元素周期表知识点总结
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;。
元素周期表知识点总结
考纲要求：①理解元素、核素和同位素的含义。
②理解原子的构成。
理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的互相关系。
③理解原子核外电子排布规律。
④掌握元素周期律的本质。
理解元素周期表(长式)的构造(周期、族)及其应用。
⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子构造的关系。
⑥以ⅠA 和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子构造的关系。
⑦理解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。
⑧理解化学键的定义。
理解离子键、共价键的形成。
知识点总结：中子N〔核素〕原子核质子Z → 元素符号原子构造 ： 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核外电子 运动特征：体积小，运动速率高〔近光速〕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、原子构造示意图1．原子构造[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，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决定X)(A Z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．[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．在描绘核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现时机的多少．(2)描绘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，说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。
元素周期表知识点
智能点一元素周期表2．元素的位置关系和原子序数关系的应用(1)同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。
子序数之和是A 元素原子序数的4倍，则A 、B 、C 分别为O 、P —、Q —示例2：X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素，它们在元素周期表中位置如图所示，已知W 原子XYZW 的最外层电子数比内层电子数少3个，一则X 、Y 、Z 、W 分别为N 、O 、S 、Cl智能点二四大高频规律1．常考元素在周期表中的分企觇出金耐J提边牲昨金属小/](1元枇种类 IIMWN1用VK 「•CI N«O«F*_._IIL_1l>加上常考元素的位置 (2)同主族相邻周期元素的原子序数关系的应同书族f 下周期所含元素加数一」一周期所含元宓种教，•城.四.产值是H 同族棚都差是J I 川”•，谢营*1月[Ai 旄J^IlA^示例1：A 、B 、C 均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示。
已知8、C 元素的111.元素推断中常用的10个反应：(1)NH3+HNO产=NH4NO3(2)SiO2+4HF===S可f+2H2O(3)Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3I(4)Cl2+H2S===S；+2HCl(5)Al2O3+2NaOH===2NaAlQ+H2O(6)Al(OH)3+NaOH===NaAlO2+2H2O(7)2Al(OH)3+3H2sO4==A!(SO4)3+6H2O(8)Al(OH)3+3HClO4===Al(ClQ)3+3H2O(9)Na2s2O3+2HCl===2NaCl+S；+SO2f+H2O(10)CaC2+2H2O===Ca(OH)2+C2H2f2.常见转化关系战金属一^金属包化物一♦碱一点(1)，满足此关系的有Na、K、Ca。
(2)谭或某坐翼睁..心金展工作金限气化物丝酸凡热.满足此关系的有※电也一商肝」|!龛局利化物(3)化合物A―—」B―—」C―—2酸满足此条件的有CHgNH3、H2S O(4)X、Y、Z、W四种物质在一定条件下具有如图所示的转化关系，列举出符合此转化关系X、Y、Z、W的三组物质化学式@A1C13.,…Al(QH)3A.NaAlO^x.NaOH。
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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。
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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。
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
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。
初中化学的元素知识点归纳
初中化学的元素知识点归纳一、元素的基本概念元素是指化学上无法再分解为其它物质的物质，具有独特的物理化学性质。
常见元素有118种，按照元素周期表分类，可以分为金属、非金属和惰性气体三类。
二、元素的周期规律元素周期表是按照元素原子核中电子排布规律而排列的。
元素周期表的纵列称为元素周期，横行称为同周期。
元素周期表中的元素按照电子结构的相似性而分组，元素周期表的左边是金属元素，右边是非金属元素。
周期表中的第一组元素是碱金属元素，第二组元素是碱土金属元素，第十八组元素是惰性气体元素，其他元素分列在第三组到第十七组之间。
元素周期表的周期性规律主要体现在元素的电子结构、化合价、原子半径、电负性等方面。
三、元素的化合价元素的化合价是指一个元素在化合物中所表现出的价态，可以是正、负、零或者小数。
化合价的大小可以通过元素周期表中元素的位置来判断，主要参考元素的主族（或族）和周期。
一般来说，同一族中元素的化合价相同，但实际上会有一定的变化。
元素的化合价在化学反应中的变化很重要，可以通过这种变化实现分子间的化学反应。
四、元素的电负性元素的电负性是指元素吸引共用电子对的能力，是衡量元素趋向浓缩电荷的特点的指标。
元素的电负性大小可以通过一定的比较得出。
一般来说，电负性较大的元素容易吸引其他元素或化合物电子，因此具有很强的氧化性；而电负性较小的元素容易失去所带电子，具有较强的还原性。
元素的电负性还可以影响化合物的分子极性。
五、常见元素的性质和应用1、氢：无色、无味、无毒的气体，是宇宙中含量最丰富的元素，但在地球上很少单独存在。
在化学反应中，它能够和氧、氯、硫等许多元素形成各种化合物。
氢的重要应用包括：制取氨、合成氢气燃料、提取有价金属等。
2、氧：无色、无味、无毒，是自然界中气态、液态和固态中最重要的元素之一。
氧在自然界的最大来源是通过光合作用制造的。
其重要应用包括：氧化金属、燃烧剂、氧气吸入治疗各种疾病等。
3、碳：是有机物的基础，可以形成各种化合物，包括石墨、钻石等。
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
元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．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=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.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渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。
所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，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。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：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密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。
三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。
(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。
-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〕。
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。
元素周期表知识点总结
过 18 个；倒数第三层不超过 32 个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能
量高的电子层排布。
※元素周期表结构记忆方法：
横行叫周期（现有一至七）：三短三长一未完。
纵列称作族（18 纵行 16 族）：7 主、7 副Ⅷ和“0”；Ⅷ族最贪婪（8、9、10 列占）；
产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
（2）递变性：从上到下（从 Li 到 Cs）：金属性 增强 ，单质与水、与酸、与氧气反应的剧烈程 度 增强 ；其元素的最高价氧化物的水化物的碱性 增强 。
※碱金属从上到下（从 Li 到 Cs）：物理性质、化学性质的递变规律总结如下表：
2
元 核 最 电 原 密 熔 与水 与氧 吸引 失去 最 高 还 金
制造氢弹
示踪原子
6
（1）已知条件：①氯元素有几种同位素？（两种：3157 Cl
和
37 17
Cl
）
35 17
Cl：34.969
②每种同位素的相对原子质量
37 17
Cl：36.966
35 17
Cl：75.77%
③每种同位素占的原子百分数
37 17
Cl：24.23%
（2）氯元素的相对原子质量：等于各种同位素的相对原子质量与其原子百分数的乘积之和。
__0_族（ 1 个， 纵 列）
3.原子核外电子的排布 3.1 在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
1
3.2 电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
3.3 核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳的电子数是 2n2（n 表示电子层）
（2）最外层电子数不超过 8 个（K 层是最外层时，最多不超过 2 个）；次外层电子数目不超
2023年元素周期表知识点总结
第一章元素周期表知识点总结一、原子构造二、元素周期表和元素周期律三、化学键四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体旳元素符号及其化合价专题一元素及性质旳推断1. 推断元素位置旳思绪根据原子构造、元素性质及有关已知条件, 可推算原子序数, 判断元素在元素周期表中旳位置等, 基本思绪如下：2. 推断元素及物质旳“题眼”总结(1)含量与物理性质①地壳中含量最高旳非金属元素是氧(O), 居于第二位旳是硅(Si), 含高旳金属元素是铝(Al)。
②金属单质中, 常温下呈液态旳是汞(Hg)。
③非金属单质中, 常温下呈液态旳是溴(Br2)。
④天然物质中硬度最大旳单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性旳气态氢化物一般是NH3。
⑥沸点最高旳非金属元素氢化物是H2O。
⑦形成旳化合物种类最多旳元素是碳(C)。
⑧最高价氧化物对应旳水化物酸性最强旳是HClO4。
(2)化学性质与用途①单质与水反应最剧烈旳非金属元素是氟(F)。
②气态氢化物与最高价氧化物对应旳水化物能起化合反应旳是氮(N):NH3＋HNO3===NH4NO3。
③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素旳单质旳元素是硫(S):2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。
④气态氢化物旳水溶液可雕刻玻璃旳元素是氟(F)。
⑤能导电旳非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
⑥能与强碱溶液作用旳单质有Al、Cl2.Si:2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2OSi＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑专题二化学键类型旳判断(1)化学键与物质①并不是所有旳物质中都存在化学键。
由于稀有气体是单原子分子, 故稀有气体是没有任何化学键旳物质。
②离子化合物与化学键旳关系对于离子化合物而言, 由于存在着阴、阳离子, 因此肯定有离子键, 如NaCl旳构成微粒是Na＋、Cl－, 它们之间唯一旳作用就是离子键。
b．离子化合物中存在旳阴、阳离子, 既可像NaCl同样只有简朴旳Na＋、Cl－, 也也许像NaOH这样具有复杂旳阴、阳离子, 此时, 离子化合物中既有Na＋与OH－之间旳离子键, 又有氢原子与氧原子之间旳共价键。
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第一章物质结构元素周期律
第一节元素周期表
知识回顾：
1、原子的结构:
肿f时示F
原子是由原子核和电子组成；原子核由质子和中子组成
原子的质量集中在原子核上，电子的质量很小，几乎可以忽略不计
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，所以原子对外显中性
2、元素的定义：具有相同核电荷数（质子数）的一类原子的总称
一、元素周期表的结构
1、原子序数
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
2、周期
按原子序数递增的顺序，把电子层数相同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，从上到下依次命名为第一周期、第二周期等
各周期内的信息表
3、族
按电子层数递增的顺序，把不同横行中最外层电子数相同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& 9、10三个纵行叫第毗族外，其余每个纵行各为一个族，它们又被划分为十六个族。
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” B”来表示，如U B。
0族和毗族则不加“ A”或“ B”
注意：① 1，2行对应为I A，n A；13---17行对应为川A---A
②3---7行对应为川B --- W B; 11，12行对应为I B，n B o
③8，9，10对应为忸
④18行对应0族
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
知识回顾：Na的物理性质和化学性质
从上到下原子的电子层数在增加，原子半径逐渐增大，所以失电子的能力逐渐增强从上到下金属性逐渐增强（金属性包括
碱金属元素的化学性质
R+2H2O====2ROH+H
4Li+Q====2L2O
4Na+Q====2Na；O（缓慢氧化）
Na+Q==A ===Na s O2
2
卤族元素的主要物理性质
从上到下电子层数依次增加，原子半径依次增加，所以得电子的能力也依次减弱，即非金属性依次减弱（非金属性包括
单质溴是唯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+======Ag刈（AgCI为白色沉淀，AgBr为淡黄色沉淀，Agl为黄色沉淀）
X2+H2O=====HX+HXO
F2+H2O=====HF+O
Fe+C2=====2FeQ
Fe+2=====Fe2
、核素
1质量数
将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值
叫质量数
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
2、核素
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互为同位素
当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任意一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变
4、同素异形体
指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。
第二节元素周期律。