物质结构元素周期律归纳与整理.
第一章物质结构元素周期表知识点总结
第一章物质结构元素周期律1.原子结构（C）（代表一个质量数为A，质子数为Z的原子）⑴原子的组成核外电子 e = Z质子 Z核电荷数（Z） == 核内质子数（Z） == 核外电子数 == 原子序数质量数（A）== 质子数（Z）＋中子数（N）阴离子的核外电子数 == 质子数＋电荷数（—）阳离子的核外电子数 == 质子数 - 电荷数（＋）⑵区别概念：元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数（即质子数）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的互称；也就是说同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑶元素的相对原子质量①同位素的相对原子质量：该同位素质量与12C质量的1/12的比值。
②元素的相对原子质量等于各种同位素相对原子质量与它们在元素中原子所占百分数（丰度）乘积之和。
即：元素的相对原子质量A r == A r1·a%＋A r2·b% ＋…⑷核外电子的电子排布（了解）①核外电子运动状态的描述电子云（运动特征）：电子在原子核外空间的一定范围内高速、无规则的运动，不能测定或计算出它在任何一个时刻所处的位置和速度，但是电子在核外空间一定范围内出现的几率（机会）有一定的规律，可以形象地看成带负电荷的云雾笼罩在原子核周围，我们把它称为电子云。
电子层：在多个电子的原子里，根据电子能量的差异和通常运动的区域离核远近不同，把电子分成不同的能级，称之为电子层。
电子能量越高，离核越远，电子层数也越大。
②原子核外电子排布规律每一层电子数最多不超过2n2；最外层电子数最多不超过8个，次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个；核外电子总是先占有能量最低的电子层，当能量最低的电子层排满后，电子才依次进入能量较高的电子层。
电子的排布是先排K层，K层排满再排L层，L层排满再排M层，M层不一定排满了再排N 层，后面的也一样不一定排满了再排下一层。
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。
物质结构元素周期律归纳与整理
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同位素: 质子数相同而中子数不同的同一元 同位素 原子互称为同位素 素的不同原子互称为同位素. 素的不同原子互称为同位素 同素异形体: 同种元素组成不同性质的单质 同素异形体 同种元素组成不同性质的单质 单质. 同系物: 结构相似,在分子组成上相差一个或 同系物 结构相似 在分子组成上相差一个或 若干个CH2原子团的有机物互称为 原子团的有机物 有机物互称为 若干个 同系物. 同系物 同分异构体:分子式相同而结构不同的有机物 同分异构体 分子式相同而结构不同的有机物 互称为同分异构体. 互称为同分异构体
素)种类 种类
元素的化学性质
原子序数＝核电荷数＝质子数＝ 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 质量数（ ）＝质子数（ ）＋中子数（ ） ）＝质子数 ）＋中子数 质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
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练习1.已知元素的原子序数，可以推知原子的① 练习 已知元素的原子序数，可以推知原子的① 已知元素的原子序数 中子数 ②核电荷数 ③核外电子数 ④在周期 表中的位置，其中正确的是( ) 表中的位置，其中正确的是 D A.①③ B.②③ C.①②③ D.②③④ ①③ ②③ ①②③ ②③④ 练习2.Cl和Cl-两种粒子中，不相同的是(B ) 和 两种粒子中， 练习 ① 核内质子数 ②核外电子数 ③最外层电子数 ④核外电子层数 A①② B②③ C③④ D②③④ ①② ②③ ③④ ②③④
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2.元素周期律 元素的性质随着原子序数的递 元素周期律--元素的性质随着原子序数的递 元素周期律 增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律. 增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律. 同一周期的元素从左到右 的元素从左到右, 同一周期的元素从左到右,原子半径逐渐 减小,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强. 减小,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强. 化合价从+1价到+7 +1价到+7价 化合价从+1价到+7价 同一主族的元素从上到下 原子半径逐渐增大, 的元素从上到下, 同一主族的元素从上到下,原子半径逐渐增大, 金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱. 金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱. 3、同周期、同主族元素结构、性质的递变 、同周期、同主族元素结构、 规律及金属元素、非金属元素的分区： 规律及金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素， 分界线左边是金属元素，分界线右边 是非金属元素， 是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体 元素。见下图： 元素。见下图：
高一化学必修二物质结构元素周期律知识点总结(最新整理)
③、存在上，在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，同位素的原子（个数
不是质量）百分含量一般是不变的（即丰度一定）。
2．下列叙述中能肯定说明金属 A 比金属 B 的活泼性强的是（ ） A．A 原子最外层电子数比 B 原子的最外层电子数少 B．A 原子电子层数比 B 原子的电子层数多 C．1molA 从酸中置换生成的 H2 比 1mol B 从酸中置换生成的 H2 多 D．常温时， A 能从酸中置换出氢，而 B 不能
17. 锶(Sr)是元素周期表中第五周期 IIA 族的元素,下列关于锶及其化合物的说法中不正确的是( )
A. 锶能与冷水剧烈反应
B. 锶的失电子能力比钙强
C. Sr(OH)2 的碱性比 Ca(OH)2 弱
D. 氧化锶是碱性氧化物
一. 选择题(每小题只有一个正确答案,每小题)
2.D 3.C 4.D 7.B 8.C 10.B 11.A 14.B 15.D 17.C
3
“
”
“
”
At the end, Xiao Bian gives you a passage. Minand once said, "people who learn to learn are very happy people.". In every wonderful life, learning is an eternal theme. As a professional clerical and teaching position, I understand the importance of continuous learning, "life is diligent, nothing can be gained", only continuous learning can achieve better self. Only by constantly learning and mastering the latest relevant knowledge, can employees from all walks of life keep up with the pace of enterprise development and innovate to meet the needs of the market. This document is also edited by my studio professionals, there may be errors in the document, if there are errors, please correct, thank you!
《物质结构-元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[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，如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，23Na中，Na原子11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．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述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，表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。
在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．[原子核外电子的排布规律](2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O[元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表[元素周期表]把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．[ 族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系](1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、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) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）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2n2；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 Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
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．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；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）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（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。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
物质结构元素周期律复习总结
第一章《物质结构元素周期律》总结一、原子结构[核电荷数、核内质子及核外电子的关系] 原子：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[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：元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子掌握核外电子运动的特征以及核外电子排布的基本规律。
①②电子排布规律“一低四不超”二、元素周期律：（1）概念：元素的随着递增而呈周期性的变化，规律叫元素周期律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子周期性变化的必然结果。
①最高正价数＝最外层电子数（）② |最低负价|＋最高正价＝③O、F一般无正价，金属元素无负价。
④除个别元素外：价奇序奇，价偶序偶2、元素的金属性和非金属性强弱的判断依据a．单质与水（或酸）反应的难易：b．最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：（1）金属性c．金属的相互置换：d．根据它们在周期表的位置：e．依据金属活动顺序表：f．金属阳离子的氧化性强弱：a．单质与氢化合的难易及氢化物的热稳定性：b．最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：（2）非金属性c．非金属的相互置换：d．根据它们在周期表的位置：e．非金属阴离子的还原性强弱：3、微粒半径大小的比较规律1、判断的依据 2、3、微粒半径的比较 1、同周期元素的原子序数越大的半径越。
（稀有气体除外）具体规律 2、同主族元素的原子电子层数多的半径越。
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增。
4、电子层结构相同离子，核电荷数越多的半径越。
记忆：电子层结构相同离子，阴上阳下三、元素周期表：(1)注意：列数和族的关系(2)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(重点)(3)元素周期表的应用：○1预测元素的性质（由递变规律推测）：给出一种不常见的主族元素(如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等)，或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。
第一章_物质结构_元素周期律知识点
第一章 物质结构 元素周期律知识点一、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：周期序数=原子的电子层数族：主族序数=原子的最外层电子数=最高正价 最高正价+|最低负价|=8二、元素周期表和元素周期律的应用1、元素周期表中同周期：从左向右，随原子序数增大，原子半径减小，金属性减弱，非金属性增强，最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强，与氢化合变易，氢化物的稳定性增强同主族元素性质递变规律：（熟记）从上向下，随原子序数增大，原子半径增大，金属性增强，非金属性减弱，最高价氧化物对应水化物的碱性增强，酸性减弱，与氢化合变难，氢化物的稳定性减弱2、金属性或非金属性的强弱判断依据三、核素1、质量数: A Z X ：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3、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为同位素同素异形体：同种元素形成的不同单质。
例： X 、Y 、Z 为三种短周期元素，原子序数依次递增，X 、Z 位于同主族，X 、Y 位于同周期，由它们构成的物质可以发生以下转化：（1）、Z 的元素符号是 ；X 在周期表中的位置 Y 2的化学式是（2）、反应②的化学方程式为（3）、ZY 2与NaOH 溶液反应的离子方程式 。
四、元素的性质与原子结构1、碱金属元素（Li 、Na 、K 、Rb 、Cs ）从上到下原子的电子层数逐渐增加，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（还原性：Li<Na<K<Rb<Cs ）。
①碱金属元素的化学性质a 、碱金属与H 2O 反应：2R + 2H 2O = 2ROH + H 2↑2Na + 2H 2O = 2NaOH + H 2↑ （剧烈反应：浮、熔、游、红）2K + 2H 2O = 2KOH + H 2↑ （比钠的反应更剧烈甚至爆炸）b 、碱金属与O 2反应4Li + O 2 Δ 2Li 2O 4Na + O 2 = 2Na 2O 2Na + O 2 Δ Na 2O 2②碱金属的主要物理性质（Li 、Na 、K 、Rb 、Cs ）a 、相同点：具有银色金属光泽，质软。
第四章 物质结构 元素周期律 知识点总结
电子层: 一(能量最低) 二Fra bibliotek三 四 五 六 七
对应表示符号:
K
LMNOPQ
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
编排原则:
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
－4 －3 －2 －1
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置 冷水 热水与 与酸反
——
—
换难易
剧烈 酸快 应慢
(6)氢化物的化学式 (7)与 H2 化合的难易 (8)氢化物的稳定性
—— —— ——
SiH4 PH3 H2S HCl —
由难到易
—
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O —
CsOH
(Ⅲ)
金属性:Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
非金属性:F＞Cl＞Br＞I
还原性(失电子能力):Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力):Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs
氧化性:F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性:F－＜Cl－＜Br－＜I－
＋
酸性(无氧酸):HF＜HCl＜HBr＜HI
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法:
质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素
11Na 12Mg
13Al
14Si
15P
16S 17Cl 18Ar
第一章 物质结构 元素周期律知识点
第一章物质结构元素周期律知识点一、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、二、三、四、五、六、七周期等。
周期序数=原子的电子层数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。
元素周期表共有十八个纵行，除8、9、10三个纵行叫第Ⅷ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ⅠA族；副族用罗马数字加”B”来表示，如ⅡB。
0族和Ⅷ族则不加“A”或“B”。
主族序数=原子的最外层电子数二、元素周期表和元素周期律的应用3．认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
三、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。
AZ X ：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3、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。
例：11H 、21H 、31H 互为同位素。
126C 、136C 、146C 互为同位素例： X 、Y 、Z 为三种短周期元素，原子序数依次递增，X 、Z 位于同主族，X 、Y 位于同周期，由它们构成的物质可以发生以下转化：（1）、Z 的元素符号是 ；X 在周期表中的位置 Y 2的化学式是 （2）、反应②的化学方程式为 （3）、ZY 2与NaOH 溶液反应的离子方程式 。
四、元素的性质与原子结构① Y 21、碱金属元素（Li、Na、K、Rb、Cs）从上到下原子的电子层数逐渐增加，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（还原性：Li<Na<K<Rb<Cs）。
物质结构 元素周期律章总结
物质结构 元素周期律一．质子、中子、电子三者在数量上的相互关系1、质子数决定元素种类，质子数和中子数决定原子、核素种类。
2、原子：核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数阳离子：核外电子数=质子数 — 电荷数； 阴离子：核外电子数=质子数 + 电荷数 3、AZ X 代表一个质量数为A 质子数为Z 的原子，质量数（A ）=质子数(Z) + 中子数(N)。
二．元素、核素、同位素；同位素、同素异形体和同种物质 1、元素：具有相同质子数的同一类原子的总称。
2、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
如1H(H)、2H(D)、3H(T)就各为一种核素。
3、同位素：同一元素的不同核素（原子）之间互称同位素。
160、17O 、180是氧元素的三种核素，互为同位素。
4、元素、核素、同位素之间的关系如右图所示。
5、同位素的特点①同种元素，可以有若干种不同核素。
至今已发现110种元素，但核素远多于110种。
②同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。
③160、17O 、180是氧元素的三种核素（三种同位素），它们之间互称为对方的同位素。
6、同素异形体：由同一种元素形成的几种结构、性质都不相同的单质，叫做这种元素的同素异形体。
常见的同素异形体有：C 60，金刚石和石墨；白磷和红磷；氧气与臭氧等。
思考：(1)21682188O O 与是同素异形体吗? (2)O 2与O 3相混后是纯净物还是混合物? 7、同种元素的不同同位素原子的其中子数不同，但核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的同种化合物化学性质完全相同，某些物理性质略有差异。
例如：11H 2、21H 2、31H 2、11H 21H 、11H 31H 、21H 31H 是氢气的六种不同分子，由其分别组成的氢气物理性质略有不同，但化学性质完全相同，属于不同分子组成的同种物质。
三、关于相对原子质量的几个概念辨析1、原子的真实质量：也称绝对质量，是通过精密实验测得，原子真实质量很小，使用极不方便，所以科学上，一般不直接使用原子的真实质量，而使用原子的相对原子量。
物质结构元素周期律知识梳理
③原子中M层比L层少2个电子的元素是_____________
④某元素的二价阳离子核外电子排布与Ne（氖）相同，它在周期表中的位置为______________
5）下列有关说法正确的是
A．第三周期的元素的原子核外都有三个电子层B．第ⅠA族元素都是典型的金属元素
②卤素从上向下依次是______________________，它们的单质都是双原子分子，化学式都可以表示为X2。它们的最高价氧化物的水化物都可以表示为_____________。
③碱金属单质中，熔沸点最高的是_______；所有卤素单质中，熔沸点最低的是_____
碱金属单质都能与水反应，完成反应：K + H2O ---______________
2）短周期元素是指_____________。每一周期中，最活泼的金属元素位于_______，最活泼的非金属元素位于__________，性质最稳定的元素位于____________。
3）原子结构：能绘制1-20号元素原子、离子的结构示意图
①画出对应的结构示意图：O2—__________ Mg2+__________________
c、卤素单质间的置换反应：活泼单质置换不活泼单质。
判断下列反应能否发生：能发生的完成反应。
Cl2+ NaBr Br2+ KI
Br2+ KCl
湿润的淀粉碘化钾试纸检测氯气时，发现试纸变蓝，写出发生反应的离子方程式
_____________________________________________
必修2第一章：原子结构和元素周期律知识梳理（4月25日）
一：元素周期表
物质结构元素周期律归纳与整理
随着原子序数的递增
元 素 周 期 律
{
1元素原子的核外电子排布呈周期性变化
2元素原子半径呈周期性变化。（同一周期 从左到右原子半径依次减小，同一主族从上 到下，原子半径依次增大）
3元素主要化合价呈周期性的变化。
由核外电子排布4元素的金属性与非金属性呈现周期性变化 （同一周期的元素从左到右,,金属性逐渐减弱, 决定
注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤
立地理解。
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 三个短周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 第2周期 8种元素 第3周期 8种元素 第4周期 18种元素
三个长周期
第5周期 18种元素
第6周期 32种元素 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素， 现有26种元素。 注意第六周期的镧系和第七周期的錒系
• 苍白色火焰 • 火焰为蓝色或淡蓝色
（2）物质颜色
• • • • • • • （2）物质颜色 淡黄色、 黄色 红色 红棕色 蓝色 淡蓝色特殊气味
（3）沉淀颜色
• • • • • • 黑色 白色 黄色 红褐色 白色胶状 白色絮状
（4）变色现象
• • • • 遇空气迅速由无色变为红棕色 淀粉遇碘变蓝 X2在· 水中和有机溶剂中的颜色 酸。碱遇不同指示剂时的颜色变化（石蕊、 酚酞试剂） • 三价铁离子遇SCN
逐 渐 降 低
逐 渐 增 大
金 属 性 逐 渐 增 强
卤族元素
名 称 氟 氯 溴 碘 相似形
最外层 物理 电子数 性质 化学 性质 电子 层数 熔点
递变性
沸点 密度 化学 性质
7
单质 的熔, 沸点 较低, 颜色 较深
单质 具有 强的 氧化 性
逐 渐 增 多
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表一、原子结构．．．．1. 原子核的构成原子X核电荷数(Z)=核内质子数=核外电子数=原子序数 2、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。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ） 阳离子a W m+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m阴离子b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n补充：1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是具有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素的特点 ①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
练习：1、法国里昂的科学家最近发现一种只由四个中子构成的粒子，这种粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子的说法不正确的是 （） A ．该粒子不显电性B ．该粒子质量数为4原子核核外电子Z 个中子（A-Z ）个质子Z 个C．与氢元素的质子数相同 D．该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的顺序是___________。
3、现有b X n－和aY m＋两种离子，它们的电子数相同，则a与下列式子有相等关系的是（）（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4、某元素的阳离子R n＋，核外共用x个电子，原子的质量数为A，则该元素原子里的中子数为（）（A）A－x－n（B）A－x＋n（C）A＋x－n（D）A＋x＋n三、元素周期表的结构．．．．．．．．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．．。
物质结构、元素周期律知识总结
物质结构、元素周期律知识总结知识点一原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满后再排布在L层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图1.原子结构示意图：2.离子结构示意图：原子通过得失电子形成离子，因此，原子结构示意图的迁移应用于表示离子的结构。
五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
知识点二元素周期律元素周期律：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、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）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。
《物质结构元素周期律》知识点总结
物质结构元素周期律1．原子结构[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，如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，23Na中，Na原子11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．在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．(2)描述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，表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。
在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小．[原子核外电子的排布规律](2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中．因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)．②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个．例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子．(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”．但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的．2．元素周期律[原子序数]按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数．原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化．(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)．(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度．金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱．氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱．③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱．（金属的相互置换）元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱．②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱．最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱．（非金属相互置换）[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物．如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物．如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O[元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律．3．元素周期表[元素周期表]把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表．[周期]具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期．(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数．(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素．(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素．在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素．[ 族]在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族．(1)周期表中共有18个纵行、16个族．分类如下：①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族．用符号“A”表示．主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)．②只含有短周期元素的族，叫做副族．用符号“B”表示．副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)．③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族．④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)．(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素．因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属．(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系](1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族．如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族．(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族．如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族．[元素性质与元素在周期表中位置的关系](1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强．a．金属性减弱、非金属性增强；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c．非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱．②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱．a．金属性增强、非金属性减弱；b．金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。
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r原<r阴 2、同一元素微粒，电子数越多，半径越大，
考点二、金属性与非金属性强弱的比较
1.金属性强弱的判断 (1)单质与水或非氧化性酸反映置换出H2越容易，金属性越强。 (2)最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强。 (3)单质与盐溶液的置换反应中，活动性强的金属置换活动性弱的金属 (4)金属活动顺序表 (5)单质的还原性越强，离子的氧化性越强。
P32 1、2、4、5、9
离子键
共价键
极性键
非极性键 考点一、区分离子化合物、共价物质、及它们之间所含的不同键型
考点二、电子式的书写 P26例2 加变式 P31 例3 加变式 考点三、分子间作用力和氢键对物质熔沸点的影响 P31 例2加变式 考点四、综合运用 P28 13 P33 13、14
推断题常见题眼
第一章 物质结构和元素周期律
知识归纳与整理
原子 结构
{ { {
原子核 核外电子
质子
决定 元素 种类
}
决定 原子(核
素)种类
中子
核外电子运动特征 核外电子排布
考点一：概念 P13 8、9、14 考点二：计算 P13 6、7、12 考点三：核外电子排布规律及运动特征 P15 1 P16 3、9、10
{ {
（2）16个族 七个主族：由长周期和短周期元素组成， IA~VIIA 位于第1、2、13、14、15、16、 17纵行 七个副族：仅由长周期元素组成，IB~VIIB 位于第11、12、3、4、5、6、7纵行
一个第Ⅷ族：位于第8、9、10三个纵行 一个0族：稀有气体元素族，位于第18纵行
主族序数＝最外层电子数＝最高正价数 （O、F除外）
非金属性逐渐增强. 同一主族的元素从上到下,金属性逐渐增强,非 金属性逐渐减弱.
考点一、原子半径大小的比较 P19 例3 考点二、金属性与非金属性强弱的比较 P9 例3 P20 5 考点三、碱金属与卤族元素 P9 2、4 P20 4 考点四、综合运用 P20 4、6、9、10、12
元 素 周 期 表 及 元 素 周 期 律 的 应 用
• 1、同种元素的气态氢化物与最高价氧化物对应 水化物可以发生反应生成盐（N） • 2、两种元素既可以形成10e又可以形成18e(H、 O) • 能组成A2B和A2B2型的化合物（Na、O）
• 3、不含金属的离子化合物：铵盐 • 含金属的共价化合物：氯化铝
• • • • • • • • • •
3、常温下为液体的单质（Hg、Br2） 常温下的无色液体 常温下的气体 常温下的固体单质 4、物质的气味 刺激性气味气体： 刺激性气味液体： 5、物质的溶解性： 极易溶于水的气体 常见难溶于水的气体
逐 渐 降 低
逐 渐 增 大
金 属 性 逐 渐 增 强
卤族元素
名 称 氟 氯 溴 碘 相似形
最外层 物理 电子数 性质 化学 性质 电子 层数 熔点
递变性
沸点 密度 化学 性质
7
单质 的熔, 沸点 较低, 颜色 较深
单质 具有 强的 氧化 性
逐 渐 增 多
逐 渐 升 高
逐 渐 升 高
逐 渐 增 大
6、颜色
（1）、火焰颜色 （2）、物质颜色 条件
• 放电 • 光照
8、常见食品安全和环保问题
• • • • • • • • • 酸雨 温室效应 光化学烟雾 臭氧破坏 赤潮 水洖病 牙齿、骨头变酥 白色污染 室内装修
考点一 概念
元素 核素
具有相同核电荷数（即核内 质子数）的一类原子的总称。 核素是指具有一定数目质子和 一定数目中子的一种原子。
碱金属
考点三、碱金属和卤族元素
名 相 似 性 递 变 性 称 最 外层 物 理 化 学 电 子 熔 点 沸 点 密 度 化 学
电 子数 性 质 性 质 层 数 性 质
锂 钠 钾 铷 铯
1
单 软,亮. 质 轻. 都 低(熔 具 点). 有 强 的 略带 还 金色 原 性
逐 渐 增 多
逐 渐 降 低
{
由构、位、性的关系 预测元素的性质
应用于生产实际 2制造农药（VA、VIA、
VIIA族）如F、S、P、 Cl 3催化剂、耐高温等 合金材料（过渡元素）
4预测新元素
{
1半导体（金属与非金属 的分界处）
考点、综合运用 P20 例1 P23 2、3 P25 13
电子式
{ {
离子 物质
原子
阳离子
阴离子
化学 键
规律
最外层 电子数
主要化学性质
主族元素最高化 价 族序数
元 素 周 期 表
{
周期（7个横行） 族（18个纵列，16个族）
考点一：预测元素在周期表中的位置 P5 12 考点二：对整个周期表中每个周期元素种类的熟悉 P5 9、11 考点三：主族元素最外层电子数=元素的最高正化合价 =族序数 P5 13
随着原子序数的递增
元 素 周 期 律
{
1元素原子的核外电子排布呈周期性变化
2元素原子半径呈周期性变化。（同一周期 从左到右原子半径依次减小，同一主族从上 到下，原子半径依次增大）
3元素主要化合价呈周期性的变化。
由核外电子排布4元素的金属性与非金属性呈现周期性变化 （同一周期的元素从左到右,,金属性逐渐减弱, 决定
考点一、原子半径大小的比较
一、原子 1、同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（除开稀有气体）； 2、同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大； 二、离子。 1、具有相同电子层数结构的离子，核电荷数数越大，半径越小；
2、同一主族，无论阴，阳离子，从上到下，离子半径逐渐增大；
三、同种元素的原子及离子半径的大小比较 1、r原>r阳，
（1）火焰颜色
• 苍白色火焰 • 火焰为蓝色或淡蓝色
（2）物质颜色
• • • • • • • （2）物质颜色 淡黄色、 黄色 红色 红棕色 蓝色 淡蓝色特殊气味
（3）沉淀颜色
• • • • • • 黑色 白色 黄色 红褐色 白色胶状 白色絮状
（4）变色现象
• • • • 遇空气迅速由无色变为红棕色 淀粉遇碘变蓝 X2在· 水中和有机溶剂中的颜色 酸。碱遇不同指示剂时的颜色变化（石蕊、 酚酞试剂） • 三价铁离子遇SCN
注意：以上四条规律是相互联系的，不能孤
立地理解。
1、元素周期表的结构 （1）7个周期 三个短周期 周期序数＝电子层数 第1周期 2种元素 第2周期 8种元素 第3周期 8种元素 第4周期 18种元素
三个长周期
第5周期 18种元素
第6周期 32种元素 一个不完全周期：第七周期，应有32种元素， 现有26种元素。 注意第六周期的镧系和第七周期的錒系
非 金 属 性 逐 渐 减 弱
r 逐渐减小 非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2
3 4 5 6 7
非 金 逐 B 金 属 渐 非金属区 属 性 增 A l Si 性 逐 大 逐 渐 Ge As 渐 增 Sb Te 增 强 金属区 强 Po At
零 族 元
r
素
金属性逐渐增强
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.
同素异形体: 同种元素组成不同性质的单质.
考点二
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
考点三、核外电子的排布规律及表示方法
1、核外电子总是尽先排布在能量最低的电子 层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的 电子层里（这就是能量最低原理）。 2、各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 3、最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层 时不能超过 2 ）。 4、次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层 电子数不能超过 32 。
2.非金属强弱的判断 (1)与氢气化合生成气态氢化物越容易，其气态氢化物越稳定，非金属性越
强。 (2)最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。 (3)单质与盐溶液的置换反应，活动性强的非金属置换活动性弱的。 (4)单质的氧化性越强，阴离子的还原性越弱，非金属性越强。
元素周期表从上倒下，从右到左金属性增强。从下到上，从左到右非金属性增强。