元素周期律元素周期表基础知识
元素周期表知识精讲
一、元素周期表的结构（一）编排三原则：1. 按原子序数递增顺序从左到右排列。
2. 将电子层数相同的元素排列成一个横行。
3. 把最外电子层的电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排列成纵行。
（二）周期：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。
(1)周期序数= 电子层数。
周期序数用阿拉伯数字表示。
(2)元素周期表目前有7个周期。
第1、2、3周期称为短周期，分别含有2、8、8种元素；第4、5、6、7周期称为长周期，分别含有18、18、32、26种元素；第7周期又称为不完全周期。
（三）族(1)元素周期表有18个纵行，称为族，共16个族。
族序数用罗马数字表示。
(2)元素周期表中含有7个主族(ⅠA族~ⅦA族)、7个副族(ⅢB族~ⅦB族、ⅠB族~ⅡB族)、1个第Ⅷ族(三个纵行)和1个0族(稀有气体)。
(3)主族元素族序数= 最外层电子数。
(4)稀有气体元素化学性质不活泼，很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因而叫做0族。
二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系（一）元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置1、同周期从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强。
2、同主族从上至下，元素的金属性增强，非金属性减弱。
3、（1（2域；（312、主族元素化合价的判断。
（1）元素最高正化合价的数值=族的序数=最外电子层电子数（即价电子数）（2）非金属元素最低负化合价的绝对值=8－其最高正化合价三、元素周期律和元素周期表的意义1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
元素周期表是学习研究的一种重要工具。
门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。
元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。
【典型例题】[例1] 对比下列两组元素性质：（1）下列各组元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱、酸性逐渐加强的是（ ）A. NaOH 、2)(OH Mg 、43PO H 、42SO HB. KOH 、NaOH 、42SO H 、4HClOC. 2)(OH Ca 、2)(OH Ba 、4HBrO 、4HClOD. 2)(OH Mg 、2)(OH Ba 、43PO H 、42SO H（2）下列各组气态氢化物稳定性由强到弱的顺序正确的是（ ）A. 4SiH 、3PH 、S H 2、HClB. HF 、HCl 、HBr 、HIC. 3PH 、S H 2HCl 、HFD. 3NH 、3PH 、3AsH 、HF精析：（1）A 项第三周期的Na 、Mg 、P 、S 四元素最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
《元素周期律和元素周期表》 知识清单
《元素周期律和元素周期表》知识清单一、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
1、原子结构的周期性变化（1）核外电子排布的周期性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的变化。
最外层电子数从 1 递增至 8（第一周期为 1 至 2），然后重复这一规律。
（2）原子半径的周期性同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素性质的周期性变化（1）化合价的周期性元素的化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于其族序数减 8。
（2）金属性和非金属性的周期性同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性的判断依据：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。
②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。
非金属性的判断依据：①单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②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。
3、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1、元素周期表的结构（1）周期①周期的含义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
②周期的分类：短周期：包括第一、二、三周期，分别含有 2、8、8 种元素。
长周期：包括第四、五、六、七周期，分别含有 18、18、32、32种元素（第七周期尚未排满）。
（2）族①族的含义：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而下排成纵行，称为族。
②族的分类：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA 表示。
高考化学元素周期律知识
高考化学元素周期律知识高考化学元素周期律知识元素周期律是现代化学的基础知识之一，也是高考化学中必考的知识点。
掌握元素周期律的知识不仅可以帮助我们更好地了解元素的性质和特点，还能在高考中取得更好的成绩。
下面，我们来详细了解一下高考化学中与元素周期律相关的知识。
一、元素周期律的概念元素周期律是一种对元素周期性变化规律的总结和表述。
它是由俄罗斯的化学家门捷列夫在1869年提出的，并且在深入探究了物质的性质和结构后得到了迅速发展和完善。
元素周期律是将元素按照其原子序数大小，分为周期和族。
周期是位于同一水平列的元素所具有的共同特征，而族则是位于同一竖直列的元素的化学性质具有相似性的元素组。
二、元素周期律的排列元素周期律的排列方式是按照元素的原子序数大小排列的，大致分为横向和纵向两个方向。
横向就是周期，周期从左至右递增，原子序数也随之递增。
每个周期的第一个元素称为“碱金属”，后面则逐渐变成“过渡金属”、“半金属”，直至到达最右端的气体元素——“稀有气体”。
纵向则是族，族从上至下递增，原子序数也逐渐递增。
每个族有一个代表元素，例如第一族的代表元素是氢、第二族的代表元素是锂。
三、元素周期律的性质元素周期律有许多独特的性质，例如周期性、相似性、电子排布规则等。
周期性是指元素在元素周期表中的位置决定了其化学性质，元素的周期数就是其原子中的电子层数。
相似性是指在同一族的元素中，其化学性质会相对相似，像第一族中的金属都可能与水反应，放出氢气。
电子排布规则是指在元素周期表中，第一周期的元素氢和第二周期的元素氦都只由一个主量子数为1的电子占据最外层的轨道；第三周期的元素锂和第四周期的元素铍都由两个电子占据最外层的轨道，以此类推。
这种规律被称为“奇偶原则”。
四、元素周期律的应用元素周期律不仅在高考化学中有着广泛的应用，而且在工业、生产、农业等领域都有很多的应用。
例如，在化肥生产中，根据元素周期律的规律，我们可以知道，钾肥和磷肥是成分相似的化肥，它们都属于第五周期元素，因此结合这种规律可以用相同的肥料来补充植物所需要的营养素。
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。
(完整版)元素周期律知识点总结
中子N（核素） 原子核质子Z → 元素符号原子结构 ： 决定原子呈电中性电子数（Z 个）：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 运动特征电子云（比喻） 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图1.微粒间数目关系质子数（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（N ）中性原子：质子数 = 核外电子数阳 离 子：质子数 = 核外电子数 ＋ 所带电荷数阴 离 子：质子数 = 核外电子数 － 所带电荷数2．原子表达式及其含义 A 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；±b 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：11H 。
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 、18Ar ； 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：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：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：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点(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+。
决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质X A Z c ± d±b②10个电子的微粒。
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。
高考总复习考试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。
元素周期律元素周期表基础知识
２M＋2Ｈ2O=2ＭOH+Ｈ2 反应剧烈程度:__＿＿_＿______
与酸反应
2M＋2H+=2M+＋Ｈ2
与盐溶液反应（如ＣuSO4溶液)
2M+２H2Ｏ+ＣuSO４=Ｍ2ＳO4＋Cu(ＯＨ)２ +H２
制法
２MＣｌ 2M+Ｃｌ2
【小结归纳】通过上述图表分析可知:
碱金属元素随着原子核电荷数的递增,在_＿____＿和__＿_＿＿_方面，均表现出一定的_＿＿＿＿和__＿___。但一般之中有特殊。由此可见同一主族元素性质具有一定的＿_____和__＿_＿__＿。
②将电子层数相同的各种元素从到排成横行（周期)，共有横行
③将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从到排成纵行,共有纵行。
(２）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=原子核外的数。
2．对同主族（Ａ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。
（反应很慢)
I２＋Ｈ２Ｏ＝
HI+HIO
(反应不明显)
与NaOH反应
2F2+４NaOH=4NａＦ+Ｏ２+2H２Ｏ
X２＋２NａOH=NaＸ+ＮaXO+Ｈ２O
(X＝Cl，Bｒ,I)
置换反应
先和溶液中的水反应
X2+2Y－=2Ｘ-+Y2(Y=Cl,Br,Ｉ)
置换能力(＿＿__＿＿＿＿__＿__)
【小结归纳】
元素周期律知识点总结
元素周期律1.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：1 1H 。
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 、18Ar ； 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：8O ；④最外层电子数是次外层电子数4倍：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：1H 、4Be 、13Al 。
4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be 。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li 、14Si 6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li 、15P 。
2.1~20号元素组成的微粒的结构特点(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 4；离子：Na +、 Mg 2+、Al 3+、NH + 4、H 3O +、N 3-、O 2-、F -、OH -、NH - 2等。
③18个电子的微粒。
分子：Ar 、SiH 4、PH 3、H 2S 、HCl 、F 2、H 2O 2、N 2H 4（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-、O 2- 2等。
(2)．等质子数的微粒分子。
14个质子：N 2、CO 、C 2H 2；16个质子：S 、O 2。
离子。
9个质子：F -、OH -、NH - 2；11个质子：Na +、H 3O +、NH + 4；17个质子：HS -、Cl -。
(3)．等式量的微粒式量为28：N 2、CO 、C 2H 4；式量为46：CH 3CH 2OH 、HCOOH ；式量为98：H 3PO 4、H 2SO 4；式量为32：S 、O 2；式量为100：CaCO 3、KHCO 3、Mg 3N 2。
元素周期表和元素周期律知识点归纳(精华版)-共7页
——元素的非金属性
——阴离子的还
原性
——单质与氢气化和的能力
——生成的气态氢化物越
——最高价氧化
物对应水化物的酸性
。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱
如 Cl 2+Na 2S=2NaCl+S 得电子能力 Cl S
10、原子失电子能力强弱判断的方法
⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性
行）。包括哪些族
。过度元素共包括
个纵行（第
纵行到第
纵
。过渡元素全为
元素。 又称为
。
3、写出七个主族和 ⅠA 族 ⅡA 族 ⅢA 族
0 族元素的名称和元素符号
ⅣA 族 ⅤA 族 ⅥA 族
ⅦA 族
0族 4.同一周期第Ⅱ A 族和第Ⅲ A 族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第六周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为
元素周期表与元素周期律知识点归纳
1、元素周期表共有
横行，
个周期。其中短周期为
、、
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。
。所含元素种
、、
。
2 元素周期表有
个纵行
个族。包括
个主族，
族（包括
个纵行）按从左到右的顺序把 16 个族排列
个副族，一个 族，一个第Ⅷ
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
化学元素周期表知识整理
1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2 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) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
[编辑本段]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。
阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
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。
高三化学一轮复习——元素周期表 元素周期律知识梳理及训练
2021届高三化学一轮复习——元素周期表元素周期律知识梳理及训练知识梳理一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表2．识记理解元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构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)逐渐增大元素性质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的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元素的第一电离能逐渐增大趋势逐渐减小趋势元素的电负性逐渐增大呈现减小趋势二、元素的电离能和电负性1．元素的电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s1到n s2n p6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。
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〕。
1第2讲 元素周期律与元素周期表
第2讲元素周期律与元素周期表一、原子核外电子的排布１．原子核外电子是分层排布的。
各电子层由内向外依次为1，2，3，4，5，6，7……，分别称为K，L，M，N，O，P，Q ……。
离核越远，电子能量越高。
２．排布规律：①由内层向外层排布——能量最低原理；②每一层最多排2n2（n表示电子层数）；③最外层最多排8 ，次外层最多排 18 ，倒数第三层最多排 32 。
３．画出1～18号元素的原子结构示意图1 23 4 5 6 7 8 9 1011 12 13 14 15 16 1718二．元素周期律：１．概念：元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
２．本质：元素性质的周期性变化规律是元素原子最外层电子周期性变化的必然结果。
３．具体内容（1）原子核外最外层电子数呈现从1到8 的周期性变化；（2）原子半径呈现由大到小的周期性变化；①同周期，从左往右，原子半径依次减小；②同主族，从上往下，原子半径依次增大。
（3）元素最高正化合价呈现由+1到+7 ，最低负化合价呈现由-4 到-1 的周期性变化；主族元素最高正价＝价电子数＝最外层电子数（除O、F）。
|最高正价|+|最低负价|=8（除H、O、F）。
例1．短周期元素X的气态氢化物的化学式为H2X，X在周期表中所在的族是（）A．ⅡA B．ⅣA C．ⅥA D．0【答案】C【解析】气态氢化物的化学式为H2X，则X为－2价，最外层电子数为6。
（4）元素的金属性呈现由强到弱，非金属性呈现由弱到强的周期性变化。
Na Mg Al Si P S Cl 金属性：Na>Mg>Al金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性：Si<P<S<Cl４．判断元素的金属性、非金属性强弱：金属性越强，则：①原子半径越大；②单质还原性越强（即“强制弱”）；③单质越容易从水或酸中置换出氢气；④元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越强。
非金属性越强，则：①原子半径越小；②单质氧化性越强（即“强制弱”）；③单质与氢气反应越剧烈，产物越稳定；④元素最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。
- 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)。
高三化学一轮复习导学案
元素周期律、元素周期表【基础知识回顾】
一、元素周期表：
（1）编排原则
①按原子序数递增的顺序从到、从到编排。
②将电子层数相同的各种元素从到排成横行（周期），共有横行
③将最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从到排成纵行，共有纵行。
（2）元素周期表的结构
．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．．
（3）．相互关系
原子序数＝________数＝________数＝核外________数。
问题思考
1．(1)最外层电子数是2的元素都是第ⅡA族吗
(2)同周期第ⅡA和第ⅢA族元素的原子序数一定相差1吗
问题思考
2.观察元素周期表，确认每一纵行各代表哪一族，如：按从左右的顺序排列，第3纵列是______族，第15纵行是____族，第9纵列是____族，ⅤB族在第____纵列，ⅢA族处于____纵列等。
→右的顺序排列，第3纵列是______族，第15纵行是____族，第9纵列是____族，ⅤB族在第____纵列，ⅢA族处于____纵列等。
3．若某离子最外层电子数与次外层电子数相同，则它位于元素周期表的什么位置4．电子层结构相同的离子，它们一定位于同一周期吗
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
名称和符号锂（Li）钠(Na)钾(K)铷(Rb)铯Cs
结构原子序数311193755原子结构简
图
主要化合价+1+1+1+1+1相同点
不同点
原子半径
离子半径
金属活动性
单质还原性
阳离子氧化
性
物
性
颜色和状态___________固体（_________略有金色光泽）
化学性质跟氧气反应
2Li+O2=2LiO4Na+O2=2Na2O
2Na+O2Na2O2
生成更复杂
的氧化物
生成更复杂
的氧化物
生成更复
杂的氧化
物
跟卤素反应2M+X2=2M X(M、X2表示碱金属、卤素，以下同)
与水反应2M+2H
2O=2MOH+H2
↑反应剧烈程度：____________
与酸反应2M+2H+=2M++H
2
↑
与盐溶液反
应（如CuSO 4
溶液）
2M+2H2O+CuSO4=M2SO4+Cu(OH)2↓+H2↑
制法2MCl
电解
2M+Cl2↑
【小结归纳】通过上述图表分析可知：
碱金属元素随着原子核电荷数的递增，在_______和_______方面，均表现出一定的_____和______。
但一般之中有特殊。
由此可见同一主族元素性质具有一定的______和________。
2.卤族元素：
元素名称和符号
原子结构原子序数9173553
结构示意图
主要化合价-1-1，+1，+3,+5，
+7
-1，+1，+3,+5，
+7
-1，+1，+3,+5，相同点最外层电子数相同，都是个电子
不同点原子核外________不同，依次增大
原子半径
阴离子半径
非金属活动性
原子氧化能力
阴离子还原能
力
【小结归纳】
a．氟、氯、溴、碘四种非金属元素的非金属性强弱：b．四种卤素单质的氧化性强弱：
c．卤化氢的稳定性强弱：
三、元素周期律
元素周期律、元素周期表基础知识回顾答案
一、元素周期表：
（1）编排原则①左右上下②左右七③上下 18
（2）元素周期表的结构
周期：2 8 8 18 18 32 电子层族：长周期短周期长周期（3）．质子核电荷电子
问题思考
1．(1)不是，如0族的He，副族中很多元素最外层电子数也是2。
(2)不一定，第二、三周期中相差1；第四、五周期中相差11(加副族和第Ⅷ族的10个纵行)；第六周期相差25(因为有镧系)。
2．ⅢBⅤAⅧ 5 13
3．若为阴离子，则它位于第三周期，若为阳离子，则它位于第四周期。
4．不一定，若电性相同，则位于同一周期，若电性相反，则阳离子位于阴离子的下一周期。
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
①相同点：最外层电子数相同，都是1个电子
原子核外电子层数不同，依次增多
依次递增依次递增依次递增依次递增依次递减
银白色铯 Li<Na<K<Rb<Cs
小结归纳：物理性质化学性质相似性递变性相似性递变性
2.卤族元素：
氟（F）氯（Cl）溴（Br）碘（I） 7 电子层数
依次递增依次递增依次递减依次递减依次递增
浅黄绿色黄绿色深红棕色液挥发紫黑色固升华
F 2、Cl
2
、Br
2
、I
2
F
2
、Cl
2
、Br
2
、I
2
HCl +HClO HBr+HBrO
Cl
2＞Br
2
＞I
2
小结归纳：F＞Cl＞Br＞I F
2＞Cl
2
＞Br
2
＞I
2
HF＞HCl＞HBr＞HI
三、
内容
同周期元素(从左到
右)同主族元素(从上到下)。