高中化学-元素周期表与元素周期律总结

专题四 元素周期表与元素周期律元素周期表的引入：在自然界的物质和变化都离不开最基本的元素，这些元素之间有什么关系呢，类

似英语单词表中字母有一定的顺序，在元素中为了更好地研究物质及变化，也开始按照原子的相对原子质量进行排序，后经过不断完善，根据元素的原子序数

进行排列，形成了现在的元素周期表。

一.元素周期表的解读

1.元素周期表的展示

二.相关概念区分

1.原子质量：原子的实际质量，

2.相对原子质量：

①原子的相对原子质量：用原子的实际质量与

1/1212C的实际质量，

②元素的相对原子质量：该元素的各种同位素的

相对原子质量的加权平均值，

3.近似相对原子质量：相对原子质量的整数值。

4.原子序数：按元素在周期表中的顺序给元素编号，原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子

数。

5.元素周期表的结构：

三.元素周期律

1.概念：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

2.相关规律：

（1）随着原子序数的增加，元素的原子最外层电子排布呈现由1→8的周期性变化（第一周期的元素除外）

（2）随着原子序数的递增，元素的主要化合价

呈现最高正价由+1→+7（O、F除外）、最低负价由-4→-1的周期性变化，且同一元素（主族元素）化合价有如下变化：最高正价+最低负价的绝对值=8（H、O、F除外）

（3）半径递变规律

（4）金属性与非金属性递变规律

（5）电离能递变规律

电离能定义：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量。

（6）电负性递变规律

电负性定义：电负性是元素的原子在化合物中吸引电子的能力的标度。

（7）对角线规则：对角线规则,是指处于周期表中对角线位置（左上和右下方）的两元素,其性质具有相似性，如Be与 Al处于对角线位置,它们均能与氢氧化钠溶液反应产生H2。

（8）熔沸点：

1。分子晶体一般取决于分子量，一般分子量越大熔沸点越高，

2。相同分子式结构支链越多熔沸点越低，邻＞间＞对，

3。离子晶体：离子半径越小，电荷数越多，晶格能越大，熔沸点越高，

4。原子晶体：非金属性越强，共价键越牢固，熔沸点越高，硬度越大，

5。金属晶体：金属键越弱，金属性越强，熔沸点越低。

高考考点

一.微粒半径的比较大小

1.对于同周期和同主族的微粒半径比较依据前面的半径比较，

2.同种元素形成的微粒半径大小：阳离子＜中性原子＜阴离子，价态越高的微粒半径越小，

3.核外电子数和核电荷数都不同的微粒

找到一个参照物进行比较如比较F-和S2-离子半径大小，直接比较无法判断，则找到中间的参照物O2-,S2-＞O2-，而对于O2-和F-相比，O2-＞F-，则S2-＞F-二.比较元素的金属性和非金属性强弱的方法1.

比较元素金属性强弱的方法

（1）金属与水（非氧化性酸）的反应越容易，其对应元素的金属性越强，

（2）最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则对应金属元素的金属性越强，

（3）在金属活动顺表中，金属的位置越靠前，其金属性越强，

（4）同一周期金属元素越靠前，其金属性越强；同一主族金属元素越靠下，其金属性越强，

（5）金属与盐溶液的置换反应，若A能置换出B，则A元素的金属性强于B元素，

（6）一般金属阳离子的氧化性越强，则对应金属元素的还原性越弱，（注：氧化性Fe3+＞Cu2+＞Fe2+,金属性Fe＞Cu，注意是一般金属阳离子，Fe3+不是Fe的一般金属阳离子）

（7）电化学原理：不同金属形成原电池时，通常负极金属的金属性强；通常在电解池中的阴极上，先析出的金属的金属性弱。

2.比较元素非金属性强弱的方法

（1）非金属单质与H2越易化合，则其对应元素的非金属性越强，

（2）形成的氰化物越稳定，则其对应元素的非金属性越强，

（3）最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其对应元素的非金属性越强，

（4）同一周期非金属元素越靠后，其非金属性越强；同一主族元素非金属元素越靠上，其非金属性越强，

（5）非金属之间的置换反应，若A能置换B，则A的非金属性强于B。

三.推断元素的思路

1.抓住元素的原子序数等条件推断出元素在元素周期表中的位置，

2.抓住突破口

（1）原子序数依次增大，往往是推断出较难元素的推断，

（2）微粒的电子层结构特征，要熟练掌握元素的核外电子层的结构，2,8,8,18...的结构，灵活运用。