元素周期表知识点总结(终极版)
元素周期表与元素周期律知识点归纳(精华版)
元素周期表与元素周期律知识点归纳1、元素周期表共有横行，个周期。
其中短周期为、、。
所含元素种类为、、。
长周期包括、、。
所含元素种类为、、。
第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。
2元素周期表有个纵行个族。
包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列。
过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。
包括哪些族。
过渡元素全为元素。
又称为。
3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号ⅠA族ⅡA族ⅢA族ⅣA族ⅤA族ⅥA族ⅦA族0族4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系若A在B的上一周期，设A的原子序数为a⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。
⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。
6、微粒半径大小判断的方法。
7与He原子电子层结构相同的简单离子。
与Ne原子电子层结构相同的简单离子。
与Ar原子电子层结构相同的简单离子。
阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。
阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。
8、阴上阳下规律9原子得电子能力强弱判断的方法⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS10、原子失电子能力强弱判断的方法⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。
《元素周期律》 知识清单
《元素周期律》知识清单一、元素周期律的定义元素周期律是指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。
这一规律是化学学科中的重要基石，对于理解元素的性质、化合物的形成以及化学反应等方面都具有极其重要的意义。
二、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。
周期的序号等于该周期元素原子具有的电子层数。
第一周期仅有 2 种元素，称为短周期；第二、三周期各有 8 种元素，也属于短周期；第四、五周期各有 18 种元素，称为长周期；第六、七周期包含的元素较多，分别称为长周期和不完全周期。
2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。
7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包括 3 个纵行）和 1 个 0 族。
主族元素的族序数等于其最外层电子数；副族元素的族序数与最外层电子数和次外层电子数有关。
3、分区根据元素原子的价电子排布，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 族和第ⅡA 族，价电子排布为 ns1-2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族以及 0 族，价电子排布为 ns2np1-6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族以及第Ⅷ族，价电子排布为（n 1）d1-10ns1-2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子排布为（n 1）d10ns1-2；f 区包括镧系和锕系元素。
三、元素性质的周期性变化1、原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
原子半径的大小主要取决于电子层数和核电荷数。
电子层数越多，原子半径越大；核电荷数越大，对核外电子的吸引力越强，原子半径越小。
2、主要化合价同一周期，从左到右，最高正化合价逐渐升高（第一周期除外），最低负化合价的绝对值逐渐减小；同一主族，化合价相似，最高正化合价等于主族序数（O、F 除外）。
3、金属性和非金属性同一周期，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。
元素周期表知识点总结
考纲要求：①理解元素、核素和同位素的含义。
②理解原子的构成。
理解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的互相关系。
③理解原子核外电子排布规律。
④掌握元素周期律的本质。
理解元素周期表(长式)的构造(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构造的关系。
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构造的关系。
⑦理解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。
⑧理解化学键的定义。
理解离子键、共价键的形成。
知识点总结：中子N〔核素〕原子核质子Z → 元素符号原子构造 ： 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、原子构造示意图1．原子构造[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系]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决定X)(A Z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．(2)符号A Z X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子．例如，2311Na中，Na原子的质量数为23、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．在描绘核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现时机的多少．(2)描绘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，说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。
(完整版)元素周期律知识点总结
中子N（核素） 原子核质子Z → 元素符号原子结构 ： 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 体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子 运动特征电子云（比喻） 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表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图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 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：11H 。
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 、14Si6．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 、H 2；离子：Li +、H -、Be 2+。
决定 X)(A Z 原子(A Z X) 原子核核外电子(Z 个) 质子(Z 个) 中子(A-Z)个 ——决定元素种类 ——决定同位素种类 ——最外层电子数决定元素的化学性质X A Z c ± d±b②10个电子的微粒。
元素周期表知识大全
一、元素周期表的结构（一）编排三原则：1. 按原子序数递增顺序从左到右排列。
2. 将电子层数相同的元素排列成一个横行。
3. 把最外电子层的电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排列成纵行。
（二）周期：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。
(1)周期序数= 电子层数。
周期序数用阿拉伯数字表示。
(2)元素周期表目前有7个周期。
第1、2、3周期称为短周期，分别含有2、8、8种元素；第4、5、6、7周期称为长周期，分别含有18、18、32、26种元素；第7周期又称为不完全周期。
（三）族(1)元素周期表有18个纵行，称为族，共16个族。
族序数用罗马数字表示。
(2)元素周期表中含有7个主族(ⅠA族~ⅦA族)、7个副族(ⅢB族~ⅦB族、ⅠB族~ⅡB族)、1个第Ⅷ族(三个纵行)和1个0族(稀有气体)。
(3)主族元素族序数= 最外层电子数。
(4)稀有气体元素化学性质不活泼，很难与其他物质发生化学反应，把它们的化合价定为0，因而叫做0族。
二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系（一）元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置1、同周期从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强。
2、同主族从上至下，元素的金属性增强，非金属性减弱。
3、（1（2域；（312、主族元素化合价的判断。
（1）元素最高正化合价的数值=族的序数=最外电子层电子数（即价电子数）（2）非金属元素最低负化合价的绝对值=8－其最高正化合价三、元素周期律和元素周期表的意义1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。
元素周期表是学习研究的一种重要工具。
门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。
元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。
【典型例题】[例1] 对比下列两组元素性质：（1）下列各组元素最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱、酸性逐渐加强的是（ ）A. NaOH 、2)(OH Mg 、43PO H 、42SO HB. KOH 、NaOH 、42SO H 、4HClOC. 2)(OH Ca 、2)(OH Ba 、4HBrO 、4HClOD. 2)(OH Mg 、2)(OH Ba 、43PO H 、42SO H（2）下列各组气态氢化物稳定性由强到弱的顺序正确的是（ ）A. 4SiH 、3PH 、S H 2、HClB. HF 、HCl 、HBr 、HIC. 3PH 、S H 2HCl 、HFD. 3NH 、3PH 、3AsH 、HF精析：（1）A 项第三周期的Na 、Mg 、P 、S 四元素最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
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。
(完整版)高一化学元素周期表知识点总结,推荐文档
这五种元素的核电荷数之和可能是（ C ）
A 5Z＋2
B 5Z＋8 C 5Z＋10 D 5Z＋18
二、碱金属元素
⑴碱金属元素包括
；
⑵碱金属的化学性质：（由钠钾分别与氧气与水反应得出）
①相似性：碱金属元素原子的最外层都有
个电子，它们的化学性质相似，化合价都是
。
②递变性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐
元素周期表结构
主族(1、2、13、14、15、16、17 列)，族的序号一般用罗马数字+A 表示。
副族(3、4、5、6、7、11、12 列), 族的序号一般用罗马数字+B 表示。 族 零族(18 列)
第 VIII 族(8、9、10 列) 注意：①0 族不是主族，第 VIII 族不是副族
②主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族 副族：完全由长周期元素构成的族
四、元素、核素、同位素
（1）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。
(1)颜色、状态:F2
Cl 2
Br 2
状态由气到固)
(2)熔沸点：逐渐
(3)密度：逐渐
3.卤素单质与氢气反应
名称
反应条件
(4)溶解性： 方程式
F2
H2+F2 2HF
Cl2
光照或点燃
H2+Cl2
1
C.钾与水反应比钠与水反应更剧烈
D.加热时，钾比钠更易汽化
四、卤族元素
1.卤素原子结构示意图：F
Cl
Br
I
最外层电子数均为
个，但电子层数逐渐增大，得电子能力
，非金属性
2.卤族元素单质的物理性质的变化规律。
高考化学元素周期表常见考点总结
高考化学元素周期表常见考点总结元素周期表是高考化学中的重要内容，理解和掌握其相关考点对于高考化学的备考至关重要。
以下是对高考化学元素周期表常见考点的详细总结。
一、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。
周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
其中，第 1、2、3 周期称为短周期，第 4、5、6、7 周期称为长周期。
2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。
7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包含 3 个纵行）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
3、分区元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，价电子构型为 ns1 2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族和 0 族，价电子构型为 ns2 np1 6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1 9 ns1 2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1 2；f 区为镧系和锕系元素。
二、元素周期律1、原子半径同周期从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素的主要化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。
3、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。
金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
4、电负性元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
同周期从左到右，电负性逐渐增大；同主族从上到下，电负性逐渐减小。
电负性差值大于 17 的两种元素通常形成离子键，小于 17 的通常形成共价键。
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元素周期表的高中化学问题终极总结
一、最外层电子数规律
1.最外层电子数为1的元素：
主族（IA族）、副族（I
B、VIII族部分等）。
2.最外层电子数为2的元素：
主族（IIA族）、副族（II
B、III
B、IV
B、VIIB族）、0族（He）、VIII族（26Fe、27Co等）。
3.最外层电子数在3~7之间的元素一定是主族元素。
4.最外层电子数为8的元素：0族（He除外）。
二、数目规律
1.元素种类最多的是第IIIB族（32种）。
2.同周期第IIA族与第IIIA族元素的原子序数之差有以下三种情况：（1）第
2、"3周期（短周期）相差1；
（2）第
4、"5周期相差11；
（3）第
6、"7周期相差
25。
"
3.设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：
奇数周期为；偶数周期为。
如第3周期为种，第4周期为种。
4.同主族相邻元素的原子序数：
第I
A、IIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+上一周期元素的数目；第IIIA~VIIA族，下一周期元素的原子序数=上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目。
三、化合价规律
1.同周期元素主要化合价：
最高正价由+1+7（稀有气体为0价）递变、最低负价由-4-1递变。
2.关系式：
（1）最高正化合价+|最低负化合价|=8；
（2）最高正化合价=主族族序数=最外层电子数=主族价电子数。
3.除第VIII族元素外，原子序数为奇（偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（偶）数。
四、对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第
2、"3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
五、分界线规律
位于金属与非金属之间的分界线，右上方的元素为非金属（周期表中的颜色为深绿色），在此可以找到制造农药的元素（如Cl、P等），左下角为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应（如Be、Al等），还可找到制造半导体材料的元素（如Si、Ge等）。
六、金属性、非金属性变化规律
1.同一周期，从左到右（0族除外）金属性减弱，非金属性增强；同一主族，从上到下金属性增强，非金属性减弱。
金属性最强的位于左下角的铯，非金属性最强的是位于右上角的氟。
2.金属性越强，单质越容易跟水或酸反应置换出氢，对应的最高价氧化物水化物碱性越强；非金属性越强，跟氢气反应越容易，生成的气态氢化物越稳定，对应的最高价氧化物水化物酸性越强。
七、半径大小规律
1.原子半径：
同主族--从上到下逐渐增大；同周期--从左到右逐渐减小（0族除外）。
2.离子半径：
同主族--同价离子从上到下逐渐增大；同周期--阴离子半径大于阳离子半径；具有相同的电子层结构的离子--核电荷数越大，离子半径越小。
3."同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大；反之，核外电子数越少，半径越小（如）。
八、主族族序数与周期序数的规律
1.关系式：
主族族序数=最外层电子数；
周期序数=电子层数。
2.设主族族序数为a，周期数为b，则：
时，为金属元素，且比值越小，元素的金属性越强；
时，为两性元素（H除外），其最高价氧化物为两性氧化物，最高价氧化物的水化物为两性氢氧化物。
时，为非金属元素，且比值越大，元素的非金属性越强。
九、电子层与电子数的倍比关系（短周期元素）
1.若原子的最外层电子数与最内层电子数的比值为a，则有：
为第IA族元素；
（2）a=1为第IIA族元素或H、He；
（3）a=2为第IVA族元素；
（4）a=3为第VIA族元素；
（5）a=4为0族元素。
2.若原子的最外层电子数与次外层电子数的比值为b，则有：
为Na；
（2）为Mg；
（3）为Li、Si；
（4）b=1为Be、Ar；
（5）b=2为C；
（6）b=3为O；
（7）b=4为Ne。
3.若原子的最外层电子数与电子总数的比值为c，则有：
（1）为Mg；
（2）为Li、P；
（3）为Be；
（4）c=1为H、He。
4.原子的最外层电子数与核外电子层数相等为H、Be、Al。