高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：
元素周期律和元素周期表知识点总结
一、元素周期律
1. 原子序数
（1）含义：元素在元素周期表中的序号
（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数
2. 元素周期律的含义
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）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
3. 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。
二、元素周期表
1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 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周期：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族：把最外层电子数相同
．．。
．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行
主族序数＝原子最外层电子数
（2）结构特点：
①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期
②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素
四、焰色反应
1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）
2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝
五、微粒半径的大小与比较
（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
（3）三看“核外电子数”：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
（4）同种元素，核外电子数越多，微粒半径越大，即r(阴离子) >r(原子)>r(阳离子)
六、由位置推导原子序数
1、同周期
2、同族：若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a。
（1）若A、B为ⅠA族或ⅡA族(位于过渡元素左边的元素)，则B的原子序数为(a+m)。
（2）若A、B为ⅢA～ⅦA族(位于过渡元素右边的元素)，则B的原子序数为(a+m)。
第三节元素周期表的应用
一、第3周期元素原子得失电子能力的比较
二、元素的金属性与非金属性
1. 金属性和非金属性的演变规律：
（1）金属性---还原性-----失电子能力----最高价氧化物
对应水化物的碱性---置换氢的难易----原电池反应中正
负极
（2）非金属性---氧化性-----得电子能力----最高价氧化
物对应水化物的酸性性---气态氢化物的稳定性
（3）注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理
非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。
例如I－有较强的
还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。
（只是作题中大部分相同）
2. 元素原子失电子能力（还原性或金属性）强弱的判断标准
（1）单质与水（或酸）反应，越容易置换出氢气，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。
（2）最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。
（3）金属单质间的置换反应，被置换出的金属元素的原子失电子能力弱，元素的金属性弱，单质的还原性弱。
（4）金属阳离子得电子（或氧化）能力越强，对应原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，单质的还原性越弱。
（5）金属原子失电子，需吸收能量，失去相同的电子数，吸收的能量越少，元素的原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。
（6）根据周期表的位置判断。
位于周期表左下方的元素，原子失电子能力越强，元素的金属性越强，单质的还原性越强。
（7）根据金属活动顺序判断。
自左至右，元素的原子失电子能力越弱，元素的金属性越弱，单质的还原性越弱。
3. 元素原子得电子能力（氧化性或非金属性）强弱的判断标准
（1）比较元素的单质与H2化合的难易程度，越易化合，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
（2）气态氢化物的稳定性。
氢化物越稳定，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
（3）元素的最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
酸性越强，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
（4）非金属单质间的置换反应，被置换出的非金属元素的原子得电子能力弱，元素的非金属性弱，单质的氧化性弱。
（5）非金属元素的阴离子的还原性越强对应的元素的原子得电子能力越弱，元素的非金属性越弱，单质的氧化性越弱
（6）不同的非金属单质氧化同一种金属单质，金属单质失电子越多说明该非金属元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
（7）根据周期表的位置判断。
位于周期表右上方的元素，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
（8）非金属原子得电子，需放出能量，得到相同的电子数，放出的能量越多，元素的原子得电子能力越强，元素的非金属性越强，单质的氧化性越强
三、元素性质随周期和族的变化规律
四、原子结构、元素性质与元素在周期中的位置关系
1. 元素周期表的位置、结构、性质的关系
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对应的水化物的碱性越强，其离子的氧化
性越弱。
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，形成最高价氧化物对应水化物的酸
性越强，其离子的还原性越弱。
五、元素周期律和元素周期表的具体应用
1. 在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料；
2. 在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；
3. 在非金属元素区域研究，生成新型农药；
4. 预测新元素的性质。
高中化学一轮复习讲义(解析版)：元素周期律和元素周期表
元素周期律和元素周期表【学习目标】1. 元素周期表的结构和元素推断2. 元素周期律的变化规律及应用 ◆感知高考1. [2020·新课标Ⅰ]1934年约里奥–居里夫妇在核反应中用α粒子(即氦核42He )轰击金属原子WZ X ，得到核素30Z+2Y ，开创了人造放射性核素的先河：W Z X +42He →30Z+2Y +10n 。
其中元素X 、Y 的最外层电子数之和为8。
下列叙述正确的是A. W Z X 的相对原子质量为26B. X 、Y 均可形成三氯化物C. X 的原子半径小于Y 的D. Y 仅有一种含氧酸 【答案】B 【解析】A ．2713Al 的质量数为27，则该原子相对原子质量为27，故A 错误； B ．Al 元素均可形成AlCl 3，P 元素均可形成PCl 3，故B 正确；C ．Al 原子与P 原子位于同一周期，且Al 原子序数大于P 原子序数，故原子半径Al>P ，故C 错误；D ．P 的含氧酸有H 3PO 4、H 3PO 3、H 3PO 2等，故D 错误； 故答案为：B 。
2. [2020·山东（新高考）]短周期主族元素X 、Y 、Z 、W 的原子序数依次增大，基态X 原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z 可与X 形成淡黄色化合物Z 2X 2，Y 、W 最外层电子数相同。
下列说法正确的是A. 第一电离能：W>X>Y>ZB. 简单离子还原性：Y>X>WC. 简单离子的半径：W>X>Y>ZD. 氢化物水溶液的酸性：Y>W【答案】C【解析】【分析】四种短周期主族元素，基态X原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，设若X为第二周期元素原子，则X可能为Be或O，若X为第三周期元素原子，则均不满足题意，Z与X能形成Z2X2的淡黄色化合物，该淡黄色固体为Na2O2，则X为O元素，Z为Na元素；Y与W的最外层电子数相同，则Y为F元素，W为Cl 元素，据此分析。
一轮复习 元素周期表和元素周期律
非金属性： I < Br< Cl
小结：
元素周期律：元素的（核外电子排布、原子半径、 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 0 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。 非金属性逐渐
1 金 属 2 性 3 逐 4 渐 增 5 强 6 7 非 金 属 性 逐 渐 增 强 金属性逐渐 价电子，一到七；高低价，和为八； 左下右上金非金，原子半径随金属。
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
性质对比实例4：
钠与水反应
Li
与H2O反应
钾与水反应
Na K Rb Cs
剧烈，生 更剧烈，生 轻微的爆炸， 遇水立即燃 遇水立即燃 烧，爆炸 烧，爆炸 成H2 成H2 生成H2
金属性：Li< Na < K < Rb< Cs
性质对比实例5：
氧化性： I 2< Br2< Cl2
H3PO4
H2SO4 HClO4
磷 酸
硫 酸 高氯酸
中强酸
强 酸 更强酸
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
性质对比实例3：
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应
稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
SiH4
PH3
H2S HCl
磷蒸气，困难
加热反应 光照或点燃化合
电子排布规律：
原子半径规律：
H He Be M g Ca Sr Ba Ra B C N P O S S e Te P o F Cl N e Ar Kr Xe Rn
高三化学一轮复习 知识点系列大全(二)考点十二 元素周期律和元素周期表
1 考点十二 元素周期律和元素周期表 I.课标要求 1． 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。 2． 能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。 3． 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。 Ⅱ.考纲要求 1． 掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 2． 了解物质的组成、结构和性质的关系。 3． 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结构的关系。 4． 以I A和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 5． 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 6． 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质 Ⅲ.教材精讲 一.元素周期律及其实质 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 2．实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。 3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 同周期元素（左→右） 同主族元素（上→下） ⑴．最外层电子数 逐渐增多（1e—→8e—） 相同 ⑵．原子半径 逐渐减小（稀有气体最大） 逐渐增大
⑶．主要化合价 最高正价：+1→+7； 最低负价 -4 → -1； 最低负价＝主族序数－8 最高正价相同； 最低负价相同（除F、O外） 最高正价＝主族序数 ⑷．第一电离能 呈增大的趋势 呈减小趋势 ⑸．电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 ⑹．得失电子能力 失能减；得能增。 失能增；得能减。
⑺．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。 ⑻．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。 ⑼．非金属气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。 4．电离能 2
高考化学一轮复习元素周期律知识点
高考化学一轮复习元素周期律知识点元素周期律指元素的性质随着元素的原子序数(即原子核外电子数或核电荷数)的增加呈周期性变化的规律。
以下是元素周期律知识点，请考生认真学习。
1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、要紧化合价的周期性变化，了解元素周期律。
2.了解元素周期表的结构(周期、族)，明白金属、非金属在周期表中的位置。
3.以第三周期元素为例，明白同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.以IA、VIIA元素为例，明白得同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
随着原子序数(核电荷数)的递增：元素的性质出现周期性变化：①、原子最外层电子数呈周期性变化元素周期律②、原子半径呈周期性变化③、元素要紧化合价呈周期性变化④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化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性质递变①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径③、要紧化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳固性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性原子结构知识点的内容确实是这些，查字典化学网预祝考生能够考上理想的大学。
2021年高考第一轮复习备考专题差不多新奇出炉了，专题包含高考各科第一轮复习要点、复习方法、复习打算、复习试题，大伙儿来一起看看吧~。
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律这篇高一化学元素周期表和元素周期律知识点梳理是特地为大家整理的，希望对大家有所帮助!高一化学元素周期表和元素周期律知识点①原子组成：原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数核外电子相对原子质量==质量数②原子表示方法：A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数带正电微粒：电子数==质子数电荷数带负电微粒：电子数==质子数+电荷数⑤118号元素(请按下图表示记忆)H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar⑥元素周期表结构短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠAⅦA)期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠBⅦB)表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价⑧元素周期律：从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强b、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c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极(负极活泼性正极)判断非金属性强弱的三条依据：a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强b、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c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S)注意：相互证明由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。
元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)
考点26 元素周期律及其应用一、1～18号元素性质的周期性变化规律 1．原子最外层电子排布变化规律周期序号 原子序数 电子层数最外层电子数结论第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8)第二周期 3→10 2 1→8 第三周期11→1831→8规律：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变化2.周期序号 原子序数 原子半径(nm)结论第一周期 1→2 ……同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)第二周期 3→9 0.152→0.071大→小 第三周期11→170.186→0.099大→小规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化3周期序号 原子序数 主要化合价 结论第一周期1→2＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O 和F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4价逐渐升高至ⅦA 族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8第二周期3→9最高价＋1→＋5(不含O 、F) 最低价－4→－1规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。
1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出H 2的难易。
②实验操作：③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2＋H 2↑。
结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg 。
(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究AlMg原理最高价氧化物对应水化物的碱性强弱实验操作沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl 3＋3H 2OAl(OH)3＋NaOH ===NaAlO 2＋2H 2OMg(OH)2＋2HCl ===MgCl 2＋ 2H 2O实验结论金属性：Mg>Al(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 分类 强碱中强碱(属于弱碱)两性氢氧化物碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 结论金属性：Na>Mg>Al3.Si PSCl最高价氧化物对应水化物的酸性H 2SiO 3：弱酸H 3PO 4：中强酸H 2SO 4：强酸 HClO 4：强酸酸性：HClO 4＞H 2SO 4＞H 3PO 4＞H 2SiO 3 结论Si 、P 、S 、Cl 的非金属性逐渐增强4.同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
高考化学一轮复习方案 第14讲 元素周期律和元素周期表课件 浙教版
动
探
短周期
长周期
究
序号
1 2 3 4 56
7
元素 2
种数
不完全周期，最
8
8
18 18
32
多容纳32种元素， 目前排了26种元
素
0族元素 原子序数
2
10 18
36 54 86
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第十四单元 元素周期律和元素
周期表
考
向
(3)族ห้องสมุดไป่ตู้
互 动
18列，16个族
探
列序 1 2 13 14 15 16 17
究
主族
探 在周期表中的位置如下表所示，设 X 的原子序数为 a。则下
究 列说法不正确的是( )
Y
X
Z A．Y 与 Z 的原子序数之和可能为 2a B．Y 的原子序数可能为 a－17 C．Z 的原子序数可能为 a＋31 D．X、Y、Z 一定为短周期元素
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第十四单元 元素周期律和元素周期表
考
向
互
D [解析] X、Y、Z为主族元素，Y一定不在第一周
②将_电__子__层__数_相同的元素排成一横行，共有___7_____
个横行。
③把__最__外__层__电__子__数____相同的元素按原__子__序__数__递增的
顺序从上到下排成一纵列，共有___1_8____列。
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第十四单元 元素周期律和元素
考
向
(2)周期
周期表
互 7个横行，7个周期
[解析] × 不一定，副族元素大多数原子最外层电子数为 2，稀有气体 He 最外层电子数也为 2。
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第十四单元 元素周期律和元素周期表
化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结
化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结化学元素周期律是高中化学中的重要知识点，也是高考中必考的内容之一。
掌握好元素周期律的相关知识，对于学生在高考化学科目中取得好成绩至关重要。
本文将对化学元素周期律的相关知识点进行清单总结，并对常见的高考题型进行解析，以帮助学生更好地复习和应对高考。
一、元素周期律基本概念及排列方式元素周期律是对元素进行分类和排列的方法，由元素的原子序数递增排列，使具有相似性质的元素出现在同一垂直列中，称为族或组；而具有相似化学性质的元素按照周期律的顺序排列在同一水平行，称为周期。
元素周期表的基本结构是：上方为1A族元素即碱金属，下方为2A 族元素即碱土金属，分别位于周期表的第一和第二周期；中间是过渡元素，分为3B～8B族，位于周期表的第三至第八周期；右侧是典型元素，包括3A～8A族与3B～8B族之间的元素，分布在周期表的第三至第八周期。
右下方是稀有气体。
二、元素周期律的元素分类1. 碱金属：位于周期表的第一列，属于1A族元素。
这类元素具有低密度、低熔点和活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。
2. 碱土金属：位于周期表的第二列，属于2A族元素。
这类元素具有较高的密度、较高的熔点和较活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。
3. 过渡元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3B～8B族元素。
这类元素具有较高的密度、硬度和熔点，具有良好的延展性、可塑性和导电性，化合价多样。
4. 典型元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3A～8A族和3B～8B族之间的元素。
这类元素的化学性质较为多样，既可以形成离子化合物，也可以形成共价化合物。
5. 稀有气体：位于周期表的右下方，包括18族元素。
这类元素具有较高的稳定性，不易与其他元素反应。
三、常见高考题型分析及解答技巧1. 选择题：对于元素周期律的选择题，要注意分析题干中的关键词，确定考查的知识点。
在解答选择题时，可以先排除明显错误选项，再根据相关知识点进行筛选。
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一、元素周期律概述元素周期律是化学中描述元素性质随原子序数变化的基本规律。
这一规律由俄国化学家门捷列夫首次提出，并据此发明了元素周期表。
元素周期律主要包括两个方面的内容：一是元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化；二是元素的电子排布决定了其化学性质。
二、元素周期表的结构元素周期表是按照元素周期律排列元素的表格，它将所有已知的化学元素按照原子序数和电子排布规律进行分类。
周期表由若干行（周期）和列（族或组）组成，每一周期代表一个电子能级，每一族代表具有相似化学性质的元素。
1. 周期：周期表中的水平行称为周期，从上到下依次为1周期、2周期……7周期。
元素在周期表中的位置反映了其电子排布的能级。
2. 族或组：周期表中的垂直列称为族或组，从左到右依次为第1A族至第8A族（主族元素），以及第1B族至第2B族（过渡金属），还有第3B族至第12B族（后过渡金属），以及第8B族（镧系元素）和第9B族（锕系元素）。
三、元素周期律的具体表现1. 原子半径的周期性变化：同一周期内，从左到右原子半径逐渐减小；同一族内，从上到下原子半径逐渐增大。
2. 主要化合价的周期性变化：同一周期内，元素的最高正化合价从左到右逐渐增加；同一族内，元素的最高正化合价基本相同。
3. 电负性的周期性变化：同一周期内，电负性从左到右逐渐增加；同一族内，电负性从上到下逐渐减小。
4. 离子半径的周期性变化：同一周期内，阳离子半径小于阴离子半径；同一族内，阳离子半径小于上一族的阳离子半径，阴离子半径大于下一族的阴离子半径。
四、元素周期律的应用1. 预测元素性质：通过元素在周期表中的位置，可以预测其化学性质、反应性和化合物类型。
2. 指导化学实验：元素周期律有助于选择合适的试剂和条件进行化学反应，预测反应产物。
3. 材料科学：元素周期律在新材料的开发和性能预测中发挥重要作用，如半导体材料、超导材料等。
五、结语元素周期律是化学学科的基石之一，它不仅揭示了元素性质的内在联系，而且为化学研究和应用提供了重要的理论基础。
2019年(北京专用)高考化学一轮复习第15讲元素周期律与元素周期表课件
1-1 根据元素周期表和元素周期律,判断下列叙述 不正确的是 ( C )
A.气态氢化物的稳定性:H2O>NH3>SiH4 B.氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物 C.如图所示实验可证明元素的非金属性:Cl>C>Si D.用中文“ ”(ào)命名的第118号元素在周期表中位于第七周期0族
纵行)
主族 :ⅠA族 ~ ⅦA族,共7个主族 副族 : ⅢB族 ~ ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族,共7个副族 第Ⅷ族 : 三个纵行,位于ⅦB族与ⅠB族中间 0族 : 稀有气体元素
2.元素在周期表中的位置与结构、性质之间的重要规律 (1)元素周期表中主族元素性质的递变规律
(2)由元素周期表归纳电子排布规律 a.最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。 b.最外层电子数小于3的可能是ⅠA族、ⅡA族元素,也可能是副族元 素、第Ⅷ族元素或零族元素氦。 c.某元素原子的最外层电子数比次外层电子数多,则该元素一定位于第 二周期。 d.某元素阴离子的最外层电子数与次外层相同,则该元素位于第三周 期。 e.电子层结构相同的离子,若电性相同,则对应的元素位于同周期;若电 性不同,则阳离子对应的元素位于阴离子对应的元素的下一周期。 (3)由元素周期表归纳元素化合价的变化规律
答案 A 由题中信息可知,a、b、c、d分别是H、O、Na、S。H与Na 形成的二元化合物NaH中,H元素的化合价为-1,A项错误;O与其他三种 元素可分别形成H2O、H2O2,Na2O、Na2O2,SO2、SO3等,B项正确;Na元素 位于第三周期ⅠA族,在四种元素中原子半径最大,C项正确;氢硫酸是一 种弱酸,D项正确。
答案 C 气态氢化物的稳定性:H2O>NH3>SiH4,A正确;H2O属于共价化 合物,NaH属于离子化合物,B正确;题图所示实验可证明酸性:HCl>H2CO3> H2SiO3,但不能据此得出元素的非金属性:Cl>C,C不正确;前六周期共 有86种元素,第七周期可排32种元素,故118号元素在第七周期0族,D正 确。