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=质子数一所带的电荷数(2) “核电荷数”与“电荷数”是不同的，如C「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 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，J Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12. ［原子核外电子运动的特征］(1) 当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹.在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少.(2) 描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云.电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率.电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少.(3) 在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。

在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小.［原子核外电子的排布规律］（4）原子最外层中有8个电子（最外层为K层时有2个电子）的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”•但如PCI5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的.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AIQ与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12Q+6H = 2A13++3H2O A1 2O+2OH = 2A1Q—+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I 3 丰一一发生反应：AI（OH） 3+3H = 2A1 +3H2O A1（OH） 3+OH = A1O +2H2O［原子序数为11 —17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律］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、nA、川A、W A、VA W A>W A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、n B W B、VB W B、W B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，叫做忸族.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）•⑵在元素周期表的中部，从川B到H B共10个纵列，包括第忸族和全部副族元素，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［原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系］（1）原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族•如氯元素的原子序数为17,而其化合价有—1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第W A族.（2）原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族•如硫元素的原子序数为16,而其化合价有—2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第W A族.［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，随着核电何数增多，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。

c •非金属单质与氢气化合由易到难（气态氢化物的稳定性降低）;d.最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强. ③ 在元素周期表中，左下方的元素铯（Cs ）是金属性最强的元素；右上方的元素氟（F ）是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素 （B 、 A3、 Si 、 Ge 、 As 、 Sb 、 Te 等），既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性 质.（3） 元素化合价与元素在周期表中位置的关系：①在原子结构中，与化合价有关的电子叫价电子.主族元素的最外层电子即为价电子，但过渡金属元素的价电 子还与其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关. ②对于非金属元素，最高正价+最低负价的绝对值=8（对于氢元素，负价为—3,正价为+1）.[核素] 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子， 叫做一种核素. 也就是说， 每一种原子即为一种核素，注意 核素有同种元素的核素（如1H1H）和不同种元素的核素（如1；C1等）.[ 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．说明 （1） 只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素.即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质 量数也不同. （2） 由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数. （3）同位素的特性：①物理性质不同（质量数不同），化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的.⑷ 氢元素的三种同位素：氕 1H （特例：该原子中不含中子）、氘2H （或D ）、氚3H （或T ）.31H 为制造氢弹的材料； 23952 U 为制造原子弹的材料和核反应堆燃料．[元素的相对原子质量 ] 按各种天然同位素原子的相对原子质量与其所占的原子百分比 （摩尔分数）求出的平均值． （1） 元素的相对原子质量的求法：设某元素有 A B 、C 三种同位素，其相对原子质量分别为 MA 、MB 、MC ……，它们的原子个数百分比分别为 a%b% c% 则：该元素的相对原子质量= MA X a% + M B X b % + M C X C % +……（2） 要特别注意对“元素的相对原子质量” 、“原子的相对原子质量” 、“原子的质量数” 、“原子的质量”这四个概念 的辨析.C2 1H、2H116C 等各称为一种核素.（5） 重要同位素的用途：［元素周期律和元素周期表的意义 ］1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表•到 20世纪，随着原子结构理论的发展，元素周期律和周期表才发展为现在的形式.（1）利用元素周期律，可预言未知元素.元素周期律和元素周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性 质提供了线索.（2）利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定的区域内寻找新元素•例如，在周期表右上角 寻找制造新品种农药的元素；在金属与非金属的分界处附近寻找半导体材料；在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、 耐腐蚀的合金材料；等等.（3）元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性.4. 化学键［离子键］ 使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键.说明（1）阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面.（2）阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物.［电子式］ 在元素符号的周围用小黑点 （•或X ）来表示原子最外层电子的式子，称做电子式.电子式的几种表示方 法： （1）原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出.例如：■S~I~■ ■氢原子（氐）、钠原子（创町、镁原子（对歹）、铝原子「）、碳原子（丫 ）、氮原子（-）、硫原子（二）、* ■氩原子（：呼：）. ⑵离子的电子式：① 阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的 8个电子（H 「为2个电子），外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数.例如S 2「的电子式为［：耳：］2「 , 0H 的电子式为［：2；.② 阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子NaS 镁离子Mg *等.对于带正电荷的原子团，［:ci ：rci a+ ［:ci ：］（4）用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上 书写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数.如 NF4电子式为H ［rB ■■H（3）离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写.如CaCb 的电子式应为，再在右边写出离子化合物的电子式.例如，用电子式表示MgBrs 、Na2S 的形成过程:Br ： — ［：Br^FMg 3+［：Br ：］辰仃计曰―吋1心疔-时B A* ■说明 含有离子键的物质：①周期表中I A 、丨A 族元素分别与W A >W A 族元素形成的盐；②I A 、n A 族元素的氧化物；③铵盐，如 NHCI 、NHNO 等；④强碱，如 NaOH KOH 等.［共价键］原子间通过共用电子对所形成的相互作用•由共价键形成的化合物叫做共价化合物. 说明（1）形成共价键的条件：原子里有未成对电子（即原子最外层电子未达 8电子结构，其中 H 原子最外层未达2电子结构）•各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达 8电子（He 为2电子）稳定结构，故不能形成共价键.（2）共价键形成的表示方法:注意:a. 书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要达到H ^C1 *电子结构）.例如，HCI 分子的电子式为 。