元素周期表第三、四课时资料重点
初中化学元素周期表知识点归纳总结
初中化学元素周期表知识点归纳总结元素周期表是化学研究中的重要工具，通过对元素的排列和分类，能够直观地展示元素的性质和规律。
初中化学学习时，我们会接触到一些基本的元素周期表知识点，本文将对这些知识点进行归纳总结。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表按照元素的原子序数（即元素的核中质子的数量）从小到大排列，每个元素都是通过其原子核中的质子数唯一确定的。
周期表分为水平行（周期）和垂直列（族），周期号从1开始增加，族号从1开始增加。
周期表的左侧为金属性元素，右侧为非金属性元素，中间是过渡性元素。
2. 元素周期表中的主要区域根据元素周期表的结构，我们可以将其分为四个主要区域：主族元素区、过渡元素区、稀土元素区和超铀元素区。
- 主族元素区：包括周期表的第1A、2A和3A到8A族，这些元素的化学性质较为相似，且易于形成离子化合物。
- 过渡元素区：周期表的第3B到12B族，这些元素的化学性质处于主族元素和稀土元素之间，常常能够形成多种价态。
- 稀土元素区：包括两行14个元素，周期表的最后一行和最后一列出现。
稀土元素具有相似的电子排布和化学性质，很多稀土元素具有重要的应用价值。
- 超铀元素区：周期表的第7周期和第8周期，这些元素的原子序数大于铀元素（92），尚未在自然界中发现，只能通过人工合成。
3. 元素周期表中的重要性质和规律在元素周期表中，每个元素都有一些重要的性质和规律，下面是其中几个比较重要的：- 原子半径：从左至右逐渐减小，从上至下逐渐增大。
主族元素中，原子半径随着周期号的增加而增大。
- 电离能：从左至右逐渐增大，从上至下逐渐减小。
主族元素中，第一离化能随着周期号的增加而减小。
- 电子亲和能：从左至右逐渐增大，从上至下逐渐减小。
主族元素中，电子亲和能随着周期号的增加而减小。
- 金属性和非金属性：元素周期表左侧为金属性元素，右侧为非金属性元素。
金属性元素具有良好的导电性和导热性，非金属性元素主要为气体、半导体和非金属固体。
初中化学元素周期表知识点总结
初中化学元素周期表知识点总结元素周期表是化学中一个重要的基础知识点，它是由元素的原子序数和元素的物理和化学性质构成的一张表格。
根据元素周期表，我们可以了解元素的特性、组成和周期规律等内容。
在学习初中化学时，掌握元素周期表的相关知识点对理解化学原理以及解决相关问题非常重要。
接下来，我将为您总结初中化学元素周期表的知识点。
一、元素周期表的组成元素周期表由德国化学家门-约瑟夫·门德莱夫在1869年提出。
它是按照元素的原子序数（即质子数）从小到大排列的，同时也按照元素的物理和化学性质进行分类。
元素周期表由周期表和族表两部分组成。
1. 周期表：周期表共分为7个周期，每个周期由具有相同电子壳层数的元素构成。
第1周期只有2个元素，氢和氦，第2周期有8个元素，第3周期有18个元素，以此类推。
各周期中元素的原子序数按从小到大的顺序排列。
2. 族表：族表按元素的性质分类，共分为18个族。
第1族到第2族为典型金属元素，第3族到第12族为过渡金属元素，第13族到第18族为典型非金属元素。
二、元素周期表的结构元素周期表中的一个元素方格包含了该元素的相关信息。
1. 元素符号：用化学符号表示元素，例如氧元素的符号为O。
2. 元素原子序数：原子序数即元素中质子的数量。
元素原子序数通常放在元素符号的左上方。
3. 元素相对原子质量：元素相对原子质量是一个无单位的数值，表示该元素相对于碳-12的质量比。
相对原子质量通常放在元素符号的右上方。
4. 元素名称：元素名称一般位于元素符号的下方。
5. 元素的电子排布：元素的电子排布描述了元素中各壳层和各轨道上的电子分布情况。
一般位于元素符号的右下方。
6. 元素的主要性质：一些元素方格中还会包含该元素的一些主要物理和化学性质，例如金属性质或非金属性质。
三、元素周期表的周期规律元素周期表中的元素按一定的周期规律排列，这种规律可用于预测元素的性质。
以下是一些周期规律的知识点：1. 周期性规律：（1）原子半径的变化：周期表中，随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小。
元素周期表知识点总结
⑦了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。
⑧了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。
知识点总结：
中子N（不带电荷） 同位素 （核素）
原子核 → 质量数（A=N+Z） 近似相对原子质量
质子Z（带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号
(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．
(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只含有长周期元素的族，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)．
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，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．
元素周期表38个知识点归纳
元素周期表38个知识点归纳元素周期表是化学中的重要工具，通过它我们可以系统地了解各种元素的性质和特点。
在这篇文章中，我将对元素周期表的38个知识点进行归纳和总结。
1. 元素周期表的起源元素周期表最早是由俄国化学家季莫费耶耶夫于1869年提出的，他将已知的元素按照一定的规律排列在表格中，并使相似性质的元素排列在同一列。
2. 元素周期表的结构元素周期表由7个水平行和18个垂直列组成，其中水平行称为周期，垂直列称为族。
3. 元素周期表的元素命名元素周期表中的元素以字母符号的形式表示，如氢元素的符号为H，氧元素的符号为O。
这些符号通常来自元素的拉丁名称或缩写。
4. 元素周期表的原子序数元素周期表按照原子序数的递增顺序排列元素，原子序数表示元素中的质子数。
5. 元素周期表的周期性元素周期表的布局是根据元素的周期性规律设计的，简单的说就是元素的性质和特点在周期表上呈现出一定的规律性。
6. 元素周期表的周期性趋势元素周期表中的元素在周期表上有许多周期性趋势，如原子半径、电离能、电负性等。
7. 元素周期表的周期元素周期表中的周期共有7个，每个周期代表一个主能级。
8. 元素周期表的族元素周期表中的族共有18个，其中第1族为碱金属族，第2族为碱土金属族，第18族为稀有气体族。
9. 元素周期表的主族和过渡族元素周期表可以分为主族和过渡族。
主族元素的最外层电子数与周期数相同，而过渡族元素的最外层电子数不一定相同。
10. 元素周期表中的金属元素元素周期表中大多数元素为金属元素，金属元素具有良好的导电性、导热性和延展性。
11. 元素周期表中的非金属元素元素周期表中少数元素为非金属元素，非金属元素通常具有较高的电离能和较高的电负性。
元素周期表第18族为稀有气体，稀有气体具有较高的稳定性和低的反应活性。
13. 元素周期表中的轻金属元素周期表中的第1、2族元素称为轻金属，轻金属具有较低的密度和较低的熔点。
14. 元素周期表的相对原子质量元素周期表中的元素按照相对原子质量的递增顺序排列。
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。
初中化学元素周期表的重点归纳
初中化学元素周期表的重点归纳元素周期表是化学中的重要基础知识，它以一种有序的方式呈现了所有已知元素的特性和属性。
掌握元素周期表的重点归纳对于初中生来说是非常重要的，因为它能够帮助我们更好地理解元素的性质和行为。
以下是对初中化学元素周期表的重点归纳：1. 元素的分类：元素周期表中的元素按照它们的相似性和性质被分为了若干个主族和副族。
第1-2组是典型金属元素，第13-16组是典型非金属元素，第17组是卤素，第18组是惰性气体。
初中化学主要关注前20个元素，因此重点理解主要元素所在的区域即可。
2. 元素的符号和编号：每个元素都有一个化学符号和一个原子序数。
化学符号由一至两个字母组成，用于简化元素的标记。
原子序数表示元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的编号。
理解符号和编号可以帮助我们更好地识别和搞清楚元素。
3. 元素周期表的周期性规律：元素周期表有着重要的周期性规律，即周期律。
周期律表明，元素的性质和行为随着其原子序数的增加而周期性重复。
例如，同一周期中的元素具有相似的化学性质，而同一组中的元素具有相似的外层电子结构和化学反应能力。
4. 周期表中元素的重要性质：了解元素周期表中元素的重要性质对于我们理解元素的化学性质和用途是至关重要的。
在初中阶段，需要重点关注以下几个重要性质：- 原子半径：原子的大小是元素性质的重要指标。
随着原子序数的增加，元素的原子半径会增加，但在同一周期中，原子半径随着原子序数的增加而减小。
- 电子亲和能：电子亲和能是指一个原子吸收一个外来电子形成负离子时放出的能量。
电子亲和能可以帮助我们了解元素的反应活性。
在主族元素中，电子亲和能随着原子序数的增加而减小。
- 电负性：电负性指的是原子对共享电子的倾向性。
电负性高的元素会更容易从其他原子中吸引电子形成离子，这通常发生在非金属元素中。
在元素周期表中，电负性随着原子序数的增加而增加。
- 化合价：化合价是指一个元素在化合物中与其他元素形成化学键时所借出或借入的电子数目。
高二化学元素周期表知识点
高二化学元素周期表知识点元素周期表是化学中的基础知识点之一。
它以元素的原子序数递增顺序排列，展示了不同元素的化学性质和特征。
在高中化学学习过程中，学生需要了解该表的结构、元素分类以及相关属性。
本文将介绍高二化学元素周期表的基本知识点。
一、元素周期表的结构元素周期表由一系列水平排列的横行，以及垂直排列的纵列（或称为族或组）组成。
每个元素周期表的单元格中，通常包含元素的原子序数、元素符号和相对原子质量等信息。
二、周期表的主要分类1. 周期周期指的是元素周期表中的水平排列，共有七个周期。
每个周期中，原子序数递增，但特定属性和化学性质可能呈现出一定的周期性重复。
2. 主族或组主族或组指的是垂直排列的元素，它们具有相似的化学性质。
主族元素主要包括1A、2A和3A到8A族元素，分别对应周期表中的第1-2周期和第13-18周期。
3. 过渡金属过渡金属是指位于元素周期表中的d区域的元素。
这些元素具有良好的导电性和变价性。
4. 稀有气体稀有气体是指元素周期表中最右侧的一组元素，包括氦、氖、氩、氪、氙和氡。
它们具有稳定的电子构型，很少与其他元素发生反应。
三、元素周期表的相关属性1. 原子序数原子序数是一个元素在周期表中的位置标识，通常用整数表示。
原子序数的递增代表了核中质子的数量。
2. 元素符号元素符号由一个或两个字母组成，用于简洁地表示元素的名称。
例如，氧元素的符号是O，钠元素的符号是Na。
3. 相对原子质量相对原子质量是指元素原子质量与碳-12同位素的原子质量比值，用于比较不同元素的质量。
相对原子质量通常以元素的原子单位（u）或标准原子质量（g/mol）表示。
4. 原子半径原子半径指的是元素原子的半径大小。
通常情况下，原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
5. 电负性电负性是一个衡量元素吸引电子能力的物理量。
通过对比元素的电负性，可以了解到元素之间形成化学键的可能性。
四、元素周期表的应用元素周期表是化学研究和应用的基础。
元素周期表元素周期律知识点总结
元素周期表元素周期律知识点总结元素周期表元素周期律知识点总结一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照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——周期;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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的.水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：a==z+n②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)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2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱化学键含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。
高一化学元素周期表(PPT)4-3
复习： 1、元素：具有相同核电荷数（即核内质子
数）的一类原子的总称。
2、原子的构成:
质子 每个质子带1个单位正
原子核
电荷相对质量为1
原子
中子 不带电，相对质量为1
核外电子 每个电子带1个单位负电荷 相对质量为1/1836
核电荷数＝质子数＝核外电子数，
因此，原子 呈电中性
长.%;年锗消费量为 金属吨，同比增长.%。砷，俗称砒，是一种非金属元素 [] ，在化学元素周期表中位于第4周期、第VA族，原子序数，元素符号As，单质 以灰砷、黑砷和黄砷这三种同素异形体的形式存在。砷元素广泛的存在于自然界，共有数百种的砷矿物是已被发现。砷与其化合物被运用在农药、除草剂、 杀虫剂，与许多； 足球直播：/ ； 种的合金中。其化合物 三氧化二砷被称为砒霜，是种毒性很强的物质。 7年月7日，世界卫生组 织国际癌症研究机构公布的致癌物清单初步整理参考，砷和无机砷化合物在一类致癌物清单中。 [] 年7月日，砷及砷化合物被列入有毒有害水污染物名录 （第一批）。 [] 化学百科-brh 中文名 砷 外文名 Arsenic 元素符号 As 原子量 74. 危险性 有毒 CAS号 744-- 发现人艾尔伯图斯·麦格努斯 目录 简述 发现简史 理化性质 ? 物理性质 ? 化学性质 4 矿藏分布 应用领域 ? 工业用途 ? 生理功能 制取方法 ? 碳气相还原法 ? 质量标准 7 毒性危害 医护措施 ? 药物治疗 ? 慢性 暴露处理 ? 预防措施 简述编辑 砷块 砷块 符号As，原子序数。旧名“砒”。有灰、黄、黑褐三种同素异形体，具有金属性。原子量74. ，比重.7(4℃)，熔点 4℃，℃时升华。不溶于水，溶于硝酸和王水。在潮湿空气中易被氧化。主要以硫化物矿的形式(如雄黄As4S4，雌黄AsS等)存在于自然界。砷及其化合物主要 用于合金冶炼、农药医药、颜料等工业，还常常作为杂质存在于原料、废渣、半成品及成品中。在上述生产或使用砷化合物作业中，如防护不当吸入含砷空 气或摄入被砷污染的食物、饮料时，常有发生急、慢性砷中毒的可能。砷化合物可经呼吸道、皮肤和消化道吸收。 分布于肝、肾、肺及胃肠壁及脾脏。主要
化学元素周期表知识点深度归纳
化学元素周期表知识点深度归纳化学元素周期表是化学学科中最重要的工具之一，它将各种化学元素按照一定的规律排列，为我们理解元素的性质、结构和相互关系提供了极其重要的框架。
首先，我们来了解一下元素周期表的结构。
元素周期表呈长方形，横行称为周期，纵列称为族。
周期表一共有 7 个周期，其中 1、2、3周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7 周期尚未填满，称为不完全周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右，原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
族又分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。
主族元素的族序数等于最外层电子数，同一主族元素的化学性质相似。
副族元素和第Ⅷ族元素的化学性质较为复杂。
0 族元素又称惰性气体元素，它们的化学性质非常稳定，通常情况下不易与其他元素发生化学反应。
元素周期表中的元素按照原子序数递增的顺序排列。
原子序数等于质子数，也等于核电荷数。
通过元素周期表，我们可以直观地看出元素的周期性规律。
元素的性质在周期表中呈现出周期性的变化。
比如原子半径，同一周期从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体除外），同一主族从上到下原子半径逐渐增大。
这是因为随着原子序数的增加，核电荷数增加，对核外电子的吸引力增强，导致原子半径减小；而同一主族元素，电子层数增多，原子半径增大。
元素的化合价也是周期性变化的。
主族元素的最高正化合价等于族序数（O、F 除外），最低负化合价等于最高正化合价减去 8。
例如，氯元素位于第ⅦA 族，最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价。
金属性和非金属性也是元素的重要性质。
同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性强的元素，其单质与水或酸反应剧烈，容易失去电子；非金属性强的元素，其单质更容易与氢气化合，更容易得到电子。
元素周期表中的元素还存在着一些特殊的规律。
比如对角线规则，处于对角线上的元素性质有相似之处，如锂（Li）和镁（Mg）、铍（Be）和铝（Al）等。
化学必修元素周期表知识点
化学必修元素周期表知识点化学必修元素周期表知识点一、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. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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2n；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： KL M N O P Q 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。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．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。
．．．．．．．．．．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 12种元素短周期第二周期 28种元素周期第三周期 38种元素元 7第四周期 418种元素素 7第五周期 518种元素周长周期第六周期 632种元素期第七周期 7未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（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。
化学元素周期表知识点
化学元素周期表知识点化学元素周期表是指将化学元素按一定规律排列的表格。
它是化学研究的基础，对于理解化学元素的性质和规律非常重要。
本文将介绍化学元素周期表的基本结构、元素的周期性规律以及一些常用的元素的特性。
一、化学元素周期表的基本结构化学元素周期表通常按照元素的原子序数（或称为核电荷数）进行排序。
原子序数是指元素原子核中质子的数目，也等于元素的电子数目。
通常的周期表由18个纵列（也称为族）和7个横行（也称为周期）组成。
每一个元素的位置由其原子序数和周期数决定。
化学元素周期表的主要结构如下图所示：（图片仅作参考）在周期表中，元素按照升序排列。
纵列（族）由元素的性质相近而组成，每一周期表示一个能量层次。
周期表中最左侧的第一周期称为1A族或称碱金属，而最右侧的第十八周期称为18A族或称稀有气体。
二、元素的周期性规律元素周期表的排列不仅仅是有序的，还存在一定的规律。
这些规律被称为元素的周期性规律，主要包括原子半径、电离能、电负性和金属活性等方面。
1. 原子半径：随着周期数的增加，元素的原子半径逐渐减小；在同一周期中，元素的原子半径从左到右逐渐减小。
2. 电离能：随着周期数的增加，元素的第一电离能增加；在同一周期中，元素的第一电离能从左到右逐渐增加。
3. 电负性：随着周期数的增加，元素的电负性逐渐增加；在同一周期中，元素的电负性从左到右逐渐增加。
4. 金属活性：随着周期数的增加，元素的金属活性逐渐减弱；在同一周期中，元素的金属活性从左到右逐渐减弱。
以上规律的发现对于预测元素的化学性质和化合物的性质非常重要，有助于深入理解元素和化合物间的相互作用。
三、常用元素的特性除了周期性规律外，一些常见的元素拥有独特的性质和应用。
1. 氢（H）：是宇宙中最常见的元素之一，是化学反应和能源制备过程中的重要原料。
2. 氧（O）：是呼吸和燃烧过程中必须的元素，也是水（H2O）和许多其他化合物的组成部分。
3. 碳（C）：是有机化合物的基础，构成了生物体中的许多重要化合物，如蛋白质、脂肪和碳水化合物等。
元素周期表知识点总结
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 ）==近似原子量 原子 A Z X3、阳离子 aW 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 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互为同位素。
3、元素的相对原子质量 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。
三、核外电子排布1、电子云：我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小2、核外电子排布的规律:1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2.每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数)；3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。
4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。
②非金属性与金属性（一般规律）电外层电子数得失电子趋势元素性质金属元素<4 易失金属性非金属元素>4 易得非金属性一、元素周期表的结构1.周期：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）2.族：主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））二、元素性质与原子结构1、碱金属元素(1) 在结构上：结构异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。
元素周期表知识点总结
元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。
下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有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1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。
（2）．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：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。
反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。
（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。
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。
2、电子云（4）．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。
3、元素周期律（5）．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）．难失电子的元素一定得电子能力强。
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。
化学中考重要知识点归纳之元素周期表
化学中考重要知识点归纳之元素周期表元素周期表是化学中一项重要的基础知识，用于系统地组织和分类化学元素。
它由一系列的横行和竖列组成，提供了关于元素的各种信息，帮助我们理解元素的性质和行为。
以下将对元素周期表的结构及重要知识点进行归纳。
一、元素周期表的结构元素周期表由7个水平排列的横行，称为周期，以及18个垂直排列的竖列，称为族，组成。
每个周期表示一个新的能级，而族则代表元素的性质和外层电子的数目。
元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，原子序数也被称为元素的核电荷，等于元素原子核中的质子数。
每个元素都由一个由原子序数和元素符号组成的方框表示。
元素周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，而介于两者之间的元素被称为过渡金属元素。
元素周期表还将各个元素按照化学性质分为10类，如碱金属、碱土金属、卤素等。
二、重要知识点归纳1. 元素符号和原子序数：元素周期表中每个元素都有一个独特的元素符号，用于代表该元素。
元素符号通常由1-2个字母组成，有时还伴随着一些下标或上标。
元素周期表中的元素按照原子序数从小到大排列。
2. 原子量和相对原子质量：元素周期表中每个元素方框上的数值通常表示该元素的相对原子质量，也称为相对原子质量。
相对原子质量表示相对于碳-12同位素的质量比。
3. 周期性：元素周期表的周期性是指元素的性质和行为随着元素在周期表中位置的变化而变化。
相邻周期中的元素具有相似的化学性质，且原子结构和价电子数目存在规律性变化。
4. 主族元素和过渡金属元素：元素周期表中的主族元素是周期表中的1A-8A族元素，它们的最外层电子数目决定了它们的化学性质。
过渡金属元素则位于周期表的中间，具有良好的导电性和广泛的氧化态。
5. 周期表趋势：元素周期表中有一些重要的趋势可用于预测元素的性质。
这些趋势包括原子半径、电离能、电负性和金属活性等。
6. 周期表应用：元素周期表在化学中有广泛的应用。
它不仅可以用于预测元素的化学性质和反应行为，还可以帮助我们理解和解释化学反应的基本原理，指导科学研究和工业实践。
化学元素周期表知识点深度归纳
化学元素周期表知识点深度归纳化学元素周期表是化学学科中最重要的工具之一，它将众多元素按照一定的规律有序地排列，为我们理解元素的性质、预测化学反应等提供了极大的帮助。
接下来，让我们深入探讨一下元素周期表的相关知识点。
一、元素周期表的发展历程元素周期表的形成并非一蹴而就，而是经过了多位科学家的不懈努力。
最早，拉瓦锡在 1789 年发表的第一个化学元素列表中，只包含了33 种元素。
随着科学技术的进步，越来越多的元素被发现。
1869 年，俄国化学家门捷列夫在前人工作的基础上，提出了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
他按照相对原子质量从小到大的顺序排列元素，并将化学性质相似的元素放在同一纵行。
此后，随着对原子结构的深入了解，元素周期表不断得到完善和修正。
二、元素周期表的结构1、周期元素周期表有 7 个横行，称为周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
第一周期只有 2 种元素，即氢（H）和氦（He），称为短周期。
第二、三周期各有 8 种元素，第四、五周期各有 18 种元素，第六周期有32 种元素，第七周期目前尚未排满。
2、族元素周期表有 18 个纵行，分为 16 个族。
主族（A 族）有 7 个，分别为ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 族；副族（B 族）有 7 个，分别为ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB 族；第Ⅷ族包括 3 个纵行；零族为稀有气体元素。
主族元素的族序数等于最外层电子数，副族元素的族序数不一定等于最外层电子数。
3、分区元素周期表可以分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA、ⅡA 族，其价电子构型为 ns1-2 。
p 区包括第ⅢA至ⅦA 族和零族，价电子构型为 ns2 np1-6 。
d 区包括第ⅢB 至ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1-9 ns1-2 。
ds 区包括第ⅠB、ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1-2 。
（完整版）元素周期表主要知识点
（完整版）元素周期表主要知识点元素周期表一、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、归纳制出的第一张元素周期表。
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(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内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。
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浮、熔、游、 响、红
反
应 化学方 2K+2H2O=2KOH 2Na+2H2O=2NaOH
程式 +H2↑
+H2↑
思考与交流
1、根据实验讨论钠与钾的性质 有什么相似性和不同性。
2、你认为元素的性质与它们的 原子结构有关系吗？
3、推测其它碱金属的化学性质
碱金属与氧气反应比较
单质 Li Na K Rb Cs
练习
1、已知金属A可与冷水 反应，金属B和热水才能反应， 金属C和水不能反应，判断金 属A、B、C金属性强弱如何？
金属性 A 〉 B 〉 C
2、已知NaOH为强碱、 Mg(OH)2为中强碱、 Al(OH)3 为两性氢氧化物，则Na、Mg、 Al的金属性强弱顺序如何？
金属性 Na〉Mg〉 Al
元素金属性强弱判断依据：
名 符核
称 号数
锂 Li 3 银白色，柔软 0.534 180.5 1347
钠 Na 11 银白色，柔软 0.97 97.81 882.9
钾 K 19 银白色，柔软 0.86 63.65 774
铷 Rb 37 银白色，柔软 1.532 38.89 688
铯 Cs 55 略带金色光 1.879 28.40 678.4
泽，柔软
碱金属的物理性质的比较
物理性质 Li Na K Rb Cs
颜色
均为银白色（Cs略带金色）
相
似
硬度
柔软
点
密度
较小
熔沸点
较低
导电导热性
强
递 变
密度变化 逐渐增大的趋势（K特殊）
性 熔沸点变化 单质的熔沸点逐渐降低
阅读表1-1后完成
碱金属元素的用途：
1.锂电池是一种高能电池。 锂有机化学中重要的催化剂。 锂制造氢弹不可缺少的材料。 锂是优质的高能燃料（已经 用于宇宙飞船、人造卫星和 超声速飞机）。
（2）卤素单质间的置换反应 实验探究
实验
NaBr(aq) 氯水 +CCl4用力
KI(aq)
振荡,静置
现象
离子方程式
下呈层橙（红CCl色4层）： ①Cl2 +2Br-＝Br2+2Cl-
呈紫色
②Cl2 +2I-＝I2 + 2Cl-
KI(aq)溴水 +CCl4用力
振荡,静置
下层（CCl4层）：
呈紫色
③Br2 +2I- ＝ I2 + 2Br-
（1）金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难 易程度。 （2）金属元素最高价氧化物对应水化物碱性 强弱。 （3）金属在金属活动性顺序中的位置进行判断。 （4）金属阳离子氧化性的强弱
有何相似 性和递变
性？
碱金属的物理性质
元 元 核 颜色和状态 密度 熔点 沸点
素 素电
（g/cm3） (。C) （。C）
②递变性：从Li到Cs，碱金属元素 的原子结构中， 电子层数 依次 增多。
实验探究
钾在空气中燃烧
现象与结论：
钾
钠
燃烧比钠剧烈 ， 剧烈燃烧，火焰
与 氧
现 火焰呈 紫 色 象
黄色生成 淡黄色的 固体
气
反 应
化学方 程式
点燃
K+O2 KO2
点燃
2Na+O2 Na2O2
与 水
现 象
浮、熔、游、 响、红，比钠 更加剧烈
随着核电荷数的增多，卤素单质的 氧化性强弱顺序为：
F2 Cl2 Br2 I2
氧化性逐渐减弱
元素非金属性强弱的判断依据：
（1）非金属单质与氢气化合的难易程度 （2）非金属单质对应气态氢化物的稳定性 （3）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 （4）非金属单质间的置换反应 （5）阴离子的还原性强弱
阅读
溶解度 100g水中
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气。
2、卤族元素
学与问 卤族元素的原子结构示意图如下所示：
+9 2 7 +17 2 8 7 +35 2 818 7 +53 2 8 18187
F
Cl
Br
I
根据卤素的原子结构，推测氟、氯、 溴、碘在化学质化学性质相似性与递变性
相似性：最外层都有7个电子，化学性质
相似 都具有氧化性
递变性：随着核电荷数的增加，原子的
电子层数递增,原子核对最外层 电子的引力逐渐减弱,得电子的 能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱
(非金属性逐渐减弱).
实验事实
随着核电荷数的增多，卤素单质与氢气 的反应呈下述规律性变化：
F2 Cl2 Br2 I2
反应条件：越来越苛刻 剧烈程度：逐渐减弱 生成的氢化物的稳定性：逐渐减弱
与O2反应 Li2O
Na2O、Na2O2 K2O、K2O2、KO2
更为复杂 更为复杂
反应程度 越 来 越 剧 烈
碱金属与水反应比较
单质
与水反应
反应程度
Li 剧烈 产生氢气
Na 更剧烈 产生氢气
越
K 轻微爆炸
来 越
Rb 遇水立即燃烧爆炸
剧
烈
Cs 遇水立即燃烧爆炸
通式：2R +2H2O = 2ROH + H2↑
2．钾的化合物最大用途是做钾肥。 硝酸钾还用于做火药。
3．铷铯主要用于制备光电管、真 空管。铯原子钟是目前最准确的计 时仪器。
练习
碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素
中最活泼的元素，下列预言错误的是：Ｃ
Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强 的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的 氧化物
高一年级 化学必修2 第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表 （第二课时）
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
科学探究
查阅元素周期表填写P5表格， 从中发现碱金属的原子结构有何异 同？
元素 元素 核电 原子结构示意 最外层 电子 原子
名称 符号 荷数 图
电子数 层数 半径
鋰 Li
碱 金
钠
Na
属 元
钾
K
素 铷 Rb
+3 2 1
1
+11 2 8 1
1
+19 2 8 8 1 1 +37 2 818 8 1 1
2
0.152
3
0.186
0.227
4
5
0.248
铯 Cs
+55 2 8 18188 1 1
6
0.265
碱金属的原子结构示意图
碱金属原子结构有何异同？
①相同点：碱金属元素原子结构的 最外层电子数 相同， 都为 1个 。
理论解释
碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、 Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金 属元素原子的电子层数逐渐增多 ，原子 半径逐渐增大 ，原子核对最外层电子的 引力逐渐减弱 ，原子失电子的能力逐增强 ， 金属的还原性逐渐 增强 ，
元素的金属性逐渐 增强 ，与水和氧气 的反应越来越 剧烈 ，生成的氧化物越来 越 复杂 。最高价氧化物对应水化物的碱 性越来越 强 。
与水反应
226cm3
4.16g 0.029
相似性： 有颜色，在水中溶解度不大，易溶于