4-4 元素基本性质的周期性

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元素周期表掌握

元素周期表掌握元素周期表是化学中非常重要的基础知识，它将所有已知的化学元素按照一定的规律和顺序排列起来。

通过学习和掌握元素周期表，我们可以更好地理解和应用化学知识。

元素周期表的简介部分包括元素的原子序数、元素符号、元素名称和相对原子质量等基本信息。

我们可以通过元素符号和原子序数来快速地找到某个元素的位置，并且了解该元素的基本性质。

元素周期表按照一定的规律进行排列，这一规律是基于元素的电子结构和周期性属性。

元素周期表中的每一横排被称为一个周期，每一竖排被称为一个族。

从周期表上我们可以看到，元素的电子层结构有固定的规律，每个周期都增加一个电子层。

而在同一个周期中，电子层数相同的元素被称为同周期元素，它们的外层电子数相同，具有相似的化学性质。

元素周期表中还有一个非常重要的概念就是主族元素和过渡金属元素。

主族元素是周期表中IA至VIIA族的元素，它们的化学性质比较活泼，容易与其他元素反应形成化合物。

过渡金属元素则位于周期表中B族和A族元素之间的元素，它们常见的特点是有较高的熔点和沸点，同时还具有良好的导电性和热导性。

元素周期表中的元素不仅仅是用来标识和了解元素的基本特性，更重要的是它提供了一种思维框架来组织和理解化学知识。

我们可以通过元素的位置和周期表上的规律，预测和推测元素的性质和行为。

这对于化学实验的设计和化合物的合成非常有帮助。

除了基本的原子结构和周期性属性，元素周期表还提供了许多其他信息，例如元素的密度、熔点、沸点等物理性质，以及常见化合物的命名和化学反应的趋势。

通过对这些信息的学习和理解，我们能够更好地应用化学知识解决实际问题。

在学习和掌握元素周期表的过程中，我们还需要记住一些常用的元素符号和元素名称。

这不仅有助于我们在学习和实验中的交流，还可以帮助我们更好地理解和记忆元素周期表。

总结起来，掌握元素周期表是化学学习的基础，不仅可以帮助我们理解和应用化学知识，还可以提供一种思维框架，帮助我们组织和理解化学世界。

初中化学元素周期表知识点归纳

初中化学元素周期表知识点归纳元素周期表是化学中一个重要的概念，它是化学元素按照一定规律排列的一张表格。

通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本性质、原子结构、化合价等信息。

下面是对初中化学元素周期表的一些知识点进行归纳。

1. 元素周期表的组成元素周期表由118个元素组成，按照原子序数从小到大排列。

每个元素都有一个特定的原子序数（也称为序数），用来表示元素中原子的数量。

2. 元素周期表的排列方式元素周期表按照原子序数的增大顺序排列，同时使用分组和周期的方式进行分类。

元素周期表分为7个水平排列的周期，每个周期由上至下依次为s、p、d、f四个子能级。

元素周期表中的元素按照原子序数从左到右依次填充。

3. 元素周期表的主要分组元素周期表的主要分组有4个：主族元素、过渡元素、稀土元素和放射性元素。

- 主族元素：元素周期表中IA到VIIA族的元素称为主族元素，共有8个族。

它们具有相似的化学性质，主要参与化学反应中的单电子转移。

- 过渡元素：元素周期表中3B到2B和4B到7B族的元素称为过渡元素。

这些元素在化学反应中可以形成多种化合价，具有广泛的化学性质。

- 稀土元素：元素周期表中的镧系和锕系元素称为稀土元素。

稀土元素具有相似的外部电子构型，性质较为相近。

- 放射性元素：元素周期表中最后两行的元素，即锕系和超铀元素被称为放射性元素。

这些元素是不稳定的，会自发地衰变放射出辐射。

4. 元素周期表中的重要元素元素周期表中有一些元素具有重要的地位，下面列举几个常见的元素及其特点：- 氢（H）：是宇宙中最丰富的元素之一，是唯一一个原子只有一个质子的元素。

氢可以形成阳离子（氢离子）和阴离子（氢负离子）。

- 氧（O）：是生命中不可或缺的元素，它是支持燃烧的必要条件。

氧以气体的形式存在于大气中，也是水的组成部分。

- 碳（C）：是有机化合物的基础，形成众多有机物的核心。

碳可以形成长链、分支链和环状结构，具有多样的化学性质。

- 氮（N）：是大气中的主要成分之一，也是生物体中构成蛋白质和核酸的必需元素。

高一化学元素周期律知识点归纳

高一化学元素周期律知识点归纳高一的化学学习十分重要，高一的化学知识掌握情况将会直接影响以后高年级的化学学习，其中化学元素周期律是一个最基础的知识点。

下面是店铺为大家整理的高一化学必备的知识，希望对大家有用! 高一化学元素周期律知识1.原子结构所有的元素的原子核都由质子和中子构成。

正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8.反例：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。

2.所以原子的中子数都大于质子数正例：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。

绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于质子数的2倍。

反例1.氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。

2.氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙3.具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素正例：正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。

反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。

反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。

反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。

4.电子云氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。

含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。

5.元素周期律元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。

概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

6.元素周期律难失电子的元素一定得电子能力强。

概念纠错：反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。

反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。

化学元素周期表中的周期性规律

化学元素周期表中的周期性规律化学元素周期表是化学领域中非常重要且广泛使用的工具。

它不仅为我们提供了元素的基本信息，还展示了元素之间的周期性规律。

这些规律对于化学研究和实际应用有着深远的影响。

本文将从原子结构、周期表的构成以及周期性规律等方面详细介绍化学元素周期表中的周期性规律。

一、周期表的构成1. 元素的原子序数和原子量：周期表的基本构成是根据元素的原子序数和原子量进行排列。

原子序数代表元素在周期表中的位置，而原子量代表元素中原子质量的总和。

2. 元素的化学符号和名称：周期表中的每个元素都有自己特定的化学符号和名称。

化学符号由一个或两个字母组成，用于简化元素的表示和书写。

二、周期表中的周期性规律1. 周期性规律的定义：周期性规律是指周期表中一定范围内的元素，在某一性质上表现出周期性变化的规律。

这种变化是由于原子结构和电子排布导致的。

2. 周期性规律的描述：a. 原子半径：从左到右，在一个周期内，原子半径逐渐减小。

这是因为电子层数增加，电子与核的吸引力增强，导致原子半径减小。

b. 电离能：从左到右，在一个周期内，元素的第一电离能逐渐增大。

这是由于电子数增加，原子结构更加稳定，需要更多能量才能将电子从原子中移除。

c. 电负性：从左到右，在一个周期内，元素的电负性逐渐增大。

这是由于电子云的大小和核电荷的增加，使得元素具有更强的吸引外部电子的能力。

d. 金属性和非金属性：从左到右，在一个周期内，元素的金属性逐渐减小，非金属性逐渐增大。

金属元素具有较低的电离能和较大的原子半径，而非金属元素则相反。

三、周期性规律的应用周期性规律为化学研究和实际应用提供了指导和依据。

1. 元素的周期性性质：通过周期性规律，我们可以预测元素的一些基本性质，如电离能、电子亲和能等，从而为元素的分类和研究提供方向。

2. 元素间的反应性和化合价：周期表中的元素根据它们的化学性质进行分类，可以了解元素间的反应性和化合价，并且可以预测一些元素的化合物和化学反应。

化学元素与周期表元素的特性与分类

化学元素与周期表元素的特性与分类化学元素是构成物质的基本单位，是由相同原子核中质子数（即原子序数）相同的原子组成的。

而周期表元素是按照化学元素的某些特性进行分类和排列的表格。

本文将探讨化学元素与周期表元素的特性与分类。

一、特性化学元素具有许多不同的特性，包括物理和化学特性。

1. 物理特性物理特性指的是化学元素的一些基本性质，例如密度、硬度、熔点、沸点等。

这些特性可以通过物理实验来测量和观察。

2. 化学特性化学特性指的是化学元素与其他元素或物质发生化学反应时所表现出的性质。

例如，某些元素具有活泼的化学性质，容易与氧气或水反应，而某些元素则相对稳定，不容易与其他物质反应。

这些化学特性是由元素的电子结构和原子间相互作用所决定的。

二、分类为了更好地研究和理解化学元素，科学家们将其按照不同的特性进行分类和排列，形成了周期表。

1. 原子序数分类最早的分类方法是按原子序数从小到大排列元素。

原子序数即为元素的质子数，反映了元素的电子结构和化学性质。

这种分类方法使元素按照其原子序数递增的顺序排列，方便研究元素的周期性规律。

2. 周期性分类根据元素化学特性的周期性规律，科学家们将化学元素分为不同的周期。

周期表的主体部分为18个竖排，称为“周期”。

同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质。

3. 元素族分类在周期表中，元素按需求和规律被分为不同的族。

族是指与元素化学性质和元素族的元素具有相似性的一组元素。

例如，元素周期表中的第1族是碱金属，它们具有类似的化学性质。

4. 随机分类某些新发现的化学元素暂时没有被归类到周期表的现有位置，这些元素称为“随机分类”。

随机分类的元素在新的周期表中可能会得到其合适的位置。

三、周期表元素周期表元素根据其原子性质和原子序数的变化进行分类和排列。

周期表根据元素的电子壳层结构将元素分为主族元素、过渡金属、稀土金属和内过渡金属等不同类别。

此外，还有一些不常见的元素，如稀有气体和放射性元素。

元素的周期表大学普通化学

Z=24 Cr： 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s1
Ar3d 5 4s1
Z=29 Cu： Ar3d10 4s1
[He]、[Ar]——原子芯
全满：p6，d10，f14； •半满全满规则：半满：p3，d5，f7；
全空：p0，d0，f0。
Z=11，Na：1s22s22p63s1或[Ne] 3s1 ， Z=20，Ca：1s22s22p63s23p64s2或[Ar] 4s2 ， Z=26，Fe： 1s22s22p63s23p63d64s2 ，
v
3.289
1015
(
1 n12
1 n22
)s
-1
n2 n1
能级间能量差
E
RH
(
1 n12
1 n22
)
式中： RH 为Rydberg常数，其值：
E hv
6.626 2.179
10 34 J s 3.289
10
-18
(
1 n12
1 n22
)J
1015
(
1 n12
1 n22
)s
-1
RH = 2.179×10-18J
和电子云的角度分
布图：
Ys
Ys2
Yp2x
Yp2y
Yp2z
Ypx
Ypy
Ypz
d电子云的角度分布图：
Y2
d xy
Y2
d yz
Y2
dxz
Y2
dz2
Y2
dx2 -y2
3. 径向分布函数图
概率概率密度体积 2d d 空间微体积 d 4π r 2dr 概率 2 4π r 2dr
令：D(r) 4π r 2 2

1到12族元素-概述说明以及解释

1到12族元素-概述说明以及解释1.引言1.1 概述概述：元素是构成物质的基本组成单位，根据元素在周期表中的位置不同，可以分为不同的族。

本文将重点介绍1到12族元素，这些元素在化学性质上具有一定的相似性。

1到12族元素分别是氢、碱金属、碱土金属、硼族、碳族、氮族、氧族、氟族、稀有气体、过渡金属、镧系元素和锕系元素。

通过对这些族元素的了解，可以帮助我们更深入地理解元素之间的关系，预测它们的化学性质，以及应用它们在各种领域中的重要性。

本文将对1到12族元素的性质、用途以及未来研究方向进行综述，为读者提供更全面的知识。

1.2 文章结构文章结构部分的内容如下:文章结构部分将重点介绍本文的组织结构和内容安排。

本文将分为引言、正文和结论三个部分。

在引言部分，将对1到12族元素进行概述，并介绍本文的目的和结构。

接着，在正文部分将详细探讨1到4族元素、5到8族元素和9到12族元素的特点和性质。

最后，在结论部分将总结1到12族元素的特点，并提出未来可能的研究方向和结论。

通过以上结构安排，读者将能够系统全面地了解1到12族元素的相关信息，同时也能为今后的研究和探讨提供一定的参考依据。

1.3 目的：本文旨在系统地介绍1到12族元素的特点和性质，帮助读者全面了解这些元素在化学和物理方面的表现。

通过对这些元素进行分类和比较，我们可以更好地理解它们在元素周期表中的位置以及它们之间的关系。

同时，通过对不同族元素的性质和行为进行探讨，我们还可以更深入地探讨元素周期表的规律性和周期性。

最终，我们希望读者能够通过本文对1到12族元素有一个清晰的认识，为进一步研究和应用这些元素打下基础。

2.正文2.1 1到4族元素1到4族元素是元素周期表中的第一至第四主族元素，它们包括氢（H）、锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）、铍（Be）、镓（Ga）、铟（In）、铊（Tl）、硼（B）、铝（Al）、镧（La）等元素。

元素相关知识点总结

元素相关知识点总结元素是构成万物的基本物质单位，它们以自己独特的方式组合在一起，形成了各种物质。

在化学中，元素是不能被分解为其他物质的，因此它们是化学反应的基本单位。

本文将围绕元素的基本性质、分类、周期表和化学结合等方面展开。

一、元素的基本性质元素是由原子构成的，每个元素都有其独特的原子结构和化学性质。

原子由原子核和围绕核的电子组成。

原子核中包含质子和中子，而电子则围绕原子核运动。

元素的性质主要由其原子结构决定，包括原子序数、原子量、化学价、原子半径、电负性等。

1. 原子序数：元素的原子序数代表其在周期表中的位置，也代表了元素中质子的数量。

原子序数越大，元素的原子结构越复杂，也常常意味着元素的原子量越大。

2. 原子量：原子量代表了元素相对于碳-12的相对原子质量，它是一种无量纲量。

原子量的大小决定了元素在化学反应中的摩尔比。

3. 化学价：元素的化学价代表了该元素在化合物中的化合价，即元素与其他元素结合时所具有的电荷。

不同元素的化学价不同，这也决定了不同元素在化学反应中的行为。

4. 原子半径：原子半径代表了原子的大小，它是原子结构中的一个重要参数。

原子半径的大小决定了元素的化合物中的配位数、密度等性质。

5. 电负性：电负性代表了元素的亲电性或者亲核性，它是描述元素在化学反应中的电子亲和力的重要指标。

不同元素的电负性差异会影响到元素之间的化学键合。

二、元素的分类元素可以按照不同的标准进行分类，包括原子序数、电子排布、化学性质等。

根据原子序数的不同，元素可以分为金属元素、非金属元素和过渡金属元素。

金属元素通常具有良好的导电性和导热性，而非金属元素则多数是不良导体。

过渡金属元素则位于周期表中的D 区，它们通常具有良好的催化性和磁性。

根据化学性质的不同，元素可以分为活泼金属、活泼非金属和惰性气体。

活泼金属易于与其他元素形成离子化合物，而活泼非金属则常常形成共价化合物。

根据电子排布的不同，元素可以分为主族元素、次族元素、稀土元素和放射性元素。

化学元素周期表的结构和分类

化学元素周期表的结构和分类化学元素周期表是一种以元素的原子序数和元素性质为基础的表格，用来组织和分类已知的化学元素。

它是化学研究、教育和应用的基础，也是科学家们理解元素特性和预测新元素性质的重要工具。

本文将介绍周期表的结构和分类方法。

1. 历史背景在介绍周期表的结构之前，我们先来了解一下它的历史背景。

化学家门捷列夫首次提出了元素周期律的概念，认为元素的性质与其原子序数有关。

之后，门捷列夫和莫德里夫分别提出了不同的周期表形式，并对元素进行了分类。

然而，直到1869年，俄国化学家季莫费耶夫提出的现代周期表才被广泛接受，并被后来的科学家不断完善和发展。

2. 周期表的基本结构现代周期表由水平行（周期）和垂直列（族）组成。

水平行表示元素的周期数，即原子序数的增加顺序。

垂直列表示元素的周期性和相似性，通常称为族。

周期表右边的元素是非金属，左边是金属，中间是过渡金属。

在周期表的底部，还有两个独立的分区，分别是稀土元素和放射性元素。

3. 元素周期律分类方法元素周期律根据元素的化学性质和原子结构将元素进行了分类。

以下是一些常见的分类方法：(1) 主族元素：周期表的第1、2、13-18组元素是主族元素。

这些元素的最外层电子层数与周期数相同，具有相似的化学性质。

(2) 过渡元素：周期表的第3-12组元素是过渡元素。

这些元素的最外层电子层不止一个，具有可变价态和良好的导电性。

(3) 稀土元素：稀土元素又称为镧系元素，是周期表f区的元素，其原子结构较为特殊，具有相似的性质和反应。

(4) 放射性元素：周期表最后两行被称为放射性元素系。

这些元素的原子核不稳定，会放出放射性粒子进行衰变。

4. 周期表的应用周期表在化学研究和应用中有广泛的应用。

通过周期表，我们可以了解元素的基本性质、周期性规律以及元素之间的相互作用。

具体应用包括：(1) 预测和发现新元素：通过填补周期表上的空位，科学家们可以预测新元素的存在和性质，并进行实验验证。

化学元素的性质与周期律

化学元素的性质与周期律化学元素是构成化合物的基本物质，其性质和排列规律对于化学研究具有十分重要的意义。

19世纪末发现的周期律概括了元素的性质规律，使化学研究得以系统化和普及化，本文将围绕化学元素的性质和周期律展开论述。

一、化学元素的性质化学元素的性质包括物理性质和化学性质两类。

与物理性质相关的有原子大小、电子亲和能、电离能、电负性等，而化学性质主要指元素间发生反应的性质。

其中，化学性质表现最为典型的是金属和非金属元素的区分。

金属元素一般具有高的电子亲和能和低的电离能，相对较小的电负性，可以在反应中失去电子成为正离子，同时也能在阳极处析出电子，并具有良好的导电性、导热性和可塑性。

典型的金属元素有铁、铜、铝、钠、锌、镁等。

非金属元素则通常具有高的电子亲和能和电离能，相对较大的电负性，可以在反应中获得电子成为负离子，同时在阴极处放电，并能反应成酸或阳离子化合物。

典型的非金属元素有氧气、氮气、卤素、硫、碳等。

二、周期律的概述周期律是化学元素系统性的规律性现象，也是基本化学知识中的重要组成部分。

周期律主要用于解释化学元素的性质，实际是就是元素周期性变化的一种现象。

周期律的基本描述公式如下：排列按照原子量递增，元素的性质周期变化，随原子序数增加，周期表中周期的长度不断增加，认为周期是8个元素为一周期。

周期表中，每个周期的最后一位元素被称为惰性气体。

惰性气体元素的外层电子数量达到8个，被认为是一个化学元素最稳定的状态。

周期性反应变化的主要驱动因素是电子的种类和数量变化。

三、周期律的应用周期律有着广泛的应用，也成为化学教育的重要组成部分。

最初的应用是基于某些相似元素在很长的时间范围内的相似性。

随着原子结构的研究加深，周期律和分子结构关系的理论和实际应用也不断发展。

1. 元素的预测周期律允许研究人员预测尚未发现的化学元素的性质。

通过预测未知元素的化学性质，化学家可以在实验室中设计用于合成新元素的化合物，这也是现代核化学的基础。

化学元素周期表知识整理

1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

2 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) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

[编辑本段]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。

阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

元素周期表和元素周期律

周纵向
ⅠA到ⅦA
期 18个纵行 7个副族（仅由长周期元素组成的族）ⅠB到ⅦB
表
第VⅢ族（3个纵行，含Fe、Co、Ni等9种元素）
0族（稀有气体元素）
思考1 ：16个族的排列顺序如何？ 2个1到8
思考2 ：族序数与原子核外电子数有什么关系？
思考3 ：为什么第四、五、六周期元素种数较多？
ⅠA→ⅡA→ⅢB→……→ⅦB→……→Ⅷ→ⅠB →ⅡB→ ⅢA→……→ ⅦA→0
元素周期律和元素周期表
知识回顾：元素周期表的结构
七个横行七周期，三短三长一不全；十八纵行十六族，七主七副八和零。
元
横向 7个周期
3个短周期（第1、2、3周期）元素种数2、8、8 3个长周期（第4、5、6周期）元素种数18、18、32 1个不完全周期（第7周期）目前排有26种元素
素
7个主族（由短周期和长周期元素共同组成的族）
5s25p6
6 32
6s2
6s26p6
1、1－6周期元素外围电子排布
随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布呈周期
性的变化：每隔一定数目的原子，原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化
一、原子核外电子排布的周期性变化
2、元素周期表的分区
按照元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区、f区
（2）确定元素在化合物中的化合价。
（3）确定元素金属性、非金属性的强弱。
I1越大则元素的非金属性越强 I1越小则元素的金属性越强
三、元素电负性周期性变化
1、定义用来衡量元素在化合物中吸引电子能力的物理量。 2、衡量标准 F-4.0
问题解决

化学元素周期表及其特点

化学元素周期表及其特点化学元素周期表是一种按照元素原子序数排列的表格，其中包含了所有已知的化学元素。

它以一种系统化的方式呈现元素的分组、周期性和基本属性。

本文将介绍元素周期表的起源、组成以及元素的周期性特点。

一、元素周期表的起源元素周期表最早由俄罗斯化学家门捷列夫于1869年提出。

他将已知的元素按各自原子质量（现在称为原子序数）排列，并发现了一些规律。

之后，随着更多元素的发现，化学家们逐渐发现了元素周期表的更多特点和规律。

二、元素周期表的组成元素周期表由一系列水平排列的行和垂直排列的列组成。

每一行称为一个周期，每一列称为一个族。

元素周期表的基本单位是一个个方格，每个方格表示一个化学元素。

每个元素的方格中包含了元素的原子序数、元素符号和相应的原子质量。

三、元素周期表的特点1. 周期性元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，而这种排列方式体现了元素的周期性特点。

具有相似化学性质的元素通常出现在同一周期内。

周期表的周期数是由元素的电子层结构决定的。

每个周期代表了元素电子层中有多少个能容纳电子的轨道。

周期增加时，电子层数也随之增加。

2. 主族元素和过渡元素元素周期表中的列，也称为族或系，代表了元素的化学性质。

最常见的区分是主族元素和过渡元素。

主族元素位于周期表的左侧和右侧，它们在化学性质上具有相似性。

过渡元素位于周期表的中间区域，在特定条件下可以展示不同的化学性质。

3. 元素周期性规律元素周期表展示了元素性质的周期性变化。

原子半径、电离能、电负性和金属性等性质在周期表中表现出一定的规律性。

例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，因为随着电子层数的增加，电子云越靠近原子核。

另外，电离能通常在周期表中从左上角到右下角递增。

4. 元素周期表的延伸和发展随着科技的发展，新的元素不断被合成和发现。

这些新元素被逐渐添加到现有的周期表中，扩展了周期表的大小。

到目前为止，周期表中已经发现了118个元素。

综上所述，化学元素周期表是一种整理和系统化元素的表格。

高考化学元素周期律、表知识点总结

⾼考化学元素周期律、表知识点总结考点总结：1.从元素原⼦最外层电⼦排布、原⼦半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。

2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道⾦属、⾮⾦属在周期表中的位置。

3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原⼦结构的关系。

4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原⼦结构的关系。

5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的⼴泛应⽤，从多⾓度、多层⾯了解元素及其化合物性质的分类与整合。

物质结构和元素周期律是每年必考的重点内容，主要是对原⼦结构、同位素等概念的考查；元素的“原⼦结构”、“在周期表中位置”、“基本性质”三者间的关系考查；化学键的考查层次较低，⾼考考查重点放在对概念的理解上。

元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为⼴阔。

预测今后⾼考中可能以短周期元素(或前20号元素)命题来考查同⼀周期、同⼀主族内元素性质(如原⼦半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原⼦结构的关系。

元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，⽤物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合。

知识梳理：⼀、元素周期律及其实质1．定义：元素的性质随着元素原⼦序数的递增⽽呈周期性变化的规律叫做元素周期律。

2．实质：是元素原⼦的核外电⼦排布的周期性变化的必然结果。

核外电⼦排布的周期性变化，决定了元素原⼦半径、最外层电⼦数出现周期性变化，进⽽影响元素的性质出现周期性变化。

3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原⼦序数的递增元素性质同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）⑴．最外层电⼦数逐渐增多（1e—→8e—）相同⑵．原⼦半径逐渐减⼩（稀有⽓体最⼤）逐渐增⼤⑶．主要化合价最⾼正价：+1→+7；最低负价 -4 → -1；最低负价＝主族序数－8最⾼正价相同；最低负价相同（除F、O外）最⾼正价＝主族序数⑷．第⼀电离能呈增⼤的趋势呈减⼩趋势⑸．电负性电负性逐渐增⼤电负性逐渐减⼩⑹．得失电⼦能⼒失能减；得能增。

元素基本性质的周期性

原子半径与岩石矿物中元素共生现象有密切的关系。一般原子半径相近的元素共生在一起，如Nb和Ta、Zr和Hf等常共生在一起，使得它们的分离非常困难。
元素基本性质的周期性
二、元素电负性
所谓元素的电负性是指分子中元素的原子吸引电子的能力，此概念是由鲍林在1932年首先提出的，并指定最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0，以此为标准通过计算求出其他元素的电负性。因此，元素电负性是一个相对的数值。元素的电负性见表1-8。
素的电负性是化学中最重要的概念之一，其主要应用有以下几点： (1)判断元素的金属性、非金属性及其强弱。元素的电负性数值越大，表示原子在分子中吸引电子的能力越强，元素的金属性越强。一般金属元素的电负性小于2.0，非金属元素的电负性大于2.0。 (2)判断元素在形成化合物时的正负价态。在化合物中，电负性大的元素其原子吸引电子的能力强，元素的化合价显负价；电负性小的元素其原子吸引电子的能力弱，元素的化合价显正价 (3)判断化学键的性质。
主族元素的最高正化合价＝该元素最外层电子数＝元素的族序数主族元素的负化合价＝该元素最外层电子数-8＝元素的族序数-8
元素基本性质的周期性
副族元素和Ⅷ族元素由于次外层电子数没有达到稳定结构，也能参加反应，所以除了最外层的电子是价电子外，次外层的部分电子也可以成为价电子，因此副族元素和Ⅷ族元素的化合价比较复杂。其中ⅠB～ⅦB的元素比较有规律，其原子失去电子的最大数目等于它所在族的族序数，即
副族元素的最高正化合价＝元素的族序数(第ⅠB族除外)
元素基本性质的周期性
由于主族元素原子的最外层电子数周期性地重复1～7个电子的变化，所以元素的最高化合价和负化合价也呈现周期性的变化规律。表1-9列出了各主族元素化合价的变化规律。

元素周期律

元素周期律元素周期律：1、元素周期律的概念：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化的规律。

2、元素周期律的原因：元素及其化合物的性质随着核电荷数的递增呈现周期性变化，其原因是元素的原子的核外电子排布随着核电荷数的递增呈现周期性变化，特别是最外层电子数随着核电荷数的递增呈现周期性变化。

3、元素周期性的主要表现：最高价氧化物、氢化物、最高价氧化物的水化物化学式、最外层电子数、原子半径、最高价、最低价、金属性、非金属性、与水反应置换出氢气的能力、与酸反应置换出氢气的能力、最高价氧化物的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性、还原性。

3、元素周期律的发现者：俄国化学家门捷列夫。

元素周期律的具体体现1、元素的原子半径的周期性：同一周期，自左而右，原子半径依次递减。

稀有气体的原子半径比同一周期的非金属元素的原子半径要大。

2、元素的化合价的周期性：同一周期，自左而右，元素的最高价依次递增，从+1价到+7价，又回到稀有气体。

（第二周期的O、F除外）；元素的最低价，从ⅣA开始，依次递增，从-4价到-1价，再回到稀有气体。

主族元素的最高价=最外层电子数（F、O除外）主族元素的最低价（从第ⅣA开始）=最外层电子数—8（H除外）主族元素的中间价（从第ⅣA开始）在最高价与最低价之间，一般依次减少2价。

3、元素的原子核外电子排布的周期性：同周期，自左而右，最外层电子数依次递增，从1个到8个。

4、元素的金属性和非金属性的周期性：同周期，自左而右，失去电子的能力依次递减，得到电子的能力依次递增，金属性依次减弱，非金属性依次增强。

5、单质与水反应产生氢气的能力的周期性：同周期，自左而右，单质与水反应产生氢气的能力依次减弱。

6、单质与酸反应产生氢气的能力：同周期，自左而右，单质与酸反应产生氢气的能力依次减弱。

7、最高价氧化物的水化物的酸碱的周期性：同周期，自左而右，最高价氧化物的水化物的酸性依次增强，碱性依次减弱。

8、单质与氢气化合能力的周期性：同周期，自左而右，单质与氢气化合的能力依次增强。

2020年高中化学·强化讲义第20节元素周期律和元素周期表

第20节元素周期律和元素周期表一、元素周期表在化学建立之初，化学家已明了某些元素具有相似的性质，为研究的方便，可加以归类。

而元素最早的分类仅包含两种类型：金属与非金属。

至1829年，德国化学家都柏莱纳（J.Dobereiner，1780-1849）观察到好几个由三元素所组成的三元素组，皆具有相似的化学性质，如氯、溴及碘，此三元素中每一元素皆可形成双原子分子的有色气体。

直至1864年，英国化学家纽兰（J Newlands，1837-1898）发现了元素类似性质具有周期循环的关系，他将已知元素按相对原子质量的大小顺序排列，纽兰发现第八种元素氟与第一种元素氢相似，第九种元素钠则与第二种元素锂相似，依此类推，他自己称这种关系为八音律（law of octaves）。

1869年，俄国化学家门捷列夫（D.Mendeleev，1834-1907）继续纽兰的研究，而发表了元素周期性的论文，即元素的性质随相对原子质量的增大，出现周期性重复。

并以此规律为基础，把当时已知的六十几种元素排成第一张元素周期表，如表5-6所示。

除了把元素进行规则性的分类外，还预测新元素的存在并修正当时几个已知元素的相对原子质量。

表5-6第一张元素周期表图5-14是现今广泛使用的元素周期表，它是依元素原子序数的大小次序来排列，而不是按相对原子质量的大小顺序排列。

图5-14元素周期表元素周期表中的行称为周期。

原子中，最外层电子只占有第1个电子层（即n=1）的氢与氦称为第一周期。

占有第2个电子层（即n=2）的8个元素则称为第二周期，依此类推，共有七个周期。

元素周期表中的纵行称为族或列，同一族的元素，其化学性质相似。

1989年，IUPAO无机化学命名委员会决定将原长式周期表改为“18列新体系”。

即目前的元素周期表分为七个周期和18列。

你知道门捷列夫发现元素周期表的过程吗门捷列夫1869年提出元素周期表的构想时，根本没人重视，甚至有人不屑地说：“西伯利亚出生的俄罗斯人能搞出什么名堂来？”直到镓、钪相继被发现，且其性质均与门捷列夫的预测相符，世人才肯定他的成就，并于1882年颁发给他大卫奖，这时他已48岁。

元素与元素性质的周期性

第七章元素与元素性质的周期性7.1 元素的起源与分布大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。

这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。

氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。

这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。

元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。

一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。

地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。

7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征现代的化学元素周期律是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元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。

虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。

该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。

元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型构造原理电子构型的特例及其解释元素的性质周期性反常性氢和第2周期元素的特殊性对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常性惰性电子对效应第五、六周期重过渡元素的相似性1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属;2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属;3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属;4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区金属合起来,为过渡金属);5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系.7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。

化学元素周期律知识点总结

化学元素周期律知识点总结周期律是化学学科中最基本、最基础的知识，它是全部化学知识的基础。

本文将简要回顾化学元素周期律的知识点，总结化学元素周期律的基本概念和定律。

一、化学元素周期律的定义化学元素周期律是一种规律性质，它根据元素的原子序数，将元素分成周期列，2013年诺贝尔奖得主塔波拉-纳塔斯特瑞发现的现代原子理论强调了化学元素周期律。

二、化学元素周期律的基本性质1.期性：化学元素周期律分成周期列，元素从左到右、从上到下以固定的规律排列，每一周期的元素都具有相同或相似的性质，发现这种周期性的人是英国化学家索尔塞特。

2.复性：在化学元素周期律中，元素的相互关系具有重复性，随着原子序数的增加，元素在周期列中每7个即可形成前一组元素的重复，这也是周期律以7个元素组成一伏望律的原因。

三、化学元素周期律的定律1.期律：周期律定律说明了元素在周期列中从左到右、从上到下，每一组元素具有相同或相似的性质，这种相同性质由原子序数决定，原子序数和性质成正比。

2.朗定律：布朗定律指的是每一周期的元素的原子半径，从左到右、从上到下呈现出递减的规律，且原子序数和原子半径成反比。

3.垒定律：势垒定律也叫戈尔斯多夫势垒定律，它指的是元素发生电子受阻的能力随着原子序数的增加，周期性变化，原子序数和电子受阻能力成正比。

四、化学元素周期律的应用化学元素周期律不仅用于元素性质的研究，还可以用于归类元素，推测未知元素的性质，研究元素间的相关性，并在医学、农业、几何等领域开展研究，发现新的应用价值。

以上就是关于化学元素周期律的一些基本知识点的总结，它是掌握化学知识的基础，也是广泛应用的基础。

它构成了每一个元素的性质，也是化学谱系的基础。

只有充分熟悉它，才能更好地掌握化学知识，为今后的科学研究奠定基础。