元素周期律知识点总结(精华版)
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。
在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。
这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。
二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。
原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。
原子序数的增大决定了元素的性质的变化。
2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。
即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。
这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。
3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。
（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。
（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。
（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。
三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。
其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。
周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。
四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。
比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。
这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。
这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。
2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。
比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。
周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。
【化学】《元素周期律》知识点总结
【化学】《元素周期律》知识点总结元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
(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。
高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律知识点(超全面)
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. 原子核得构成原子 A Z X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得质子与中子得相对质量取近似整数值加起来,所得得数值,叫质量数。
XA Z ——元素符号质量数——核电荷数——（核内质子数）表示原子组成的一种方法a ——代表质量数；b ——代表质子数既核电荷数；c ——代表离子的所带电荷数；d ——代表化合价e ——代表原子个数请看下列表示a b+dXc+e质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)阳离子 a W 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补充:1、原子就是化学变化中得最小粒子;2、分子就是保持物质得化学性质中得最小粒子;3、元素就是具有相同核电荷数即核内质子数得一类原子得总称二、核素、同位素．．．．．．1、定义:核素:人们把具有一定数目质子与一定数目中子得一种原子称为核素。
同位素:质子数相同而中子数不同得同一元素得不同核素(原子)互为同位素。
2、同位素得特点 ①化学性质几乎完全相同原子核核外电子 Z 个中子 (A -Z)个质子 Z 个②天然存在得某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占得原子个数百分比(即丰度)一般就是不变得。
练习:1、法国里昂得科学家最近发现一种只由四个中子构成得粒子,这种粒子称为“四中子”,也有人称之为“零号元素”。
下列有关“四中子”粒子得说法不正确得就是( )A.该粒子不显电性B.该粒子质量数为4C.与氢元素得质子数相同D.该粒子质量比氢原子大2、已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五种简单离子得核外电子数相等,与它们对应得原子得核电荷数由大到小得顺序就是___________ 。
3、现有b X n－与aY m＋两种离子,它们得电子数相同,则 a 与下列式子有相等关系得就是( )(A)b－m－n (B) b＋m＋n(C)b－m＋n (D) b＋m－n4、某元素得阳离子R n＋,核外共用x个电子,原子得质量数为A,则该元素原子里得中子数为( )(A)A－x－n (B)A－x＋n (C)A＋x－n (D)A＋x＋n三、元素周期表得结构．．．．．．．．1、编排原则:①按原子序数递增得顺序从左到右排列②将电子层数相同．．．．．．得各元素从左到右排成一横行．．。
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
元素周期律是指原子序数从小到大，相应化学性质的在周期上的变化情况。
元素周期
律是化学中的一个基本概念，它有助于更好地理解化学反应。
了解元素周期律的分布规律，更好地搞懂元素及其化合物的性质是很重要的。
1、周期定律
元素周期律规定，原子核中的核子数和电子配置密切相关，两者具有相似的正比关系：（原子核中核子数增大）-（电子配置有规律地变化）-（此元素相应的化学性能有趋势性
改变），被称为元素周期律，表示原子序数从小到大，相应的化学性质会不断变化。
因此，通过对周期表的分析，我们可以知道每个元素的特性（如电子、分子、气态等部分）和行
为（如与其它元素的反应），从而帮助我们更好地理解物质的组成和变化规律。
2、周期规则
周期规律指的是原子序数在不断增大的过程中，元素的化学性质具有一定的规律性变化。
根据原子序数从小到大的变化情况，可以将化合物分为碱金属组（元素序数2-12）、过渡金属组（序数13-18）、无机非金属组（序数19-36）、有机非金属组（序数37-60）、偶极稀有气体组（序数61-90）、卤素元素（序数91-118）。
这些元素的化学性质等都具
有一定的规律，这些规律可以用于我们对化学性质的正确认识和判断。
4、周期趋势
根据元素周期律，随着原子序数的增大，元素的化学性质呈现出一定的趋势。
碱金属、过渡金属、无机非金属和有机非金属四类元素的化学性质，都呈负责关系，这表明，随着
原子序数的增加，化学性质也会越来越弱，反应性也越来越差；而偶极稀有气体（示例如氧、氦等）及卤素，其化学性质不受原子序数的变化而变化，仍具有极高的稳定性。
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。
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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。
第ⅠA 族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA 族卤族元素：F Cl Br I At （F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe ＋CuSO 4＝FeSO 4＋Cu 。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr ＋Cl 2＝2NaCl ＋Br 2。
比较粒子(包括原子、离子)半径的方法(“三看”)：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。
（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。
元素周期表的应用1、元素周期表中共有个 7 周期， 3 是短周期， 3 是长周期。
其中第 7 周期也被称为不完全周期。
2、在元素周期表中，ⅠA-ⅦA 是主族元素，主族和0族由短周期元素、长周期元素共同组成。
ⅠB -ⅦB 是副族元素，副族元素完全由长周期元素构成。
3、元素所在的周期序数= 电子层数，主族元素所在的族序数= 最外层电子数，元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
在同一周期中，从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引能力逐渐增强，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在同一主族中，从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，电子层数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
高中化学之元素周期律知识点
高中化学之元素周期律知识点一、原子序数1、原子序数的编排原则按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。
2、原子序数与原子中各组成粒子数的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数二、元素周期律我们知道：一切客观事物本来是互相联系的和具有内部规律的，所以，各元素间也应存在着相互联系及内部规律。
1．核外电子排布的周期性从3－18号元素，随着原子序数递增，最外层电子数从1个递增至8个，达到稀有气体元素原子的稳定结构，然后又重复出现原子最外层电子数从1个递增至8个的变化。
18号以后的元素，尽管情况比较复杂，但每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数从1个递增到8个的变化规律。
可见，随原子序数递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
2．原子半径的周期性变化从3－9号元素，随原子序数递增，原子半径由大渐小，经过稀有气体元素Ne后，从11－18号元素又重复出现上述变化。
如果把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，我们会发现随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
注意：①原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用等因素决定的。
②稀有气体元素原子半径的测定方法与其它原子半径的测定方法不同，所以稀有气体的原子半径与其他原子的原子半径没有可比性。
一般不比较稀有气体与其它原子半径的大小。
③粒子半径大小比较的一般规律：电子层数越多，半径越大，电子层数越少，半径越小；当电子层结构相同时，核电荷数大的半径小，核电荷数小的半径大；对于同种元素的各种粒子半径，核外电子数越多，半径越大；核外电子数越少，半径越小。
例如，粒子半径：H－＞H＞H＋；Fe3＋＜Fe2＋。
3．元素主要化合价的周期性变化从3－9号元素看，元素化合价的最高正价与最外层电子数相同（O、F不显正价）；其最高正价随着原子序数的递增由＋1价递增至＋7价；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
从11－17号元素，也有上述相同的变化，即：元素化合价的最高正价与最外层电子数相同；其最高正价随着原子序数的递增重复出现由＋1价递增至＋7价的变化；从中部的元素开始有负价，负价是从－4递变到－1。
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怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学 §—9 元素周期律＆元素周期表（俄 门捷列夫）
★ 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
★ 元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
一、 元素周期表的结构 周期 族 二、 元素性质的递变规律
短周期
长周期 不完全周期 第七周期 （32）（锕系）
第一周期 2
第二周期 8 第三周期 8 第四周期 18 第五周期 18 第六周期 32（镧系） 主族 （7个） ⅠA~ⅦA 副族 （7个） ⅠB~ⅦB
第Ⅷ族 （1个） 三个纵行 0族
（1个） 稀有气体元素。