元素周期表 元素周期律复习
7个周期
5 含有18种元素 37~54
6 含有32种元素 55~86
2
不完全周期 7含有26种元素 86~11 （118）
结构 主族序数=最外层电子数=最高化合价
7个主族 第1，2，13，14，15，16， 17纵行
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 18纵行
7个副族 第11，12，3，4，5，6，7纵 ⅠB ⅡB ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB 第Ⅷ族 第8，9，10纵行 0族（稀有气体） 第18纵行
5理论指导 课堂练习
分析探究 练习实践
4、（08江苏卷改编）下列正确的是（ ） B ① 热稳定性：H2O＞HF＞H2S ② 原子半径：K>Na＞Mg＞F ③ 酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4 ④ Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na 强
⑤P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4 的弱
A．①③
B．②④
C．①④
D．②③
元素在周期表中的位置、结构、性质的关系
课堂练习
5、 同一周期的X、Y、Z三种元素，已知最高 价氧化物对应水化物的酸性顺序为HXO4>H2YO4 >H3ZO4，则下列判断错误的是 （A ） A.原子半径：X>Y>Z B.气态氢化物的稳定性：HX>H2Y>ZH3 C.元素原子得电子能力：X>Y>Z D.阴离子的还原性：Z3->Y2->X-
5
《物质结构与元素周期律 》
元素周期表
使用顺口溜、轻松“搞定” 表
横行叫周期，共有七周期； 一八依次现，一零再一遍。 Ⅷ族最特殊，三行是一族； 镧锕各十五，均属Ⅲ副族； 位构性一体，相互可推断。 三四分长短，第七不完全； 竖行称作族，总共十六族； 二三分主副，先主后副族； [57(La)--71(Lu),89(Ac) –103(Lr)] (92号以后称为超铀元素)。
门捷列夫（俄国化学 家）
（3）把最外层电子数相同的元素 （个别例外）排成一个纵行
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
ⅠA
0
1 2
1 ⅡA 34
ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ ⅠB ⅡB
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
2
5 6 7 8 9 10
13 14 15 16 17 18
3 11 12
化合价
+1～+7 -4~-1
3、元素周期律的内容 （重点） 内容 元素的 金属性 元素的非 金属性 同周期 同主族 （从左到右） （从上到下）
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐增强 逐渐减弱
元素金属性比较规律
1、根据元素在元素周期表中的位置
2、根据金属活动顺序
（1）与水或与酸的反应
（2）金属间的置换反应
3、根据实验 （3）金属阳离子的氧化性
• 元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在 同一周期，X＋与Z2-具有相同的核外电子层 结构。下列推测不正确的是 （ B ） • A、同周期元素中X的金属性最强 • B、原子半径X＞Y，离子半径X＋＞Z2• C、同族元素中Z的氢化物稳定性最高 • D、同周期元素中Y的最高价含氧酸的酸性 最强
（4）原电池 （5）最高价氧化物对应水化 ----物的碱性强弱
非金属性比较规律
1、根据元素在元素周期表中的位置
（1）与H2反应，生成氢化物 -----的稳定性
2、根据实验
（2）非金属间的置换反应
（3）非金属阴离子的还原性 （4）最高价氧化物对应水化 ---- 物的酸性强弱
非金属性比较规律
1、根据元素在元素周期表中的位置
IA H
1
0
He IIA Be
4铍 Mg 12镁 Ca
1氢 Li
2
IIIA B 5硼 Al
13铝
IVA C 6碳 Si
14硅
VA N 7氮 P
15磷
VIA O 8氧 S
16硫
VIIA F 9氟 Cl
17氯
2氦 Ne
3锂 Na
3
10氖 Ar
18氩
11钠 K
4
9钾
20钙
一、元素周期表
1、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 素排成一个横行
半导体材料
做农药
课堂练习（2007海南· 13）下表为元素周期表的
一部分，请回答有关问题：
IA
2 3 4 ③ ⑨ ④ ⑤
IIA
IIIA
IVA
VA
①
VIA
VIIA
②
0
⑥
⑦ ⑩
⑧
（1）⑤和⑧的元素符号是 （2）表中最活泼的金属是 非金属最强的元素是
Si 和 Ar
；
K F
， ；（填写元素符号）
IA
2 3
周期律，并根据已知的63种元素 列出了第一张元素周期表，门捷 列夫为尚未发现的元素留下了空 格，并预言了它们的性质，后来 他的预言先后得到了证实。元素 周期表不断被完善。元素周期律 逐渐成为化学家研究元素及其化 合物不可缺少的工具，也为他们 探索发现新元素提供了思路。
门捷列夫（俄国化学 家）
二、元素周期律
同主族元素的相似性
课堂练习
6、（原创题）今年日本核泄漏放出的放射性元素，
• • • •
其中有55Cs、 55Cs、53I等，下列有关这两种元素叙述 不正确的是（ ） 131 A . I的中子数比核外电子数多25 B.碘-131化学性质与卤素相似，具有较强氧化性 C.铯和碘两元素形成的简单离子半径前者大于后者 D. 131I2在氢氧化铯溶液生成两种盐
4 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 5 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54 6 55 56 57 72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86 71 7 87 88 89 103
过渡元素
1、先比电子层数，一般电子层数越多，半径越大 2、电子层数相同，则比质子数，质子数越多，半径越小 3、质子数相同（同种元素），则核外电子数越多，半径越大
r(阴离子) > r (原子)
r(阳离子)
< r (原子)
课堂练习
3、 已知An+、B（n+1）+、Cn-、D（n+1）-具有相同
的电子 层结构，则A、B、C、D的原子半径由 大到小的顺 序是 A>B>D>C ，离子半径由大 D(n+1)->Cn->An+>B(n+1)- ，原子 到小的顺是 序数由大到小的顺 序是 B>A>C>D 。
增强
逐渐减弱 渐易 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强
减弱
逐渐增强 渐难 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱
元素金属性 元素非金属性
非金属性依次增强
得电子能力依次增大 金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 大 原子半径依次减小 原 子 半 径 依 次 增 大 原子半径依次增大 失电子能力依次增大 金属性依次增强 原 子 半 径 依 次 减 小 得 电 子 能 力 依 次 增 大 非 金 属 性 依 次 增 强
1、定义： 元素的性质随着原子序数
的递增而呈周期性变化的规律
2、实质:
元素性质的周期性变化 是原子核外电子排布周期性变 化的必然结果．
3、元素周期律的内容 （重点） 内容 同周期 （从左到右） 同主族 （从上到下）
原子 逐渐减小 半径 1～8 最外层 电子数 （H，He例外）
逐渐增大
相同 一般相同
元素化合价的变化规律
1. 主族序数==最外层电子数=最高正价 2. ︱最高正价︱ + ︱最低负价︱ = 8 3. 金属只有正价，没有负价; O、F一般无正价; H与金属结合显负价，与非金属结 合显正价.
1、Al 、C、N、O、H原子半径大小比较
2、 Na Na+
3、
O2-
F-
Na+
Mg2+
比较半径大小的方法
IIA
IIIA
IVA
VA
①
VIA
VIIA
②
0
③
④
⑤
⑥
⑦
⑧
4
⑨
⑩
Al
（3）表中能形成两性氢氧化物的元素是 ， 分别写出该元素的氢氧化物与⑥、⑨最高价氧化 物的水化物反应的化学方程式：
2Al(OH)3 + 3H2SO4=Al2(SO4)3 + 6H2O
Al(OH)3 + KOH=KAlO2 +2H2O
；
元素周期表和元素周期律复习
本节知识点
元素周期表 元素周期律 粒子半径的比较 非金属性的比较 周期表的应用
• 请同学们根据元素周期表的编排原则， 画出1——18元素在周期表中 的位置
结构
短周期
1 含有2种元素 1~2 2 含有8种元素 3~10 3 含有8种元素 11~18
7个横行
4 含有18种元素 19~36 长周期
行
16个族
课堂练习
1、请回答氯元素在周期表中位置(结构决定性质）
第三周期第ⅦA
56号元素在周期表中位置
第六周期第ⅡA
2、 请预测117号元素将在元素周期的位置 A B C D 第七周期 第七周期 第六周期 第六周期 第ⅤA族 第ⅦA族 第ⅤA族 第ⅦA族
《元素周期律和元素周期表》 知识清单
《元素周期律和元素周期表》知识清单一、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
1、原子结构的周期性变化（1）核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性的变化。
最外层电子数从 1 递增至 8（第一周期为 1 至 2），然后重复这一规律。
（2）原子半径的周期性同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素性质的周期性变化（1）化合价的周期性元素的化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于其族序数减 8。
（2）金属性和非金属性的周期性同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性的判断依据：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强。
非金属性的判断依据：①单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强。
3、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
1、元素周期表的结构（1）周期①周期的含义：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个横行称为一个周期。
②周期的分类：短周期：包括第一、二、三周期，分别含有 2、8、8 种元素。
长周期：包括第四、五、六、七周期，分别含有 18、18、32、32种元素（第七周期尚未排满）。
（2）族①族的含义：把不同横行中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。
②族的分类：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA 表示。
高考化学复习考点知识专题讲解20 元素周期表、元素周期律
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十、元素周期表、元素周期律考点知识本高考化学复习考点知识专题讲解专题重要知识有元素周期表的结构、核素、同位素的概念核外电子排布规律、元素周期律、粒子半径大小比较，主要考查元素周期表的结构及应用，原子结构中各离子数之间的关系，核素、同位素的概念，原子结构中各离子“量”之间的关系，原子核外电子排布规律，判断元素“位、构、性”的关系，元素的金属性、非金属性强弱的比较，粒子半径大小的比较。
预测今年的高考以新元素的发现或元素的新应用为载体，考查同周期、同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。
同时，以元素性质及其化合物在工业生产的应用为背景，考查元素周期律的指导作用，如半导体材料、制造农药材料、催化剂和耐高温、耐腐蚀材料等也是高考命题的一大趋势。
重点、难点探源一、元素周期表1、原子序数按照元素在周期表中的由小到大的顺序给元素所编的序号，叫原子序数。
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。
2、元素周期表（1）1869年．俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表。
（2）编排原则①横行：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左向右排列的一系列元素，称为周期。
②纵行：把不同横行中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列的一系列元素，称为族。
（3）结构①周期（七个横行，七个周期）②族（18个纵行，16个族）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素2、卤族元素三、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2.实质：元素原子核外电子排布的周期性变化。
3.主族元素的变化规律四、元素周期表和元素周期律的应用1、元素的分区：2、元素周期表和元素周期律的应用（1）寻找未知元素。
（2）预测元素的性质①比较同周期、同主族元素的性质。
②预测未知元素的性质。
（3）寻找新材料①在分界线附近的元素中寻找半导体材料；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氟、氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
元素周期表周期律期末复习
第一章物质结构元素周期律期末复习学案何祥2010-6-24第一元素周期表复习重点：元素周期表的结构；元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
复习难点：元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
一、元素周期表的结构 （三短四长（一不全）；七主七副八和零）1.周期：周期序数=电子层数， 共个周期（、、短周期；、、、长周期；不完全周期）。
2.族:(1)由构成的族，叫做主族；构成的族，叫做副族。
(2)元素周期表的中部从族到族10个纵行，包括了族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。
因为这些元素都是，所以又把它们叫做过渡金属。
(3)主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数。
周期表共18个纵行（个主族；个副族；一个族；一个族（、、三个纵行））。
二、元素性质与原子结构（一）碱金属元素结构异同：异：核电荷数：由＿→＿；电子层数：由＿→＿；同：最外层电子数均为＿个。
单质密度逐渐，熔沸点逐渐。
2、碱金属的化学性质：钾的保存及取用方法：。
(1)与氧气反应差异性：Li+O2＿（＿色、氧化锂）；＿Na+O2＿＿（＿色、过氧化钠）；＿K+O2＿（＿色，＿氧化钾）；＿Rb+＿O2＿（棕色、＿氧化铷）；＿C S+＿O2＿（＿色、＿氧化铯）。
(2)与水反应差异性：（填反应现象）2Li+2H2O=2LiOH+H2↑（＿＿）；2Na+2H2O=2NaOH+H2↑（剧烈）；2K+2H2O=2KOH+H2↑（＿＿＿＿、＿＿）；2Rb+2H2O=2RbOH+H2↑（更猛烈、燃烧、爆炸）。
（二）卤族元素（详见学案二的内容）第二元素周期律复习重点：原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
复习难点：元素金属性、非金属性变化的规律。
一、原子核外电子的排步规律1．核外电子排布规律电子由内向外按能量由低到高分层排布，第n层最多容纳的电子数为＿＿,最外层电子数≤＿。
（K层为最外层不超过＿个）。
次外层电子数≤＿＿，倒数第三层电子数≤＿＿。
高中化学复习-元素周期律
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub
s区
d区
ds 区
3 Na Mg 3 4 5 6 7 8 IIIB IVB VB VIB VIIB
9 10 11 12
VIII
I B II B Al Si P
S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub
s区
d区
ds 区
p区
p 区元素 包括 IIIA 族，IVA 族，VA
族，VIA 族，VIIA 族，0 族（VIIIA 族）。
2s
2p
1 个轨道 3 个轨道
共 4 个轨道
8 个电子
4
第三周期： 8 种元素
3 Na Mg
Al Si P S Cl Ar
第三能级组： 2 个能级
3s
3p
1 个轨道 3 个轨道
共 4 个轨道
8 个电子
5
第四周期： 18 种元素
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
高考化学复习元素周期表和元素周期律
元素周期表和元素周期律元素周期律：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无正价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。
（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。
元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；c.金属单质间的置换反应例：比较1：①镁与2mL1mol/L 盐酸反应②铝与2mL1mol/L 盐酸反应32222l 6l 2l l 3g 2HCl MgCl H A HC A C H ↑↑＋＝＋反应比较容易M ＋＝＋反应更加容易所以金属性：l Mg A ＞ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】2222222()22()Na H O NaOH H Mg H O Mg OH H ++↑++↑冷＝碱性：2aOH Mg(OH)N ＞金属性：Na Mg Al ＞＞②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。
元素非金属性强弱判断的实验依据：a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应非金属性：l r F C ＞＞B ＞I对于同一周期非金属元素：如2i l S P S C 、、、等非金属单质与2H 反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：432i l S H PH H S HC ＜＜＜上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：2334244i l H S O H PO H SO HC O ＜＜＜非金属性：i l S P S C ＜＜＜ 结论： a g l i l N M A S P S C金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)元素周期律的实质：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。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
化学元素周期表,元素周期律精读笔记
一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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为同位素天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.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结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素周期表与元素周期律专题复习
元素周期表与元素周期律专题复习【原子序数与位置】1、由原子序数确定元素在周期表中的位置【例1】：已知某主族元素R 的原子序数为31，依据元素周期律对该元素的性质进行预测。
对下列性质的预测，你认为错误的是（ ）A 、原子核外有4个电子层B 、原子最外层有3个电子C 、该元素是非金属元素D 、最高价氧化物既可以与盐酸反应又可以与NaOH 溶液反应 根据中学的核外电子排布知识很难知道它在周期表中的位置。
训练1：日本理化学研究所的科研人员于近期成功地合成了113号元素，这是亚洲科学家首次合成的新元素。
中国科学院近代物理研究所研究员徐瑚珊和中国科学院高能物理研究所研究员赵宇亮参与了这项研究工作。
该元素所在周期表的位置是（ ）A 、第6周期，ⅣA 族B 、第7周期，ⅣA 族C 、第6周期，ⅢA 族D 、第7周期，ⅢA 族2、由位置推断原子序数1）同周期相邻主族的原子原子序数 【例2】．已知a 为IIA 族元素，b 为IIIA 族元素，它们的原子序数分别为m 和n ，且A ．b为同一周期元素，下列关系式错误的是A ．n=m+11B ．n=m+25C ．n=m+10D ．n=m+12）“+”型元素原子序数之间的规律【例3】．（1）原子序数大于4的主族元素A 和B 的离子A m+和B n-它们的核外电子排布相同，据此推断：①A 和B 所属周期数之差为___________________________________, ② A 和B 的核电荷数之差为______________(用含m 、n 的代数式表示) ③ B 和A 的族序数之差为________________(用含m 、n 的代数式表示)（2）A 、B 两元素，A 的原子序数为x ，A 和B 所在周期包含元素种类数目分别为m 和n 。
如果A 和B 同在ⅠA 族，当B 在A 的上一周期时，B 的原子序数为______________；当B 在A 的下一周期时，B 的原子序数为______________；如果A 和B 同在ⅦA 族，当B 在A 的上一周期时，B 的原子序数为______________；当B 在A 的下一周期时，B 的原子序数为______________。
高三化学一轮复习——元素周期表 元素周期律知识梳理及训练
2021届高三化学一轮复习——元素周期表元素周期律知识梳理及训练知识梳理一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表2．识记理解元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构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)逐渐增大元素性质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的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元素的第一电离能逐渐增大趋势逐渐减小趋势元素的电负性逐渐增大呈现减小趋势二、元素的电离能和电负性1．元素的电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s1到n s2n p6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。
化学必修二周期表元素周期律基础知识复习(填空版)
一、周期表（一）、元素周期表的结构1、原子序数与原子结构的关系：原子序数＝____________＝________＝____________。
2、周期；元素周期表中有____个周期。
每一周期中元素的__________相同。
2、族:周期表中有____个纵行，但只有____个族。
周期表中主族元素的族序数等于其_______。
共有_____个主族，在族序数后标A，如周期表中第14个纵行表示为第______族。
共有_____个副族，在族序数后标B。
0族：最外层电子数为____(He为____)，其化合价定为____。
Ⅷ族：周期表中第__________纵行。
如Fe在周期表中的位置________________（二）、同主族元素的性质与原子结构的关系（1）元素性质的影响因素元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与________________有关。
（2）同主族元素性质的递变规律同主族元素从上到下原子核外电子层数________，原子半径________，失电子能力________，得电子能力________，金属性________，非金属性________。
（3）主族元素原子结构与其在周期表中的位置关系原子的电子层数＝________序数，原子的最外层电子数＝________序数。
（三）、元素性质与原子结构的关系（1）碱金属：密度都比较____，熔点都比较____，导电性和导热性________。
从Li到Cs，它们的最外层电子数均为____，单质的主要化学性质：与____________和____反应。
随原子序数的递增，它们的电子层数________，原子半径________，元素的金属性________。
碱金属的密度逐渐__________（______反常），熔、沸点逐渐________。
22(2)递变性：______比______的还原性更强，更易与O2和H2O反应。
(3)有关反应方程式：①与O2反应：锂与氧气反应：__________________钠在不同条件下与O2反应：常温下：___________________________，加热(或点燃)：______________________________。