元素周期表主要知识点汇总

元素周期表

一、元素周期表概述

1、门捷列夫周期表：按相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类、归纳制出的第一元素周期表。

2、现行常用元素周期表

⑴周期表的编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行

⑵周期表的结构：七个横行；7个周期 [三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]

18个纵行（列），16个族：

7个主族(ⅠA～ⅦA)；（1、2、13～17列）;7个副族(ⅠB～ⅦB)；（3～12列）

Ⅷ族：3个纵行；（8、9、10列） ; 零族：稀有气体（18列）

周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA族：卤族元素

0族：稀有气体元素

3、元素周期表的结构与原子结构的关系

原子序数==核电荷数==质子数==核外电子数; 周期序数==原子的电子层数

主族序数==最外层电子数==最高正价数（O、F除外）==价电子数

非金属的负价的绝对值==8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）

4、由原子序数确定元素位置的规律

⑴主族元素：周期数==核外电子层数；主族的族序数==最外层电子数

⑵确定族序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，最后的差值即可确定。

基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值

①对于短周期元素：

若差值为0，则为相应周期的零族元素；若0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。

差值为1～7时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。

差值为11～17时，再减去10所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。若差值＞17，再减14，按同上方法处理。

5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律：

⑴ⅠA、ⅡA族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数

⑵ⅢA～ⅦA、0族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数

二、核素

1、质量数：将原子核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

(Li →Cs)

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。 二、原子结构

1

A Z

电量：Z==e －

⑴、构成原子的微粒数目的定量关系：符号A

Z X 表示质子数为Z ，质量数为A 的一类原子。 ⑵、构成原子的各种微粒存在下列定量关系：

① 核电荷数==质子数==核外电子数 ② 质量数（A ）==质子数（Z ）+中子数（N ） ③ 质量数（A ）≈原子的相对原子质量

⑶、构成离子的各种微粒的定量关系：① 核电荷数==质子数② 阳离子：质子数＞电子数③ 阴离子：质子数＜电子数

三、原子结构、元素性质及在周期表中位置三者的关系 1、碱金属元素的性质与原子结构的关系

碱金属元素包括：锂、钠、钾、铷、铯、钫六种元素。

相似性： 最外层电子数均为1；单质都是强还原剂，易与氧气、卤素、硫、水、酸等反应。 R 2O ； R 2O 2； ROH ； RX ； R 2S

轻、软、亮、低、导

熔点和沸点逐渐降低；密度逐渐增大（钾、钠反常） 递变性： 核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大

金属性逐渐增强，对应碱的碱性逐渐增强 2、比较元素金属性强弱的方法

⑴根据金属活动性顺序表，排在前面金属的金属性强

⑵根据元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，置换反应越易发生的元素金属性越强。 ⑶根据其最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱判断，碱性越强，元素的金属性越强。 ⑷根据元素周期表。

同周期：从左到右金属性减弱； 同主族：自上而下金属性增强。 ⑸根据金属单质的还原性和阳离子的氧化性判断：

金属单质还原性越强，金属性越强；金属阳离子氧化性越弱，金属性越强。

⑹根据金属与盐置换反应判断：

3、卤素的性质与原子结构的关系

卤素包括：氟、氯、溴、碘、砹。

⑴相似性：

①卤素原子最外层电子数都为7，易得到1个电子，显－1价，最高正化合价为+7价(F除外)。X2O7；HXO4；HX

②单质均为双原子分子

③都能形成气态氢化物，单质均有氧化性。

⑵递变性：

①从F—→I，电子层数增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。

②从F—→I，单质的颜色逐渐加深，水中溶解度逐渐减小，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大

③单质的氧化性逐渐减弱

④卤素单质、原子或阴离子的还原性逐渐增强

⑤气态氢化物的稳定性逐渐减弱；气态氢化物的还原性逐渐增强；气态氢化物的水溶液酸性逐渐增强

⑥最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强

※卤素单质与氢气反应的比较和卤素间置换反应实验现象、卤素离子的鉴别、卤化银的溶解性和见光分解性；溴的易挥发性（保存）；碘升华实验（除杂问题）；氢氟酸腐蚀玻璃（保存）；氯水的不稳定性（保存）；单质碘遇淀粉变蓝（鉴别）；卤素单水溶液的萃取；

4、元素的非金属性强弱判断方法

⑴非金属单质与氢气生成氢化物难易以及氢化物的稳定性；H2O＞H2S

⑵非金属单质与盐溶液或氢化物的置换反应。Cl2+H2S——

⑶最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；H2SO4＞H3PO4

⑷单质的氧化性或阴离子的还原性的强弱。Cl2＞S(氧化性)；S2－＞Cl－(还原性)

⑸非金属单质与同种金属反应的难易及生成化合物中金属价态的高低。

K+O2—→ Na+O2—→； Fe+S—→FeS Fe+Cl2—→FeCl3

⑹两种非金属元素形成的化合物中各元素的化合价。如NH3、CCl4

元素周期律