知识讲解_元素周期表(学生)
元素周期表
【要点梳理】
要点一、元素周期表的编排
1．门捷列夫制作第一张元素周期表的依据
（1）将元素按照相对原子质量由小到大依次排列。
（2）将化学性质相似的元素放在一个纵行。
要点诠释：
①门捷列夫（1834—1907，俄国化学家）是元素周期表的创始人。它所制作的元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
②随着科学发展，人们逐渐认识到门捷列夫给周期表中元素排序的依据存在缺陷，真正科学的依据是元素原子的核电荷数（即质子数）。
2．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。
原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中）
要点诠释：
存在上述关系的是原子而不是离子，因为离子是原子失去或得到电子而形成的，所以在离子中：核外电子数＝质子数加上或减去离子的电荷数。
3．现在的元素周期表的科学编排原则
（1）将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行，称为周期；
（2）把最外层电子数相同（氦除外）的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。
要点二、元素周期表的结构
要点诠释：
（1）周期：元素周期表有7个横行，也就是7个周期。前三周期叫短周期，后四个周期叫长周期。
（2）族：常见的元素周期表共有18个纵行，从左到右分别叫第1纵行、第2纵行……第18个纵行。把其中的第8、9、10三个纵行称为Ⅷ族，其余每一个纵行各称为一族，分为七个主族、七个副族和一个0族，共16个族。
族序数用罗马数字表示，主族用A、副族用B，并标在族序数的后边。如ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅠB、ⅡB、
ⅢB……
（3）第18纵行的氦最外层有2个电子，其它元素原子的最外层都有8个电子，它们都已达到稳定结构，化学性质不活泼，化合价都定为0价，因而叫做0族。
（4）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
（5）在周期表中根据组成元素的性质，有些族还有一些特别的名称。例如：第ⅠA族：碱金属元素；第ⅡA族：碱土金属元素；第ⅣA族：碳族元素；第ⅤA族：氮族元素；第ⅥA族：氧族元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。
（6）第六周期的镧系元素、第七周期的锕系元素分别包含15种元素，为了使元素周期表的结构紧凑，放在第ⅢB族；但实际上每种元素都占有元素周期表的一格，所以另外列出，放在元素周期表的下方。
3.周期表与原子结构的关系
（1）周期序数＝电子层数
（2）族序数＝最外层电子数（对主族而言）
（3）原子序数=质子数
要点二、元素的性质与原子结构
应用元素周期表，以典型金属元素族（碱金属）和典型非金属元素族（卤族元素）为例，运用理论探究和实验探究的方法，达到掌握元素的性质与原子结构关系的目的。重点掌握元素周期表中同一主族元素的相似性和递变性。
1．碱金属元素
查阅元素周期表和课本，我们可得到碱金属元素的有关信息如下表：
元素名称元素符
号
核电荷
数
原子结构示意图最外层电
子数
电子层
数
原子半径/
nm
锂Li 3 1 2 0.152
钠Na 11 1 3 0.186
铷Rb 37 1 5 0.248
铯Cs 55 1 6 0.265
要点诠释：
（1）碱金属元素原子结构的特点：
①相同点：碱金属元素原子的最外层都有1个电子，
②不同点：碱金属元素原子的核电荷数和电子层数各不相同。
（2）碱金属元素性质的相似性和递变性
①相似性：由于碱金属元素原子最外层都只有一个电子，所以都容易失去最外层电子，都表现出很强的金属
性，化合价都是+1价。
②递变性：随着核电荷数的递增，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，故从锂到铯，金属性逐渐增强。
注：元素金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。
（3）碱金属单质的性质
①化学性质：碱金属单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物；都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气；并且随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。
4Li+O22Li2O
2Na+O2Na2O2
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
2K+2H2O==2KOH+H2↑
实验内容现象结论或解释
与氧气反应钠在空气中燃烧钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃
烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体
化学方程式：
2Na+O2Na2O2
钾在空气中燃烧钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反
应，生成橙黄色固体
化学方程式：
K+O2KO2（超氧化钾）
碱金属与水反应钠与水的反应钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四
处游动嘶嘶作响，最后消失
化学方程式：
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑钾与水的反应
钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四
处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，
最后消失
化学方程式：
2K+2H2O==2KOH+H2↑
实验中的注意事项：a．钠、钾在实验室中都保存在煤油中，所以取用剩余的金属块可放回原试剂瓶中，并且使用前要用滤纸把表面煤油吸干。
b．对钠、钾的用量要控制；特别是钾的用量以绿豆粒大小为宜。否则容易发生爆炸危险。
c．对碱金属与水反应后的溶液，可用酚酞试液检验生成的碱。
②物理性质
碱金属单质颜色和状态密度／g·cm－3熔点／℃沸点／℃
锂（Li）银白色、柔软0.534 180.5 1347
钠（Na）银白色、柔软0.97 97.81 882.9
钾（K）银白色、柔软0.86 63.65 774
铷（Rb）银白色、柔软 1.532 38.89 688
铯（Cs）略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4
要点诠释：
相似性：除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性也都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。
递变性：随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。
2．卤族元素
（1）原子结构的特点
要点诠释：
①相同点：最外层电子数都是7个。
②不同点：核电荷数和电子层数不同。
（2）卤族元素性质的相似性和递变性
①相似性：最外层电子数都是7个，化学反应中都容易得到1个电子，都表现很强的非金属性，其化合价均为－1价。
②递变性：随着核电荷数和电子层的增加，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，元素原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱。卤素单质的氧化性逐渐减弱。
注：元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或单质与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
（3）卤素单质的物理性质
卤素单质颜色和状态密度熔点／℃沸点／℃
F2淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃）－219.6 －188.1
Cl2黄绿色气体 3.215 g / L（0℃）－101 －34.6
Br2深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃）－7.2 58.78
I2紫黑色固体 4.93 g / cm3113.5 184.4
要点诠释：
随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；状态由气→液→固；密度逐渐增大；熔沸点都较低，且逐渐升高。
（3）卤素单质的化学性质
①卤素单质与氢气反应
F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定
Cl2＋H22HCl
光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定
Br2＋H22HBr
加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定
I2＋H2△
2HI
不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解
为H2和I2，是可逆反应
随着核电荷数的增多，卤素单质（F2、Cl2、Br2、I2）与氢气反应的剧烈程度逐渐减弱，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱：HF>HCl >HBr >HI；元素的非金属性逐渐减弱：F>Cl>Br>I。
②卤素单质间的置换反应
实验探究：对比卤素单质（Cl2、Br2、I2）的氧化性强弱
实验内容将少量氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液
的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振
将少量溴水加入盛有KI溶液的试管
中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振
荡、静置。荡、静置。
现象静置后，液体均分为两层。上层液体均呈无色，下层液体分别呈橙色、紫色。静置后，液体分为两层。上层液体呈无色，下层液体呈紫色。
方程式①2NaBr+Cl2==2NaCl+Br2
②2KI+Cl2==2KCl+I2
③2KI+Br2==2KBr+I2
结论随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱：Cl2>Br2>I2
①氟无正价，无含氧酸；氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。
②氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。
③溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。
④碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。
要点四、核素、同位素
1．质量数：
如果忽略电子的质量，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，所得的数值叫做质量数。要点诠释：
（1）1个电子的质量约为1个质子质量的1/1836，所以原子的质量主要集中在原子核上。
（2）1个质子的相对质量为1.007，1个中子的相对质量为1.008，其近似整数值均为1。
（3）质量数的表达式：质量数（A）＝质子数（Z）+中子数（N）
（4）元素是具有相同核电荷数（质子数）的同一类原子的总称。
（5）精确的测定结果证明，同种元素的原子的原子核内，质子数相同，中子数不一定相同。
（6）是原子符号，其意义为：表示一个质量数为A、质子数为Z的X原子。
2．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。
要点诠释：
（1）核素概念的外延为原子，这里的原子泛指导电呈电中性的原子和带有电荷的简单阴、阳离子。如与
为同一种核素。
（2）绝大多数的元素都包含多种核素。
（3）有的核素在自然界中稳定存在，而有的核素具有放射性而不能在自然界中稳定存在。
3．同位素：
质子数相同而中子数不相同的同一元素的不同原子互称为同位素。
要点诠释：
（1）同一元素的不同核素互称为同位素。如1
1H、2
1
H、3
1
H都是氢的同位素，见下表：
氢元素的原子核
质量数（A）原子名称原子符号应用质子数（Z）中子数（N）
1 0 1 氕11H
——
1 1
2 氘 21H 或D 用于制造氢
弹
1
2
3
氚
31
H 或T
（2）“同位”即指核素的质子数相同，在元素周期表中占有相同的位置。 （3）许多元素都有同位素，如
、
、
是氧的同位素。
（4）同位素中，有些具有放射性，称为放射性同位素。如
就是碳的放射性同位素。
（5）同位素中，有的是天然的，有的是人造的。如元素周期表中原子序数为112号的元素的各同位素都是人造的。
（6）天然稳定存在的同位素，相互间保持一定的比率。
（7）同位素的化学性质几乎相同，其原因是同位素的质子数相同，原子核外电子排布相同。 （8）元素的相对原子质量，就是按照该元素各核素原子所占的一定百分比算出的平均值。 （9）同位素的应用：在日常生活中，工农业生产和科学研究中有着重要的用途。如考古时利用测定一些文
物的年代，2
1H 和3
1H 用于制造氢弹，利用放射性同位素释放的射线育种、治疗癌症和肿瘤等。
要点五、相对原子质量
1.核素（原子）的相对原子质量
国际上，以一种C 原子（12C ）质量的1/12作为标准，其他原子的质量跟它相比较所得的比值，就是这种原子的相对原子质量。即：M （X ）=
12
1
)()(12
C m X m 。
2.核素的近似相对原子质量：即核素原子的质量数。
3.元素的相对原子质量
我们平常所说的某种元素的相对原子质量，是按照该元素的各种天然同位素原子的相对原子质量以及所占的原子百分比计算出的平均值。
精 高中化学元素周期表知识点详解
第一节 元素周期表 一．元素周期表的结构 周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数 原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数＝核外电子数 短周期（第1、2、3周期） 周期：7个（共七个横行） 周期表 长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦＡ 族：16个（共18个纵行）副族 7个：IB-ⅦB 第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素 【练习】 1．主族元素的次外层电子数（除氢） A ．一定是8个 B ．一定是2个 C ．一定是18个 D ．是2个、8个或18个2．若某ⅡB 族元素原子序数为 x ，那么原子序数为x+1的元素位于A ．ⅢB 族B ．ⅢA 族 C ．ⅠB 族 D ．ⅠA 族 3．已知A 元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B 元素原子的次外层电子数是 最外层电子数的 2倍，则A 、B 元素 A ．一定是第二周期元素 B ．一定是同一主族元素 C ．可能是二、三周期元素 D ．可以相互化合形成化合物二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素： １．原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为 _______个 递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多 ２．碱金属化学性质的相似性： 4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 2 2 Na + 2H 2O ＝2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。结论：碱金属元素原子的最外层上都只有 _______个电子，因此，它们的化学性质 相似。 ３．碱金属化学性质的递变性： 递变性：从上到下（从Li 到Cs ），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从 Li 到Cs 的金属性逐渐增强。 结论：１）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。２）金属性强弱的判断依据： 与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物 对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。４．碱金属物理性质的相似性和递变性： 1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有 展性。 2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（ K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 点燃 点燃
元素周期表规律总结(同一主族_对角线规则)1
知识网络 中子N （不带电荷） 同位素 原子核 → 质量数（A=N+Z ） 近似相对原子质量 质子Z （带正电荷） → 核电荷数 元素 → 元素符号 原子结构 ： 最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z 个）： 化学性质及最高正价和族序数 核外电子 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 随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化 ①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质） 元素周期律 ②、原子半径的周期性变化 ③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列； 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； 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。 ①、短周期（一、二、三周期） 周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 周期表结构 ③、不完全周期（第七周期） ①、主族（ⅠA ～ⅦA 共7个） 元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB ～ⅦB 共7个） ③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体） 同周期同主族元素性质的递变规律 ①、核外电子排布 ②、原子半径 性质递变 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 ⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性 电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。 判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。 决定原子呈电中性 编排依据 X)(A Z 七 主七副零 和八 三长三短一不全 决定元素种类
最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。 微粒半径的比较 1、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
知识讲解_元素周期表(基础)
元素周期表 【要点梳理】 要点一、元素周期表的编排 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 要点诠释： 存在上述关系的是原子而不是离子，因为离子是原子失去或得到电子而形成的，所以在离子中：核外电子数＝质子数加上或减去离子的电荷数。 2．现在的元素周期表的科学编排原则 （1）将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行，称为周期； （2）把最外层电子数相同（氦除外）的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。 要点二、元素周期表的结构 （1）周期：元素周期表有7个横行，也就是7个周期。前三周期叫短周期，后四个周期叫长周期。第七周期排到112号元素，共有26种元素，由于尚未排满，所以又叫不完全周期。 （2）族：常见的元素周期表共有18个纵行，从左到右分别叫第1纵行、第2纵行……第18个纵行。把其中的第8、9、10三个纵行称为第Ⅷ族，其余每一个纵行各称为一族，分为七个主族、七个副族和一个0族，共16个族。 族序数用罗马数字表示，主族用A、副族用B，并标在族序数的后边。如ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅠB、ⅡB、ⅢB…… （3）第18纵行的氦最外层有2个电子，其它元素原子的最外层都有8个电子，它们都已达到稳定结构，化学性质不活泼，化合价都定为0价，因而叫做0族。 （4）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。 （5）在周期表中根据组成元素的性质，有些族还有一些特别的名称。例如：第ⅠA族：碱金属元素；第ⅡA族：碱土金属元素；第ⅣA族：碳族元素；第ⅤA族：氮族元素；第ⅥA族：氧族元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。 （6）第六周期的镧系元素、第七周期的锕系元素分别包含15种元素，为了使元素周期表的结构紧凑，放在第ⅢB族；但实际上每种元素都占有元素周期表的一格，所以另外列出，放在元素周期表的下方。
高一化学元素周期表知识精讲.doc
高一化学元素周期表 【本讲主要内容】 元素周期表 元素周期表中主族元素性质的递变规律、原子结构、元素性质及元素在周期表中位置三者的关系、元素周期表的结构及应用、元素的推断等。其中元素周期表的结构及应用是学习的重点。 【知识掌握】 【知识点精析】 二. 原子结构、元素性质及元素在周期表中位置三者的关系 主族序数 原子半径 1.同周期左右： 非金属性增强。 2.同主族上下： 化学性质相似， 但又有递变。 1. 原子结构与元素在周期表中的位置关系： （1）核外电子层数＝周期数
（2）主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正价数 （3）质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数 （4）负价绝对值＝8－主族数（限ⅣA～ⅦA） （5）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱性越强，其离子的氧化性越弱。 （6）原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物的相应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。 2. 周期表与电子排布 （1）最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素。 （2）最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素又可能是副族或零族元素氦。 （3）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。 （4）某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。 （5）电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 3. 从元素周期表归纳元素化合价的规律 （1）主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价。非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子。 （2）主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。 （3）非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有+7、+5、+3、+1等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有+4、+2价 （4）短周期正价变化随原子序数递增，同周期有一个+1到+7价的变化（ⅠA～ⅦA）；长周期有两个+1到+7价的变化（ⅠA～ⅦB，ⅠB～ⅦA）。 三. 元素周期表的结构 1. 周期 元素周期表分7个周期，第一、二、三为短周期，元素种类依次为2、8、8；第四、五、六周期为长周期，元素种类依次为18，18，32；第七周期为不完全周期，目前有32种元素。 除第一周期外，每一周期的元素都是从碱金属开始，逐渐过渡到卤族元素，最后以稀有气体元素结束。 2. 族 元素周期表中有18个纵行，分为16个族，其中7个主族、7个副族，还有1个零族和1个第Ⅷ族。 过渡元素包括全部副族和第Ⅷ族，都是金属，又称过渡金属。 除短周期外；族序数从左到右的顺序为：ⅠA→ⅡA→ⅢB→…ⅦB→Ⅷ→ⅠB→ⅡB→ⅢA →…→ⅦA→0族，前后从1→8更迭两次。 金属、非金属的分界线
元素周期表38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、D（2 1H）、T（3 1 H）、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计算出的平均值（见课本P10），元素的相对原子质量在元素周期表中每个小格内的第四层，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。
第1节 元素周期表(带详细解析)_
第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 重难点一 元素周期表 1．构成原子(离子)的微粒间关系 (1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。 (2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。 (3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 (4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。 (5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。 2．元素周期表的结构 (1)周期 周期 短周期 长周期 一 二 三 四 五 六 七 对应行数 1 2 3 4 5 6 7 所含元素种 类 2 8 8 18 18 32 32 (排满时) 元素原子序数起止号(若排满) 1～2 3～10 11～18 19～36 37～54 55～86 87－118 每周期0族元素原子序 数 2 10 18 36 54 86 (2)族 族 主族(A) 副族(B) Ⅷ 0 族数 7 7 1 1 列序号 1 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 11 12 8 9 10 18 族序号 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ (3)过渡元素 元素周期表中从ⅢB 到ⅡB 共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒 族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。 “第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。 “第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。 重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．明确各周期零族元素的原子序数 周期 一 二 三 四 五 六 七 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 2.比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 3．求差值定族数 (1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。 (2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。 (3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。 重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (1)相似性 ①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。 ②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。 ③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。 ④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋ ＋H 2↑。(R 表示碱金属元素) (2)递变性 从Li 到Cs ，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。表现为： ①与O 2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，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。 ②与H 2O 的反应越来越剧烈，如K 与H 2O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与Cs 遇水发生剧烈爆炸。 ③对应离子的氧化性依次减弱，即氧化性：Li ＋>Na ＋>K ＋>Rb ＋>Cs ＋ 。 ④最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH 的碱性最强。 特别提醒 (1)碱金属单质性质的相似性和递变性是其原子结构的相似性和递变性的必然结果。 (2)因Na 、K 等很活泼的金属易与H 2O 反应，故不能从溶液中置换出不活泼的金属。 2．卤素单质的相似性、递变性和特性 (1)相似性 ①与H 2反应生成相应的氢化物：X 2＋H 2===2HX 。 ②与活泼金属(Na 等)反应生成相应的金属卤化物： 2Na ＋X 2=====点燃 2NaX 。
高中元素周期表知识点
高中元素周期表知识点 高中元素周期表知识点 元素周期表共分18纵行： 其中 第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的'个位数与主族序数相等); 第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB 族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等); 第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。 ⅠA族称为碱金属元素(氢除外); ⅡA族称为碱土金属元素; ⅢA族称为铝族元素; ⅣA族称为碳族元素; ⅤA族称为氮族元素; ⅥA族称为氧族元素; ⅦA族称为卤族元素。 元素周期表共有七个横行，称为七个周期， 其中第一(2种元素) 二(8种元素)
三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素) 第四(18种元素) 五(18种元素) 六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素); 第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。 在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上 部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。金属性最强的稳定性 元素是铯，非金属性最强的元素是氟。 在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物通常具有两性，如Be、Al等。 主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其 最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最 外层电子和倒数第三层的部分电子。 在目前的112种元素中，只有二十二种非金属元素(包括6种稀 有气体元素)，其余九十种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。 在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。通常在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半 导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。 从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族(包括108、109、110三号元素)、主族序数分别 相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1(第二、 三两周期)或11(第四、五两周期)或25(第六周期)。 若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n+1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时， 则有：y=x+a;当xA、yB位于第ⅢA~ⅦA族时，则有：y=x+b。
元素周期表知识点总结教学提纲
元素周期表知识点总 结
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. 原子核的构成 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。 质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）==近似原子量 原子 A Z X 3、阳离子 aW 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 二、核素、同位素 1、定义 核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。 同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。 3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点 ① 化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。 三、核外电子排布 1、电子云：我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小 2、核外电子排布的规律: 1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布； 2.每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数)； 3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。 4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。
3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系 ①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。 ②非金属性与金属性（一般规律） 电外层电子数得失电子趋势元素性质 金属元素<4 易失金属性 非金属元素>4 易得非金属性 一、元素周期表的结构 1.周期：周期序数=电子层数 七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期） 2.族： 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）） 二、元素性质与原子结构 1、碱金属元素 (1) 在结构上： 结构异同：异：核电荷数：由小→大； 电子层数：由少→多； 同：最外层电子数均为1个。 最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。 (2) 碱金属元素在化学性质上的规律： ○1相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）； 4Li + O2 ==== 2Li2O（白色、氧化锂） 2Na + O2 ==== Na2O2（淡黄色、过氧化钠） 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ ○2递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大； (3) 元素金属性判断标准
元素周期表的规律总结
元素周期表的规律 一、原子半径 同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。 二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价） 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8 三、元素的金属性和非金属性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性递减，非金属性递增；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性递增，非金属性递减； 四、单质及简单离子的氧化性与还原性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质的氧化性增强，还原性减弱；所对应的简单阴离子的还原性减弱，简单阳离子的氧化性增强。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质的氧化性减弱，还原性增强；所对应的简单阴离子的还原性增强，简单阳离子的氧化性减弱。元素单质的还原性越强，金属性就越强；单质氧化性越强，非金属性就越强。 五、最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性 同一周期中，从左到右，元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强（碱性减弱）； 同一族中，从上到下，元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强（酸性减弱）。 元素的最高价氢氧化物的碱性越强，元素金属性就越强；最高价氢氧化物的酸性越强，元素非金属性就越强。 六、单质与氢气化合的难易程度 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越容易； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，单质与氢气化合越难。 七、气态氢化物的稳定性 同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性增强； 同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素气态氢化物的稳定性减弱。 此外还有一些对元素金属性、非金属性的判断依据，可以作为元素周期律的补充： 随同一族元素中，由于周期越高，价电子的能量就越高，就越容易失去，因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性。元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强。 同一族的元素性质相近。 以上规律不适用于稀有气体。 八、位置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）主族元素的族数等于最外层电子数。 九、阴阳离子的半径大小辨别规律 三看： 一看电子层数，电子层数越多，半径越大， 二看原子序数，当电子层数相同时，原子序数越大半径反而越小 三看最外层电子数，当电子层数和原子序数相同时最外层电子书越多半径越小 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(S)>r(Cl)、r(Na+ ) >r(Mg2+ )>r(Al3+ )、r(O2- ) >r(F-) r(S2—)>r(Cl—)>r(Ar) >r(K+)>r(Ca2+)、r(O2—)> r(F—)> r（Na+）> r（Mg2+）> r（Al3+） r(Na+ )
2020-2021备战高考化学压轴题专题原子结构与元素周期表的经典综合题含详细答案
2020-2021备战高考化学压轴题专题原子结构与元素周期表的经典 综合题含详细答案 一、原子结构与元素周期表练习题（含详细答案解析） 1．下表标出的是元素周期表的一部分元素，回答下列问题： （1）表中用字母标出的14种元素中，化学性质最不活泼的是____________（用元素符号表示，下同），金属性最强的是___________，非金属性最强的是___________，常温下单质为液态的非金属元素是_________，属于过渡元素的是______________（该空用字母表示）。 （2）B，F，C气态氢化物的化学式分别为______________，其中以___________最不稳定。 （3）第三周期中原子半径最小的是__________________。 【答案】Ar K F Br M H2O、HCl、PH3 PH3 Cl 【解析】 【分析】 由元素在周期表中位置，可知A为氟、B为氧、C为磷、D为碳、E为Ar、F为Cl、G为硫、H为Al、I为Mg、J为Na、K为Ca、L为钾、N为Br、M处于过渡元素。 【详解】 （1）表中用字母标出的14种元素中，稀有气体原子最外层达到稳定结构，化学性质最不活泼的是Ar（用元素符号表示，下同）； 同周期自左而右金属性减弱、非金属性增强，同主族自上而下金属性增强、非金属性减弱，故上述元素中金属性最强的为K，非金属性最强的为F； Br2常温下为液态，根据元素在周期表中位置可知M属于过渡元素； 故答案为：Ar；K；F；Br；M； （2）B，F，C气态氢化物的化学式分别为H2O、HCl、PH3，同周期自左而右非金属性增强，同主族自上而下非金属性减弱，故非金属性O＞P、Cl＞P，非金属性越强，氢化物越稳定，与PH3最不稳定，故答案为：H2O、HCl、PH3；PH3； （3）同周期自左而右原子半径减小，故第三周期中Cl原子半径最小，故答案为：Cl。 2．A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大；A原子核内无中子；B元素的最高价氧化物对应水化物与其氢化物能反应生成盐F；D与A同主族，且与E同周 期；E元素原子的最外层电子数是其次外层电子数的3 4 ，A、B、D、E这四种元素，每一种 与C元素都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物．请回答下列问题： （1）C元素在元素周期表中的位置是___；C、D、E三种元素简单离子半径由大到小的顺
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。
元素周期表知识点总结
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. 原子核的构成 核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数 2、质量数 将原子核内所有的质子与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。 质量数(A)= 质子数(Z)+ 中子数(N)==近似原子量 原子 A Z X 3、阳离子 aW 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 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的一种原子称为核素。 同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。 3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点 ① 化学性质几乎完全相同 ②天然存在的某种元素,不论就是游离态还就是化合态,其各种同位素所占的原子个数百分比(即丰度)一般就是不变的。 三、核外电子排布 1、电子云:我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域(单位体积)出现的机会(几率)大小 2、核外电子排布的规律: 1、电子就是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布; 2、每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数); 3、电子一般总就是尽先排在能量最低的电子层里,即最先排第一层,当第一层排满后,再排第二层,等等。 4.最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。 3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
①稀有气体的不活泼性:稀有气体元素的原子最外层有8个电子(He为2)处于稳定结构,因此化学性质稳定,一般不跟其它物质发生化学反应。 ②非金属性与金属性(一般规律) 电外层电子数得失电子趋势元素性质 金属元素<4 易失金属性 非金属元素>4 易得非金属性 一、元素周期表的结构 1、周期:周期序数=电子层数 七个周期(1、2、3短周期;4、5、6长周期;7不完全周期) 2、族: 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或:主族序数=最外层电子数) 18个纵行(7个主族;7个副族;一个零族;一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行)) 二、元素性质与原子结构 1、碱金属元素 (1) 在结构上: 结构异同:异:核电荷数:由小→大; 电子层数:由少→多; 同:最外层电子数均为1个。 最外层都有１个电子,化学性质相似;随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。 (2) 碱金属元素在化学性质上的规律: ○1相似性:均能与氧气、与水反应,表现出金属性(还原性); 4Li + O2 ==== 2Li2O(白色、氧化锂) 2Na + O2 ==== Na2O2(淡黄色、过氧化钠) 2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ 2K + 2H2O === 2KOH + H2↑ ○2递变性:与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同;在同一族中,自上而下反应的剧烈程度逐渐增大; (3) 元素金属性判断标准 ○1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易,则金属性越强。
元素周期表的九大规律
第七讲元素周期表和元素周期律 一、分析热点把握命题趋向 热点内容主要集中在以下几个方面：一是元素周期律的迁移应用，该类题目的特点是：给出一种不常见的主族元素，分析推测该元素及其化合物可能或不可能具有的性质。解该类题目的方法思路是：先确定该元素所在主族位置，然后根据该族元素性质递变规律进行推测判断。二是确定“指定的几种元素形成的化合物”的形式，该类题目的特点是：给出几种元素的原子结构或性质特征，判断它们形成的化合物的形式。解此类题的方法思路是：定元素，推价态，想可能，得化学式。三是由“位构性”关系推断元素，该类题目综合性强，难度较大，一般出现在第Ⅱ卷笔答题中，所占分值较高。 二．学法指导：1、抓牢两条知识链 （1）金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子失去电子的能力→元素的金属性→最高价氧化物对应水化物的碱性→单质置换水（或酸）中氢的能力→单质的还原性→离子的氧化性。 （2）非金属元素链：元素在周期表中的位置→最外层电子数及原子半径→原子获得电子的能力→元素的非金属性→最高价氧化物对应水化物的酸性→气态氢化物形成难易及稳定性→单质的氧化性→离子的还原性。
2、理解判断元素金属性或非金属性强弱的实验依据 （1）金属性强弱的实验标志 ①单质与水（或酸）反应置换氢越容易，元素的金属性越强。②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。③相互间的置换反应，金属性强的置换弱的。④原电池中用作负极材料的金属性比用作正极材料的金属性强。⑤电离能 （2）非金属性强弱的实验标志 ①与氢气化合越容易（条件简单、现象明显），元素的非金属性越强。②气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强。③最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。④相互间置换反应，非金属性强的置换弱的。⑤电负性 三．规律总结： 1、同周期元素“四增四减”规律 同周期元素从左至右：①原子最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小；②非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱；③最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；④非金属气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱。 2、同主族元素“四增四减四相同”规律 同主族元素从上到下：①电子层数逐渐增多，核对外层电子的引
知识讲解_元素周期表基础解析
元素周期表基础 【要点梳理】 要点一、元素周期表的编排 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核质子数＝核外电子数（原子中） 要点诠释： 存在上述关系的是原子而不是离子，因为离子是原子失去或得到电子而形成的，所以在离子中：核外电子数＝质子数加上或减去离子的电荷数。 2．现在的元素周期表的科学编排原则 （1）将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行，称为周期； （2）把最外层电子数相同（氦除外）的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，称为族。 要点二、元素周期表的结构 （1）周期：元素周期表有7个横行，也就是7个周期。前三周期叫短周期，后四个周期叫长周期。第七周期排到112号元素，共有26种元素，由于尚未排满，所以又叫不完全周期。 （2）族：常见的元素周期表共有18个纵行，从左到右分别叫第1纵行、第2纵行……第18个纵行。把其中的第8、9、10三个纵行称为第Ⅷ族，其余每一个纵行各称为一族，分为七个主族、七个副族和一个0族，共16个族。 族序数用罗马数字表示，主族用A、副族用B，并标在族序数的后边。如ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅠB、ⅡB、ⅢB…… （3）第18纵行的氦最外层有2个电子，其它元素原子的最外层都有8个电子，它们都已达到稳定结构，化学性质不活泼，化合价都定为0价，因而叫做0族。 （4）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。 （5）在周期表中根据组成元素的性质，有些族还有一些特别的名称。例如：第ⅠA族：碱金属元素；第ⅡA族：碱土金属元素；第ⅣA族：碳族元素；第ⅤA族：氮族元素；第ⅥA族：氧族元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。 （6）第六周期的镧系元素、第七周期的锕系元素分别包含15种元素，为了使元素周期表的结构紧凑，放
元素周期表知识点总结(终极版)
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
元素周期表(带详细解析)
第一章物质结构元素周期律 第一节元素周期表 重难点一元素周期表 1．构成原子(离子)的微粒间关系 (1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。 (2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。 (3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 (4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。 (5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。 2．元素周期表的结构 (3)过渡元素 元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。 特别提醒族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。
“第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。 “第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。 重难点二 零族定位法确定元素的位置 1． 2.比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 3．求差值定族数 (1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。 (2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。 (3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。 重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (1)相似性 ①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。 ②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。 ③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。 ④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋ ＋H 2↑。(R 表示碱金属元素) (2)递变性 从Li 到Cs ，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。表现为： ①与O 2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，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。 ②与H 2O 的反应越来越剧烈，如K 与H 2O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与Cs 遇水发生剧烈爆炸。 ③对应离子的氧化性依次减弱，即氧化性：Li ＋>Na ＋>K ＋>Rb ＋>Cs ＋ 。 ④最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH 的碱性最强。 特别提醒 (1)碱金属单质性质的相似性和递变性是其原子结构的相似性和递变性的必然结果。 (2)因Na 、K 等很活泼的金属易与H 2O 反应，故不能从溶液中置换出不活泼的金属。 2．卤素单质的相似性、递变性和特性 (1)相似性 ①与H 2反应生成相应的氢化物：X 2＋H 2===2HX 。 ②与活泼金属(Na 等)反应生成相应的金属卤化物： 2Na ＋X 2=====点燃 2NaX 。
元素周期表知识复习总结及习题答案讲解
学员编号：年级：高一课时数： 2 学员姓名：辅导科目：化学学科教师： 授课类型T 元素周期表 C 元素的性质和结构T 核素授课日期及时段 教学内容 引导回顾 在元素周期表中涉及到了哪些知识点呢？我们一起来回顾一下吧！ 本周知识点本周解题方法 1.元素周期表的结构 1. 熟悉元素周期表的结构 2.常见族的特别名称 2. 熟记各族名称 3.元素的结构和性质 3. 元素结构与性质随周期的变化 4.核素 4. 辨析核素和同位素 5.元素周期律 5. 熟悉元素周期表及其变化规律 同步讲解 本章主要内容及其相互关系如下所示
●重点难点 本章的学习重点是元素周期表的结构和元素周期律的实质，元素的性质、原子结构和元素在周期表中的位置三者之间关系以及离子键和共价键等知识。 本章的学习难点是同周期、同主族元素性质的递变规律，“位、构、性”三者之间的关系和离子键、共价键的本质。 1、元素周期表的结构 2、常见族的特别名称
第ⅠA族________元素，第ⅦA族________元素，O族______元素，第______族和________族称为过渡元素。 答案：碱金属卤族稀有气体第Ⅷ族所有副 ●问题探究 1．元素周期表提供了每种元素的哪些信息？ 提示：在元素周期表中，每一种元素均占据一格。对于每一格，均包含元素的原子序数，元素符号，元素名称，外围电子排布，相对原子质量(或质量数)等内容。 此外，在周期表中，还用不同的颜色来表示金属，非金属或过渡元素等。若元素符号呈红色表明该元素是放射性元素。 2．第一个元素周期表是谁排成的？跟现在的元素周期表排列方式一样吗？ 提示：历史上第一个元素周期表是1869年，俄国化学家门捷列夫排成的；他是将元素按照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，制成了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系。 第一个元素周期表跟现在使用的元素周期表排列方式不一样。主要区别是元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数。即现在我们使用的元素周期表是按元素原子的核电荷数由小到大的顺序排列而成的。 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与原子结构之间存在着如下关系：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 温馨提示：存在上述等式关系的粒子是电中性原子，而非单核离子。单核离子是在电中性原子的基础上得到或失去电子而形成的。