最新元素周期律单元知识总结
化学：物质结构 元素周期律单元知识总结
物质结构元素周期律单元知识总结(一)原子结构1．构成原子的粒子及其关系(1)原子的构成(2)各粒子间关系原子中：原子序数＝核电荷数＝＝阳离子中：质子数＝核外电子数+阴离子中：质子数＝核外电子数一原子、离子中：质量数(A)＝ (Z)+ (N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由决定。
原子种类由和决定。
核素的质量数或核素的相对原子质量由和决定。
元素中是否有同位素由决定。
与决定是原子还是离子。
原子半径由、和决定。
元素的性质主要由和决定。
(4)短周期元素中具有特殊性排布的原子最外层有一个电子的非金属元素：。
最外层电子数等于次外层电子数的元素：。
最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是。
电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数2倍的元素：。
最外层电子数是电子层数3倍的元素：。
次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：。
内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：。
电子层数与最外层电子数相等的元素：。
2．原子、离子半径的比较(1)原子的半径大于相应阳离子的半径。
(2)原子的半径小于相应阴离子的半径。
(3)同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
(4)电子层数相同的原子，原子序数越大，原子半径越小(稀有气体元素除外)。
(5)最外层电子数相同的同族元素的原子，电子层数越多原子半径越大；其同价态的离子半径也如此。
(6)电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
3．核素、同位素(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。
(2)同位素：同一元素的不同核素之间的互称。
(3)区别与联系：不同的核素不一定是同位素；同位素一定是不同的核素。
(二)元素周期律和元素周期表1．元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期律和元素周期表知识点归纳
元素周期律和元素周期表知识点归纳1、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＝原子核外电子层数2.对同主族(nA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。
短周期第一周期 2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族ⅠA族～ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
最外层电子数=主族序数=价电子数零族最外层电子数均为8个（He为2个除外）副族ⅠB族～ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。
第Ⅷ族有三列元素掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。
记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。
各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。
2、元素周期律涵义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。
核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。
原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。
(稀有气体元素化合价为零)，呈周期性变化。
元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。
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。
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。
必修2_元素周期律_知识点汇总
第一章 物质结构 元素周期律基础知识回顾一、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)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 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2n 2；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 Q 3、元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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．．。
（周期序数＝原子的电子层数） 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．．。
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1、AZ X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） 第五周期5 18种元素 周 长周期 第六周期6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素） 表 主族：ⅠA ～ⅦA 共7个主族族 副族：ⅢB ～ⅦB 、ⅠB ～ⅡB ，共7个副族 （18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间 （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基础，它揭示了元素之间的内在联系和变化规律。
下面我们就来详细总结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具体表现形式。
它呈长方形，横行称为周期，纵列称为族。
1、周期周期分为短周期和长周期。
短周期包括第一、二、三周期；长周期包括第四、五、六、七周期。
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。
2、族族分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。
主族元素的族序数等于最外层电子数；副族元素的族序数与最外层电子数不一定相同。
同一主族元素，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、元素周期律的内容1、原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
原子半径的大小主要取决于电子层数和核电荷数。
电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。
2、化合价元素的化合价与原子的最外层电子数有关。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数 8。
3、金属性和非金属性同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
判断元素金属性强弱的依据有：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等。
判断元素非金属性强弱的依据有：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等。
4、元素的性质递变规律元素的性质包括原子半径、化合价、金属性、非金属性等，它们随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
三、元素周期律的应用1、预测元素的性质根据元素在周期表中的位置，可以预测该元素的性质。
例如，已知某元素位于周期表的某个位置，就可以大致判断其金属性、非金属性的强弱，以及可能的化合价等。
《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变化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 递增到 8（第一周期为 1 到 2），然后重复这个过程。
（2）原子半径的周期性变化同周期元素，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）元素化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数减去 8。
（2）金属性和非金属性同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性的表现：元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢气越容易，最高价氧化物对应的水化物碱性越强。
非金属性的表现：元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，生成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强。
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、周期（1）周期的定义元素周期表中具有相同的电子层数的元素，按原子序数递增的顺序排列成的横行叫做周期。
（2）周期的分类周期分为短周期和长周期。
短周期包括第一、二、三周期；长周期包括第四、五、六、七周期。
2、族（1）族的定义元素周期表中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的纵行叫做族。
（2）族的分类族分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。
主族用 A 表示，包括ⅠA 族、ⅡA 族、ⅢA 族、ⅣA 族、ⅤA 族、ⅥA 族、ⅦA 族；副族用 B 表示，包括ⅠB 族、ⅡB 族、ⅢB 族、ⅣB 族、ⅤB 族、ⅥB 族、ⅦB 族；第Ⅷ族包括三个纵行；0 族即稀有气体元素。
3、元素周期表的分区（1）根据元素金属性和非金属性的强弱，可将元素周期表分为金属元素区和非金属元素区。
（2）分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
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。
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
元素周期律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+。
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。
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。
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。
元素周期律单元知识总结
元素周期律单元知识总结一、单元知识结构1．基本结构2．列和族的关系1-ⅠA ，2-ⅡA ，3-ⅢB ，4-ⅣB ，5-ⅤB ，6-ⅥB ，7-ⅦB ，8、9、10-Ⅷ，11-ⅠB ，12-ⅡB ， 13-ⅢA ，14-ⅣA ，15-ⅤA ，16-ⅥA ，17-ⅦA ，18-零族3．周期、序数、序数差周期序数 惰性元素序数 元素种数 相邻周期、同主族元素之间的原子序数差 短 周 期第一周期2 2 第二周期 10 8 第三周期 18 8长 周 期第四周期36 18 第五周期 54 18第六周期 86 32 第七周期不完全 周期注意：同周期相邻两个主族元素，原子序数之差为1或11或252或8 88或1818 18或3232二、短周期元素中具有特殊性排布的原子 1．最外层有一个电子的非金属元素：H 。
2．最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Ar 。
3．最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C 、O 、Ne 。
4．电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be 。
5．最外层电子数是电子层数2倍的元素：He 、C 、S 。
6．最外层电子数是电子层数3倍的元素：O 。
7．次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Si 。
8．内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li 、P 。
9．电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、Al 。
三、原子、离子半径的比较1．原子的半径大于相应阳离子的半径。
2．原子的半径小于相应阴离子的半径。
3．同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
4．同周期元素，原子序数越大（从左到右），原子半径越小(稀有气体元素除外)。
5．同主族元素，电子层数越多（丛上到下），原子半径越大；相同价态的离子半径也如此。
6．电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
对照稀有气体原子结构，可归纳为“阴前阳下，径小序大”（“六大规律”之一）。
四、元素周期律及其实质1．发生周期性变化的性质：原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
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。
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。
4、元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。
我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。
元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。
例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。
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元素周期律单元知识总结
一、单元知识结构
1．基本结构
2．列和族的关系
1-ⅠA，2-ⅡA，3-ⅢB，4-ⅣB，5-ⅤB，6-ⅥB，7-ⅦB，8、9、10-Ⅷ，11-ⅠB，12-ⅡB，13-ⅢA，14-ⅣA，15-ⅤA，16-ⅥA，17-ⅦA，18-零族
3．周期、序数、序数差
二、短周期元素中具有特殊性排布的原子 1．最外层有一个电子的非金属元素：H 。
2．最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Ar 。
3．最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素：依次是C 、O 、Ne 。
4．电子总数是最外层电子数2倍的元素：Be 。
5．最外层电子数是电子层数2倍的元素：He 、C 、S 。
6．最外层电子数是电子层数3倍的元素：O 。
7．次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li 、Si 。
8．内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li 、P 。
9．电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、Al 。
三、原子、离子半径的比较
1．原子的半径大于相应阳离子的半径。
2．原子的半径小于相应阴离子的半径。
3．同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小。
4．同周期元素，原子序数越大（从左到右），原子半径越小(稀有气体元素除外)。
5．同主族元素，电子层数越多（丛上到下），原子半径越大；相同价态的离子半径也如此。
6．电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
对照稀有气体原子结构，可归纳为“阴前阳下，径小序大”（“六大规律”之一）。
四、元素周期律及其实质
1．发生周期性变化的性质：原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
2．元素周期律的实质：元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外最外层电子排布呈周期性变化的必然结果。
五、比较金属性、非金属性强弱的依据 1．金属性强弱的依据
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。
金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
④单质还原性越强，金属性越强。
⑤金属阳离子氧化性的强弱。
阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
2．非金属性强弱的依据
①单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。
越易与2H 反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
②最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。
酸性越强，说明其非金属性越强。
③非金属单质问的置换反应。
非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。
如2222I KBr KI Br +=+
④非金属元素的原子对应阴离子的还原性。
还原性越强，元素的非金属性就越弱。
六、常见元素化合价的一些规律
1．金属元素无负价。
金属单质只有还原性。
2．氟、氧一般无正价。
3．若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|＝8。
4．除某些元素外(如N 元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。
若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数；若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO 。
若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。
七、原子结构、元素性质及元素在周期表中位置的关系
原子半径越大，最外层电子数越少，失电子越易，还原性越强，金属性越强。
原子半径越小，最外层电子数越多，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强。
在周期表中，左下方元素的金属性大于右上方元素；左下方元素的非金属性小于右上方元素。
八、元素周期表的“六大规律” 1.规律“三角”
若A 、B 、C 三元素位于周期表如图位置，则有下列性质：
①原子半径：
②金属性：
C>A>B
③非金属性：
B>A>>C
④原子序数：或
⑤A 、D 性质相似（对角线相似，如：Li 和Mg ，Be 和Al ，B 和Si ） 2．“相邻相似”规律 A B
C D
元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，称为相邻相似规律。
3．“奇偶数”规律
元素周期表中，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族序数及主要化合价也为奇（或偶）数（Ⅷ族元素除外）。
4．主族序数与非金属元素种类的关系
除了ⅠA 族和零族，主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数。
5．族序数、周期数与元素性质的关系
若主族元素的族序数为m ，周期数为n ，则：
1<n m 时，为金属，n
m
值越小，金属性越强；1>n m 时，为非金属，n m 值越大，非金属性越强；1=n
m
时是两性元素。
6．“阴前阳下，径小序大”规律 电子层结构相同的阴、阳离子，核电荷数越多，离子半径越小。
对照稀有气体原子结构，可归纳为“阴前阳下，径小序大”。
九、解答元素推断题的一些规律和方法
(1)根据原子结构与元素在周期表中的位置关系的规律 电子层数＝周期数，主族序数＝最外层电子数 原子序数＝质子数，主族序数＝最高正价数 负价的绝对值=8-主族序数
(2)根据原子序数推断元素在周期表中的位置。
记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。
用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数。
再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1。
必须提醒，若为第六、七周期元素，除了用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数，还需减去14，方得该元素所在的纵行数。
(3)根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置。
主族序数等于周期数的短周期元素：H 、Be 、Al 。
主族序数等于周期数2倍的元素：C 、S 。
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C 、Si 短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S 。
(4)根据元素性质、存在、用途的特殊性。
①形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C 。
②空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素，或者元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应得元素：N 。
③地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：O 。
④地壳中含量最多的金属元素；或既能与酸又能与碱反应放出氢气的常见金属，且为短周期元素的是：Al
⑤最活泼的非金属元素：F；最活泼的金属元素：Cs；最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li；单质的着火点最低的非金属元素是：P。
⑥元素的气态氢化物和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S
⑦元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
⑧常见的能形成同素异形体的元素:O、C、S、P
十、确定元素性质的一般方法和程序
（1)一般先根据题干信息，确定元素在周期表中的位置。
（2）根据位置的和元素性质递变规律，初步判断该元素的性质或元素组的性质差异。
（3）根据初步判断结果，核实元素在周期表的位置和题干信息的关系。