高中元素周期表知识点

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2024年高考化学元素周期表知识点总结

2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。

每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。

2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。

s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。

3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。

其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。

二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。

常见的元素有锂、钠、钾等。

主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。

2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。

常见的元素有镁、钙、锶等。

广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。

3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。

硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。

4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。

硅广泛用于制备光伏材料等。

5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。

磷广泛用于生化、农业等领域。

6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。

硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。

7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。

氟在医药、农业等方面有广泛的应用。

8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。

氦广泛用于美容、制冷等方面。

三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。

元素周期表个知识点归纳

人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义：核电荷数相同的同一类原子的总称,一种元素可能有多种形式的原子存在形式,如：氢元素的几种形式：H、D21H、T31H、H+、H- ;2、元素符号：在元素周期表中每个小格分四层,元素符号在第一层,黑色字体,用拉丁文大写字母表示,当大写字母相同时,加一个小写字母予以区别;例如：H氢、He氦； C碳、Cl氯、Ca钙；N氮、Ne氖、Na钠；Al铝、Ar氩;3、元素名称：在元素周期表中每个小格分四层,元素名称在第二层,黑色字体,大多数元素的名称是由形声字构成,气态非金属的名称有气字头,固态非金属的名称有石头旁,液态非金属用三点水旁溴,液态金属用水字底汞,金属的名称都有金字旁,个别的元素的名称不是形声字,例如：氮不读“炎”音;4、元素分类：1按元素所在的周期分类：同周期元素和不同周期元素同周期元素共同点：电子层数相同,在元素周期表中处于同一行中,处于左右关系;不同周期元素不同点：电子层数不相同,在元素周期表中不处于同一行中;2根据元素的原子序数分类：前20号元素或第n号元素3按元素所在的族分类：主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素4按元素周期表新课标人教版化学必修2分类：金属、非金属、过渡元素其中金属元素专指主族元素的金属元素,非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素,;5、元素的特有数值：元素的原子序数和元素的相对原子质量;1原子序数=核电荷数=质子数,原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置,在元素周期表中每个小格内的第一层,位于元素符号的左下角,数字呈鲜红色;2元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比,元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四计算出的平均值见课本P10层,通常保留有效数字4位,数字呈黑色;6、元素周期表1将化学元素依照某种特有数值从小到大顺序依次排成一行,并将化学性质相似的元素依照某种特有数值从小到大排成一列所形成的表格叫元素周期表;2元素周期表中特有数值：原子序数和相对原子质量;3门捷列夫的元素周期表依照的特有数值是相对原子质量,现行的元素周期表依照的特有数值是原子序数;7、元素周期表的结构：由七行和十八列构成,其中每一行为一个周期,从左到右第8、9、10列合起来为VIII族,其余每一列为一族,所以元素周期表由7个周期和16个族构成;8、周期的定义：将电子层数相同的元素依照核电荷数由小到大的顺序从左往右排成一行形成一个周期;9、周期的序数规定：周期序数=电子层数10、7个周期对应的元素种类数11、周期的分类：短周期和长周期;1短周期：含元素种类少于10种的周期,包括1、2、3周期;2长周期：含元素种类多余10种的周期,包括4、5、6、7周期;12、族的定义：将化学性质相似的元素依照核电荷数由小到大的顺序排成一列形成一族注意：VIII族是3列;1主族的定义：由短周期元素和长周期元素构成的族稀有气体除外另有名称;2副族的定义：完全由长周期元素构成的族第8、9、10列元素除外另有名称;3VIII族的定义：第8、9、10列元素构成的族;40族的定义：稀有气体构成的元素族;13、族的分类：主族、副族、0族、VIII族;14、主族的分类：依照最外层电子数由少到多的顺序分为7个主族;1主族序数的规定：主族序数=最外层电子数=最高正价数氧、氟例外;2主族序数的表示方法：罗马数字后加A;15、罗马数字的辨析：“四六不分”说的就是罗马字母IV和VI容易混淆;I是1,V是5,X是10,I在V或X左时,用减法,5-1=4IV,10-1=9IX；I在V或X右时,用加法,5+1=6VI,5+2=7VII,5+3=7VIII,10+1=11XI,10+2=12XII;16、副族的表示方法和分类：罗马数字后加B表示副族,共有7个副族,从左到右的顺序是IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIIIIB、IIB;17、各族元素的位置关系长式周期表18列和短式周期表各族从左到右对应的关系IA→IIA→IIIB→IVB→VB→VIB→VIIB→VIII﹡﹡﹡→IB→IIB→IIIA→IVA→VA→VIA→VIIA→018、元素的性质：是指元素的核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性;19、碱金属元素性质比较1相同点：内层电子呈充满状态,最外层电子数相同都是1,发生化学反应时都失去一个电子呈+1价;2不同点：电子层数越来越多,原子半径越来越大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越容易失去,金属性越来越强;20、碱金属单质的相似性1物理性质上的相似性：大多数是银白色金属铯略带金属光泽,硬度小,质软;2化学性质的相似性：都可以与氧气反应,生成含氧化合物；都可以与水反应生成碱并放出氢气,无论与哪种物质反应产物中碱金属元素的化合价都是+1价;21、碱金属单质的递变性1物理性质上的递变性：从锂到铯,密度逐渐增大钾反常,熔沸点逐渐降低;2化学性质的递变性：①与氧气反应产物的种类越来越多,含氧化合物中氧元素的价态越来越高；锂元素只有一种含氧化合物：Li2O,钠元素有两种含氧化合物：Na2O和Na2O2；钾元素有三种含氧化合物：K2O、K2O2、KO2;②与水反应的激烈程度不一样;22、卤族元素性质比较1相同点：内层充满,最外层电子数都是7,最低负价都是-1;2不同点：从氟到碘,核电荷数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力逐渐减小,非金属性逐渐减弱、;23、卤素单质的相似性1物理性质的相似性：都有颜色都是双原子分子;2化学性质的相似性：都可以和氢气反应生成卤化氢HX,都可以和水反应;24、卤素单质F2→I2的递变性1物理性质颜色逐渐变深,密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高,聚集状态变化：气态→液态→固态; 2化学性质①与氢气反应：反应条件不同、激烈程度不同;②与水反应：激烈程度逐渐变弱,氟气与水发生置换反应,其余卤素单质与水发生歧化反应;2 F2+2H2O=4HF+O2↑；X2+H2O=HX+HXO , X∈{ Cl 、Br、 I }③与强碱溶液反应▲常温下与强碱的稀溶液反应：X 2 +2NaOH=NaX+NaXO+H 2O , X∈{ Cl 、Br 、 I } ▲加热条件下与强碱的浓溶液反应：3X 2+6KOH 浓5KX+KXO 3+3H 2O , X∈{ Cl 、Br 、I }④与亚硫酸溶液反应：X 2 +SO 2+2H 2O=2HX+H 2SO 4 ,X∈{ Cl 、Br 、 I }▲该反应可以用来鉴别CO 2和SO 2 ,SO 2的还原性可以使氯水、溴水、碘水褪色,CO 2没有还原性,不可以使氯水、溴水、碘水褪色;▲该反应表明：氯气和二氧化硫如果以体积比1：1通入品红溶液中,品红溶液将不褪色;⑤与无氧酸盐盐溶液反应Cl 2+2Br - =2Cl - +Br 2 ,Cl 2 +2I -=2Cl - +I 2 ,Br 2 +2I -=2Br - +I 2 ,I 2 +S 2- =2I -+S ↓ 结论：氧化性：Cl 2>Br 2>I 2> S,还原性： Cl -<Br - <I -< S 2-⑥与亚硫酸盐溶液反应：X 2 +Na 2SO 3+H 2O=2HX+ Na 2SO 4 ,X∈{ Cl 、Br 、 I } 工业上用Na 2SO 3aq 除去氯碱厂的氯水,然后再用强碱溶液中和,然后排放; 知识点拓展1：HX 的稳定性、还原性和水溶液的酸性的递变规律; ▲稳定性：HF>HCl>HBr>HI ▲还原性：HF<HCl<HBr<HI ▲水溶液酸性：HF<HCl<HBr<HI ；▲氢氟酸可以腐蚀玻璃,其它的酸不可以：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O知识点拓展2：AgX和CaX2的个性和共性▲AgX感光性：AgF没有感光性,AgCl、AgBr、AgI都有感光性;▲AgX溶解性：AgF溶于水,AgCl、AgBr、AgI都不溶于水,并且溶解度依次减小;▲CaX2溶解性：CaF2不溶于水,CaCl2、CaBr2、CaI2都溶于水;25、原子结构结构与对应单质或化合物性质的关系在元素周期表中,同主族元素随着核电荷数增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越易失去,表现为元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强,非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越弱;碱性：LiOH < NaOH <KOH <RbOH <CsOH ；酸性：HIO4 < HBrO4< HClO426、核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素,例如：氕、H11H,氘、D21H,氚T31H;27、同位素：质子数相同中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素,即同一元素的不同核素之间互称同位素;28、同位素形成的分子种类1由H、D、T能组成氢分子种类共6种：H2、D2、T2、HD、 HT 、DT;2由168O、188O能组成氧分子种类数共3种：168O2、188O2、168O188O3由H、D、T和168O、188O能组成的水分子种类数12种,62=12 ;29、同位素应用1考古利用146C测定一些文物的年代;2利用示踪原子188O研究酯化反应的机理和氧化还原反应中电子转移的关系;3D、T用于制造氢弹;4利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等;30、1~20号元素的原子序数与元素所在周期、族的关系根据原子序数写出原子结构示意图,根据原子结构示意图的电子层数可以知道元素所在的周期序数,根据原子结构示意图的最外层电子数可以知道元素所在的主族序数;31、根据主族元素的最外层电子数推导元素的主要化合价1最高正价数=最外层电子数O、F例外, 2最低负价数=最外层电子数—8H、B例外32、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物的化学式X为奇数时为R2OX ； X为偶数时为R2O2x33、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物对应的水化物的化学式X=1~3 时为 ROHX ；X=4~7时为H8-XRO4 34、设主族元素的最外层电子数为X时,其最低价氢化物的化学式X=4~5时为RH8-X ；X=6~7时为H8-XR35、同主族相邻周期元素的原子序数的关系y大-x小=NX, x,Y∈﹛IA,IIA﹜；y大-x小= NY, x,Y∈﹛IIIA~VIIA﹜NX 表示X元素所在周期元素的种类数,NY表示Y元素所在周期元素的种类数36、同周期两个主族元素的原子序数的关系y大-x小=∣主族序数差∣+N；在1~ 3周期时,N=0；在4~ 5周期时,N=10；在6~7周期时,N=24；N表示各周期中过渡元素的种类数,x∈{ IA,IIA }, y∈{ IIIA~VIIA } 37、从微粒符号中的数字位置推测各种量微粒符号：AZX±n；质子数z在微粒符号的左下角,质量数A在微粒符号的左上角,电荷数“n±”在微粒的右上角,中子数N用左上角A与左下角z求差,电子数用左下角z与右上角“n±”求差;38、同主族元素的原子序数间的可能差值是：2、8、18、32四个数值的加、减组合;。

元素周期表知识点

元素周期表知识点1原子序数：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。

原子序数=数=数=数。

2 元素周期表定义：元素的性质随着的递增，而成的变化规律。

具体表现：a随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现的周期性变化。

（1~2号元素除外）b随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现的周期性变化（稀有气体除外）。

c 随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现最高正价（O、F除外）、最低负价的周期性变化，且同一元素有关系：|最高正价|+|最低负价|=。

3 实质：原子呈周期性变化决定了元素的性质呈周期性变化。

4 编排原则周期：把相同的元素，按的顺序从左至右排成的横行。

编排原则族：把最相等的元素，按的顺序由上而下排成的纵行。

3个周期周期（共个）3个周期1个不完全周期5结构主族：由长周期元素和短周期元素共同构成的纵行，族序数后标，共7个主族。

族（18个纵行、16个族）副族：完全由周期元素构成，族序数后标，共７个副族。

第VIII族：含第８、９、１０纵行（用VIII表示）０族：全部由元素组成。

６周期表中元素性质的递变规律（１）同周期（稀有气体除外）：由左到右，随原子序数递增，原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐。

（２）同主族：从上到下，随原子序数递增，原子半径逐渐，失电子能力逐渐，得电子能力逐渐，金属性逐渐，非金属性逐渐。

７元素周期律和元素周期表的重要意义（１）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。

（２）寻找新材料：ａ半导体材料：与交界处的元素；ｂ优良的催化剂：；ｃ耐高温、耐腐蚀的特种合金材料：；ｄ高效农药：含等元素的化合物。

高一化学必背知识点归纳

高一化学必背知识点归纳高一化学必背知识点归纳一、元素周期表(元素周期表的结构)1. 原子序数：按照元素在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=核外电子数=质子数二、元素周期表的结构1.周期周期：具有相同电子层数的元素，按照原子序数递增的顺序从左到右排列的一行，叫周期。

(1)元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有7个周期;(2)周期的分类第一、二、三周期，所排元素种类： 2、8、8，短周期;第四、五、六、七周期，所排元素种类：18、18、32、32，长周期。

此外：镧系元素 57La～71Lu 15种元素第六周期，IB族;锕系元素 89Ac～103Lr 15种元素第七周期，IB族;超铀元素 92U号元素以后。

(3)周期序数与电子层数的关系：周期序数=同周期元素具有的电子层数。

(4)每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外 );(5)每一周期，从左向右，原子半径从大到小;主要化合价从+1～+7，-4～-1，金属性渐弱，非金属性渐强。

2. 族原子核外最外层电子数相同的元素，按照原子电子层数递增的顺序从上到下排列成纵行，叫族。

(1)元素周期表共有18个纵行，除8、9、10三个纵行称为Ⅷ外，其余15个纵行，每一个纵行称为一个族，故元素周期表共有 16 个族。

族的序号一般用罗马数字表示;(2)族的分类长短周期共同组成的族为主族，用A表示;完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号;稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”;族类ABⅧ0族数7711族序号ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦAⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡBⅧO列序号1、2、13、14、15、16、173、4、5、6、7、11、128、9、1018(3)周期表中部从ⅢB族到ⅡB族共10列通称为过渡元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。

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。

高一化学必修2《元素周期表》知识点总结

高一化学必修2《元素周期表》知识点总结知识回首：1、原子的构造：原子是由原子核和电子构成；原子核由质子和中子构成原子的质量集中在原子核上，电子的质量很小，几乎能够忽视不计一个质子带一个单位的正电荷，一个电子带一个单位的负电荷，中子不带电，因此原子对外显中性2、元素的定义：拥有同样核电荷数（质子数）的一类原子的总称一、元素周期表的构造1、原子序数原子序数 =核电荷数 =质子数 =核外电子数2、周期按原子序数递加的次序，把电子层数同样的元素自左向右排成横行，每行叫做一个周期。

元素周期表共有七个周期，从上到下挨次命名为第一周期、第二周期等各周期内的信息表从上到下名称元素种数原子的电子同周期内元素原子序数变行数常用名别名层数化规律1第一周期短周期21从左到右挨次增大2第二周期823第三周期834第周围期长周期1845第五周期1856第六周期3267第七周期73、族按电子层数递加的次序，把不一样横行中最外层电子数同样的元素由上而下排成纵行，每一个纵行称为一个族.共 18行元素周期表共有十八个纵行，除8、9、10 三个纵行叫第Ⅷ族外，其他每个纵行各为一个族，它们又被区分为十六个族。

族分为主族和副族，主族用罗马数字加“ A”表示，如Ⅰ A族；副族用罗马数字加”来表示，如ⅡB。

0 族和Ⅷ族则不加“A”或“ B”各族内的信息以下表B”列数123456789101112131415161718类型主族副族Ⅷ族副族主族0 族名称ⅠAⅡAⅢ BⅣ BⅤBⅥ BⅦ BⅧⅠ BⅡ BⅢ AⅣ AⅤ AⅥ AⅦA0 族注意：①②1 ， 2 行对应为ⅠA，ⅡA； 13---17行对应为Ⅲ3---7行对应为Ⅲ B---Ⅶ B；11，12行对应为A--- Ⅶ AⅠ B，Ⅱ B。

③8 ， 9， 10 对应为Ⅷ④ 18 行对应 0族二、元素的性质与原子构造1、碱金属元素知识回首： Na 的物理性质和化学性质从上到下原子的电子层数在增添，原子半径渐渐增大，因此失电子的能力渐渐加强从上到下金属性渐渐加强（金属性包含碱金属元素的化学性质R+2HO====2ROH+H4Li+O 2====2Li 2 O4Na+O2====2NaO(迟缓氧化 )Na+O2==△ ===Na2O2碱金属的主要物理性质碱金属单质颜色和状态密度熔点℃沸点℃Li银白色，柔嫩1347Na银白色，柔嫩K银白色，柔嫩774Rb银白色，柔嫩688Cs略带金属光彩，柔嫩2、卤族元素卤族元素的主要物理性质卤素单质颜色和状态密度熔点/℃沸点/℃2淡黄绿色气体-1(15 ℃)FCl 2黄绿色气体-1(0 ℃)-101Br 2深红棕色液体-3 (20℃)I 2紫黑色固体 4.93 g.cm -3从上到下电子层数挨次增添，原子半径挨次增添，因此得电子的能力也挨次减弱，即非金属性挨次减弱（非金属性包含单质溴是独一在常温常压下呈液态的非金属单质卤素的化学性质X- +Ag+======AgX↓ (AgCl 为白色积淀，A gBr 为淡黄色积淀，AgI 为黄色积淀 ) X2+H2O=====HX+HXOF2+H2O=====HF+O2Fe+Cl 2=====2FeCl3Fe+I 2=====FeI 2三、核素1、质量数将原子核内全部质子和中子的相对证量取近似整数值相加，所获得的数值叫质量数质量数（ A）=质子数（ Z） +中子数（ N）2、核素拥有必定数量质子和必定数量中子的一种原子叫做核素以下表所示3、同位素质子数同样而中子数不一样的同一元素的不一样原子互为同位素当某种元素拥有两种或两种以上天然、稳固的同位素时，不论是在单质仍是在化合物里，随意一种同位素在该元素内所占的原子数量百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不一样单质，它们之间互称为同素异性体。

高中化学元素周期表知识点详解

第一节元素周期表一．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＝核外电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素✓ 【练习】1．主族元素的次外层电子数（除氢）A ．一定是8个B ．一定是2个C ．一定是18个D ．是2个、8个或18个2．若某ⅡB 族元素原子序数为x ，那么原子序数为x +1的元素位于A ．ⅢB 族 B ．ⅢA 族C ．ⅠB 族D ．ⅠA 族3．已知A 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的2倍，则A 、B 元素A ．一定是第二周期元素B ．一定是同一主族元素C ．可能是二、三周期元素D ．可以相互化合形成化合物二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：１．原子结构相似性：最外层电子数相同，都为_______个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多２．碱金属化学性质的相似性：4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有_______个电子，因此，它们的化学性质相似。

３．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。

(完整版)高一化学元素周期表知识点总结,推荐文档

这五种元素的核电荷数之和可能是（ C ）
A 5Z＋2
B 5Z＋8 C 5Z＋10 D 5Z＋18
二、碱金属元素
⑴碱金属元素包括
；
⑵碱金属的化学性质：（由钠钾分别与氧气与水反应得出）
①相似性：碱金属元素原子的最外层都有
个电子，它们的化学性质相似，化合价都是
。
②递变性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐
元素周期表结构
主族(1、2、13、14、15、16、17 列)，族的序号一般用罗马数字+A 表示。
副族(3、4、5、6、7、11、12 列), 族的序号一般用罗马数字+B 表示。族零族(18 列)
第 VIII 族(8、9、10 列) 注意：①0 族不是主族，第 VIII 族不是副族
②主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族副族：完全由长周期元素构成的族
四、元素、核素、同位素
（1）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。
(1)颜色、状态:F2
Cl 2
Br 2
状态由气到固)
(2)熔沸点：逐渐
(3)密度：逐渐
3.卤素单质与氢气反应
名称
反应条件
(4)溶解性：方程式
F2
H2+F2 2HF
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2
1
C.钾与水反应比钠与水反应更剧烈
D.加热时，钾比钠更易汽化
四、卤族元素
1.卤素原子结构示意图：F
Cl
Br
I
最外层电子数均为
个，但电子层数逐渐增大，得电子能力
，非金属性
2.卤族元素单质的物理性质的变化规律。

高中化学知识点总结元素

高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。

- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。

- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。

2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。

- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。

- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。

二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。

- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。

- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。

2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。

- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。

3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。

- 元素的化合价等于其最外层电子数。

- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。

三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。

- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。

2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。

- 氧化指失去电子，还原指获得电子。

- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。

3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。

- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。

- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。

四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。

- 包括氧化物、酸、碱、盐等。

- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。

2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。

- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。

- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。

五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。

- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。

高中元素周期表知识点

高中元素周期表知识点一、元素周期表概述1. 定义元素周期表是化学元素按照原子序数（即原子核中质子的数量）递增的顺序排列的表格。

它由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一行代表一个周期，每一列代表一个族。

2. 发展历史元素周期表的概念最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出。

他根据元素的化学和物理性质，而非它们的原子质量，将元素进行了分类。

3. 结构现代元素周期表包含7个周期和18个族。

每个周期代表一个电子能级，每个族代表具有相似化学性质的元素组。

二、元素周期表的布局1. 周期周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为第1周期至第7周期。

每个周期的元素电子排布在相同的能级上。

2. 族周期表中的垂直列称为族或组。

主族元素（1-2和13-18族）的族编号等于其最外层电子数。

过渡金属（3-12族）的族编号等于其内未填满的d轨道电子数。

三、元素的性质变化规律1. 原子序数原子序数等于元素原子核中的质子数，也是元素在周期表中的位置。

2. 原子半径在同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；在同一族中，从上到下原子半径逐渐增大。

3. 电负性电负性表示原子吸引电子的能力。

在同一周期中，从左到右电负性逐渐增大；在同一族中，从上到下电负性逐渐减小。

4. 离子半径阳离子的半径通常小于其对应的中性原子，而阴离子的半径则大于中性原子。

5. 电子亲和能电子亲和能是元素添加一个电子到其最外层所需的能量。

在同一周期中，从左到右电子亲和能逐渐增大；在同一族中，从上到下电子亲和能逐渐减小。

四、元素周期表的应用1. 预测化合物的性质通过元素在周期表中的位置，可以预测其可能形成的化合物类型及其性质。

2. 化学反应周期表有助于理解不同元素之间的化学反应性，如金属与非金属的反应倾向。

3. 材料科学周期表中的信息可以帮助科学家选择适合特定应用的材料，如半导体、超导体等。

五、元素周期表的扩展1. 镧系元素和锕系元素由于这些元素的化学性质与其他f区元素相似，它们通常在周期表的底部单独列出。

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+)。

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。

高中化学必修2 第1章《物质结构元素周期表》核心知识点

第一章物质结构元素周期表第一节元素周期表一、周期表原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、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（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低结论：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。

3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

点燃点燃过渡元素结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：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。

（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

高一化学元素周期表知识点以及记忆口诀

高一化学元素周期表知识点以及记忆口诀高一化学元素周期表知识点 1、元素周期表1〕周期表的编排原那么：①按原子序数递增的顺序从左到右排列。

②将电子层数一样的元素排成一个横行。

③把最外层电子数一样的元素〔个别例外〕按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

2〕周期表的构造：①七个横行，7个周期——三短〔2、8、8〕、三长〔18、18、32〕、一不完全；②18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〕；另外，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〕元素周期表的构造与原子构造的关系原子序数=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；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。

2、元素周期律1〕本质：元素的性质随着原子序数的递增呈周期性的变化。

常用规律如下：主族元素同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小；同一主族中，原子半径随着原子序数的增加而增大；在同一周期中，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，，非金属性逐渐增强；在同一族中，从上到下，元素的金属性增强，非金属性减弱；同一族的元素性质相近。

2〕原子半径大小比拟同一周期〔稀有气体除外〕，从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增；阴阳离子的半径大小区分规律：具有一样核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

3〕金属性、非金属性强弱的判断方法A.金属性比拟规律：①由金属活动性顺序表进展判断；②由元素周期表进展判断，同周期金属性减弱，同主族金属性增强；③由金属阳离子的氧化性强弱判断，一般情况下，氧化性越弱，对应金属性越强，特例，三价铁的氧化性强于二价铜；④由置换反响可判断强弱，遵循强迫弱的规律；⑤由对应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断，碱性越强，金属性越强；⑥由原电池的正负极判断，一般情况下，活泼性强的做负极；⑦由电解池的放电顺序判断。

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。

高中化学必修一4.1元素周期表,律-知识点

高中化学必修一4.1元素周期表/律-知识点1、俄国化学家门捷列夫编制了元素周期表，元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族。

共有 7 个周期，其中第 1、2、3 周期称为短周期，第 4、5、6、7 周期称为长周期。

有 18 个纵列，第 1、2、13～17 族，即ⅠA～ⅦA族，为主族元素；第 11、12、3～7 族，即ⅠB ～ⅦB 族，为副族元素；第 8、9、10 族，为第Ⅷ族；第 18 族为 0 族。

2、对一个原子而言：原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数。

周期序数=电子层数，主族序数=最外层电子数。

元素的最高价一般等于族序数，比如Si，P，S，Cl等，但氟和氧的最高正价不等于族序数。

3、元素非金属性越强，元素原子得电子能力(氧化性)越强，元素的单质越容易与氢气化合，生成的气态氢化物越稳定，元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

4、元素金属性越强，元素原子失电子能力(还原性)越强，元素的单质与水（或酸）反应越容易置换出氢气，元素最高价氧化物对应水化物的碱性越强。

5、同周期元素，电子层数相同，从左向右，随着原子序数的递增，①原子半径依次减小，②元素的金属性逐渐减弱，③非金属性逐渐增强。

6、同主族元素，最外层电子数相同，从上到下，随着原子序数的递增，①原子半径依次增大，②元素的金属性逐渐增强，③非金属性逐渐减弱。

7、金属钠与冷水发生剧烈反应；金属镁与冷水反应缓慢，加热后镁带表面有少量气泡；金属铝加热后与水的反应也不明显。

8、硅、磷、硫和氯元素的性质比较9、碱金属元素：包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。

性质：①单质都能与氧气、水等发生反应，原子序数越大，反应越剧烈。

②最高价氧化物都有较强的碱性，从1上到下，金属性逐渐增强，对应水化物的碱性逐渐增强。

③都比较柔软、熔点较低，从上往下，熔点和沸点都不断降低。

10、卤素：包括氟、氯、溴、碘和砹。

性质：从氟到碘，非金属性逐渐减弱。

故：①其单质与氢气的化合能力逐渐减弱，（F:冷暗处，剧烈化合；Cl：光照或点燃时化合；Br：加热时反应；I：加热时缓慢反应）气态氢化物热稳定性逐渐减弱；②最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱。

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