元素周期表元素周期率
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。
元素周期律
科学探究
※周期表上元素的“外围电子排布”简称“价电子层”，这些电 子称为价电子, 观察周期表每个族序数与价电子数是否相等？ 2、原子的电子排布与族的划分 （1）周期表中除零族元素中He(1s2)与其它稀有气体ns2np6不同外, 一般说来，其它每个族序数和价电子数是相等的。 （2）主族元素：族序数=原子的最外层电子数=价电子数 副族元素：大多数族序数=(n-1)d+ns能级的电子数=价电子数 例如：已知某元素的原子序数是25，写出该元素原子的价电 子层结构式，并指出该元素所属的周期和族。 其排布式为[Ar]3d54s2， 由于最高能级组数为4，其中有7个价电子，故该元素 是第四周期ⅦB族。
３d1－84s2 3d104s1－2
1s2
2s22p1 －5 2s22p6 3s23p1 －5 3s23p6 4s24p1 －5 4s24p6
５
６
18
32
５s1－2
６s1－2
4d1-85s2
4d105s1－2 5s25p1 －5 5s25p6
5d106s1－2 6s26p1 －5 6s26p6
5d1－106s2
ⅠA Ⅱ A
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0 ⅢB ⅣB ⅤB Ⅵ B ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
1 2 3 4
5 6 7
s区பைடு நூலகம்
p区
d区
ds区
镧系 锕系
f区
划分区的依据是什么？ s区、d区、 ds区、p区分别有几个纵列？
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。 ns 轨道上，价电子的构型是______ ns1 s区元素 最后1个电子填充在 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA 族，它们都是 活泼金属 _______，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。 p区元素 最后1个电子填充在 np 轨道上，价电子构型是ns2np1～6 ， 位于周期表 右 侧，包ⅢA～ⅦA、零族族元素。大部分为 非金属元素。 1～8 2 d区元素 它们的价层电子构型是(n－1)d ns ，最后1个电子基 本都是填充在(n－1)d 轨道上，位于长周期的中部。这些元素都 金属 ，常有可变化合价，为过渡元素。它包括 ⅢB～Ⅷ 族元素。 是 价层电子构型是 (n－1)d10ns1～2 ，即次外层d轨道是充满 ds区元素 的，最外层轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d 区，称为ds区，它包括 ⅠB和ⅡB 族，处于周期表d区和p区之 间。它们都是 金属 ，也属过渡元素。 f区元素 最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元 素（各有15种元素）。
元素周期律
＝8
元素的金属 性、非金属 性强弱
性质反映结构
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性
同主族
{
相似性 从上到下，递变性
决定 反映 结构
位置
决定 反映
反映
性质
决定
1、某元素的最高正价与负价的代数和 为4,则该元素的最外层电子数为: A、4 B、 5 C、 6 D、 7
C
2、某元素最高价氧化物对应水化物的化学 式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学 式是
原子半径依次增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强
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变化 元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化
元素的金属性、非金属性呈现周期性变化
元素的性质随着元素原子序数的递增而 呈现周期性的变化——— 元素周期律 元素性质的周期性变化实质:是元素原子的 核外电子排布的周期性变化。
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2
3 4 5 6 7
金 属 性 逐 渐 增 强
B Al Si Ge As Sb Te Po
At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知： 金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（ 左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期 第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一 定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
元素原子半径的变化示意图
原子半径的递变规律
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 周期
元素周期表
补充：粒子半径的大小比较规律
1、不同元素的粒子半径比较： （1）同一周期元素的原子，从左到右，原子半径依次 减小（稀有气体除外）。 （2）同一主族元素的原子，从上到下，原子半径依次增大， 离子半径也依次增大。 （3）电子层相同的不同粒子，核电荷数越大（或正电荷越 多），粒子半径越小。 2、同种元素的离子半径比较： （1）同一元素的阳离子半径小于对应的原子半径；同一 元素的阴离子半径大于对应原子半径。 （2）变价金属的低价态阳离子半径大于对应的高价态阳离 子半径。
元素周期表的框架结构：
族 周 期
1 2 3 4 5 6 7
…
小结：
一、元素周期表的几个数量关系：
1、周期序数===电子层数 2、主族序数===最外层电子数
3、元素最高正价===原子最外层电子数 6、主族或副族的族序数==元素 所在纵行的个位数 5、主族中非金属元素的种类===∣主族序数－2∣
4、元素负价===最外层电子数﹣8
3、元素周期表和元素周期律的关系：
元素周期律是编排元素周期表的理论基础，元素周 期表是元素周期律的具体表现形式。
பைடு நூலகம்
二、元素周期表的结构：
1、周期：一个横行称做一个周期。 周期序数==电子层数 三短周期（1、2、3） 7个横行(7个周期) 三长周期（4、5、6） 一不完全周期（7周期）
表5-11 元素周期表的有关知识
C
D
2、相似规律： （1）同主族元素性质相似； （2）位于斜对角规则的元素性质相似。
补：元素金属性、非金属性强弱的判断：
1、主族金属元素与非金属元素的判断：主族序数/周期序数﹥1，则为非 金属元素；若主族序数/周期序数≤1，则为金属元素（H除外）。 2、元素金属性、非金属性的强弱判断： （1）根据在周期表中的位置判断： ①同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
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。
化学元素周期律(最新整理)
19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr
4钾
钙 钪 钛
钒
铬
锰
铁
钴
镍
铜
锌镓锗砷 硒
溴
氪
39.098 40.08 44.956 47.9 50.9415 51.996 54.938 55.84 58.9332 58.69 63.54 65.38 69.72 72.5 74.922 78.9 79.904 83.8
57 La 镧
镧 系
138.905
58 Ce 铈
140.12
59 Pr 镨
140.91
60 Nd 钕
144.2
61 Pm 钷 147
89 Ac 锕
锕 系
227.03
90 Th 钍
232.04
91 Pa 镤
231.04
92 U 铀 238.03
93 Np 镎
237.05
62 Sm 钐
150.4 94 Pu
ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
0Байду номын сангаас
1 H 现代的化学元素周期律（Periodic table）是 19 世纪俄国人门捷列夫发现的。他将当时已知的 63 种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的 2 He
1 氢 元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。这个表经过多年修订后才成为当代的周期表。在周期表中，元素是以元素的原子序数排列，最小 氦
1-2 元素周期律和周期表
性质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸） 的反应情况
与冷水反应缓慢，与沸 与冷水剧烈反 与酸迅速反应放 水迅速反应，放出氢气， 应放出氢气 出氢气 与酸剧烈反应放出氢气
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
金属性的强弱: Na > Mg > Al
内容 原子半径 电子层结构 失电子能力 得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 大→小 电子层数相同、 最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大 小→大 电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
最高正价+1→+7 最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱 水化物酸碱性 酸性逐渐增强 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
元素性质呈周期性变化
归纳出
原子半径 大→小 (稀有气体元素突然增大)
化合价：+1→+7 －4→－1 (稀有气体元素为零)
元素周期律
3.微粒半径大小的判断规律 一层、二核、三电子
影响 半径 大小 的因素
①电子层数： 电子层数越多，原子半径越大 ②核电荷数： 当电子层数相同时核电荷数增多，使原子 半径有减小的趋向。 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。
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA
ⅥA ⅦA
0
1
2 3 4 5 6 7
金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
元素周期律
元素周期表
1.周期
元素周期表有7个横行，也就是7个周期。具有相 同的电子层数，而又按照原子序数递增的顺序排 列的一系列元素，称为一个周期。 周期的序数就是该周期原子具有的电子层数。 各周期里元素的数目不同，第一周期只有2个元 素，第二、第三周期各有8个元素。第四、五、 六、七周期元素都比8个元素多。第一、二、三 称为短周期，其余称长周期。
微粒半径大小比较的一般规律 1.先看电子层，电子层数越多，半径越大 2. 电子层数相同，看核电荷数，核电荷数越 大，半径越小。 3. 电子层数相同，核电荷数也相同，看最外 层电子数，电子数越多，半径越大。
四.元素主要化合价的周期变化
原子序数
元素名称
1
氢
2
氦
3
锂
4
铍
5
硼
6
碳
7
氮
第16号元素是硫也是非金属。它的最高价氧化物是 SO3,SO3对应的水化物是H2SO4。硫酸是一种强酸。在 加热时硫可以与氢气化合，生成气态氢化物硫化氢。
第17号元素氯也是非金属。它的最高价氧化物是Cl2O7, 对应的水化物是HClO4,它是已知酸中最强的酸。氯气与 氢气在光照或点燃时会发生爆炸而化合，生成气态氢化 物氯化氢。
一.核外电子 排布的周期性
部分元素原子 的电子层排布
通过上表可以发现，每隔一定数目的元素，会重复出 现原子最外层电子数从1个递增到8个的情况。也就是 说，随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈 周期性的变化。
原子半径的周期性变化 同一周期内，从ⅠA到ⅦA（卤族）随着原子序数的递 增，原子半径由大变小。如Na原子的半径为： 1.86×10 -10米递减到0.99×10 -10米。 同一主族内，从上到下，随着元素电子层的增加，原 子半径增大。
元素周期律和元素周期表(全部)
A. n=m+10
C. n=m+11
B. n=m+1
D. n=m+25
4.下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（ D）
（A） 2
3 11 19
4
（B）
2 10 11 18 19
（ C）
6 11 12 13 24
周期
（ 行）
长周期
镧57La – 镥71Lu 共15 种元素称镧系元素
不完全周期 第7周期：26种元素
锕89Ac – 铹103Lr 共15 种元素称锕系元素
相同点: 电子层数相同 原子结构 递变规律 原子半径逐渐减小 最外层电子1-8
周期序数 = 电子层数
2、族
IA 主族 7个
IIA 副族 7个
原子序数
原子序数
1～ 2 3～10 11～18
电子层数
达到稳定结构 最外层电 时的最外层电 子数 子数 1
1 1 2 8 8
1 2 3
2
8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子 排布呈现 周期性 变化。
原子半径
原子序数与原子半径折线图
0.2 0.18 0.16
原子半径(/nm)
0.14 0.12 0.1 0.08 0.06 0.04 0.02 0
较强的非金属性
决定
原子结构
反映 决定
反映
元素性质
反映
决定
元素在表中位置
二、元素金属性与非金属 性强弱的判断方法
判断元素金属性强弱的依据
①单质与水或酸置换出氢的难易程度；
-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
元素周期律(表)(总5页)--本页仅作为文档封面，使用时请直接删除即可----内页可以根据需求调整合适字体及大小--1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系 （1）性质比较：相同点：最外层电子数： 原子半径： 周 不同点： 失电子能力：期 （左—右） 金属性：得电子能力：非金属性：相同点：同 电子层数： 一原子半径：主 不同点：失电子能力：族 （上—下） 金属性：得电子能力：非金属性：应水化物的酸碱性单质的熔点变化金属单质的熔点递增非金属单质的熔点递减熔点最低的是各周期的惰性元素金属单质的熔点递减非金属单质的熔点递增元素周期表中主族元素性质的周期性递变规律结论：原子结构与元素在周期表中的位置的关系1、原子核外电子层数== 周期序数2、主族元素的最外层电子数==族序数==主族元素最高正价（O、F 除外）3、原子核外电子数==原子序数==质子数==核电荷数4、主族元素最高正价+ |最低负价|==8三、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叫核素如：11H、21H、31H各为一种核素2、同位素：具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素如：氧元素有168O、178O、188O三种同位素3、同位素的特性：（1）同一元素的各种同位素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同（2）在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子百分比一般是不变的。
四、相对质量1、原子的相对原子质量：指一种原子的实际质量与126C的实际质量的1/12的比值，也称同位素的相对原子质量。
2、元素的相对原子质量：指某元素各同位素的相对原子质量与该同位素原子所占的原子个数百分比的乘积之和。
=M1·a% + M2·b% +……3、元素的近似相对原子质量：是用同位素的质量数及其所占的原子个数比计算出来的平均值。
元素周期律+元素周期表
元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。
质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。
电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。
周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。
主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。
副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。
元素周期律： 定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。
发现者：门捷列夫。
内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。
同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。
分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。
共价半径： 定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。
共价半径 < 真实半径。
⾦属半径： 定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。
⾦属半径 = 真实半径。
范德华半径： 定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。
范德华半径 > 真实半径。
适⽤范围：稀有⽓体。
②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。
同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。
③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。
特例：铍 > 硼。
氮 >氧。
镁 > 铝。
磷 > 硫。
砷 > 硒。
定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。
符号：I。
单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。
常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。
第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。
第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。
④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。
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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3．(2009· 北京理综，7)W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比7∶17； X与W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的物质焰色反应为黄色。下 列判断正确的是( A．金属性：Y>Z C．离子的还原性：X>W ) B．氢化物的沸点：X>W D．原子及离子半径：Z>Y>X
解析：W的最外层电子数与核外电子总数之比为7∶17，故W为氯元素，则X为氟元素，Y的原子序 数为(9＋17)÷2＝13，为铝元素，由含Z元素的物质焰色反应为黄色知其为钠元素。根据元素周期 律，Na的金属性比Al强；HF沸点比HCl高，是因为HF分子间存在氢键；Cl 的还原性比F 强；原 子半径Na>Al>F，离子半径F >Na >Al3 。
A．元素Y、Z、W具有相同电子层结构的离子，其半径依次增大 B．元素X不能与元素Y形成化合物X2Y2 C．元素Y、R分别与元素X形成的化合物的热稳定性：XmY>XmR D．元素W、R的最高价氧化物的水化物都是强酸
思维点拨：本题考查元素周期律和元素周期表知识，意在考查考生利用元 素周期律和元素周期表知识进行推断的能力。X是原子半径最小的元素， 即为H元素，Y原子最外层电子数是次外层电子数的3倍，则为O元素， R、Y同族，则R为S元素；Z、 W原子核外电子数之和与Y、R原子的核外 电子数之和相等，结合Z、W、R处于同一周期，且原子序数 Z、W、R依 次增大，则推出Z为Na元素，W为Al元素。A项，离子半径依次减小，不 正确；B项，X可与Y形成H2O2，不正确；C项，正确；D项，元素W的最 高价氧化物的水化物是两性物质，不正确。 答案：C
氯酸>硫酸>磷酸；B选项中氧元素无最高正价；C选项中氧和氯可形成氧
化物如Cl2O7；D选项中原子半径的大小顺序是A>B>C>D。 答案：A
要点提醒——画龙点睛 触类旁通
(1)电子层数＝周期数。
(2)质子数＝原子序数。 (3)最外层电子数＝主族序数。 (4)主族元素的最高正价＝族序数，负价＝主族序数－8。 (5)同主族元素的原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的 最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其离子的氧化性越弱。 (6)同周期中原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气 态氢化物越稳定，形成最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其离子的还原性 越弱。
规律提示——善于总结 养成习惯
元素的判断
根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序
数，判断元素在元素周期表中的位置等，基本思路如下图所示：
1．稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下 一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同：①与He原子电子层结构相同的离子 有H 、Li 、Be2 ；②与Ne原子电子层结构相同的离子有F 、O2 、Na 、Mg2 、Al3 ；
素，相差上一周期元素所在周期所含元素的种数。②第ⅢA～ⅦA族元 素，相差下一周期元素所在周期含有的元素的种数。 (2)同周期相邻主族元素原子序数之差的判断。①ⅠA、ⅡA元素或 ⅢA～ⅦA相邻元素相差1。②ⅡA、ⅢA元素：若为第二或第三周期相 差1，若为第四或第五周期相差11，若为第六或第七周期相差25。
(1)B的原子结构示意图____________________________________； (2)B、C、E分别与A形成的化合物中最稳定的是________(写化学式)； (3)C与D形成的化合物的化学式是__________，它的性质决定了它在物
质的分类中应属于
式
；请写出该化合物的水化物的电离方程
同周期(从左至右) 同主族(从上至下) 电子层数
最外层电子数 原子半径 金属单质与水或酸置换出H2的 难易
相同
递增 逐渐减小 渐难
递增
相同 逐渐增大 渐易
酸性 最高价氧化物 对应水化物
增强
减弱
稳定性
形成难易
逐渐减弱
渐易 逐渐增强
逐渐增强
渐难 逐渐减弱
非金属气态氢化物 稳定性
元素金属性
逐渐减弱
逐渐增强
－ ＋ ＋ － － ＋ ＋ ＋
③与Ar原子电子层结构相同的离子有Cl 、S2 、K 、Ca2 。
－ － ＋ ＋
2．周期表中特殊位置的元素 (1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al、Ge (2)族序数等于周期数2倍的元素：C、S (3)族序数等于周期数3倍的元素：O (4)周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca (5)周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba (6)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素： C (7)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S (8)除H外，原子半径最小的元素：F (9)短周期中离子半径最大的元素：P
元素非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
难点解读——掌握重点
突破难点
1．元素周期表第18列是0族而不是ⅧA族，第8、9、10列为Ⅷ族，而不是ⅧB族。 2．最外层只有1个电子的元素不一定是ⅠA族元素，也可以是ⅠB族、ⅥB族元素，如 Cu、Ag、Cr等，同样最外层只有2个电子的元素也不一定是ⅡA族元素。 3．ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 4．难失电子的元素得电子能力也不一定强。如 0族元素既不易得电子，失电子也非常困 难，ⅣA族元素既不易失电子也不易得电子，主要形成共价化合物。 5．微粒电子层数多的半径不一定大，如Li的原子半径大于Cl，Li 离子半径大于Al3 。
2．族：元素周期表中的纵列称为族 (1)主族：由短周期元素和长周期元素共同组成的族(第18列除外) 列序 主族序数 1 ⅠA 2 ⅡA 13 ⅢA 14 ⅣA 15 ⅤA 16 ⅥA 17 ⅦA
(2)副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外) 列序 族序数 3 ⅢB 4 ⅣB 5 ⅤB 6 ⅥB 7 ⅦB 11 ⅠB 12 ⅡB
3.以第三周期为例，掌握同一周期内元素 以和元素化合物知识结合全
元素周期表的结构
1.周期：在元素周期表中每一个横行称为一个周期 第一周期，共2种元素 (1)短周期第二周期，共8种元素 第三周期，共8种元素 第四周期，共18种元素 (2)长周期第五周期，共18种元素 第六周期，共32种元素 (3)不完全周期：第七周期，排满时应有32种元素。
________________________________________________________；
(4)F的单质在反应中常作_______剂，该单质的水溶液与E的低价氧化 物反应的离子方程式为_____________________________________。
解析：根据X的水溶液显碱性和A的原子序数比B小，得到B为N，A为H； D的简单阳离子为10e 结构，且在同周期简单离子中半径最小，推出D为 Al元素；E的次外层电子数必须大于2，则E的核外电子排布为 ，E
1．X、Y、Z和W代表原子序数依次增加的四种短周期元素，在周期表 中，Z与Y相邻，Z与W也相邻，Y、Z和W三种元素的原子最外层电 子数之和为17，X能分别与Y、Z形成电子总数相等的分子A、B。下 列有关判断正确的是( )
A．Y与W的非金属性均比磷元素弱 B．原子半径由大到小的顺序为：W>Z>Y C．化合物B中含有的化学键均为非极性共价键 D．X的单质是一种有广阔前景的新能源 解析：本题考查的是元素周期表中位构性知识，难度中等。由题意这 四种元素分别为H，C，O，F(或Cl)，则AB分别为CH4和H2O，由此 可以判断D正确。 答案：D
D．R的最外层电子数一定为5
思维点拨：选项A，Y可能为金属元素Al。选项B，根据元素周期表的 结构可知，五种元素不可能是ⅠA、ⅡA族元素，它们的最外层电子数 一定都大于2。选项C，X为C、Y为Si时，SiO2与C在高温下能发生置
换反应生成Si、CO。选项D，R可能是S，其最外层电子数为6。
答案：B
第一篇 专题突破
第一部分 化学基本概念
专题六 元素周期律和元素周期表
考
纲
展
示
高
考
预
测
1.了解原子核外电子排布及元素周期表 的结构之间的关系。 2.掌握元素周期律的实质。 性质递变的规律与原子结构的关系。 4.以第ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族 内元素性质递变规律与原子结构的关 系。
围绕元素周期律和元素 周期表的考查，方式灵活多 变，既可以是选择题，也可 面考查，两种形式兼而有之， 复习时要把握好同周期，同 主族性质的变化规律和元素 周期表的结构特点。
－
为S元素；F的原子序数比E大且为短周期主族元素，F只能是Cl元素，即 可推出C为O元素；其余可迎刃而解。
答案：(1) (3)Al2O3
(2)H2O 两性氧化物
－ ＋
Al(OH)3AlO2 ＋H2O＋H (4)氧化
Al(OH)3Al3 ＋3OH
＋ ＋ － －
－
SO2＋Cl2＋2H2O===4H ＋SO2 4 ＋2Cl
要点提醒——画龙点睛 触类旁通
1．最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电
子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8
的元素是稀有气体元素(He例外)。 2．在周期表中，元素的原子序数差别因周期表结构出现以下两种情况：
(1)同主族，相邻周期元素原子序数之差的判断。①第ⅠA、ⅡA族元
2．A、B、C、D、E、F六种短周期主族元素，原子序数依次增大。其
中B的单质在常温下为双原子分子，它与A的单质可形成分子X，X
的水溶液呈碱性；D的简单阳离子与X具有相同电子数，且D是同周 期中简单离子半径最小的元素；E元素的原子最外层比次外层少两 个电子，C、F两种元素的原子最外层共有13个电子。则