元素周期表、元素周期律知识点总结

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元素周期表、元素周期律知识点总结

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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 1

　　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 + n

　　②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。

　　naoh中含极性共价键与离子键，nh4cl中含极性共价键与离子键，na2o2中含非极性共价键与离子键，h2o2中含极性和非极性共价键。

　　元素周期表、元素周期律知识点总结 2

　　1.元素周期律

　　元素的性质随着原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律，就是元素周期律。

　　2.元素周期表中元素性质的递变规律

　　（1）电子层数

　　同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。

　　（2）最外层电子数

　　同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。

　　（3）原子半径

　　同周期元素，原子半径逐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径逐渐增大。

　　（4）金属性

　　同周期元素金属性逐渐减弱；同主族元素金属性逐渐增强。

　　（5）非金属性

　　同周期元素，非金属性逐渐增强；同主族元素非金属性逐渐减弱。

　　（6）单质的还原性

　　同周期元素，单质的还原性逐渐减弱；同主族元素，单质的还原性逐渐增强。

　　（7）单质的氧化性

　　同周期元素，单质的氧化性逐渐增强；同主族元素单质的氧化性逐渐减弱。

　　3.元素周期表中元素的相似规律

　　（1）同主族元素，性质相似。

　　（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相似。例如：Li与Mg，Be与Al等。

　　4.碱金属元素

　　第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。

　　碱金属元素，最外层都只有一个电子，容易失去，它们具有相似的化学性质。

　　但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。从Li到Cs，单质的金属性逐渐增强，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越剧烈。

　　锂与水反应缓慢，钠与水反应迅速，钾与水反应比钠与水反应还要剧烈。

　　5.卤族元素

　　第ⅦA族元素，被称为卤族元素。它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。

　　卤族元素，最外层都有7个电子，容易得到一个电子，所以它们也表现出相似的化学性质。

　　但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的'氢化物也越来越不稳定。

　　这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。

　　氟气与氢气在暗处就能剧烈化合发生爆炸，生成的氟化氢也很稳定，而碘单质与氢气的反应需要不断加热，生成的碘化氢也不稳定，而且它是一个可逆反应。

　　通过碱金属元素和卤族元素性质的比较可知：在元素周期表中，同主族的元素，从上到下，原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；所以，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

　　元素周期表、元素周期律知识点总结 3

　　（核素）

　　Z→ 元素符号

　　原子结构：决定原子呈电中性

　　(AZX)Z个），无固定轨道

　　运动特征

　　小黑点的意义、小黑点密度的意义。

　　排布规律 → 电子层数周期序数及原子半径

　　→ 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

　　原子核

　　核外电子(Z个) 决定质子(Z个) 中子(A-Z)个 ——决定同位素种类原子(AZX) ——最外层电子数决定元素的化学性质

　　1.微粒间数目关系

　　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（N）

　　中性原子：质子数 = 核外电子数

　　阳离子：质子数 = 核外电子数＋所带电荷数

　　阴离子：质子数 = 核外电子数－所带电荷数

　　2．原子表达式及其含义 A Z ±b c± X d

　　A 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；±b 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：1

　　1H。

　　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、18Ar； 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：8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：3Li、14Si。

　　3．电子层数与最外层电子数相等：1H、4Be、13Al。

　　4．电子总数为最外层电子数2倍：4Be。

　　5．次外层电子数为最外层电子数2倍：3Li、14Si

　　6．内层电子总数是最外层电子数2倍：3Li、15P。

　　4.1~20号元素组成的微粒的结构特点

　　(1)．常见的等电子体

　　①2个电子的微粒。分子：He、H2；离子：Li+、H-、Be2+。

　　②10个电子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：Na+、 Mg2+、Al3+、

　　+3-2---- NH+

　　4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。

　　③18个电子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-

　　2等。

　　(2)．等质子数的微粒

　　分子。14个质子：N2、CO、C2H2；16个质子：S、O2。

　　++--+ 离子。9个质子：F-、OH-、NH-

　　2；11个质子：Na、H3O、NH4；17个质子：HS、Cl。

　　(3)．等式量的微粒

　　式量为28：N2、CO、C2H4；式量为46：CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：H3PO4、H2SO4；式量为32：S、O2；式量为100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。

　　①、原子最外层电子数呈周期性变化

　　②、原子半径呈周期性变化

　　③、元素主要化合价呈周期性变化

　　具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。现形式

　　7②、长周期（四、五、六周期）三七

　　长主周期表结构三七

　　短副A～ⅦA共7个）一零

　　不和18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）

　　①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数

　　②、原子半径

　　③、主要化合价

　　④、金属性与非金属性

　　⑤、气态氢化物的稳定性

　　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族为例，随着原子序数的递增

　　相同条件下，电子层越多，半径越大。核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

　　相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

　　微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

　　2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如：Li

　　、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F

　　4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F> Na>Mg>Al

　　5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe

　　越易，金属性越强。

　　②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强

　　③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）

　　④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来

　　⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。

　　H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。

　　元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。

　　金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。

　　性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来

　　同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Si

　　②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li

　　而减小，如：F>Cl>Br>I。

　　K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

　　C原子质量的1/12（约1.66×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。其国际单位制（SI）

　　单位为一，符号为1（单位1一般不写）

　　如：一个Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。

　　核素的相对原子质量：各核素的质量与C的质量的1/12的比值。一种元素有几种同位素，就应有几种不

　　同的核素的相对原子质量，相对原子质量如Cl为34.969,Cl为36.966。

　　（原子量）核素的近似相对原子质量：是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。如：

　　35353712-2612-272+3+-+2+3+--------Cl为35,Cl为37。 37

　　元素的相对原子质量：是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：

　　Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%

　　元素的近似相对原子质量：用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。注意：

　　（即：同种元素的不同原子或核素）

　　②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；

　　不变的（即丰度一定）。

　　原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系

　　1．元素在周期表中位置与元素性质的关系

　　⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

　　⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

　　实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。

　　2．原子结构与元素性质的关系

　　⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。

　　⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数

　　越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。

　　⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。

　　⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

　　最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；

　　最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。

　　3．原子结构与元素在周期表中位置的关系

　　（1）电子层数等周期序数；（2）主族元素的族序数=最外层电子数；

　　（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法

　　记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。

　　4．元素周期表的用途

　　⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；

　　①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。

　　②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。

　　③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。

　　④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。

　　⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质

　　①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

　　例1： n?m?YX和两离子的电子层结构相同，则a等于（） ab

　　A．b-m-n B．b+m+n C．b-m+n D．m-n+b

　　例2：两种元素原子的'核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有 A.1对 B.2对 C.3对 D.4对

　　例3 X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层次相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。X、Y、Z三种元素原子序数的关系是

　　A.X＞Y＞Z B.Y＞X＞Z C.Z＞X＞Y D.Z＞Y＞X

　　例4：周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是（）

　　A．电子数 B.最外层电子数 C.电子层数 D.次外层电子数

　　例5：同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（）

　　A．6 B．12 C．26 D．30

　　例6：有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均

　　为正整数)。下列说法正确的是( )

　　A.若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱

　　B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性

　　C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2

　　D.若Y的最高正价为+ m，则X的最高正价一定为+ m

　　例7：2007年3月21日，我国公布了111号元素Rg的中文名称。该元素名称及所在周期是（）

　　A.钅仑第七周期 B.镭第七周期 C.铼第六周期 D.氡第六周期

　　例8：下列说法正确的是（）

　　A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强

　　B．VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高

　　C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强

　　D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小

　　例1两离子的电子层结构相同，意味着两离子核外电子层数相同，各层上的电子数也相同，因此核外电子总数必相同。b+n=a-m 选B。

　　例2：分析此题时首先要明确两元素不可能在同一周期，如在同一周期则是一种元素。即只能是一种元素在第一周期，另一元素在第二周期。所以两元素最外层电子数之比为1∶2。第一周期的元素的最外层电子数是1或2，则另一元素的最外层电子数为2或4。选B

　　例3：已知电子层结构相同的阳离子，核电荷数大的则半径小，具有相同的电子层数的原子，随着原子序数增大，原子半径递减。根据题意，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，则X的原子序数小于Y的原子序数；Z和Y元素的原子核外电子层数相同，且Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径，则Z元素的原子序数大于Y元素。由此得出三种元素原子序数的关系为Z＞Y＞X答案：D。

　　例4：本题比较全面的考查了原子核外电子的排布。16号元素电子数为16、电子层数为3、最外层电子数为6、次外层电子数为8，4号元素电子数为4、电子层数为2、最外层电子数为2、次外层电子数为2，电子数和次外层电子数前者是后者的四倍。答案：AD

　　例5：根据周期表的结构可知：第1、2、3、4、5、6、7、……周期所包含的元素种类数依次为2、8、8、18、18、32、32……，同一主族的两种元素的原子序数相差等于2、8、8、18、18、32、32之某一个数或相邻几个数之和。

　　A、B项不对，对C项：26=8+18；而D项中的30不能用2、8、8、18、18、32、32相邻几个数组成。答案：C 例6答案：A

　　例7：第六周期最后一种元素氡的原子序数是86，第七周期如果排满，最后一种元素的原子序数应该是118，根据元素周期表的结构可知111号元素，Rg应位于第七周期、第IB族，而镭是第七周期、第IIA族元素。A

　　例8:A项，不同周期时可能IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性弱。答案：B。C项没有说明是否最高价氧化物D项同周期非金属阴离子半径比金属阳离子半径大

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