元素周期表知识点总结
完整版元素周期律知识点总结
”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（Z ）=核电荷数=原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔化学性质及最高正价和族序数-■体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子核卜中子 （A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数；c ±表示微粒所带的电荷数；±）表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性 （1~18号元素）1. 原子核中没有中子的原子:2 •最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等:4Be 、i8Ar ;②最外层电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。
每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。
s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。
3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。
其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。
二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。
常见的元素有锂、钠、钾等。
主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。
2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。
常见的元素有镁、钙、锶等。
广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。
3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。
硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。
4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。
硅广泛用于制备光伏材料等。
5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。
磷广泛用于生化、农业等领域。
6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。
硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。
7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。
氟在医药、农业等方面有广泛的应用。
8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。
氦广泛用于美容、制冷等方面。
三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。
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。
高中化学知识点总结元素
高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。
- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。
- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。
2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。
- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。
- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。
二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。
2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。
- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。
3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
- 元素的化合价等于其最外层电子数。
- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。
三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。
- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。
2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化指失去电子，还原指获得电子。
- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。
3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。
- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。
- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。
四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。
- 包括氧化物、酸、碱、盐等。
- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。
2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。
- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。
- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。
五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。
- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。
化学元素周期表知识点2025年必考内容
化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表是化学学科的基石，对于理解化学物质的性质、化学反应以及物质结构等方面都具有极其重要的意义。
在 2025 年的考试中，以下这些关于元素周期表的知识点必定会是重点考查的内容。
一、元素周期表的结构首先要清楚元素周期表的排列原则。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；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，称为族。
周期分为短周期（1、2、3 周期）、长周期（4、5、6、7 周期）。
短周期元素的性质相对较为简单，而长周期元素则更为复杂，其性质和电子构型的变化规律需要我们重点掌握。
族分为主族（ⅠA ⅦA 族）、副族（ⅠB ⅦB 族）、第Ⅷ族（8、9、10 三个纵行）和 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的化学性质与其族序数有着密切的关系，比如ⅠA 族（碱金属元素）具有很强的金属性，容易失去电子。
二、元素周期律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。
这包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等方面的变化。
原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下原子半径逐渐增大。
化合价也有一定的规律。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数 8。
金属性和非金属性的变化规律是重点中的重点。
同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族中，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
三、元素的性质1、金属元素的性质金属元素通常具有良好的导电性、导热性和延展性。
它们在化学反应中容易失去电子，形成阳离子。
碱金属（如钠、钾）化学性质活泼，能与水剧烈反应生成氢气和相应的碱。
2、非金属元素的性质非金属元素在化学反应中通常容易获得电子，形成阴离子。
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笔记
元素周期表知识点总结笔记1. 元素周期表的发现和演变元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，最早由德国化学家门-梅耳兹于1869年提出。
梅耳兹将已知的元素按照原子量从小到大排列，并且发现了元素周期性规律，并提出了元素周期律。
在此基础上，俄国化学家门-德列耳耶夫于1869年独立提出了元素周期表，并将元素按照原子量和化学性质排列，形成了近似于现代元素周期表的形式。
20世纪初，亨利•莫塞利用了原子序数和元素的化学性质将元素周期表进行了整理和完善，提出了现代元素周期表的雏形。
2. 元素周期律的基本概念元素周期律是指元素在周期表中按照一定规律重复出现的性质。
最早由门-梅耳兹发现，他发现元素的原子量存在周期性变化，并提出了元素周期律。
莫塞利将元素按照原子序数排列后，发现了元素性质的周期性规律。
在元素周期表中，周期性的现象主要体现在周期表的周期和族上。
周期中，元素的原子序数逐渐增加，族中，元素的外层电子数相同。
3. 元素周期表的基础结构元素周期表的基础结构是由周期和族组成的。
周期表中有7个周期，从第一周期的氢和氦到第七周期的镧系和锕系元素。
周期表中的周期代表了元素的外层电子层数，可以从周期表中的位置推断出元素的电子排布。
元素周期表中的族代表了元素的外层电子数，具有相同族的元素具有相似的化学性质。
4. 元素周期表中的主族元素和副族元素元素周期表中的主族元素是指周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族元素，它们的最外层电子数分别为1、2、3、4、5、6和7，副族元素是指3B、4B、5B、6B和7B 族元素，它们的最外层电子数分别为3、4、5、6和7。
5. 元素的周期性规律和周期表中的周期性现象元素周期性规律是指周期表中元素的周期性变化。
元素的原子半径、离子半径、电负性、金属活性和化合价等性质都具有周期性变化。
例如，周期表中，原子半径随着周期数的增加呈现出递减的趋势，而在同一周期中，随着族数的增加，原子半径逐渐增大。
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。
中考化学元素周期表常考知识点有哪些
中考化学元素周期表常考知识点有哪些化学元素周期表是学习化学的重要工具，也是中考化学的必考内容之一。
掌握元素周期表的相关知识对于理解化学的基本概念、化学反应以及物质的性质等方面都具有重要意义。
下面我们就来详细了解一下中考化学元素周期表常考的知识点。
一、元素周期表的结构元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的。
原子序数等于质子数。
元素周期表共有 7 个横行，18 个纵行。
7 个横行分别称为 7 个周期，18 个纵行分为 16 个族（8、9、10 三个纵行共同组成一个族）。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数依次增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
同一主族的元素，最外层电子数相同，从上到下电子层数逐渐增多，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
二、元素周期表中元素的信息在元素周期表中，每一种元素都有相应的元素符号、原子序数、元素名称以及相对原子质量等信息。
元素符号是用来表示元素的特定符号，通常由一个或两个字母组成。
例如，氢元素的符号是 H，氧元素的符号是 O。
原子序数是指元素在元素周期表中的序号，等于原子核内的质子数。
相对原子质量是指以一种碳原子（碳 12）质量的 1/12 为标准，其他原子的质量跟它相比较所得到的比。
相对原子质量约等于质子数加中子数。
三、常见元素的性质1、金属元素中考中常见的金属元素有钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）、铁（Fe）、锌（Zn）、铜（Cu）等。
金属元素的原子最外层电子数一般少于 4 个，在化学反应中容易失去电子，表现出还原性。
例如，铁在氧气中燃烧生成四氧化三铁，化学方程式为：3Fe ＋2O₂点燃 Fe₃O₄。
2、非金属元素常见的非金属元素有氢（H）、氧（O）、碳（C）、氮（N）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl）等。
非金属元素的原子最外层电子数一般多于 4 个，在化学反应中容易得到电子，表现出氧化性。
例如，氢气在氧气中燃烧生成水，化学方程式为：2H₂＋ O₂点燃2H₂O 。
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一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．元素周期表的结构周期序数=核外电子层数主族序数=最外层电子数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。
所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。
三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。
(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。
4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。
16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。
2024年高考化学元素周期表知识点总结
2024年高考化学元素周期表知识点总结2024年高考化学考试中，元素周期表是一个重要的考点。
掌握元素周期表的基本知识，理解元素周期表的结构和规律，对于解答选择题和计算题等各类试题都至关重要。
下面是2024年高考化学考试的元素周期表知识点总结。
一、元素周期表的分类元素周期表是按照元素的原子序数（即核外电子的数目）和相似性等规律排列的。
在2024年高考中，会考察以下几个方面的分类：1. 元素的主族和副族：元素周期表分为A族（主族）和B族（副族）两大类。
主族元素是周期表的第1A至8A组，副族元素是周期表的1B至8B组。
2. 元素的金属、非金属和类金属：元素周期表中，大多数元素为金属，少数元素为非金属，还有一部分元素是类金属（也称过渡元素）。
3. 元素的周期和组：元素的周期是指横向排列的行数，而元素的组则是指纵向排列的列数。
在元素周期表中，周期从1至7，组从1到18。
二、元素周期表的结构和规律1. 周期表的横向趋势规律：元素周期表的每个周期代表了一层电子壳，周期数越大，电子壳层数越多。
同时，周期表中，原子半径逐渐增大，离原子核越远，电子云也相应扩大。
2. 周期表的纵向趋势规律：元素周期表的每个主族代表了一个电子云中最外层电子的主要能级。
向下排列的元素，原子半径逐渐增大，电子云扩大；而向上排列的元素，原子半径逐渐减小，电子云缩小。
3. 元素周期表的原子半径和电离能规律：元素周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，原子半径随着组数的增加而增大。
电离能则是指原子失去一个电子所需要的能量，电离能随着周期数的增加而增大，电离能随着组数的增加而减小。
4. 元素周期表的化合价规律：元素的化合价一般是由元素的主族和副族决定的。
主族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数；而副族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数减去10。
三、常见元素和其特点以下是一些常见元素和其特点的简要总结：1. 氢（H）：最轻的元素，原子量为1。
高一化学知识点-元素周期表
高一化学知识点:元素周期表高一化学知识点:元素周期表一、元素周期表原子序数=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、周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数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质量数二二质子数+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。
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高中必修二化学知识点归纳总结
高中必修二化学知识点归纳总结一、元素周期表和元素周期律。
1. 元素周期表的结构。
- 周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素。
周期数 = 电子层数。
短周期（1、2、3周期），长周期（4、5、6周期），不完全周期（7周期）。
- 族：元素周期表中的纵行称为族。
主族（A族）：由短周期元素和长周期元素共同构成；副族（B族）：完全由长周期元素构成。
还有0族（稀有气体元素）和Ⅷ族。
主族序数=最外层电子数。
2. 元素周期律。
- 原子半径：同周期从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体除外）；同主族从上到下原子半径逐渐增大。
- 化合价：主族元素最高正化合价 = 主族序数（O、F除外），最低负化合价=主族序数 - 8。
- 金属性和非金属性：- 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
- 同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
判断金属性强弱的依据：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
判断非金属性强弱的依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
- 元素周期表和元素周期律的应用：预测元素的性质；寻找新材料（如半导体材料在金属与非金属分界线附近）等。
二、化学键。
1. 离子键。
- 概念：阴阳离子间通过静电作用形成的化学键。
- 形成条件：活泼金属（如第ⅠA族、第ⅡA族）与活泼非金属（如第ⅥA族、第ⅦA族）之间。
- 离子化合物：由离子键构成的化合物。
常见的离子化合物有强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等。
2. 共价键。
- 概念：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
- 共价化合物：只含有共价键的化合物。
如HCl、H₂O、CO₂等。
- 共价键的分类：- 极性共价键：不同种原子形成的共价键，共用电子对发生偏移，如HCl中的H - Cl键。
- 非极性共价键：同种原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移，如H₂中的H - H键。
2023年元素周期表知识点总结
第一章元素周期表知识点总结一、原子构造二、元素周期表和元素周期律三、化学键四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体旳元素符号及其化合价专题一元素及性质旳推断1. 推断元素位置旳思绪根据原子构造、元素性质及有关已知条件, 可推算原子序数, 判断元素在元素周期表中旳位置等, 基本思绪如下：2. 推断元素及物质旳“题眼”总结(1)含量与物理性质①地壳中含量最高旳非金属元素是氧(O), 居于第二位旳是硅(Si), 含高旳金属元素是铝(Al)。
②金属单质中, 常温下呈液态旳是汞(Hg)。
③非金属单质中, 常温下呈液态旳是溴(Br2)。
④天然物质中硬度最大旳单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性旳气态氢化物一般是NH3。
⑥沸点最高旳非金属元素氢化物是H2O。
⑦形成旳化合物种类最多旳元素是碳(C)。
⑧最高价氧化物对应旳水化物酸性最强旳是HClO4。
(2)化学性质与用途①单质与水反应最剧烈旳非金属元素是氟(F)。
②气态氢化物与最高价氧化物对应旳水化物能起化合反应旳是氮(N):NH3＋HNO3===NH4NO3。
③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素旳单质旳元素是硫(S):2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。
④气态氢化物旳水溶液可雕刻玻璃旳元素是氟(F)。
⑤能导电旳非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
⑥能与强碱溶液作用旳单质有Al、Cl2.Si:2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2OSi＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑专题二化学键类型旳判断(1)化学键与物质①并不是所有旳物质中都存在化学键。
由于稀有气体是单原子分子, 故稀有气体是没有任何化学键旳物质。
②离子化合物与化学键旳关系对于离子化合物而言, 由于存在着阴、阳离子, 因此肯定有离子键, 如NaCl旳构成微粒是Na＋、Cl－, 它们之间唯一旳作用就是离子键。
b．离子化合物中存在旳阴、阳离子, 既可像NaCl同样只有简朴旳Na＋、Cl－, 也也许像NaOH这样具有复杂旳阴、阳离子, 此时, 离子化合物中既有Na＋与OH－之间旳离子键, 又有氢原子与氧原子之间旳共价键。
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考纲要求：①了解元素、核素和同位素的含义。
②了解原子的构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
③了解原子核外电子排布规律。
④掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
⑤以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
⑥以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
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 → 元素符号原子结构 ： 素的 决定原子呈电中性电子数（Z 个）：化学性质及最高正价和族序数核外电子 运动特征：体积小，运动速率高（近光速）排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图1．原子结构[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系]X)(A Z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，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．X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电(2)符号AZNa中，Na原子的质量数为荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，231123、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．[核素]具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做一种核素．也就是说，每一种原子即为一种核素，如11H、21H、126C、136C等各称为一种核素．注意核素有同种元素的核素(如11H、21H)和不同种元素的核素(如12 6C、3717C1等)．[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．说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．(2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数．(3)同位素的特性：①物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的．(4)氢元素的三种同位素：氕11H(特例：该原子中不含中子)、氘21H (或D)、氚31H(或T)．(5)重要同位素的用途：21H、31H 为制造氢弹的材料；23592U为制造原子弹的材料和核反应堆燃料．[原子核外电子的排布规律](1)在多电子原子里，电子是分层排布的．(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．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)．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2．元素周期律[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．[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。
c．非金属单质与氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d．最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强．③在元素周期表中，左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质．[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］A．金属性强弱的比较a．根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置；b．根据金属与盐溶液的置换反应；c．根据原电池的正负极；d．根据金属与H2O(或酸)反应置换出氢的难易；e．根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
B．非金属性强弱的比较a．依据非金属之间的置换反应如2F2＋2H2O===4HF＋O2，则非金属性F＞O。
b．依据非金属单质与H2化合的难易(或生成氢化物的稳定程度)，如稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：F＞Cl＞Br＞I。
c．依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4，非金属性Si＜P＜S。
[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＋+3H+OH－＝A1O2－+2H2O2O A1(OH)3[原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]4．化学键[离子键]使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键．说明 (1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面．(2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物．[电子式]在元素符号的周围用小黑点(·或×)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式．电子式的几种表示方法：(1)原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出．例如：氢原子( )、钠原子()、镁原子( )、铝原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、氩原子()．(2)离子的电子式：①阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子(H－为2个电子)，外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数．例如S2－的电子式为[ ]2－，OH－的电子式为．②阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na＋、镁离子Mg2＋等．对于带正电荷的原子团，书写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数．如NH4＋电子式为(3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写．如CaCl2的电子式应为．(4)用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“→”，再在右边写出离子化合物的电子式．例如，用电子式表示MgBr2、Na2S的形成过程：说明含有离子键的物质：①周期表中I A、I A族元素分别与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐；②I A、ⅡA族元素的氧化物；③铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；④强碱，如NaOH、KOH等．[共价键] 原子间通过共用电子对所形成的相互作用．由共价键形成的化合物叫做共价化合物．说明 (1)形成共价键的条件：原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构)．各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构，故不能形成共价键．(2)共价键形成的表示方法：①用电子式表示．例如，用电子式表示HCl分子的形成过程：。