高一化学元素周期律
高一化学物质结构元素周期律
3.元素、核素、同位素 书P4 元素： 具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称。 质子数（或核电荷数） 决定元素种类的是_______________
核素： 具有一定数目的质子和一定数目的中子 的一种原子。 决定核素（原子）种类的是质子数和中子数 _______________
同位素： 质子数相同而中子数不同的同一元素的 不同核素互称为同位素。(对于原子来说) 判断条件：①质子数相同 ②中子数不同 ③同一元素的原子
根据以根据以上数据，磷原子的半径可能是（ B
）
A. 0.080nm B. 0.110nm C. 0.120nm D. 0.070nm 第四 2、 34号元素是第__________ 周期元素；族序数是
ⅥA +6价 。 _______; 最高正价是________
H2A 若用A表示该元素，其气态氢化物的化学式是________ 。
练：
下列各组物质中，互为同位素的是（ห้องสมุดไป่ตู้（A）O2、、O3 、O4 ） D
40 42 （C）H2O、D2O、 T2O （D） 20Ca 和20 Ca
（B）H2、D2、T2
下列各组中属于同位素关系的是（ A ） 39 A. 40 K 与 19 B.T2O与H2O K
19
C.
40 19 K
与
40 20 Ca
元素周期表的结构
短 周 期
周 期
长 周 期
第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素 第3周期：8 种元素 第4周期：18 种元素 第5周期：18 种元素 第6周期：32 种元素
镧系元素：共15 种元素 锕系元素：共15 种元素
不完全周期 第7周期
周期序数 = 电子层数
人教版高中化学第一册必修元素周期律
元素周期律一、元素性质呈周期性变化子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
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，这个规律叫做元素周期律。
说明：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必然结果。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。
O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
例题下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 AlB、Cl、 S、 PC、Be、N、 FD、Cl、 Br、 I解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A 错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。
答案：B、D。
二、几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8例2、元素R 的最高价含氧酸的化学式为H n RO 2n －2，则在气态氢化物中R 元素的化合价为多少？解析：由H n RO 2n －2知R 的最高价为+(3n －4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n －4)]=－12+3n 。
三、两性氧化物和两性氢氧化物 (1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。
例：A12O 3A12O 3+6HCl=2AlCl 3+3H 2O A12O 3+2NaOH=2NaAlO 2+H 2O(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
例：Al(OH)3， 2Al(OH)3+3H 2SO 4=Al 2(SO 4)3+6H 2O A1(OH)3+NaOH ＝NaAlO 2+2H 2O 四、重点、难点突破2．微粒半径大小比较中的规律 (1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外) 如：Na>Mg>Al>Si ；Na +>Mg 2+>Al 3+。
高一化学下学期元素周期律--新人教版
练习：
1、甲元素原子的核电荷数为17，乙元素的正二价离子 跟氖原子的电子层结构相同：
（1）甲元素在周期表里位于第——周期第——主族， 元素符号为——，它的气态氢化物的化学式为——，它 的最高价氧化物对应的水化物化学式是——，
（2）乙元素在周期表里位于第——周期第——主族， 元素符号为——，它的最高价氧化物对应的水化物化学 式是——。
弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强。
(1)同周期元素性质变化规律
族
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
最外电子数
1
2
3
4
5
6
7
原子半径
大—————————————————————小
得(失)电子能力 弱（强）————————————————强（弱）
氧化(还原)性 弱（强）————————————————强（弱）
（族）纵 原
位
子
置
序
数
（横）周期
性质
结 最外层电子数 构
电子层数
1.主要化合价 2.最高价氧化物及其水化物的组成 3.氢化物组成
1.金属性与非金属性 2.“水化物”的酸碱性 3.氢化物的稳定性
练习：
（1）已知硫原子结构示意图 +16 2 8 6 ，指出硫元素在 周期表中的位置。
硫元素的最高正价为多少？最低负价为多少？最高价 氧化物的化学式是——，其对应水化物的化学式为——， 气态氢化物的化学式为——。
……最后甩起坚韧的下巴一笑，快速从里面弹出； 幼儿教育加盟机构 幼儿教育品牌商；一道灵光，他抓住灵光绅士地一摇，一件光闪闪、紫溜溜 的咒符∈神音蘑菇咒←便显露出来，只见这个这件奇物儿，一边抖动，一边发出“嘀嘀”的余声……。骤然间蘑菇王子旋风般地让自己好象美妙月牙一样的，镶嵌着无数奇宝
高一化学元素周期律
NaOH Na × + ··O··+ × H → Na+[ ·O···H]-
··
· · ×
×
H2O2
2H
×
+2
··O·· ··
→
H
×···O······O··×·
H
3、一些重要物质的分子式
H︰H H
H︰‥‥N︰H H
‥ H︰O︰
‥ H
‥
‥
〔 H︰N︰H 〕+〔︰Cl︰〕—
3、元素周期表的结构 (1)周期：由电子层数决定：7个横行为7个周期
各周期稀有气体电子排布：
1 2种元素 2 8 种元素 3 8种元素 4 18种元素 5 18种元素 6 32种元素 7 28种元素
短周期
He 2 Ne 2 8
Ar 2 8 8
长周期
Kr 2 8 18 8 Xe 2 8 18 18 8
14Si：最外层电子数是次外层的一半，最内层的 两倍；地壳中含量排第二位；SiO2唯一原子晶 体氧化物(中学)；气态氢化物SiH4；含氧酸 H4SiO4、H2SiO3(比碳酸弱)；SiO2是硅酸盐水泥、 玻璃的主要成分。 15P：最外层比次外层少3个电子；PH3鬼火燃烧； P4白磷分子晶体键角60°；含氧酸有二：H3PO4、 HPO3等，磷酸盐有三种形式；磷酸通常为固体； 式量为98。
质
液导电，无 无延展性， 无延展性， 延展性不挥 易挥发升华，不挥发不升
延展性，有金 属光泽
发，易溶于 部分溶于水 华，不溶于
水
任何溶剂
原子量(相对原子质量)
1.国际定义 以1个碳—12原子的质量的1/12为标准，其它原 子的质量与它比较所得的数值即是该原子的相 对原子质量。 该值为“某原子的相对原子质量”，即“同位 素 的相对原子质量”。
高一化学知识点元素周期律
高一化学知识点元素周期律元素周期律是化学中最重要的基础知识之一、它是指将元素按照一定规律排列起来的周期表，其中包括元素的周期性变化和周期规律。
元素周期律的发现和建立对于化学科学的发展具有划时代的意义。
下面将介绍元素周期律的发现和基本原理，以及与元素周期律相关的知识点。
元素周期律的发现和建立可以追溯到19世纪初。
当时，科学家们正在发现和研究新的元素。
德国化学家多贝林提出了"三元素周期律"，即将元素按照质量递增的顺序排列，发现其中一种元素的性质和前一个元素有相似之处，这就是元素周期律的最初雏形。
然而，多贝林的"三元素周期律"存在一些缺陷，无法解释一些元素的性质。
直到俄国化学家门捷列夫在1869年提出了现代元素周期律。
门捷列夫将元素按照质量递增的顺序排列，并将他们放在一个周期表中，同时发现了元素周期表中的周期性规律。
元素周期律中的一些重要概念包括周期、族、周期表和周期性规律。
周期是指周期表中的横行，从左到右一共有七个周期。
族是指周期表中的竖列，从上到下一共有十八个族。
周期表将元素按照周期和族的顺序排列，元素周期律的基本原则是：元素的性质和它们的原子结构有关，而原子结构的规律与元素周期表中的元素顺序相关。
元素周期表中的周期性规律主要有电子结构、原子半径、电离能和电负性。
电子结构是指元素原子中电子的分布情况，决定了元素的化学性质。
原子半径是指元素原子的大小，原子半径在周期表中有一定的规律，一般来说，原子半径随周期数增加而减小，随族数增加而增大。
电离能是指从一个原子中去掉一个电子所需的能量，电离能在周期表中也有一定的规律，一般来说，电离能随周期数增加而增大。
电负性是指原子吸引和结合电子的能力，电负性在周期表中也有一定的规律，一般来说，电负性随周期数增加而增大。
元素周期律的应用非常广泛。
它可以用来预测元素的性质和化学反应的发生方式。
通过对周期表的研究，科学家们可以发现新的元素并研究它们的特性。
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。
高一化学元素周期律知识精讲
高一化学元素周期律【本讲主要内容】元素周期律复习元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律是此部分内容的重点。
【知识掌握】【知识点精析】一. 变化规律1. 核外电子排布的周期性变化随着原子序数的递增，元素原子的最外电子层上的电子数目从1到7（H、He除外），达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又呈周期性变化。
2. 原子半径的周期性变化每隔一定数目的元素，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小（稀有气体的原子除外），然后又呈周期性变化。
3. 主要化合价的周期性变化随着原子序数的递增，元素的主要化合价从＋1到＋7（O、F不显正价），经过稀有气体，然后又呈周期性变化。
负价从－4到－1，但随着原子序数的递增，非金属元素的种类也在变化，故变化较复杂。
二. 元素性质的内涵1. 原子半径是元素化学性质（金属性和非金属性）的主要决定因素，而元素化合价又决定于元素原子的最外层电子的排布情况，以及在化学变化过程中，元素得失电子的情况。
所以，元素性质的周期性变化，在实际应用上就是元素化学性质的周期性变化。
2. 元素原子半径和主要化合价的变化，其实质是由于原子核外电子排布的周期性变化所引起的。
具体关系如下：三. 比较金属性、非金属性强弱的判据1. 金属性强弱的判据（1）单质跟水或酸置换出氢的难易程度（或反应的剧烈程度）。
反应越易，说明其金属性就越强。
（2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
（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）金属活动顺序表需要指出的是，金属性是指金属气态原子失去电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。
高一化学元素周期律知识点总结
高一化学元素周期律知识点总结
一、什么是元素周期律
元素周期律是第二大械分类法，是按元素原子序数重复排列的律性现象，指某一行或列元素的元素性质呈现的一定的重复性的械种规律，
称为元素周期律，也叫周期性规律。
二、元素周期律的规律
1、元素周期律的原理：元素周期律主要是元素原子内最外层能够电子
数从上到自然相对次序逐次增加，以及同一属中原子半径逐次减小的
原理来探索它的规律。
2、外层电子数增加：当元素原子往右移动时，同一行原子最外层电子
数都会逐次增加，因此，任何排在这一行中的元素都有着增加的趋势，所以同一行的元素的性质也会增强。
3、原子半径减小：当元素原子往下移动时，同一型的元素原子半径也
会逐次减小，这样一来，任何排在这一列的元素都有着强化的趋势，
所以同一列的元素的性质也会减弱。
4、周期性影响：由于元素周期性律的存在，元素离子们根据原子序数
进行排列，一旦发生反应，也会随着周期的变化而产生相似的反应。
三、元素周期律的应用
1、用于确定物质性质：可以根据元素周期律确定某一种物质的性质，
进而了解其用途。
2、预测物质的反应：当物质发生反应时，可以根据元素周期律来分析
两种反应物的性质，从而预测出反应产物及用量。
3、为药物研发提供理论指导：有了元素周期律，可以根据元素周期性
律来设计合适的生物活性物质，为抗癌药物的研发提供理论指导。
四、总结
元素周期律是一种元素性质呈一定的重复性规律的现象，是金属和非
金属材料分类的基础，用于预测物质反应，同时也可以指导药物开发。
对于高中生来说，元素周期律是一个有趣而重要的课题，所以要把它
牢记在心，加深理解。
高一化学《元素周期表-元素周期律》知识总结
高一化学《元素周期表 元素周期律》知识总结一、原子的结构1、原子的构成：。
2、原子结构中常见的微粒关系（1）原子：质量数＝质子数＋中子数；质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。
（2）离子的核外电子数：核外电子数⎩⎪⎨⎪⎧阳离子：质子数－电荷数阴离子：质子数+电荷数。
（3）符号baX ＋cd ＋e 中各数字的含义：。
二、元素、核素、同位素1、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。
2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
可用符号AZ X 表示。
3、同位素（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素。
（2）特征：①具有相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同。
②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。
（3）有关同位素的四点说明①“同位”是指这几种核素的质子数(核电荷数)相同，在元素周期表中占据同一个位置。
②因许多元素存在同位素，故原子的种数多于元素的种数。
有多少种核素就有多少种原子。
但也并非所有元素都有同位素，如Na 、F 、Al 等就没有同位素。
③同位素分为稳定同位素和放射性同位素。
④同位素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。
三、核外电子排布1、排布方式：多电子原子核外的电子是分层排布的，即2、排布规律（1）电子一般总是首先排在能量最低的电子层里，即最先排在第1层，当第1层排满后，再排第2层，依次类推。
（2）每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。
（3）最外层电子数不超过8个(K层为最外层时，最多不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。
四、元素周期律1、定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2、实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果。
3、元素周期表中元素的电子排布和化合价规律（1）从元素周期表归纳电子排布规律①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。
高一化学 必修2 元素周期律 讲义
一元素周期表和元素周期律知识网络1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数注意：(1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1．[质量数] 用符号A表示．将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．说明(1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N．(2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，2311Na中，Na 原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12．2．元素周期律[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2HO2[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，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表[元素周期表]把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[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．(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)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3)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．(4)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．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．[ 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．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、V A、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
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一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
高一化学元素周期律3
1——2
3——10
11——18
-4
+1 -4
0
0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价 呈现（ 周期性 ）的变化。
元素化合价规律：
1、最高正化合价 = 最外层电子数
最高正化合价 + 最低负化合价 = 8 2、 3、最外层电子数大于或等于4则出现负价。 4、最高化合价一般用氧化物表示，最低化 合价一般用氢化物表示。
元素的原子序数=
核电荷数 （Z）
＝ 核内质子数
＝ 核外电子数
一、元素周期律
K
Ca
原子序数
电子层数 1
最外层电子 数
达到稳定结构 时的最外层电 子数源自1——21→22
3——10 11——18
2
3
1→8
1→8
8 8
结论：1、随着原子序数的递增，元素原子的 最外层电子排布呈现（ 周期性 ）的变化。
原子序数与最外层电子数柱形图
5、氟无正价，氧无最高正价。
6、稀有气体化学性质不活泼，看作0价
元素原子半径的周期性变化
原子序数
原子半径的变化
3——9
0.152nm→0.071nm
大 →小
11——17
0.186nm→0.099nm 大→小
原子半径递变规律：
同一横行，从左到右半径递减；
同一纵行，从上到下半径递增。
结论：随着原子序数的递增，元素原子半 径呈现（ 周期性 ）的变化。
降低的是（ A ） A. Al、Mg、Na C. Ar、Cl、S A. Na+/Na B. N、O、F D. L、P、Si B. K+/S2-
2、下列微粒的半径比值大于1的是（ D ） D. Cl-/Cl
高一化学元素周期律和元素周期表
（共18个纵列）
形式多样的周期表
螺旋型周期表
知 识 小 结
元素周期律 元素周期表 原子结构与元素周期表的关系 原子半径、离子半径的大小比较规 律
元素周期表中位置、结构、性质的规律
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之后倒在珊瑚怀里の事情？可是那别是都过去二十多天咯嘛/而且她也没什么说啥啊呀？是他自己又是解释又是发誓の/那各时候别说送珊瑚回去/怎么今天突然想起来要将珊瑚打发走咯呢？水清别想让珊瑚回去/最起码现在别想/因为 她确实很缺人手/现在她又是忙着照顾小小格/又是忙着服侍他/壹天到晚忙得团团转/珊瑚已经做咯那么些日子/水清用得很顺手咯/假设再换壹各新人来/她还要增加壹各从头开始调教新奴才の任务/岂别是比现在还要累？再说咯/她也 就是再多用珊瑚两各月の时间/等福宜小格半岁の时候/身子骨就会硬实许多/到时候事情少咯许多/她也就别需要再留那各丫头咯/毕竟珊瑚还需要回去伺候年夫人呢/想到那里/水清小心翼翼地回复道：/回爷/假设珊瑚当差别合您の心 思/妾身就别安排她做那些进屋来服侍の差事/假设让她现在就回去の话/妾身那里确实还真是挺需要她の呢///爷再给您寻各奴才过来别就行咯吗？//她毕竟是知根知底の奴才/又当咯三各来月の差/妾身用着很顺手咯/若是换壹各新の /怕是手忙脚乱/而且妾身也只需要再用她两各来月……/水清の那各回答让他有些摸别着头脑/她别是非常在意珊瑚/甚至别惜让月影来探查吗？怎么他主动提出来让珊瑚回去/她竟又推三阻四起来咯？难道说她那在考验他？第壹卷// 第1113章/泄愤别管水清是别是在考验他
高一化学知识点-元素周期表
高一化学知识点:元素周期表高一化学知识点:元素周期表一、元素周期表原子序数=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、周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数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质量数二二质子数+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。
七大方法助你告别化学“差生”一.尽快去找化学老师，让他告诉你以前学过的关键知识点，在短期内掌握，目的是能够大致跟上现在的教学进度，以听懂老师讲授的新知识。
要想进步，必须弄清楚导致化学成绩差的根本原因是什么?是常用的几个公式、概念没记住，还是很重要的几个基本解题方法不能熟练应用，或者是以前的一些重点知识没有理解透彻等等。
高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 元素周期表HeLi Be B C N O F Ne Na Mg24.Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223 ]Ra[226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 == 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族数 == 最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
3、物理特性：①颜色逐渐加深；②密度不断增大（Na＞K）；③熔沸点逐渐降低；④均是热和电的良导体。
高一化学元素周期律
2、原子半径
原子序数
3～ 9 11～17
原子半径的变化 逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
3、元素化合价
原子序数
化合价的变化
1～ 2
3～10
+1
0
＋7 +1 0 -1 -4 +7 +1 11～18 0 －4 －1 结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。
二、元素周期律
第二课时
思考
通过对1～18号元素的原子结构示意图的比 较，分析原子的核外电子层数和最外层电子数 的变化有何规律﹖
1、核外电子排布
原子序数
电子层数
最外层 电子数 1 1
达到稳定结 构时的最外 层电子数
1～ 2 3～10
1 2 3
2
8
2
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ8 8
11～18
1
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外 层电子排布呈现 周期 变化。 性
Cl
； / 西安村牌标牌制作
思绪飘摇、不知不觉竟思及了刚刚认识时的画面，再看看对面轻描淡写瞥了她一眼、然后慢条斯理地说话的庄逍遥、他开口 “你一个女的都能把自己住的地方整的比狗窝还难看有什么可想不通的。” 白荌苒不觉气急扑过来就咬上了庄逍遥的胳膊，闹归闹，但她并没有真心的想要去咬伤过他。 白荌苒气鼓鼓的开口“不削你就不知道老娘的厉害，看你以后还说我、死高老庄！” 庄逍遥作势的乱喊“谋杀亲夫了，有人谋杀亲夫了！”看到如此这般的庄逍遥，白荌苒不禁在内心连连叹气、这着实难以联想 那个曾经沉静如水般的庄逍遥。 想到这里，白荌苒难免又想起了年少往事、高一分科的时候，她本以为自己可能跟庄逍遥再无瓜葛了吧，毕竟他理科学的那么 好，而自己简直就是个理科白痴，不仅理科学不好，连文科也是一般般的，她当时想到那样一面、难免有些伤感。让她意想不 到的是，庄逍遥同学居然也跟她选了同样的文科，还跟她分到了一个班级，还有就是总是莫名的跟她坐到一起。她因为那样的 巧合，不知道默默地开心过多少次，总之，那个高中时代的白荌苒看到那时候的庄逍遥总是能莫名的心情大好起来。 白荌苒虽然不算是一个学渣，但是脑子着实不好，总是不能很好的领悟老师课堂上讲解的知识点，为此她很是懊恼，这样下去， 她还怎么能够考上跟庄逍遥一样的大学呢。 一开始的时候白荌苒总是小心翼翼的开口“庄逍遥同学，那个，能不能麻烦你给我讲解一下老师刚刚课堂上讲的内容。” 她如此的小心翼翼，让原本不想多管闲事的庄逍遥终究是没能狠下心来拒绝她，他垂下眼睑淡淡的开口“好”。 白荌苒大概是个十足的笨蛋，明明于庄逍遥同学而言是那般浅显易懂的知识点，在她这里却如临大敌，经过庄逍遥同学的不断 讲解之后，她才腼腆的红着脸道了声谢“真是太感谢你了”。
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２．原子半径变化的规律性 原子序数 原子半径的变化 0.152 nm→0.071 nm 大→小 0.186 nm→0.099 nm大 →小
3 ～9 11 ～17
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周 期性的变化
一些元素原子半径规律性变化示意图
演 稿
示 1
文
2 3 后 等
绿虎日志网/ 绿虎日志网 及屰夻
元素周期律
H He Li Be
B
C
N
O
F
Ne Na Mg Al
Si
P
S
Cl Ar
什么叫原子序数? 根据原子序数的规定方法，该序数与 原子组成的哪些粒子数有关系? 有什么关系?
结论： 原子序数=核电荷数=质子数 =原子核外电子数
思考：
请画出1～18号元素的原子结构示意图， 观察原子核外最外层电子排布随原子序 数的递增有什么规律性的变化?
个增加到8个，而达到稳定结构
１．原子核外最外层电子排布规律
原子序数 1～ 2 3～ 10 11～ 18 电子层数 1 2 3 最外层电子 数 1→2 1→8 1→8 达到稳定结构时最外层 电子数 2 8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
观察与思考：
从表中的数据看，你认为元素原子半径随原 子序数的递增呈现什么规律性的变化?
思考与讨论: 随着原子序数的递增，元素的金属性、 非金属性是否也呈现周期性的变化？ 如何比较元素的金属性及非金属性？
元素的金属性及非金属性的比较方法:
元素金属性强弱判断的依据： 1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。 2. 最高价氧化物对应的水化物 ——氢氧化物 的碱性强弱。 3.单质与盐溶液的置换反应。 元素非金属性强弱判断依据： 1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。 2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化 物的稳定性。 3.单质与盐溶液的置换反应。
金 属 性 逐 渐 增 强
H
Li Be B C N O F
Na
K Rb
Mg
Ca Sr
Al
Ga In
Si
Ge Sn
P
As Sb
S
Se Te
Cl
Br I
非 金 属 性 逐 渐 增 强
Cs
Ba
Tl
Pb
Bi
Po
At
金属性逐渐增强
[课堂小结]：
元素周期律： 元素的性质随着元素核电荷数的递增而 呈现周期性的变化。 元素周期律的实质： 元素周期律是元素原子的核外电子排 布随着元素核电荷数的递增发生周期 性变化的必然结果。
NaOH强 碱
随着核电荷数的递增，元素的属性呈现周期性 的变化。
观察与思考：
请同学们阅读并分析 P6表 1-4分析上表， 回答 Si、P、 S、 Cl的非金属性的强弱，并解 释其原因。 结论：Si、P、S、Cl的非金属性依次递 增。
4、随着原子序数的递增，元素的金属性、非金 属性呈现周期性的变化 非金属性逐渐增强
【实验 3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一 小段镁条和铝片，再向试管中各加入 2 mol· L -1盐酸 2 mL，观察 并记录实验现象。
观察与思考：
性 质 单质与水（或 酸）的反应情 况 最高价氧化物 对应水化物的 碱性强弱 Na 与冷水剧 烈反应 Mg 与冷水缓慢、 与沸水迅速反 应，与酸剧烈 反应 Mg(OH)2中强 碱 Al 与酸迅速 反应 Al(OH)3 两性氢氧 化物
探究实验
【实验 1】切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤 油。在一只250 mL 烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶 液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象。
【实验 2】将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中， 向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液，观察实验现 象。再加热试管，观察并记录实验现象。
一些元素的 主要化合价
元素化合价与最外层电子排布的关系
３．常见元素化合价的一般规律
① 1~20号元素中，除了O、F外， 元素的最高正价等于最外层电子数；
｛最高正价+ /最低负价/ = 8
最低负价与最高正价的关系为：
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素； ③氟无正价，氧无最高正价 。
原子半径大小比较规律：
⑴ 一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增， 原子半径逐渐 变小
⑵ 一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递 增， 原子半径逐渐 增大
（ 3金属原子的半径大于相应金属的阳离子，非金属原子的半径小于相应非金 属的 阴离子 （ 4）电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多其离子半径越小
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个 电子层，最外层电子数目由1 11—18号元素，从Na 到 Ar有3个电子层， 个增加到到 2个，而达到稳定 3—10 号元素，从Li 到 Ne有2个电子层， 随原子序数的增大，最外层电子数目由 随原子序数的增大，最外层电子数目由 1 结构 1个增加到 8个，而达到稳定结构