第一章第二节元素周期律知识点归纳总结

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。
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
(1)电子排布
电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
＋1
＋2
＋3
＋4
－4
＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金属性、非金属性
金属性减弱，非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置换难易
最高价氧化物对应水化物
化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
碱性
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性逐渐减弱→
结论
钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力逐渐减弱，即金属性（还原性）逐渐减弱
(三)Si、P、S、Cl非金属性的递变规律：
可以通过四种非金属元素的单质与H2化合的难易、生成气态氢化物的稳定性以及最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱加以判断。
1-18号元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价情况;
元素
符号
元素
名称
原子
序数
核外电
子排布
电子
层数
最外层电子数
原子半径
相对原
子质量
最高化合价
最低化合价
氢
1
1
1
1
0.037
1.008
+1
He
氦
2
2
1
2
--
4.003
0
Li
锂
3
2，1
2
1
0.152
6.941
+1
Be
铍
4
2，2
2
2
0.089
9.012
二、元素的金属性与非金属性的变化规律
（一）规律总结：
1.同一周期（除稀有气体外）从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，原子失去电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。
2.同主族元素性质具有递变性---从上到下，原子半径增大，元素的金属性逐渐增强，非金属逐渐减弱，元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱
一、.原子核外电子排布、化合价变化规律
1.元素原子核外电子排布的周期性变化
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数重复着从1到8（核外只有1个电子层时，最外层电子数最多为2），从不稳定结构到稳定结构的变化，所以随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子的排布呈周期性变化。
2.原子半径的周期性变化：
备注：金属元素只有正化合价而无负化合价；非金属元素既有正化合价又有负化合价；氧元素的化合价一般是—2价，氟元素的化合价一般是—1价，没有正化合价。
三、元素“位、构、性”之间的关系
（1）“位—构—性”之间的关系图
(2)元素周期表中结构与性质的递变关系
同周期
(左→右)
同主族
（上→下）
结构
电子层结构
电子层数
三、原子核外各电子层的电子排布
原子核外电子的排步
层序数
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
KBiblioteka Baidu
L
M
N
O
P
Q
离核远近
由近到远
能量
由低到高
各层最多容纳的电子数
2×12=2
2×22=8
2×32=18
2×42=32
2×52=50
2×62=72
2×72=98
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： 粒子符号
随着原子序数的递增元素的原子半径重复出现从大到小的周期性变化（稀有气体除外）
(1)随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径逐渐减小。
（2）随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径依次增大。
3.元素化合价的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的最高正化合价从最低+1到最高+7（H除外，F无正价，通常O也没有正价），再到稀有气体元素的0价呈周期性变化；元素的化合价从无（金属无负价）到有（非金属有负价），从最低（-4价）到最高（-1价），再到稀有气体元素的0价，也呈周期性变化。
（3）核外电子总数为18个电子的微粒共有16种。18电子微粒：一核：Ar、K+、Ca2+、Cl-、P3+、S2-二核：F2、HCl、HS-三核：H2S四核：PH3、H2O2五核：SiH4六核：N2H4、CH3OH、其他C2H6
（4）核外电子总数及质子总数均相同的粒子：
Na+、NH4+、H3O+②F-、OH-、NH2-③Cl-、HS-④N2、CO、C2H2
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
—
(6)氢化物的化学式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)与H2化合的难易
——
由难到易
—
(8)氢化物的稳定性
——
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物
相同
递增
最外层电子数
递增（1→8或2）
相同
核内质子数
递增
递增
核外电子数
递增
递增
原子半径
递减（稀有气体除外）
递增
主要化合价
+1→+7 -4→-1
相似
性质
金属性与非金属性
金减非递增
金增非递减
得失电子能力
失减得递增
失增得递减
单质置换氢气的难易程度
变难
变易
非金属气态氢化物的稳定性
形成由难到易
稳定性依次增大
形成由易到难
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。元素周期律包括三个方面，一是核外电子排布，二是原子半径，三是元素主要化合价。
2.根据元素周期表中元素性质的变化规律可推测新物质的性质、预测未知元素的性质等等。如根据氟、氯、溴、碘元素的性质确定砹元素的性质。
3.元素周期表和周期律对于其他与化学相关的科学技术有指导作用。
（1）在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料
（2）研究氟、氯、硫等附近的元素，制造新农药
（3）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
框框图：
A
第二周期
若A的质子数为z时
C
B
D
第三周期
若A的最外层电子数为a
Z
2+a
Z+7
Z+8
Z+9
9+a
10+a
11+a
知识点三元素周期表和元素周期律的应用
一、元素周期表的分区
若沿着元素周期表硼、硅、砷、碲、砹
与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，
虚线的左侧是金属元素，右侧是非金属元素。
如图
由此图可以得出
与酸或水反应：从难→易
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH
非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）
单质与氢气反应：从易→难
氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI
（Ⅲ）
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs
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＋
非金属性：F＞Cl＞Br＞I
氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－
酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI
总结：随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价、元素的金属性和非金属性均呈周期性的变化。
实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
高中化学必修2知识点归纳总结
第一章物质结构元素周期律
第二节元素周期律
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。
元素
硅
磷
硫
氯
单质与氢气反应条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
气态氢化物
化学式
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性
极易分解，很不稳定
不稳定
较不稳定
很稳定
最高价氧化物对应水化物（含氧酸）酸性强弱
化学式
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HclO4
酸性
弱酸
中强酸
强酸
强酸（比H2SO4酸性强）
（1）周期表左下角是金属性最强的元素（铯），
右上角是非金属性最强的元素（氟），分界线附近
的元素既有金属性又有非金属性。
（2）同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；
同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
二、元素的化合价与元素在周期表中的位置的关系
主族
IA
IIA
IIIA
酸性逐渐增强→→
结论
非金属性逐渐增强→
（四）规律总结：
通过对第三周期元素性质的比较，可以得出结论：
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
结论：同一周期（除稀有气体外），从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。且随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
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。
Cl-
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。
Ⅰ）同周期比较：
金属性：Na＞Mg＞Al
与酸或水反应：从易→难
碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
非金属性：Si＜P＜S＜Cl
单质与氢气反应：从难→易
氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl
酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4
（Ⅱ）同主族比较：
金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）
稳定性依次减小
最高价氧化物对应水化物的酸碱性
酸性增强，
碱性减弱
酸性减弱，
碱性增强
四、元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表是元素周期律的具体表现形式是学习化学的一种重要工具。根据元素在元素周期表的位置可推断元素原子核外电子层结构、判断元素的主要化合价、比较不同元素的性质、判断元素化合物的性质等。
1 A、越左越下，金属越活泼，原子半径越大，最外层离核越远，还原性越强。
越易和水（或酸）反应放H2越剧烈，最高价氧化物的水化物的碱性越强
B、越右越上，非金属越活泼，原子半径越小，最外层离核越近，氧化性越强。
越易和H2化合越剧烈，最高价氧化物的水化物的酸性越强
2、推断短周期的元素的方法(第二、第三周期）
+2
B
硼
5
2，3
2
3
0.082
10.81
+3
C
碳
6
2，4
2
4
0.077
12.01
+4，-4
N
氮
7
2，5
2
5
0.075
14.01
+5，-3
O
氧
8
2，6
2
6
0.074
16.00
-2
F
氟
9
2，7
2
7
0.071
19.00
-1
Ne
氖
10
2，8
2
8
--
20.18
0
Na
钠
11
2，8，1
3
1
0.168
22.99
+1
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。
（二）Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱比较
可以通过金属与水、酸反应及最高价氧化物对应的水化物碱性强弱进行比较，具体内容和结论如下：
元素
钠
镁
铝
单质与水反应
与冷水剧烈反应，产生氢气
与冷水反应缓慢，与热水反应迅速，放出氢气
与冷水很难反应，与热水缓慢反应
单质与盐酸反应
---
剧烈反应
剧烈反应，但较镁慢
Mg
镁
12
2，8，2
3
2
0.160
24.31
+2
Al
铝
13
2，8，3
3
3
0.143
26.98
+3
Si
硅
14
2，8，4
3
4
0.117
28.09
+4，-4
P
磷
15
2，8，5
3
5
0.110
30.97
+5，-3
S
硫
16
2，8，6
3
6
0.102
32.06
+6，-2
Cl
氯
17
2，8，7
3
7
0.099
35.45
+7，-1
Ar
氩
18
2，8，8
3
8
--
39.95
0
备注：
（1）具有2个电子的粒子有He、H2、H-、Li+、Be2+。
（2）核外电子总数为10个电子的微粒共有15种。10电子微粒：一核：Ne、N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+二核：HF、OH-三核：H2O、NH2-四核：NH3、H3O+五核：CH4、NH4+
IVA
VA
VIA
VIIA
最外层电子数
1
2
3
4
5
6
7
最高正化合价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最低负化合价
----
------
----
-4
-3
-2
-1
结论：
(1)主族元素最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正化合价
(2)主族元素｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)
元素周期表中：周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数；