元素周期表主要知识点
元素周期表个知识点归纳
人教版化学必修2第一章第一节元素周期表38个知识点归纳1、元素定义：核电荷数相同的同一类原子的总称,一种元素可能有多种形式的原子存在形式,如：氢元素的几种形式：H、D21H、T31H、H+、H- ;2、元素符号：在元素周期表中每个小格分四层,元素符号在第一层,黑色字体,用拉丁文大写字母表示,当大写字母相同时,加一个小写字母予以区别;例如：H氢、He氦； C碳、Cl氯、Ca钙；N氮、Ne氖、Na钠；Al铝、Ar氩;3、元素名称：在元素周期表中每个小格分四层,元素名称在第二层,黑色字体,大多数元素的名称是由形声字构成,气态非金属的名称有气字头,固态非金属的名称有石头旁,液态非金属用三点水旁溴,液态金属用水字底汞,金属的名称都有金字旁,个别的元素的名称不是形声字,例如：氮不读“炎”音;4、元素分类：1按元素所在的周期分类：同周期元素和不同周期元素同周期元素共同点：电子层数相同,在元素周期表中处于同一行中,处于左右关系;不同周期元素不同点：电子层数不相同,在元素周期表中不处于同一行中;2根据元素的原子序数分类：前20号元素或第n号元素3按元素所在的族分类：主族元素、副族元素、第VIII族元素、0族元素4按元素周期表新课标人教版化学必修2分类：金属、非金属、过渡元素其中金属元素专指主族元素的金属元素,非金属包括主族非金属和稀有气体,过渡元素是指所有副族金属元素和Ⅷ族金属元素,;5、元素的特有数值：元素的原子序数和元素的相对原子质量;1原子序数=核电荷数=质子数,原子序数在核组成符号中处于元素符号的左下角位置,在元素周期表中每个小格内的第一层,位于元素符号的左下角,数字呈鲜红色;2元素的相对原子质量就是按照元素各核素原子的相对原子质量所占的一定百分比,元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四计算出的平均值见课本P10层,通常保留有效数字4位,数字呈黑色;6、元素周期表1将化学元素依照某种特有数值从小到大顺序依次排成一行,并将化学性质相似的元素依照某种特有数值从小到大排成一列所形成的表格叫元素周期表;2元素周期表中特有数值：原子序数和相对原子质量;3门捷列夫的元素周期表依照的特有数值是相对原子质量,现行的元素周期表依照的特有数值是原子序数;7、元素周期表的结构：由七行和十八列构成,其中每一行为一个周期,从左到右第8、9、10列合起来为VIII族,其余每一列为一族,所以元素周期表由7个周期和16个族构成;8、周期的定义：将电子层数相同的元素依照核电荷数由小到大的顺序从左往右排成一行形成一个周期;9、周期的序数规定：周期序数=电子层数10、7个周期对应的元素种类数11、周期的分类：短周期和长周期;1短周期：含元素种类少于10种的周期,包括1、2、3周期;2长周期：含元素种类多余10种的周期,包括4、5、6、7周期;12、族的定义：将化学性质相似的元素依照核电荷数由小到大的顺序排成一列形成一族注意：VIII族是3列;1主族的定义：由短周期元素和长周期元素构成的族稀有气体除外另有名称;2副族的定义：完全由长周期元素构成的族第8、9、10列元素除外另有名称;3VIII族的定义：第8、9、10列元素构成的族;40族的定义：稀有气体构成的元素族;13、族的分类：主族、副族、0族、VIII族;14、主族的分类：依照最外层电子数由少到多的顺序分为7个主族;1主族序数的规定：主族序数=最外层电子数=最高正价数氧、氟例外;2主族序数的表示方法：罗马数字后加A;15、罗马数字的辨析：“四六不分”说的就是罗马字母IV和VI容易混淆;I是1,V是5,X是10,I在V或X左时,用减法,5-1=4IV,10-1=9IX；I在V或X右时,用加法,5+1=6VI,5+2=7VII,5+3=7VIII,10+1=11XI,10+2=12XII;16、副族的表示方法和分类：罗马数字后加B表示副族,共有7个副族,从左到右的顺序是IIIB、IVB、VB、VIB、VIIB、VIIIIB、IIB;17、各族元素的位置关系长式周期表18列和短式周期表各族从左到右对应的关系IA→IIA→IIIB→IVB→VB→VIB→VIIB→VIII﹡﹡﹡→IB→IIB→IIIA→IVA→VA→VIA→VIIA→018、元素的性质：是指元素的核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性;19、碱金属元素性质比较1相同点：内层电子呈充满状态,最外层电子数相同都是1,发生化学反应时都失去一个电子呈+1价;2不同点：电子层数越来越多,原子半径越来越大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越容易失去,金属性越来越强;20、碱金属单质的相似性1物理性质上的相似性：大多数是银白色金属铯略带金属光泽,硬度小,质软;2化学性质的相似性：都可以与氧气反应,生成含氧化合物；都可以与水反应生成碱并放出氢气,无论与哪种物质反应产物中碱金属元素的化合价都是+1价;21、碱金属单质的递变性1物理性质上的递变性：从锂到铯,密度逐渐增大钾反常,熔沸点逐渐降低;2化学性质的递变性：①与氧气反应产物的种类越来越多,含氧化合物中氧元素的价态越来越高；锂元素只有一种含氧化合物：Li2O,钠元素有两种含氧化合物：Na2O和Na2O2；钾元素有三种含氧化合物：K2O、K2O2、KO2;②与水反应的激烈程度不一样;22、卤族元素性质比较1相同点：内层充满,最外层电子数都是7,最低负价都是-1;2不同点：从氟到碘,核电荷数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力逐渐减小,非金属性逐渐减弱、;23、卤素单质的相似性1物理性质的相似性：都有颜色都是双原子分子;2化学性质的相似性：都可以和氢气反应生成卤化氢HX,都可以和水反应;24、卤素单质F2→I2的递变性1物理性质颜色逐渐变深,密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高,聚集状态变化：气态→液态→固态; 2化学性质①与氢气反应：反应条件不同、激烈程度不同;②与水反应：激烈程度逐渐变弱,氟气与水发生置换反应,其余卤素单质与水发生歧化反应;2 F2+2H2O=4HF+O2↑；X2+H2O=HX+HXO , X∈{ Cl 、Br、 I }③与强碱溶液反应▲常温下与强碱的稀溶液反应：X 2 +2NaOH=NaX+NaXO+H 2O , X∈{ Cl 、Br 、 I } ▲加热条件下与强碱的浓溶液反应：3X 2+6KOH 浓5KX+KXO 3+3H 2O , X∈{ Cl 、Br 、I }④与亚硫酸溶液反应：X 2 +SO 2+2H 2O=2HX+H 2SO 4 ,X∈{ Cl 、Br 、 I }▲该反应可以用来鉴别CO 2和SO 2 ,SO 2的还原性可以使氯水、溴水、碘水褪色,CO 2没有还原性,不可以使氯水、溴水、碘水褪色;▲该反应表明：氯气和二氧化硫如果以体积比1：1通入品红溶液中,品红溶液将不褪色;⑤与无氧酸盐盐溶液反应Cl 2+2Br - =2Cl - +Br 2 ,Cl 2 +2I -=2Cl - +I 2 ,Br 2 +2I -=2Br - +I 2 ,I 2 +S 2- =2I -+S ↓ 结论：氧化性：Cl 2>Br 2>I 2> S,还原性： Cl -<Br - <I -< S 2-⑥与亚硫酸盐溶液反应：X 2 +Na 2SO 3+H 2O=2HX+ Na 2SO 4 ,X∈{ Cl 、Br 、 I } 工业上用Na 2SO 3aq 除去氯碱厂的氯水,然后再用强碱溶液中和,然后排放; 知识点拓展1：HX 的稳定性、还原性和水溶液的酸性的递变规律; ▲稳定性：HF>HCl>HBr>HI ▲还原性：HF<HCl<HBr<HI ▲水溶液酸性：HF<HCl<HBr<HI ；▲氢氟酸可以腐蚀玻璃,其它的酸不可以：SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O知识点拓展2：AgX和CaX2的个性和共性▲AgX感光性：AgF没有感光性,AgCl、AgBr、AgI都有感光性;▲AgX溶解性：AgF溶于水,AgCl、AgBr、AgI都不溶于水,并且溶解度依次减小;▲CaX2溶解性：CaF2不溶于水,CaCl2、CaBr2、CaI2都溶于水;25、原子结构结构与对应单质或化合物性质的关系在元素周期表中,同主族元素随着核电荷数增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大,核对最外层电子的引力越来越弱,最外层电子越来越易失去,表现为元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱,金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强,非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越来越弱;碱性：LiOH < NaOH <KOH <RbOH <CsOH ；酸性：HIO4 < HBrO4< HClO426、核素：把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素,例如：氕、H11H,氘、D21H,氚T31H;27、同位素：质子数相同中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素,即同一元素的不同核素之间互称同位素;28、同位素形成的分子种类1由H、D、T能组成氢分子种类共6种：H2、D2、T2、HD、 HT 、DT;2由168O、188O能组成氧分子种类数共3种：168O2、188O2、168O188O3由H、D、T和168O、188O能组成的水分子种类数12种,62=12 ;29、同位素应用1考古利用146C测定一些文物的年代;2利用示踪原子188O研究酯化反应的机理和氧化还原反应中电子转移的关系;3D、T用于制造氢弹;4利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等;30、1~20号元素的原子序数与元素所在周期、族的关系根据原子序数写出原子结构示意图,根据原子结构示意图的电子层数可以知道元素所在的周期序数,根据原子结构示意图的最外层电子数可以知道元素所在的主族序数;31、根据主族元素的最外层电子数推导元素的主要化合价1最高正价数=最外层电子数O、F例外, 2最低负价数=最外层电子数—8H、B例外32、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物的化学式X为奇数时为R2OX ； X为偶数时为R2O2x33、设主族元素的最外层电子数为X时, 其最高价氧化物对应的水化物的化学式X=1~3 时为 ROHX ；X=4~7时为H8-XRO4 34、设主族元素的最外层电子数为X时,其最低价氢化物的化学式X=4~5时为RH8-X ；X=6~7时为H8-XR35、同主族相邻周期元素的原子序数的关系y大-x小=NX, x,Y∈﹛IA,IIA﹜；y大-x小= NY, x,Y∈﹛IIIA~VIIA﹜NX 表示X元素所在周期元素的种类数,NY表示Y元素所在周期元素的种类数36、同周期两个主族元素的原子序数的关系y大-x小=∣主族序数差∣+N；在1~ 3周期时,N=0；在4~ 5周期时,N=10；在6~7周期时,N=24；N表示各周期中过渡元素的种类数,x∈{ IA,IIA }, y∈{ IIIA~VIIA } 37、从微粒符号中的数字位置推测各种量微粒符号：AZX±n；质子数z在微粒符号的左下角,质量数A在微粒符号的左上角,电荷数“n±”在微粒的右上角,中子数N用左上角A与左下角z求差,电子数用左下角z与右上角“n±”求差;38、同主族元素的原子序数间的可能差值是：2、8、18、32四个数值的加、减组合;。
元素周期表知识点
智能点一元素周期表2．元素的位置关系和原子序数关系的应用(1)同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元素的原子序数小1。
子序数之和是A 元素原子序数的4倍，则A 、B 、C 分别为O 、P —、Q —示例2：X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素，它们在元素周期表中位置如图所示，已知W 原子XYZW 的最外层电子数比内层电子数少3个，一则X 、Y 、Z 、W 分别为N 、O 、S 、Cl智能点二四大高频规律1．常考元素在周期表中的分企觇出金耐J提边牲昨金属小/](1元枇种类 IIMWN1用VK 「•CI N«O«F*_._IIL_1l>加上常考元素的位置 (2)同主族相邻周期元素的原子序数关系的应同书族f 下周期所含元素加数一」一周期所含元宓种教，•城.四.产值是H 同族棚都差是J I 川”•，谢营*1月[Ai 旄J^IlA^示例1：A 、B 、C 均为短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示。
已知8、C 元素的111.元素推断中常用的10个反应：(1)NH3+HNO产=NH4NO3(2)SiO2+4HF===S可f+2H2O(3)Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3I(4)Cl2+H2S===S；+2HCl(5)Al2O3+2NaOH===2NaAlQ+H2O(6)Al(OH)3+NaOH===NaAlO2+2H2O(7)2Al(OH)3+3H2sO4==A!(SO4)3+6H2O(8)Al(OH)3+3HClO4===Al(ClQ)3+3H2O(9)Na2s2O3+2HCl===2NaCl+S；+SO2f+H2O(10)CaC2+2H2O===Ca(OH)2+C2H2f2.常见转化关系战金属一^金属包化物一♦碱一点(1)，满足此关系的有Na、K、Ca。
(2)谭或某坐翼睁..心金展工作金限气化物丝酸凡热.满足此关系的有※电也一商肝」|!龛局利化物(3)化合物A―—」B―—」C―—2酸满足此条件的有CHgNH3、H2S O(4)X、Y、Z、W四种物质在一定条件下具有如图所示的转化关系，列举出符合此转化关系X、Y、Z、W的三组物质化学式@A1C13.,…Al(QH)3A.NaAlO^x.NaOH。
(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
知识点一元素周期表一、元素周期表的发现1869年，俄国化学家门捷列夫指出第一张元素周期表。
编制原则：将元素按照相对原子质量由小到大的顺序排列，将化学性质的元素放在一个纵行。
二、原子序数：（1）按照元素在周期表中的顺序给元素编号。
（2）原子序数与原子结构的关系：原子序数=核内质子数=核电荷数=核外电子数三、元素周期表的结构1.元素周期表的编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③把最外层电子数相同．．。
主族序数＝原子最外层电子数．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行2.元素周期表的结构——周期和族①周期：（1）定义：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。
（周期序数＝原子的电子层数）（2）元素周期表有7行，共有7个周期，从上到下依次为第一周期到第七周期。
除第一周期外，每一周期的元素都是从活泼金属元素开始，逐渐过渡到活泼非金属元素，最后以稀有气体元素结束。
（3②族：（1）定义：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族。
（主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数）③族的别称：第ⅠA 族称为碱金属元素 第ⅣA 族称为碳族元素 第ⅤA 族称为氮族元素 第ⅥA 族称为氧族元素 第ⅦA 族称为卤素族元素 零族称为稀有气体元素（3）元素周期表中几个特殊区域a.过渡元素：元素周期表中部从第IIIB 族到第II 族共10个纵行为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫过渡金属。
b.镧系元素：第6周期中，57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。
c. 锕系元素：第7周期中，89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。
为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。
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。
初中化学元素知识点
初中化学元素知识点
一、元素的定义
元素是具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。
二、元素的符号
1. 元素符号的书写规则：
由一个字母表示的元素符号要大写，如：H、O、C 等。
由两个字母表示的元素符号，第一个字母大写，第二个字母小写，如：Ca、Fe、Zn 等。
2. 元素符号的意义：
宏观意义：表示一种元素。
微观意义：表示该元素的一个原子。
对于由原子直接构成的物质，元素符号还表示该物质。
三、元素周期表
1. 横行（周期）：元素周期表共有 7 个周期。
同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增。
2. 纵行（族）：元素周期表共有 18 个纵行，16 个族。
同一族的元素，最外层电子数相同，化学性质相似。
四、常见元素的性质和用途
1. 氢（H）：密度最小的气体，可用于填充气球、作燃料等。
2. 氧（O）：支持燃烧和呼吸，用于医疗急救、炼钢等。
3. 碳（C）：可用于燃料、冶金、制墨等。
4. 铁（Fe）：广泛用于制造机械、建筑材料等。
5. 铜（Cu）：用于制造电线、电器等。
五、元素与人体健康
1. 常量元素：在人体中含量超过 0.01%的元素，如氧、碳、氢、氮、钙等。
2. 微量元素：在人体中含量低于 0.01%的元素，如铁、锌、硒、碘等。
微量元素在人体中的含量虽然很少，但对人体健康起着重要作用。
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整理
1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2 元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
[编辑本段]推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数。
阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。
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考点 4 元素“位—构—性”之间的关系
特别提醒：元素性质和物质结构的常用的突破口 1 形成化合物种类最多的元素是碳。 2 某元素的最高价氧化物的水化物能与其气态氢化物化合生成盐，该元素是氮。 3 在地壳中含量最多的元素是氧，在地壳中含量最多的金属元素是铝。 4 常温下呈液态的非金属单质是溴，金属单质是汞。 5 气态氢化物最稳定的元素是氟。 6 三种元素最高氧化物对应的水化物两两皆能反应，则必定含有 Al 元素。 7 焰色反应呈黄色的元素是钠，焰色反应呈紫色的元素是钾。 8 最高价氧化物对应水化物酸性最强的元素是氯。 9 单质的硬度最大的元素是碳。 10 化学式为 A2B2 形的化合物，则只可能为 Na2O2、H2O2、C2H2。
Cl2
点燃 CuCl2
，2Cu＋S＝Cu2S，即得非金属性：Cl2＞S。
特别提醒 一般来说在氧化还原反应中，单质的氧化性越强（或离子的还原性越弱），则元素的非金属性越强；
单质的还原性越强（或离子的氧化性越弱），则元素的金属性越强。故元素的金属性和非金属性的强弱判 断方法与单质的氧化性和还原性的强弱判断方法是相一致的。
2 非金属性强弱判断原则 ①根据单质与 H2 反应生成气态氢化物的剧烈程度或生成的气态氢化物的稳定性强弱来判断： 一般地，单质与 H2 反应生成气态氢化物越容易，或反应生成的气态氢化物越稳定，则对应的非金属
元素的非金属性越强；反之，则越弱。
②根据元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱来判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性就越强。 反之，则越弱。
考点 3 元素金属性和非金属性强弱的判断方法和规律 1. 根据元素周期表的知识进行判断 ①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。元素
周期表中最活泼的金属是 Fr，天然存在的最活泼的金属是 Cs；最活泼的非金属元素是 F。 ②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。元素
物质
单质
水
CCl4
苯或汽油
氯
黄绿色气体
淡黄绿色
黄
黄
溴 深红棕色液体
黄—→橙
橙—→红棕
橙—→红棕
碘
紫黑色固体
黄—→棕
紫红—→紫
紫红—→紫
※ 卤素单质与氢气反应的比较和卤素间置换反应实验现象、卤素离子的鉴别、卤化银的溶解性和见
光分解性；溴的易挥发性（保存）；碘升华实验（除杂问题）；氢氟酸腐蚀玻璃（保存）；氯水的不稳定性
2、核素： 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素 3、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为同位素 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任
意 一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变
4、同素异形体
指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。
基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值 ①对于短周期元素： 若差值为 0，则为相应周期的零族元素；若 0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。 ②对于长周期元素：
差值 族别
0 零族
1、2、 主族
3～12 副族（包括Ⅷ族）
13～17 主族
差值为 1～7 时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为 8、9、10 时，为Ⅷ族元素。 差值为 11～17 时，再减去 10 所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。若差值＞17，再减 14，按同 上方法处理。
二、原子结构
1、构成原子的三种基本微粒是质子、中子、核外电子。
质子(Z) 带正电
A ZX
原子核(Z) 中子(N) 不带电
核外电子(e－) 带负电
电量：Z==e－
⑴、构成原子的微粒数目的定量关系：符号
A
ZX
表示质子数为
Z，质量数为
A
的一类原子。
⑵、构成原子的各种微粒存在下列定量关系：
① 核电荷数==质子数==核外电子数 ② 质量数（A）==质子数（Z）+中子数（N） ③ 质量数
②根据元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断： 一般地，元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性就越强。反之， 则越弱。
③根据置换反应进行的方向来判断：一般是“强”置换“弱”。 ④根据金属元素的单质的还原性（或离子的氧化性）来判断： 一般情况下，金属阳离子的氧化性越强，则对应的金属单质的还原性越弱，金属元素的金属性也就 越弱。 ⑤根据原电池的正、负极及金属腐蚀的难易程度来判断：一般地，负极为金属性强的元素的单质， 容易腐蚀。
⑸非金属单质与同种金属反应的难易及生成化合物中金属价态的高低。
K+O2—→ Na+O2—→ ；
Fe+S—→FeS Fe+Cl2—→FeCl3
⑹两种非金属元素形成的化合物中各元素的化合价。如 NH3、CCl4 元素周期律
3
涵义 实质 核外电子 排布 原子半径
主要 化合价
元素及化合物 的性质
元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化
轻、软、亮、低、导 熔点和沸点逐渐降低；密度逐渐增大（钾、钠反常）
递变性： 核外电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大 (Li→Cs) 金属性逐渐增强，对应碱的碱性逐渐增强 2、比较元素金属性强弱的方法 ⑴根据金属活动性顺序表，排在前面金属的金属性强 ⑵根据元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，置换反应越易发生的元素金属性越强。 ⑶根据其最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱判断，碱性越强，元素的金属性越强。
⑵周期表的结构：七个横行；7 个周期 [三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]
18 个纵行（列），16个族：
7 个主族(ⅠA～ⅦA)； （1、2、13～17 列）;7 个副族(ⅠB～ⅦB)； （3～12 列）
Ⅷ族：3 个纵行； （8、9、10 列） ; 零族：稀有气体
（18 列）
周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA 族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA 族：卤族元素 0 族：稀有气体元素 3、元素周期表的结构与原子结构的关系
周期表左边为活泼的金属元素，右边为活泼的非金属元素；中间的第 VIA、VA 族则是从非金属元素过渡 到金属元素的完整的族，它们的同族相似性甚少，但具有十分明显的递变性。
2. 根据元素的单质及其化合物的性质进行判断。 1 金属性强弱判断原则
①根据单质与水（或酸）反应，置换出水（或酸）中的氢的难易程度来判断： 一般地，能与水反应产生氢气的金属元素的金属性比不能与水反应的金属元素的强，与冷水反应产 生氢气的金属元素的金属性比只能与热水反应产生氢气的金属元素的强。
5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律： ⑴ⅠA、ⅡA 族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数 ⑵ⅢA～ⅦA、0 族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数 二、核素
1
1、质量数： 将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
原子序数==核电荷数==质子数==核外电子数; 周期序数==原子的电子层数 主族序数==最外层电子数==最高正价数（O、F 除外）==价电子数
非金属的负价的绝对值==8－主族序数（限ⅣA～ⅦA） 4、由原子序数确定元素位置的规律 ⑴主族元素：周期数==核外电子层数； 主族的族序数==最外层电子数 ⑵确定族序数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，最后 的差值即可确定。
元素周期表
一、元素周期表概述 1、门捷列夫周期表：按相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通 过分类、归纳制出的第一张元素周期表。
2、现行常用元素周期表 ⑴周期表的编排原则：①按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个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行
（A）≈原子的相对原子质量 ⑶、构成离子的各种微粒的定量关系：① 核电荷数==质子数② 阳离子：质子数＞电子数③ 阴离子：
质子数＜电子数
三、原子结构、元素性质及在周期表中位置三者的关系 1、碱金属元素的性质与原子结构的关系 碱金属元素包括：锂、钠、钾、铷、铯、钫六种元素。 相似性： 最外层电子数均为 1；单质都是强还原剂，易与氧气、卤素、硫、水、酸等反应。 R2O； R2O2； ROH； RX； R2S
⑷根据元素周期表。
2
同周期：从左到右金属性减弱； 同主族：自上而下金属性增强。 ⑸根据金属单质的还原性和阳离子的氧化性判断： 金属单质还原性越强，金属性越强； 金属阳离子氧化性越弱，金属性越强。 ⑹根据金属与盐置换反应判断： 3、卤素的性质与原子结构的关系 卤素包括：氟、氯、溴、碘、砹。
⑴相似性： ①卤素原子最外层电子数都为 7，易得到 1 个电子，显－1 价，最高正化合价为+7 价(F 除外)。 X2O7；HXO4；HX ②单质均为双原子分子 ③都能形成气态氢化物，单质均有氧化性。 ⑵递变性： ①从 F—→I，电子层数增多，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。 ②从 F—→I，单质的颜色逐渐加深，水中溶解度逐渐减小，熔、沸点逐渐升高，密度逐渐增大 ③单质的氧化性逐渐减弱 ④卤素单质、原子或阴离子的还原性逐渐增强 ⑤气态氢化物的稳定性逐渐减弱；气态氢化物的还原性逐渐增强；气态氢化物的水溶液酸性逐渐增 强 ⑥最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强 ⑶卤素单质在不同的溶剂中的颜色对比
最外层电子数由 1 递增至 8(若 K 层为最外层则由 1 递增至 2)而呈现周期性变化。
原子半径 由大到小 (稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电 荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。 最高正价由 +1 递变到 +7 ，从中部开始（IVA 族）有负价，从 -4 递变至 -1 。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外 层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数，非金属元素的负价 = 8-最外层电子数 。 金属性 逐渐减弱 ，非金属性 逐渐增强 ，最高氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱 ，酸性 逐渐增强 ，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同， 最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐 易，故有此变化规律。