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。
【化学】《元素周期律》知识点总结
【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)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金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
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
元素周期律是指原子序数从小到大，相应化学性质的在周期上的变化情况。
元素周期
律是化学中的一个基本概念，它有助于更好地理解化学反应。
了解元素周期律的分布规律，更好地搞懂元素及其化合物的性质是很重要的。
1、周期定律
元素周期律规定，原子核中的核子数和电子配置密切相关，两者具有相似的正比关系：（原子核中核子数增大）-（电子配置有规律地变化）-（此元素相应的化学性能有趋势性
改变），被称为元素周期律，表示原子序数从小到大，相应的化学性质会不断变化。
因此，通过对周期表的分析，我们可以知道每个元素的特性（如电子、分子、气态等部分）和行
为（如与其它元素的反应），从而帮助我们更好地理解物质的组成和变化规律。
2、周期规则
周期规律指的是原子序数在不断增大的过程中，元素的化学性质具有一定的规律性变化。
根据原子序数从小到大的变化情况，可以将化合物分为碱金属组（元素序数2-12）、过渡金属组（序数13-18）、无机非金属组（序数19-36）、有机非金属组（序数37-60）、偶极稀有气体组（序数61-90）、卤素元素（序数91-118）。
这些元素的化学性质等都具
有一定的规律，这些规律可以用于我们对化学性质的正确认识和判断。
4、周期趋势
根据元素周期律，随着原子序数的增大，元素的化学性质呈现出一定的趋势。
碱金属、过渡金属、无机非金属和有机非金属四类元素的化学性质，都呈负责关系，这表明，随着
原子序数的增加，化学性质也会越来越弱，反应性也越来越差；而偶极稀有气体（示例如氧、氦等）及卤素，其化学性质不受原子序数的变化而变化，仍具有极高的稳定性。
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-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
(完整word版)元素周期律知识点总结(精华版),
(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。
元素周期律知识点总结(精华版)
★元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
★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
金属性增强
C s
金属性最强
最高价的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）
大
原子半径变小
最高价氧化物的水化物的酸性增强
非金属性增强
18
32（镧系）
（32）（锕系）
周期数=电子层数
主族 （7个）族副族 （7个）
第Ⅷ族（1个）
0族 （1个）
元素性质的递变规律
ⅠA~ⅦA
ⅠB~ⅦB三个纵行 稀有气体元素
主族序数=最外层电子数 主族元素中： 元素最高正化合价=族序数（除O、F）（最高价+最低价）绝对值= 8（从第四主族出现负价）
原子半径变大
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(OH)x
H8-xRO4
H6-xRO3
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。
原子结构与元素周期律知识点
原子结构与元素周期律知识点一、原子结构1.原子的组成原子是最基本的化学单位，它由质子、中子和电子组成。
质子带有正电荷，中子不带电荷，电子带有负电荷。
质子和中子集中在原子核中，而电子则围绕原子核运动。
2.元素的定义元素是由具有相同原子序数的原子组成的物质。
原子序数是元素的核外电子数目，也是元素在元素周期表中的位置。
3.原子的大小原子的大小可以通过原子的半径来表示。
原子半径通常用皮克米（pm）来表示，1pm=1×10^-12m。
原子的半径随着元素的原子序数增加而增加。
4.原子的质量原子的质量可以通过原子的相对原子质量来表示。
相对原子质量是以碳-12同位素为标准进行比较的，碳-12同位素的相对原子质量为12、相对原子质量可以通过元素周期表上的数值来获得。
5.原子核原子核是原子的中心部分，其中包含了质子和中子。
原子核的直径约为1×10^-15m，而整个原子的直径约为1×10^-10m，因此原子核只占据原子体积的很小一部分。
6.原子的电子排布原子的电子排布遵循能量最低原理，即通过填充电子能级和轨道来达到最低能量状态。
根据泡利不相容原理，每个轨道最多只能容纳2个电子，且这两个电子的自旋必须相反。
7.原子的电子壳层和能级原子的电子分布在不同的壳层和能级上。
壳层按主量子数来编号，第一个壳层为K壳，第二个壳层为L壳，依次类推。
能级是指在同一个壳层上，不同轨道的电子所具有的能量。
8.原子的价电子价电子是原子中最外层的电子，它决定了原子的化学性质。
元素周期表中的元素按照价电子数目的增加顺序排列。
二、元素周期律1.元素周期表的构成元素周期表是一种将元素按照原子序数和化学性质的周期性排列的表格。
它由原子序数递增的一系列水平行（周期）和垂直列（族）组成。
2.元素周期表的分区元素周期表可以分为s区、p区、d区和f区。
s区包含1个周期，p区包含6个周期，d区包含10个周期，f区包含14个周期。
3.元素周期表的主族和过渡元素元素周期表中的1A-2A和3A-8A族元素称为主族元素，它们的电子配置在外层壳层上有相似的组成。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结1. 引言元素周期律是化学中的一个基本规律，由俄罗斯化学家门捷列夫首次提出，它描述了元素的性质如何随原子序数的增加而周期性变化。
本文将总结元素周期律的基本概念、发展历程、周期表的结构以及它在化学中的应用。
2. 元素周期律的基本概念元素周期律指出，元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性的重复。
这意味着具有相同电子排布的元素会展现出相似的化学性质，而这些性质在周期表中的特定位置会重复出现。
3. 元素周期律的发展历程- 1869年，门捷列夫发表了他的周期律，并创建了第一个周期表。
- 随后，随着新元素的发现和原子结构理论的发展，周期表不断被完善和扩展。
- 现代周期表基于量子力学原理，解释了元素周期律的物理基础。
4. 周期表的结构周期表是按照原子序数排列所有已知元素的表格，其结构如下：- 周期：水平排列的元素行，表示电子能级的主量子数。
- 族：垂直排列的元素列，表示电子排布中的价电子数目。
- 区块：周期表根据电子排布的亚层被分为s、p、d、f区。
- 原子序数：表中每个元素的编号，等于该元素原子核中的质子数目。
5. 元素周期律的应用- 预测元素的化学性质，如金属性、非金属性和电负性。
- 指导新元素的发现和研究。
- 解释和预测化学反应的类型和速率。
- 帮助理解和设计新材料。
6. 周期表中的特定趋势- 原子半径：同一周期内，从左到右原子半径减小；同一族内，从上到下原子半径增大。
- 电负性：同一周期内，从左到右电负性增加；同一族内，从上到下电负性减少。
- 离子化能：同一周期内，从左到右第一离子化能增加；同一族内，从上到下第一离子化能减少。
7. 结论元素周期律是化学中的核心概念之一，它不仅帮助化学家理解和分类元素，还指导着化学研究和工业应用。
随着科学技术的进步，对周期律的理解和应用将不断深化，推动化学科学的发展。
8. 参考文献- Mendeleev, D. I. (1869). The Dependence between the Properties of the Atomic Weights of the Elements. Journal of Experimental and Theoretical Chemistry, 1(4), 60-77.-WebElements. (n.d.). Retrieved from /请注意，本文为知识点总结，未包含实际文档格式，如需创建具体的文档，如教学PPT、讲义或报告，请根据实际需要调整内容和格式。
化学元素周期表总结(全) → 化学元素周期性总结(全)
化学元素周期表总结(全) → 化学元素周期性总结(全)化学元素周期性总结(全)化学元素周期表是化学中最基本的工具之一，它将元素按照其原子结构和性质进行排列。
以下是对周期表的总结：1. 元素的周期性：元素周期表的主要特征是元素的周期性。
元素按照原子序数的增加顺序排列，而这种排列反映了元素的周期性变化。
周期表的每个周期都代表了相似性质的元素，同时周期表的每个主族（或称为族）都代表了具有相似性质的元素群。
2. 周期表的布局：周期表的布局分为若干个横向的周期和竖向的族。
水平方向的周期代表了电子层的增加，即元素原子中最外层电子的数目逐渐增加。
而垂直方向的族代表了具有相似原子结构和性质的元素。
3. 周期表的分类：元素周期表主要分为主族元素、过渡元素和稀有气体元素。
主族元素包括第1至第2组元素以及第13至第18组元素，它们的化学性质相似。
过渡元素则位于主族元素和稀有气体元素之间，具有特殊的电子结构和性质。
稀有气体元素包括第18族元素，它们非常稳定且在自然界中存在于单质状态。
4. 元素的周期性规律：元素周期表的排列揭示了元素的周期性规律。
根据元素周期表，我们可以观察到周期性的原子半径、离子化能、电子亲和能、电负性等性质变化规律。
这些规律为我们理解元素的化学性质和反应提供了重要线索。
5. 扩展的周期表：除了传统的元素周期表，现代科学还发现了扩展的周期表。
扩展的周期表将超过118个元素进行了分类和归纳，其中包括了人工合成的元素。
这些扩展的周期表有助于探索更多元素的特性和性质。
总结：化学元素周期表提供了对元素性质和规律的系统性认识。
通过对周期表的研究，我们能够揭示元素之间的相互关系和化学性质的变化规律，进而推动化学领域的发展和创新。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核的构成原子X核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数 2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n补充：1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是 （） A ．该粒子不显电性B ．该粒子质量数为4原子核核外电子Z 个中子（A-Z ）个质子Z 个C．与氢元素的质子数相同 D．该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。
3、现有b X n－和aY m＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4、某元素的阳离子R n＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n三、元素周期表的结构．．．．．．．．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．．。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律是化学中描述元素性质周期性变化的规律，它揭示了元素原子结构与其化学性质之间的关系。
以下是对元素周期律知识点的总结：1. 元素周期律的发现：这一规律是由俄国化学家门捷列夫于1869年发现的，他通过研究元素的原子量和化学性质，提出了元素周期表的概念。
2. 元素周期表的结构：元素周期表由行和列组成，共有7个周期和18个族（包括8个主族、8个副族、1个0族和1个Ⅷ族）。
元素按照原子序数递增的顺序排列，同一周期的元素具有相同的电子层数，同一族的元素具有相同的价电子层数。
3. 元素周期律的主要内容：- 原子半径：随着原子序数的增加，元素的原子半径呈现出周期性的变化。
在同一周期内，原子半径从左到右逐渐减小；在同一族内，原子半径从上到下逐渐增大。
- 主要化合价：元素的主要化合价也呈现出周期性的变化。
在同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负化合价则逐渐减小。
- 电负性：元素的电负性是指元素吸引电子的能力，它随着原子序数的增加而呈现出周期性的变化。
在同一周期内，电负性从左到右逐渐增大；在同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
- 电离能：元素的电离能是指将一个电子从原子中移除所需的能量，它也呈现出周期性的变化。
在同一周期内，电离能从左到右逐渐增大；在同一族内，电离能从上到下逐渐减小。
4. 元素周期律的应用：元素周期律在化学研究和工业生产中有着广泛的应用，例如在预测元素的化学性质、设计化学反应、开发新材料等方面都发挥着重要作用。
5. 元素周期律的局限性：虽然元素周期律能够很好地解释许多化学现象，但它也有局限性。
对于一些特殊元素，如镧系和锕系元素，它们的化学性质并不完全遵循周期律的预测。
6. 元素周期律的现代发展：随着科学技术的进步，元素周期律也在不断地被完善和发展。
例如，现代量子化学理论为解释元素周期律提供了更深层次的理论基础。
通过以上总结，我们可以看到元素周期律是化学中一个非常重要的概念，它不仅帮助我们理解元素的性质，还指导我们在化学研究和应用中做出合理的预测和决策。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结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号元素原子构造示意图的4种根本模型用Z表示原子序数，将前20号元素的原子构造示意图归纳成四种根本模型如下：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：〔1〕元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。
〔2〕周期是电子层数一样的元素集合，族是性质相似的元素集合。
〔3〕族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。
〔4〕族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA〔NaH〕。
〔5〕元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期〔根据如今的元素周期表〕。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。
4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。
16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。
化学元素周期律总结
化学元素周期律总结1.原子结构的基本单位是原子。
每个原子由一个位于中心核心的质子和中子组成，核心周围则围绕着电子云。
2.元素周期表将所有元素按照原子序数（即核中质子的数量）从小到大排列。
3.元素周期表通常分为若干个水平行，称为周期。
水平行上的元素具有相似的化学性质。
4.元素周期表还可以分为若干个垂直列，称为族。
同一族中的元素具有相似的外层电子配置和化学性质。
5.元素周期表的第一周期只有两个元素，氢和氦。
这是因为第一周期中只有一个能容纳电子的主能级（即1s），所以只有两个位置能够容纳电子。
6.元素周期表的第2周期有8个元素，从锂到氖。
这是因为第2周期有两个主能级（即2s和2p），每个主能级最多容纳8个电子。
7.同样地，第3周期有18个元素，从钠到氩。
8.元素周期表的第4周期是化学元素周期表的最长周期，它包含了32个元素，从钾到氙。
9.随着周期数的增加，元素的原子半径逐渐增大，原子核的吸引力减弱，电子云扩散，电子和质子之间的距离增加。
10.原子中的电子云是不均匀分布的，更接近核心的电子比较难以移动，所以在元素周期表上从左到右，由上到下的顺序中，反应性逐渐增加。
11.核外层电子的数量决定了元素的化学性质。
外层电子更容易参与化学反应。
12.元素周期表的最右边是惰性气体族，也称为稀有气体族。
这些元素的外层能级完整，很难与其他元素发生化学反应。
13.元素周期表中，元素的周期号告诉我们元素的最外电子层所在的主能级数。
14.元素周期表中，元素的周期号与元素的化学反应性和性质之间存在一定的关联。
例如，周期表的第1A族元素（即碱金属）是非常活泼的金属，容易与水反应。
15.在元素周期表中，元素的族号告诉我们元素的最外电子层中有多少个电子。
总的来说，化学元素周期表是一种非常有用的工具，用于理解和分类元素的化学性质。
通过对元素周期表的研究，可以揭示元素之间的相似性和周期性规律，帮助我们更好地理解和预测元素的行为。
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。
2、化合价主族元素的最高正化合价＝主族序数（O、F 除外）。
最低负化合价＝主族序数 8（金属元素一般无负化合价）。
3、金属性和非金属性金属性是指元素原子失去电子的能力。
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。
非金属性是指元素原子获得电子的能力。
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。
文档：元素周期律知识总结
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。
第ⅠA 族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu 。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr ＋Cl 2＝2NaCl ＋Br 2。
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。
其中第 7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。
ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。
3、元素所在的周期序数= 电子层数，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
”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 。
3 •电子层数与最外层电子数相等:i H 、 4Be 、 13Al 。
5 .次外层电子数为最外层电子数 2 倍：3Li 、 i4Si6 .内层电子总数是最外层电子数2 倍：3Li 、15P 。
（1）.常见的等电子体①2个电子的微粒。
分子:He 、 H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
②10个电子的微粒。
分子: Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH ；;离子：Na +、 Mg 2+、Al 3+、元素周期律及其实质1.定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2. 实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现 周期性变化3.具体实例：以第 3周期或第VII A 族为例，随着原子序数的递增NH ；、H 3O +、N 3-、O 2-、F -、OH -、NH 2等。
③18个电子的微粒。
分子:Ar 、SiH ；、pH 3、H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H ；（联氨）、C 2H 6 （CH 3CH 3）、CH 3NH 2、CH 3OH 、CH 3F 、NH 2OH （羟氨）；离子：K +、Ca 2+、Cl -、S 2-、HS 、P 3-、02-等。
（2）.等质子数的微粒分子。
1；个质子：N 2、CO 、C 2H 2; 16个质子: S 、02。
离子。
9个质子：F -、OH -、NH ；; 11 个质子：Na +、H 3O +、NH ；; 17个质子：HS -、Cl -。
（3）.等式量的微粒式量为28: N 2、CO 、C 2H ；;式量为 46: CH 3CH 20H 、HC00H ;式量为 98: H 3PO ；、H 2SO ；;式量为 32: S 、 02；式量为 100: CaC03、KHC0 3、Mg 3N 2。
f 元素周期律元素周期律和 元素周期表｛▼.元素周期表「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 J 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；.排列原则J ②、将电子层数相同的元素排成一个横行；' 丨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）：r 周期（7个横行）J ②、长周期（四、五、六周期）L ③、不完全周期（第七周期） 『①、主族（I A 〜叩A 共7个） \ ②、副族（I B〜叩B 共7个） ］③、別族（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 ① 、核电荷数，电子层结构，最外层电子数 ② 、原子半径峠生质递变〈③、主要化合价金属性与非金属性 气态氢化物的稳定性 周期表结构嗾（18个纵行）④、⑤'⑥、 最高价氧化物的水化物酸碱性Ar(CI)=Ar( 35CI)泊％ + Ar( 37Cl)为％微粒半径的比较元素的金属性或非金属 性强弱的判断电子层数:「判断的依据具体规律:依据：核电荷数 最外层电子数相同条件下，电子层越多，半径越大。
相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
「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:2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如: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：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Na>Mg>AI>Si> P> S>CI.LivNavKvRbvCs F vCI vBr VIF -> Na +>Mg>AI 3+Fe>Fe 2+>Fe 3+『①与水反应置换氢的难易越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强r 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互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来J ⑤原电池反应中正负极 负极金属的金属性强于正极金属。
『①H 2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。
I 非金属性强弱，*③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
L ④互相置换反应非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来-①、同周期元素的金属性， 随荷电荷数的增加而减小，女口： Na>Mg>AI ;非金属性，随荷电荷数的增加而增大,如：SivPvSvCI 。
''规律：彳LivNavKvRbvCs ;非金属性，随荷电荷数的增加②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如： 而减小，如：F>CI>Br>l 。
■③、金属活动性顺序表：K>Ca>Mg>AI>Zn>Fe>Sn> Pb>（H ）>Cu>Hg>Ag> Pt>Auf 定义：以12C 原子质量的1/12 （约1.66 X 10-27kg ）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（ SI )单位为一，符号为1 （单位1 一般不写）相对原子质量 诸量比较:（原子量）「原子质量：指原子的真实质量，也称绝对质量，是通过精密的实验测得的。
女如:一个 CI 2分子的 m （Cl 2）=2.657 X 10-26kg 。
核素的相对原子质量：各核素的质量与12C 的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不同的核素的相对原子质量，女n35CI 为 34.969, 37CI 为 36.966。
核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。
如：35CI 为 35, 37CI 为 37。
元素的相对原子 质量：是按该元素各种天然 同位素原子所占的原子百分 比算出的平均值。
如：元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。
注意：.①、核素相对原子质量不是元素的相对原子质量。
L ②、通常可以用元素近似相对原子质量代替元素相对原子质量进行必要的计算。
.定义：核电荷数相同，中子数不同的核素，互称为同位素。
（即：同种元素的不同原子或核素）I.①、结构上，质子数相同而中子数不同；特点：J ②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；◎、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数不是质量）百分含量一般是 不变的（即丰度一定）。
原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系1.元素在周期表中位置与元素性质的关系⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
金 属非金属性逐渐增强J 周期 B非金属区1非2 性Al Si金 3逐Ge As属4 渐Sb Te性5 增1 r 金属区PoAt增6强强 7金属性逐渐增强主族I A n A 川 A W A V A筍Avn A⑵对角线规则：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，其相似性甚至超过了同 主族元素，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，女口： LiOH 为中强碱而不是强碱，Li 2CO 3难溶于水等等。
②两性” Be 和Al 单质在常温下均能被浓 H 2S04钝化；A1C13和BeCl 2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。
2•原子结构与元素性质的关系⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半 径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数同位素 I 最外屋电孑數I 决定得失 原子结构1原子半径I 克子能力通过性质运ffl 递变规律推出 元索在周期表中的位畫I判斷元素推出位置周期、族■元索的I 性頂Be 、Al 的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的决定越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。
即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs （排除放射性元素）。