第七讲元素周期律和元素周期表考点拓展

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元素周期表、元素周期律知识点总结

元素周期表、元素周期律知识点总结元素周期表、元素周期律知识点总结上学的时候，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以通俗的理解为重要的内容。

哪些知识点能够真正帮助到我们呢？下面是店铺帮大家整理的关于元素周期表、元素周期律知识点总结，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。

元素周期表、元素周期律知识点总结篇1一、元素周期表★熟记等式：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、如何精确表示元素在周期表中的位置周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称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==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。

元素周期表的九大规律

第七讲元素周期表和元素周期律一、分析热点把握命题趋向热点内容主要集中在以下几个方面：一是元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质。

解该类题目的方法思路是：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。

二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。

解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。

三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。

二．学法指导：1、抓牢两条知识链（1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。

（2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。

2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据（1）金属性强弱的实验标志①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。

②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。

③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。

④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。

⑤电离能（2）非金属性强弱的实验标志①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。

②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。

③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。

④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。

⑤电负性三．规律总结：1、同周期元素“四增四减”规律同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。

元素周期律知识点总结

元素周期律知识点总结1.元素周期律的发现历史元素周期律最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，并且将已知的63个元素按照一定的规律排列。

门捷列夫将元素的性质与其原子量进行比较，发现存在周期性变化的规律。

后来，门捷列夫的周期表不断进行修正和完善，最终发展成为现代元素周期表。

2.元素周期表的结构元素周期表是按照元素原子序数的大小进行排列的，原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的标识。

周期表由横行的周期和竖列的族组成。

横行的周期称为周期，竖列的族称为主族。

元素周期表根据元素的电子结构、原子半径、电负性等性质进行划分。

3.元素周期律的主要规律-周期性规律：位于同一周期中的元素，原子量存在递增的趋势，并且许多性质会随着周期数的增加而周期性变化。

例如，金属元素的电子亲和能随周期数的增加而降低。

-垂直规律：位于同一族中的元素，原子量相似，并且许多性质也会有相似之处。

例如，碱金属元素（第一族）都具有相似的反应性和活泼的性质。

-斜线规律：元素周期表中的主要对角线称为斜线规律。

按照斜线方向进行排列的元素，在一些性质上有着相似之处，并且具有一定的趋势。

例如，元素周期表中的碱土金属（第二族）和卤素（第七族）的电子亲和能都随着原子量的增加而增加。

4.元素周期律的应用-预测新元素：元素周期律的周期性规律可以用来预测尚未发现的元素的性质。

例如，门捷列夫在提出元素周期表后，成功预测了后来发现的元素镓、铊和锪。

-元素的共价价态：元素周期表中同一族元素的共价价态具有相似性，例如，氧族元素的共价价态为-2-元素的化合价：元素周期表中主族元素的化合价与其所在的族数有关，例如，第一族的元素的化合价为+1-化学反应的活性和性质：元素周期表中的元素按照周期和族的排列，可以看出元素的活性和性质的变化趋势。

例如，金属元素活动性随周期数的增加而增加。

-过渡元素的性质：元素周期表中的过渡元素具有丰富的氧化态和复合态，具有多种形态的存在。

高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律

高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律这篇高一化学元素周期表和元素周期律知识点梳理是特地为大家整理的，希望对大家有所帮助!高一化学元素周期表和元素周期律知识点①原子组成：原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数核外电子相对原子质量==质量数②原子表示方法：A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数带正电微粒：电子数==质子数电荷数带负电微粒：电子数==质子数+电荷数⑤118号元素(请按下图表示记忆)H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar⑥元素周期表结构短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠAⅦA)期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠBⅦB)表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价⑧元素周期律：从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强b、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c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极(负极活泼性正极)判断非金属性强弱的三条依据：a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强b、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c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S)注意：相互证明由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。

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。

元素周期律

同周期(左→右)
同主族(上→下) 相同
化合价性质元素的金属性和非金属性
最高正化合价由＋1 → ＋7 (O、F 最高正化合价＝除外)负化合价＝－(8－主族序数)
主族序数
(O、
F除外)
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
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下) 阳离子氧化性逐渐
(3)现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。 ①五种元素的原子半径由大到小的顺序为 Na＞Mg＞Al＞S＞Cl
2－
－＋
；其简单离子的半径由大到小的顺序为S ＞Cl ＞Na ＞Mg ＞Al 。
2＋
3＋
②Na 、 Mg 、 Al 单质置换水或酸中的氢，由易到难的顺序
为 Na＞Mg＞Al
；最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的。
=最外层电子数）
第1周期：2 种元素短周期第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素
个纵行 0族：稀有气体
若把周期表的主副族取消，直接用列序数表示（从左到右），请指出原主族、副族、第Ⅷ族和0族所在的列序号，填入下表：
族列 1、2、13、 3、4、5、6、 8、9、 18 序 14、15、16、 7、11、12 10 号 17
思考
1.甲、乙两种非金属元素：⑴甲单质比乙单质容易与H2化合；⑵甲单质能与乙的简单阴离子反应置换出乙的单质；⑶甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的强；⑷与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑸甲单质的熔、沸点比乙的低。一般能说明甲比乙的非金属性强的是（ C ）
A．只有⑷ C．⑴⑵⑶ B．只有⑸ D．⑴⑵⑶⑷⑸
K＞Na＞Li

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

元素周期表高三知识点

元素周期表高三知识点元素周期表是化学中非常重要的工具，它以一种系统的方式展示了所有已知元素的基本信息。

高三学生需要对元素周期表的结构、元素的排列规律以及元素属性进行深入了解。

本文将着重介绍元素周期表的基本构成和高三学生需要掌握的关键知识点。

一、元素周期表的基本构成元素周期表通常由一张方格状的表格组成，每个格子代表一个元素。

每个元素的格子包含了以下信息：1. 元素符号：表示元素的简称，通常由一个或两个大写字母组成，比如氢元素的符号是H。

2. 原子序数：表示元素的原子编号，即元素的序数。

原子序数通常以小写字母的形式写在元素符号的左下方，比如氢元素的原子序数是1。

3. 原子量：表示元素的相对原子质量，通常以大写字母的形式写在元素符号的上方，比如氢元素的原子量是1.008。

注意，元素的原子量可以是整数，也可以是小数。

4. 分组：表示元素所在的主族或副族。

元素周期表通常由左至右、由上至下地分为18个分组，每个分组具有相似的化学性质。

5. 周期：表示元素所在的周期。

元素周期表通常由上至下地分为7个周期，周期数增加时，原子半径和电负性逐渐增加。

二、元素周期表的排列规律元素周期表的排列按照一定的规律进行，这些规律有助于学生理解元素的性质和相互关系。

1. 元素的周期性重复性：元素周期表的排列是按照原子序数的增加顺序进行的，每个周期从一组主族元素开始，以一组副族元素结束，然后下一个周期继续。

这种周期性排列反映了元素性质的周期性重复性。

2. 主族和副族元素：主族元素是周期表中从1A到8A的元素，副族元素是周期表中从1B到8B的元素。

主族元素具有相似的物理和化学性质，而副族元素相对于主族元素而言，具有较多的过渡金属特性。

3. 元素周期表的分区：元素周期表还可以划分为s区、p区、d 区和f区等。

其中，s区包含主族元素的最后一个电子壳层，p区包含主族元素的倒数第二个电子壳层，d区包含副族元素的倒数第二个电子壳层，f区包含副族元素的倒数第三个电子壳层。

高考化学元素周期表常见考点总结

高考化学元素周期表常见考点总结元素周期表是高考化学中的重要内容，理解和掌握其相关考点对于高考化学的备考至关重要。

以下是对高考化学元素周期表常见考点的详细总结。

一、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。

周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。

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。

2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。

7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包含 3 个纵行）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。

主族元素的族序数等于其最外层电子数。

3、分区元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。

s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，价电子构型为 ns1 2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族和 0 族，价电子构型为 ns2 np1 6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1 9 ns1 2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1 2；f 区为镧系和锕系元素。

二、元素周期律1、原子半径同周期从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族从上到下，原子半径逐渐增大。

2、元素的主要化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。

3、金属性和非金属性同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

4、电负性元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

同周期从左到右，电负性逐渐增大；同主族从上到下，电负性逐渐减小。

电负性差值大于 17 的两种元素通常形成离子键，小于 17 的通常形成共价键。

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。

高考化学元素周期律单元知识总结

高考化学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【单元知识结构】(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＝质子数＝核外电子数阳离子中:质子数＝核外电子数+电荷数阴离子中:质子数＝核外电子数一电荷数原子.离子中:质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)(3)各种粒子决定的属性元素的种类由质子数决定.原子种类由质子数和中子数决定.核素的质量数或核素的相对原子质量由质子数和中子数决定. 元素中是否有同位素由中子数决定.质子数与核外电子数决定是原子还是离子.原子半径由电子层数.最外层电子数和质子数决定.元素的性质主要由原子半径和最外层电子数决定.(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:H.最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be.Ar.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. 电子总数是最外层电子数2倍的元素:Be.最外层电子数是电子层数2倍的元素:He.C.S.最外层电子数是电子层数3倍的元素:O.次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li.Si .内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li.P.电子层数与最外层电子数相等的元素:H.Be.Al.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.也就是说,原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化,充分体现了结构决定性质的规律.具体关系如下:2．比较金属性.非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据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.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.金属间的置换反应.依据氧化还原反应的规律,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.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.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.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.3．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.4．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.5．解答元素推断题的一些规律和方法元素的推断多为文字叙述题.考查该知识点的题型主要有选择题.填空题.推断题等,涉及知识面广,常给出如下条件:结构特点,性质特点,定量计算.常需运用相关的基础知识去解决问题.(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.(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.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.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:N.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.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．确定元素性质的方法(1)先确定元素在周期表中的位置.(2)一般情况下,主族序数-2＝本主族中非金属元素的种数(IA除外).(3)若主族元素的族序数为m,周期数为n,则:时,为金属,值越小,金属性越强;时,为非金属,值越大,非金属性越强;时是两性元素.(三)化学键和分子结构1．化学键(1)化学键的定义:相邻的两个或多个原子间的强烈的相互作用.(2)化学键的存在:化学键只存在于分子内部或晶体中的相邻原子间以及阴.阳离子间.对由共价键形成的分子来说就是分子内的相邻的两个或多个原子间的相互作用;对由离子形成的物质来说,就是阴.阳离子间的静电作用.这些作用是物质能够存在的根本原因.(3)离子键.共价键的比较离子键共价键概念阴.阳离子结合成化合物的静电作用原子间通过共用电子对所形成的相互作用成键粒子离子原子作用的实质阴.阳离子间的静电作用原子核与共用电子对间的电性作用形成条件活泼金属与活泼非金属化合时形成离子键非金属元素形成单质或化合物时形成共价键(4)键的强弱与成键粒子的关系离子键的强弱与阴.阳离子半径大小以及电荷数的多少有关.离子半径越小,电荷数越多,其离子键的作用就越强.共价键的强弱与成键双方原子核间距有关.原子半径越小,原子间核间距就越小,共价键就越牢固,作用就越强.离子键的强弱影响该离子化合物的熔.沸点.溶解性等;共价键的强弱往往会影响分子的稳定性或一些物质熔.沸点的高低.(5)物质中的化学键的判断规律离子化合物中一定有离子键,可能有共价键.共价化合物.非金属单质中只有共价键.稀有气体元素的单质中无化学键.2．书写电子式注意的几个问题(1)用电子式表示离子化合物的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成离子化合物所需原子的电子式,右边写出生成的离子化合物的电子式,中间用〝→〞连接.②用电子式表示离子化合物的结构时,简单的阳离子一般用离子符号表示,而阴离子和复杂的阳离子则不同,在元素符号周围一般用小黑点(或_)表示最外层电子数,外面再加［］,并在［］右上方标出所带电荷.③构成离子化合物的每个离子都要单独写,不可合并;书写原子的电子式时,若有几个相同的原子可合并写.(2)用电子式表示共价化合物或非金属单质的形成过程时要注意的几点:①左边写出形成共价化合物所需原子的电子式,右边写出共价化合物的电子式,中间用〝-〞连接(非金属单质也相同).②不同元素的原子形成分子时共用电子对的数目不同,原子的最外层电子数目与达到稳定结构所需电子数目相差几个电子,一般就要共用几对电子.③共价化合物的电子式中,要注意使每个原子周围的电子数均达到稳定的结构的要求.④共价化合物中没有离子,表示电子式时不使用括号,也不标电荷数.【难题巧解点拨】例1 设某元素中原子核内的质子数为m,中子数n,则下列论断正确的是( )A.不能由此确定该元素的相对原子质量B.这种元素的相对原子质量为m+nC.若碳原子质量为Wg,此原子的质量为(m+n)WgD.核内中子的总质量小于质子的总质量解析元素的相对原子质量并不是某种原子的相对原子质量;只有原子的相对原子质量大约等于该原子的质量数;任何原子的质量不可能是碳原子质量与此原子质子数与中子数之和的乘积;在原子中质子数与中子数的相对多少是不一定的关系.答案 A点拨由相对原子质量的引入入手,明确原子的质量数与其相对原子质量的关系,注意同位素的相对原子质量与元素的相对原子质量的区别和联系.例2 推断下列微粒的名称,并用电子式表示其形成过程(1)离子化合物AB,阳离子比阴离子多一个电子层,1mol AB中含12mol电子,则化合物的名称为__________,形成过程为___________.(2)由第三周期元素的半径最大的阳离子和半径最小的阴离子形成的化合物为___________,名称为___________,形成过程为___________.解析(1)AB为离子化合物,则A为金属元素,B为非金属元素,且A.B.的原子序数小于12.A可能为Li.Be.Na,B可能为H.O.F,又因阳离子与阴离子中,半径最大的阳离子为,半径最小的阴离子为.答案(1)氢化钠,(2)NaCl氯化钠,点拨根据离子化合物形成的条件和离子化合物中的电子数去确定可能的金属元素和非金属元素,特别注意氢元素也能形成阴离子.掌握规律,应用结构,综合判断.例3 氢化钠(NaH)是一种白色的由离子构成的晶体,其中钠是+1价,NaH与水反应出氢气.下列叙述正确的是( )A.NaH在水中显酸性B.NaH中氢离子半径比锂离子半径大C.NaH中氢离子的电子层排布与氦原子相同D.NaH中氢离子可被还原成解析因NaH是离子化合物,其中的钠为+1价,因此氢为-1价.溶液应显碱性,NaH 中H元素化合价升离被氧化;与电子层结构与He相同,的核电荷数,所以半径大于半径.答案 B.C点拨思维的关键就是由NaH中分析出氢元素的化合价为-1价后所作出的相应变化,注意与这两种离子在性质和结构上的不同.例4 A.B.C.D为中学化学中常见的四种气体单质,在一定条件下B可以分别和A.C.D化合成甲.乙.丙.C和D化合生成化合物丁.已知甲.乙.丙每个分子含有的电子数相同,并且甲.乙.丙.丁有如下关系:(1)单质B的化学式是_______________,单质D的结构式______________.(2)单质A和化合物乙反应的化学方程式为____________,单质C和化合物丙反应的化学方程式为____________.解析因为A.B.C.D为常见气体单质,有,且电子数均相同,大胆确定甲.乙.丙中均含有氢元素,它们的分子中都有10个电子,且B为.又根据甲.乙.丙.丁的相互转化关系,可推出A为氟气.C为氧气.D为氮气.答案(1),(2),点拨 A.B.C.D为常见的气体单质,A.B.C.D一定为非金属单质,根据甲.乙.丙所含电子数相同,且为非金属元素的化合物,大胆推测甲.乙.丙中均含有氢元素.又根据反应进行逻辑推理可知A.C为何物.例5 能够说明分子的4个原子在同一平面的理由是( )A.两个键之间夹角为120°B.B—F键为非极性共价键C.3个B—F键的强弱相同D.3个B—F键的键长相等解析分子的空间结构由两个键之间的夹角决定,若4个原子在同一平面,则键之间的夹角为120°,若4个原子构成三角形,则键之间的夹角小于120°.点拨判断分子的空间构型.分子的极性的思路一般是:键之间的夹角→分子空间构型→分子极性;或由分子极性→分子空间构型.例6 若短周期的两元素形成原子个数比为2:3的化合物,则这两种元素原子序数差不可能是 ( )A.1B.3C.5D.6解析设短周期两种元素形成的化合物或,根据化合价规则:或,则_元素在周期表中所处的主族序数一定是奇数,原子序数也一定是奇数,而Y元素所处的主族序数为偶数,原子序数也一定是偶数.奇.偶之差一定为奇数,不可能是偶数.答案 D点拨本题若用具体元素代入或(如...等)的解法较用上述规律法推导繁杂,灵活运用恰当的方法可能会变繁为简,所以要针对题目灵活运用方法.【拓展延伸探究】例7 证明金属和非金属之间没有严格的界限,方案自己设计,例如(1)用镊子夹住去除了氧化膜的镁条,放在酒精灯焰上点燃,把生成的白色氧化镁放入试管里,注入少量蒸馏水,振荡.观察白色粉末的溶解情况加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(2)把少量红磷入在燃烧匙里,把燃烧匙放在酒精灯火焰上加热.使红磷燃烧,再把燃烧匙伸进集气瓶中加入少量蒸馏水,观察瓶内壁白色固体溶解情况.加几滴紫色石蕊试液,观察颜色变化.(3)在盛有少量氧化锌的试管中,加入少许蒸镏水,再把它分装在两个试管中,一试管里加入2mL盐酸,另一试管里加入2mL NaOH溶液,观察两试管的变化.以上三个实验中的化学应用化学方程式表示,并作出相应的结论.解析(1)镁在空气中燃烧生成氧化镁,MgO在水中溶解度很小,只能溶解少许,但这些量足以能使紫色的石蕊试液变蓝.(2)红磷在空气中燃烧生成,,可与水反应生成或,溶液呈酸性,能使紫色石蕊试液变红.(3)ZnO既能溶于盐酸,又能溶于NaoH,它即能跟酸反应又能跟碱反应,都生成盐和水.综合述三个实验,MgO是碱性氧化物,是酸性氧化物,ZnO是两性氧化物,说明由金属到非金属是逐渐过渡,它们之间没有严格的界限.答案(1)(2)或(3)点拨设计一个实验方案,首先要依据确定的化学原理,用明显的化学现象证明其存在;其次要简单,充分体现各步的目的和相互依存关系.证明一个事实的实验方案可有多种,思维要开放,探究要灵活,在探究中学习,在学习中探究.【课本习题解答】一.填空题1．17,18,17.35..第三.ⅦA.,,HCl.2．填表3．(1)钠.钾.镁.铝.碳.氧.氯.溴.氩,氩.(2)NaOH (3)K_gt;Na_gt;Mg (4),,_gt; (5)NaBr,黄(6)184．32,16,S.三.ⅥA,,.5．(1)钠.铝.氯.(2)NaOH.;盐酸....二.选择题1．解析Na原子变成就是失去了M层上的一个电子.答案 D2．解析ⅦA元素的原子最外层均为7个电子,均为非金属元素,随着电子层数增多,元素的非金属性减弱.答案 A3．解析在周期表中,元素所在的周期数等于原子核外电子层数,主族元素的族序数等于原子核外最外层电子数.在同一周期内原子序数越大,原子半径越小.最外层电子数为8的粒子可能是原子,也可以是离子.答案 B4．解析由_元素的气态氢化物的化学式,推知_元素原子最外层有6个电子,_元素的最高价为+6价.答案 D5．解析由可推出R的最高正价为+4.设R的相对原子质量为_,,_＝12,_=12,R为碳元素.答案 B6．解析由型分子可推出A.B元素化合价为:..答案 C7．解析 a.b.c.d离子电子层结构相同,a.b阳离子位于c.d阴离子的下一周期.在同一周期中,同电性离子从左到右由大到小.则原子序数大小b_gt;a_gt;d_gt;c.答案 B8．解析_元素的离子为,Y元素的离子为,化合物Z为.答案D三.问答题1． .2．(1)_为Cl.Y为S.Z为K(2)..KOH9．(1)7个,4个(2)第七周期,第ⅣA族,金属元素(3).(4)或四.计算题解析,,_＝16,_为氧元素,再推出Y为硫元素._为第二周期,第六主族;Y为第三周期,第六主族..2．解析B的氢氧化物为.n(HCl)＝0.4mol(1)B的相对原子质量为24,原子序数为12.(2)A是Na,C是Al.(3)A1产生最多,体积为33.6 L.【单元达纲练习】1.(97全国)已知铍(Be)的原子序数为4,下列对铍及其化合物的叙,正确的是 ( )A.铍的原子半径大于硼的原子半径B.氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C.氢氧化铍的碱性氢氧化钙弱D.单质铍跟冷水反应产生氢气2.(98上海)钛(Ti)金属常被称为未来钢铁,钛元素的同位素....中,中子数不可能为()A．30B．28C．26D．243.(99全国)原计划实现全球卫星通讯需发射77颗卫星,这与铱(Ir)元素的原子核外电子数恰好相等,因此称为〝铱星计划〞.已知铱的一种位素是,则其核内的中子数是 ( )A．77B．114C．191D．2684.(94全国)已知_.Y的核电荷数分别是a和b,它们的离子和的核外电子排布相同,则下列关系中正确的是( )A.a=b+m+nB.a=b-m+nC.a=b+m-nD.a=b-m-n5.(94上海)某粒用表示,下列该粒子的叙述正确的是 ( )A.所含质子数=A-nB.所含中子数=A-ZC.所含电子数=Z+nD.质量数=Z+A6.(95全国)据报道,1994年12月科学家发现一种新元素,它的原子核内有161个中子,质量数为272.该元素的原子序数为( )A．111B．161C．272D．4337.(2000上海)据报道,某些建筑材料会产生放射性同位素氡从而对人体产生伤害,该同位素原子的中子数和质子数之差是( )A．136 B．50 C．86D．2228．(95全国)科学家最近制造出第112号新元素,其原子的质量数为277,这是迄今已知元素中最重的原子.关于该新元素的下列叙述正确的是( )A．其原子核内中子数和质子数都是112B．其原子核内中子数为165,核外电子数为112C．其原子质量是原子质量的277倍D．其原子质量与原子质量之比为277:129．(96全国)_元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是( )A．_的原子序数比Y的小B．_原子的最外层电子数比Y的大C．_的原子半径比Y的大D．_元素的最高正价比Y的小10．(_上海)已知短周期元素的离子,,,,都具有相同的电子层结构,则下列叙述正确的是( )A．原子半径A_gt;B_gt;D_gt;C B．原子序数d_gt;c_gt;b_gt;aC．离子半径C_gt;D_gt;B_gt;A D．单质的还原性A_gt;B_gt;D_gt;C参考答案【单元达纲练习】1． A.C 2．A 3．B 4．A 5．B 6．A 7．B 8．B.D9．C.D 10．C。

化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结

化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结化学元素周期律是高中化学中的重要知识点，也是高考中必考的内容之一。

掌握好元素周期律的相关知识，对于学生在高考化学科目中取得好成绩至关重要。

本文将对化学元素周期律的相关知识点进行清单总结，并对常见的高考题型进行解析，以帮助学生更好地复习和应对高考。

一、元素周期律基本概念及排列方式元素周期律是对元素进行分类和排列的方法，由元素的原子序数递增排列，使具有相似性质的元素出现在同一垂直列中，称为族或组；而具有相似化学性质的元素按照周期律的顺序排列在同一水平行，称为周期。

元素周期表的基本结构是：上方为1A族元素即碱金属，下方为2A 族元素即碱土金属，分别位于周期表的第一和第二周期；中间是过渡元素，分为3B～8B族，位于周期表的第三至第八周期；右侧是典型元素，包括3A～8A族与3B～8B族之间的元素，分布在周期表的第三至第八周期。

右下方是稀有气体。

二、元素周期律的元素分类1. 碱金属：位于周期表的第一列，属于1A族元素。

这类元素具有低密度、低熔点和活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。

2. 碱土金属：位于周期表的第二列，属于2A族元素。

这类元素具有较高的密度、较高的熔点和较活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。

3. 过渡元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3B～8B族元素。

这类元素具有较高的密度、硬度和熔点，具有良好的延展性、可塑性和导电性，化合价多样。

4. 典型元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3A～8A族和3B～8B族之间的元素。

这类元素的化学性质较为多样，既可以形成离子化合物，也可以形成共价化合物。

5. 稀有气体：位于周期表的右下方，包括18族元素。

这类元素具有较高的稳定性，不易与其他元素反应。

三、常见高考题型分析及解答技巧1. 选择题：对于元素周期律的选择题，要注意分析题干中的关键词，确定考查的知识点。

在解答选择题时，可以先排除明显错误选项，再根据相关知识点进行筛选。

高考总复习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。

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总结

高中化学元素周期律知识点总结一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。

这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。

元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。

二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。

周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。

1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。

元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。

2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。

三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。

2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。

3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。

4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。

四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。

2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。

3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。

五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。

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1. 元素周期表的结构和排列规律元素周期表是按照元素原子序数（即元素的核中质子数）的递增顺序排列的表格。

它由水平行（周期）和垂直列（族）组成。

在元素周期表中，分别按照氢、锂、钠等元素的原子序数逐个排列，具有相似化学性质的元素通常出现在同一个垂直列中。

2. 周期表的周期元素周期表的周期是指水平排列的行，共有7个周期。

在周期表的每个周期中，元素的电子层依次增加。

第一周期元素只有1个电子层，第二周期元素有2个电子层，以此类推。

3. 周期表的族元素周期表的族是指垂直排列的列，共有18个族。

不同的族表示具有相似化学性质的元素。

例如，第一族元素都是碱金属，第十六族元素都是卤素。

4. 主族元素和过渡元素主族元素是指元素周期表中1A至8A族元素，它们位于周期表的1至8周期。

这些元素的化学性质比较活泼，适用于很多化学反应。

过渡元素是指周期表中的3B至2B族元素，它们位于周期表的4至12周期。

这些元素一般具有较高的熔点和沸点，并且能形成合金。

5. 元素的周期性趋势在元素周期表中，元素的性质随着原子序数（核中质子数）的增加而发生规律性的变化。

有以下几个周期性趋势：(1) 原子半径原子半径是指元素原子中心到最外层电子轨道的距离。

原子半径在周期表中通常呈现下降趋势，即从左到右越来越小，从上到下越来越大。

(2) 电离能电离能是指将单个电子从原子中移除所需的能量。

电离能通常在周期表中从左至右趋势递增，即元素原子核对电子的束缚力逐渐增强。

(3) 电负性电负性是指原子吸引和共享电子的能力，描述了元素与其他元素形成化学键的倾向性。

电负性通常在周期表中从左至右递增，从上至下递减。

非金属元素的电负性较高，而金属元素的电负性较低。

(4) 金属活性金属活性指元素形成阳离子的倾向性，即失去电子的能力。

金属活性在周期表中从上至下递增，从左至右递减。

6. 周期表的扩展应用元素周期表不仅仅是元素性质的简单排列和分类工具，还可以用于预测元素的性质和特点，指导化学实验和合成化合物。

[全]高考化学热门考点解析：元素周期律与元素周期表

高考化学热门考点解析：元素周期律与元素周期表复习该考点时要抓住原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及其数量之间的关系；总结元素周期表中元素的电子排布和化合价规律、元素周期表的结构规律;熟练掌握“位一构一性”之间的关系，即熟练掌握原子结构与元素在周期表中的位置关系，根据原子序数会推断元素在周期表中的位置，并能根据元素在周期表中的位置推断元素的性质。

例3 （2016年高考新课标Ⅰ卷）短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。

m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，n 是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L–1 r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。

上述物质的转化关系如图所示。

下列说法正确的是（）A．原子半径的大小W<X<Y B．元素的非金属性Z>X>YC．Y的氢化物常温常压下为液态D．X的最高价氧化物的水化物为强酸解析：短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。

m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，则Z是氯元素，n是Cl2；0.01 mol·L–1 r溶液的pH为2，说明r是一元强酸，Cl2与两种元素组成的化合物反应会产生两种化合物，其中一种r是HCl，另一种物质q的水溶液具有漂白性，则说明W是H元素；m是H2O，q是HClO；两种元素组成的化合物p与Cl2光照反应产生HCl，同时产生s，s通常是难溶于水的混合物，根据转化关系图可知p是甲烷，则s可能是CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3、CCl4中的几种物质。

因此X是碳元素，Y是氧元素。

A．根据元素周期律的原子半径变化规律：同一周期的元素，原子序数越大原子半径越小，同一主族的元素，原子核外电子层数越多，原子半径越大，则原子半径的大小W<Y<X，错误；B．同周期元素，随着原子序数的增大，自左向右元素的非金属性逐渐增强，则非金属性Y＞X，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，相应元素的非金属性越弱，高氯酸的酸性大于碳酸的酸性，则非金属性Z＞X，氯元素与氧元素组成的常见化合物如次氯酸等，氯元素显正价，氧元素显负价，由此可判断非金属性Y＞Z，因此元素的非金属性Y>Z>X，错误；C．Y元素的氢化物有H2O和H2O2，二者在常温常压下都为液态，正确；D．X的最高价氧化物的水化物是碳酸，该物质是二元弱酸，不是强酸，错误。

元素周期律和元素周期表知识点

元素周期律和元素周期表知识点 1.元素周期表
横行：同一周期，电子层数相同，从左到右，原子序数递增纵行：同一主族，最外层电子数相同，从上到下，原子序数递增
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律 2.元素周期表的结构
粒子半径大小的比较
1.同周期元素的粒子
同周期元素的原子、最高价阳离子、最低价阴离子（稀有气体除外）的半径随核电荷数的增加而减小
2.同主族元素的粒子
同主族的原子和离子均随核电荷数的增大而逐渐增大
3.电子层结构相同的粒子
电子层结构相同，则核外电子排布相同，电子数相同，离子的半径随核电荷数的增加而减少
4.同种元素形成的粒子
电子数越多，半径越大
5.不同周期、不同主族的粒子，可通过选一种参照物进行比较。

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