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2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成：元素周期表是按照元素的原子序数（即，元素的核外电子数）排列的一张表格。
每个水平行称为一个周期，每个垂直列称为一个族。
2. 元素周期表的分区：元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。
s区和p区称为主族，d区称为过渡族，f区称为内过渡族或稀土族。
3. 元素周期表的分组：元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组，分别为IA～VIIIA。
其中，IA～VIIIA为主族元素，IB～VIIIB和IBB～VIIB为过渡元素，以及IIIB～VIIIB为富集区。
二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素（碱金属）：具有极强的金属性质，易损毁和氧化。
常见的元素有锂、钠、钾等。
主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。
2. IIA族元素（碱土金属）：较强的金属性质，但比碱金属稳定。
常见的元素有镁、钙、锶等。
广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。
3. IIIA族元素（硼族元素）：物理性质多样，常见元素有硼、铝等。
硼是轻质高强度材料的重要成分，铝广泛用于制备合金和建筑材料。
4. IVA族元素（碳族元素）：碳是自然界中广泛存在的元素，具有多种形态和性质。
硅广泛用于制备光伏材料等。
5. VA族元素（氮族元素）：氮是大气中最丰富的元素之一，广泛用于化肥和爆炸物制造等。
磷广泛用于生化、农业等领域。
6. VIA族元素（氧族元素）：氧是生命中最重要的元素之一，广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。
硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。
7. VIIA族元素（卤素）：卤素是一种具有强氧化性的元素，常见的元素有氯、溴等。
氟在医药、农业等方面有广泛的应用。
8. VIIIA族元素（稀有气体）：稀有气体是极为稳定的元素，常见的元素有氩、氪等。
氦广泛用于美容、制冷等方面。
三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点：过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大，电子外层有未填满的d轨道。
高三化学学生必背知识点化学作为一门实验性较强的科学学科，无论是对于高中学生还是大学生来说都是一个重要的必修课程。
作为高三化学学生，掌握和理解化学的基本知识点是提高化学成绩的关键。
本文将总结高三化学学生必背的知识点，并逐一进行讲解。
1. 基本化学元素：高三化学学生必须掌握常用基本化学元素的符号、原子序数和原子量。
例如，碳的符号为C，原子序数为6，原子量为12.01。
2. 原子结构：高三化学学生必须了解原子的基本结构，包括质子、中子和电子的分布。
质子和中子位于原子核中心的核子，电子则以轨道方式绕着核子旋转。
3. 元素周期表：高三化学学生必须熟悉元素周期表的排列方式和特点。
元素周期表按照原子序数递增的顺序排列，具有一定的周期性规律。
在周期表中，元素根据电子构型的相似性被分类为同一族或同一周期。
4. 化学键：高三化学学生必须掌握离子键、共价键和金属键的定义和特点。
离子键是由正负电荷吸引形成的，共价键是由共用电子对形成的，金属键是由金属离子形成的。
5. 物质的分类：高三化学学生必须了解物质的分类方式。
物质可以根据其组成和性质的不同而被分为纯物质和混合物。
纯物质又分为元素和化合物，混合物分为均匀混合物和非均匀混合物。
6. 化学方程式：高三化学学生必须掌握化学方程式的书写和平衡方法。
化学方程式描述了化学反应中反应物和生成物的转化关系。
通过平衡化学方程式，可以确定反应物和生成物的物质的摩尔比。
7. 溶液和溶解度：高三化学学生必须了解溶液的概念和溶解度的影响因素。
溶液是由溶质和溶剂形成的均匀混合物。
溶解度表示单位溶剂中能够溶解溶质的最大量，受温度、压力和溶质和溶剂的性质影响。
8. 酸碱中和反应：高三化学学生必须掌握酸碱中和反应的原理和计算方法。
酸碱中和反应是指酸和碱在一定比例下反应生成盐和水的化学反应。
需要根据酸碱的摩尔比和酸碱反应的酸碱度计算相关的化学计量问题。
9. 化学平衡：高三化学学生必须掌握化学平衡的概念和Le Chatelier原理。
高中化学元素周期表知识点高中化学元素周期表知识点在平常学习中，大家一定都或多或少地接触过一些化学知识，下面是店铺为大家收集的有关高中化学元素周期表知识点，仅供参考，希望能够帮助到大家。
高中化学元素周期表知识1.元素周期表的结构(1)周期(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，F无正价3.元素周期表中之最原子半径最小的原子：H单质质量最轻的元素：H宇宙中含量最多的元素：H最不活泼的元素：He最轻的金属单质：Li形成化合物最多的元素：C含H质量分数最高的气态氢化物：CH4空气中含量最多的元素：N地壳中含量最高的元素：O，其次是Si地壳中含量最高的金属元素：Al，其次是Fe非金属性最强的元素：F金属性最强的元素：Cs(不考虑Fr)与水反应最剧烈的金属单质：Cs(不考虑Fr)与水反应最剧烈的非金属单质：F2最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH(不考虑FrOH) 所含元素种类最多的族：ⅢB常温下呈液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg4.元素、核素、同位素5.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2n2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。
高一化学基础知识一、电解质和非电解质电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。
高三化学复习知识点归纳1. 化学元素和周期表- 元素的定义与分类：化学元素是指由同一种原子种类组成，无法通过化学反应分解成其他物质的物质。
元素按照化学性质和电子构型的规律，可以分为金属、非金属和类金属元素。
- 周期表：化学元素按照原子序数的大小排列，可以形成周期表。
周期表的主要构成是周期和族。
周期是指元素原子核外层电子的主量子数相同，而族是指元素具有相同化学性质的元素。
2. 化学键- 化学键的定义与分类：化学键是原子间由电子产生的相互作用力。
常见的化学键有离子键、共价键和金属键。
离子键是由正负电荷的离子之间的静电力相互作用形成的，共价键是由电子对共享形成的，金属键是由金属元素的离子之间的静电力相互作用形成的。
- 共价键的共享和极性：共价键的共享可以是等电子共享或者不等电子共享。
等电子共享指两个原子相互共享相同数量的电子对，不等电子共享指两个原子共享不同数量的电子对。
当共享电子对在空间上不均匀分布时，共价键会具有极性。
3. 化学反应- 化学反应的定义和表达：化学反应是指物质的组成和性质发生变化的过程。
化学反应可以通过化学方程式来表达，其中反应物位于方程式的左侧，产物位于方程式的右侧。
- 平衡态和速率：化学反应达到平衡态时，反应物的消失速率和产物的生成速率相等。
化学反应的速率受到多个因素的影响，包括反应物浓度、温度、催化剂等。
4. 化学平衡- 平衡常数和平衡常数表达式：平衡常数是指当化学反应达到平衡态时，反应物浓度的平衡值与产物浓度的平衡值之比的倒数。
平衡常数可以通过平衡反应方程式得到。
- 影响平衡的因素：影响平衡的因素包括温度、压力和浓度。
根据Le Chatelier原理，当平衡系统受到外界干扰时，平衡会向着减小外界干扰的方向移动。
5. 配位化合物和配位键- 配位化合物的定义和结构：配位化合物是由中心金属离子和周围被配体包围的离子或分子组成的化合物。
配位化合物的结构可以通过配位键的形成方式来决定。
高三化学知识点图文一、化学元素周期表化学元素周期表是化学研究中的基础工具，通过元素周期表，可以了解元素的原子结构、化学性质以及元素间的关系。
元素周期表按照原子序数的递增顺序排列，常见的元素周期表是由118个元素组成的。
每个元素都有其特定的原子序数、原子符号和相应的原子量。
图1：化学元素周期表二、原子结构原子是构成物质的基本单位，由原子核和电子云组成。
原子核位于原子的中心，由质子和中子组成，质子带正电荷，中子不带电。
图2：原子结构示意图电子云是由电子组成的，电子带负电荷，分布在原子核周围。
电子的能级决定了电子云的构型。
三、化学键化学键是原子间相互作用的结果，常见的化学键包括共价键、离子键和金属键。
共价键：共享电子对，通常形成于非金属元素间。
离子键：由正负离子间的静电吸引力形成，在金属和非金属之间形成。
金属键：由金属原子之间的电子云构成，电子被共享，形成金属结构。
图3：化学键示意图四、化学式和化学方程式化学式是描述化合物中元素种类和元素比例的一种方式。
常见的化学式有分子式和实验式。
分子式：用元素符号表示化合物中各类原子的种类和数量。
实验式：在分子式上，附加原子间的连接方式，以描述化合物的结构。
化学方程式是化学反应的文字描述。
反应物写在反应方程式的左边，产物写在右边，通过化学方程式，可以了解反应物与产物之间的化学变化和反应条件。
图4：分子式和实验式示例五、物质的性质分类物质的性质可以分为物理性质和化学性质。
物理性质：物质的观察性质，不改变物质的化学组成。
例如，颜色、形状、密度等。
化学性质：物质与其他物质之间发生化学反应的能力。
例如，燃烧、酸碱中和等。
六、酸碱中和反应酸碱中和反应是指酸和碱发生反应生成盐和水的反应。
在酸碱中和反应中，酸会提供H+离子，碱会提供OH-离子，生成水。
图5：酸碱中和反应示意图七、红ox反应和还原剂氧化还原反应是一种常见的化学反应类型。
在氧化还原反应中，发生氧化的物质称为被氧化剂，发生还原的物质称为还原剂。
高考化学常识类知识点总结1.元素周期表：元素周期表是由元素按照原子序数的大小排列而成的表格，通常分为7个周期和18个族。
元素周期表可以用来确定元素的化学性质和物理性质。
2.元素周期表中的分区：-主族元素：包括1A到8A族元素，它们的最外层电子数与族号相同。
-过渡金属元素：包括3B到12B族元素，它们的最外层电子数不一定等于族号。
-镧系和锕系元素：它们分别位于元素周期表中的f区和d区。
3.元素的周期性：元素周期表的排列使得具有相似性质的元素位于相邻位置，具有下列周期性规律-原子半径：随着周期数的增加，原子半径逐渐减小；随着族数的增加，原子半径逐渐增加。
-电离能：随着周期数的增加，原子的电离能逐渐增加；随着族数的增加，原子的电离能逐渐减小。
-电负性：随着周期数的增加，原子的电负性逐渐增加；随着族数的增加，原子的电负性逐渐减小。
4.化学键：化学键是由原子之间的相互作用形成的。
常见的化学键包括：-离子键：通过电子的转移形成的，常见于金属与非金属之间的化合物。
-共价键：通过电子的共享形成的，常见于非金属之间的化合物。
-金属键：由金属原子之间的电子云形成的，常见于金属之间的化合物。
5.共价键的性质：-极性共价键：当两个非金属原子形成共价键时，如果原子的电负性有差异，就会形成极性共价键。
-非极性共价键：当两个非金属原子形成共价键时，如果原子的电性相等，就会形成非极性共价键。
6.化学平衡：在化学反应过程中，反应物和生成物的浓度会发生变化，最终达到一种状态，称为化学平衡。
化学平衡可以通过反应物和生成物的浓度来描述。
7.化学反应速率：化学反应速率是指单位时间内反应物消耗或生成物产生的量。
影响化学反应速率的因素包括反应物浓度、温度、催化剂等。
8.酸碱中和反应：酸和碱在适当的条件下反应，产生相应的盐和水的反应称为酸碱中和反应。
9.氧化还原反应：氧化还原反应是指物质中的电子从一个物种转移到另一个物种，常见的氧化还原反应包括金属与非金属的反应、酸和金属的反应等。
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。
高考化学元素周期表知识点总结元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、1 7七个纵行依次为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。
金属性最强的稳固性元素是铯，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一样具有两性，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22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余90种差不多上金属元素；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。
一样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、12021、110三号元素）、主族序数分别相等。
（二）元素周期律、元素周期表1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。
（原子序数=质子数=核电荷数）2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。
具体内容如下：随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。
②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。
③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。
④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。
【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．元素周期表（1）元素周期表的结构：横七竖十八第一周期2种元素短周期第二周期8种元素第三周期8种元素周期第四周期18种元素（横向）长周期第五周期18种元素第六周期32种元素不完全周期：第七周期26种元素主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB（纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间零族：稀有气体元素【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：①原子序数=核内质子数②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。
⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧化性减弱。
元素周期表1．发展历程2．编排原则例1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”(1)现行元素周期表的编排依据是相对原子质量( )(2)一个横行即是一个周期，一个纵行即是一个族( )(3)最外层电子数相同的元素一定是同族元素( )(4)每一周期都是碱金属元素开始，稀有气体元素结束( ) 答案(1)×(2)×(3)×(4)×3、元素周期表的结构要点解释：常见族的特别名称：第ⅠA族(除氢)：碱金属元素；第ⅦA族：卤族元素；0族：稀有气体元素。
点拨：例2．元素周期表中所含元素种类最多的族是哪一族？答案ⅢB族。
例3．现行元素周期表元素种类最多的周期是哪一周期？答案第六周期。
1．结构特点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碱金属元素锂Li 3]1 2 0.152钠Na 11]1 3 0.186钾K 19]1 4 0.227铷Rb 37]1 5 0.248铯Cs 55]1 6 0.265(2)得出结论：碱金属元素原子结构的共同点是最外层电子数均为1，不同点是电子层数和原子半径不同，其变化规律是随着核电荷数的增加，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2．碱金属的性质(1)物理性质(2)化学性质2熔成小球，浮于水面，四处游动，有轻熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶例4．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”(1)碱金属元素原子的次外层电子数都是8个( )(2)化合物中碱金属元素的化合价都为＋1价( )(3)碱金属元素的原子半径随核电荷数的增大而增大( )(4)碱金属单质的化学性质活泼，易失电子发生还原反应( )(5)Li在空气中加热生成LiO2( )答案(1)×(2)√(3)√(4)×(5)×例5．钾与水(含酚酞)反应的实验现象能表明钾的一些性质，请连一连。
(1)钾浮在水面上A．钾与水反应放热且钾的熔点较低(2)钾熔化成闪亮的小球B．钾与水反应剧烈，放出的热使生成的H2燃烧(3)钾球四处游动，并有轻,微的爆鸣声C．钾的密度比水小(4)溶液变为红色D．钾与水反应后的溶液呈碱性答案(1)—C (2)—A (3)—B (4)—D例6．下列各组比较不正确的是( )A．锂与水反应不如钠与水反应剧烈B．还原性：K＞Na＞Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠C．熔、沸点：Li＞Na＞KD．碱性：LiOH＜NaOH＜KOH答案 B解析锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈，A正确；还原性：K＞Na＞Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应，B错误；碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li＞Na＞K＞Rb＞Cs，C正确；从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH，D正确。
高考元素周期表知识点元素周期表是化学领域中的一项重要工具，它以一种有序的方式展示了所有已知元素的特性和属性。
对于高考化学来说，掌握元素周期表的知识点是非常重要的，因为它涉及了化学中的基础概念和原理。
本文将以逻辑性和系统性为基础，讨论高考元素周期表的相关知识点。
一、周期表的结构周期表由横行称为周期和纵列称为族组成。
周期从左到右递增，族从上到下递增。
周期表中的元素按照原子序数的大小排列，以便更好地理解元素的性质和化学行为。
周期表还包含了一些附加信息，例如元素的原子质量、化学符号和元素名称等。
二、周期表中的主要分区（一）金属、非金属和半金属周期表中的元素可以分为金属、非金属和半金属。
金属元素通常位于周期表的左侧和中间区域，具有良好的导电性、热导率和光泽。
非金属元素位于周期表的右侧，主要具有不良的导电性和光泽。
半金属元素位于金属和非金属之间，具有介于两者之间的性质。
（二）主族元素和过渡元素元素周期表中的族分为主族元素和过渡元素。
主族元素包括1A到8A族，它们的最外层电子结构决定了它们的化学性质。
过渡元素位于周期表的中部，它们的外层电子结构比较复杂，并具有特殊的化学性质。
（三）稀有气体和杂组元素稀有气体是周期表中的8A族元素，它们具有非常稳定的化学性质，很少与其他元素发生反应。
杂组元素是周期表中1B-8B族的元素，它们与稀有气体元素有相似的化学性质。
三、周期表中的特殊元素（一）碱金属碱金属位于周期表的1A族，它们具有低密度、低熔点和良好的导电性。
碱金属通常与非金属形成离子化合物，具有强烈的还原性。
（二）碱土金属碱土金属位于周期表的2A族，它们比碱金属更重，具有低密度、低熔点和较好的导电性。
碱土金属也具有良好的还原性，但比碱金属更稳定。
（三）卤族元素卤族元素位于周期表的7A族，包括氟、氯、溴、碘和砹。
它们具有高电负性和强氧化性，通常以阴离子的形式存在。
（四）过渡金属过渡金属位于周期表的3B到2B族，具有多种化合价和复杂的离子半径。
（完整版）元素周期表主要知识点元素周期表一、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排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(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。
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。
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。
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、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(Li →Cs)质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）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。
高三元素周期律常考知识点高三生活对于每个人来说都是一段充满挑战和压力的时期。
而化学作为高中科目中难度相对较大的一个，在备战高考的过程中成为了很多学生的心头之痛。
而元素周期律是化学中的一大重点，也是常考的知识点之一。
在这篇文章中，我们将探讨高三元素周期律中的常考知识点，希望对同学们有所帮助。
首先，我们来了解元素周期表。
元素周期表是由俄罗斯化学家门捷列夫于1869年发现的，是化学中最重要的工具之一。
它将所有已知的化学元素按照一定的规律排列在一张表上。
元素周期表按照原子序数的增大，从左上至右下排列，每一行称为一个周期，每一列称为一个族。
元素周期表的结构让我们能够清晰地了解元素的性质及其规律。
在学习元素周期律时，我们需要掌握几个关键概念。
首先是原子半径。
原子半径是指原子中心到最外层电子轨道电子云的距离。
原子半径随着周期数的增加而减小，随着族数的增加而增大。
这是因为随着原子核的电子层增加，电子云会扩散，导致原子半径增加。
其次是电离能。
电离能是指将一个未电离的原子中的一个电子移出所需要的能量。
一般来说，周期表中元素的电离能随着周期数的增加而增大，随着族数的增加而减小。
这是因为原子半径减小后，电子与核之间的静电吸引力增强，因此需要更多的能量才能将电子从原子中取出。
最后是电负性。
电负性是指一个原子在共用化合物中吸引电子对的强弱。
电负性随着周期数的增加而增大，随着族数的增加而减小。
这是因为原子半径减小，电子云密度增大，原子核对周围电子的吸引力也就相对增强。
在掌握了这些基本概念后，我们进一步研究元素周期表中的一些规律。
首先是周期性。
周期性是元素周期表中的一个重要特点，可以被描述为周期变化的规律。
例如，原子半径随周期数增加而减小，形成一个周期性的变化趋势。
还有电离能和电负性也遵循类似的规律。
这种周期性的变化趋势在元素周期表中被清晰地展示出来，使我们能够更好地理解元素的性质。
其次，我们来研究一些特殊的元素族群。
第一族元素是碱金属，包括锂、钠、钾等。
高三化学必备知识点打印在高三化学学习的过程中，掌握必备的知识点对于备考非常重要。
为了方便学生进行复习和记忆，以下是高三化学必备知识点的打印版。
请同学们注意打印后的排版整洁美观，确保文字清晰易读。
一、化学元素与周期表1. 常见的元素符号和名称：氢（H）、氧（O）、氮（N）、碳（C）、钠（Na）、铁（Fe）等。
2. 周期表的基本结构：周期表按照元素的原子序数进行排列，分为若干横行（周期）和竖列（族）。
周期表中，周期数代表原子的主能级，族数代表原子的价电子数。
3. 元素的周期趋势：原子半径：从左至右逐渐减小，从上至下逐渐增大。
电离能：从左至右逐渐增大，从上至下逐渐减小。
电负性：从左至右逐渐增大，从上至下逐渐减小。
二、化学键与化合价1. 共价键：共价键是由共用电子对形成的化学键。
共价键的数量等于原子间共享的电子对数目。
2. 离子键：离子键是由正负离子之间的静电作用形成的化学键。
离子键的结合强度较高。
3. 金属键：金属键是金属元素之间金属原子间电子云的共享形成的化学键。
4. 化合价：化合价指的是元素在某种化合物中所表现的相对变价能力。
三、酸碱中和反应1. 酸和碱的定义：酸是指能产生氢离子（H+）的化合物，碱是指能产生氢氧根离子（OH-）的化合物。
2. 酸碱反应的特点：酸和碱按摩尔比例反应，生成水和相应的盐。
3. 酸碱指示剂：酸碱指示剂可根据颜色变化来判断溶液的酸碱性。
四、氧化还原反应1. 氧化还原反应的基本概念：氧化指的是物质失去电子，还原指的是物质获得电子。
2. 氧化还原反应的特点：氧化剂：接受电子的物质。
还原剂：捐赠电子的物质。
3. 氧化还原反应的平衡：氧化还原反应需要满足质子数目和电子数目的平衡。
五、化学方程式与化学计算1. 化学方程式的平衡：化学方程式需要满足物质的质量守恒和电荷守恒。
2. 反应的摩尔比例：化学计算需要根据反应方程式和物质的摩尔比例进行计算，通常使用摩尔计算。
3. 溶液浓度的计算：溶液浓度一般通过溶质质量与溶液体积的比值来计算。
高考化学元素周期表知识点总结元素周期表共分8纵行，其中第、3、4、5、6、7七个纵行依次为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、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、0三个纵行为合称为Ⅷ族；第8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(种元素)、二(____种元素)、三(____种元素)周期为短周期(只有主族元素)；第四(____种元素)、五(____种元素)、六(____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____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一般具有两性，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。
在目前的种元素中，只有种非金属元素(包括____种稀有气体元素)，其余____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。
一般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____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08、09、0三号元素)、主族序数分别相等。
高三知识点笔记化学一、化学元素和周期表1. 介绍：化学元素是由原子构成的，每个元素都有特定的原子核和电子结构。
周期表是根据元素的原子序数和周期性规律排列的表格。
2. 原子结构：原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位于原子核中，电子绕核轨道运动。
3. 元素符号和原子序数：元素由元素符号表示，元素符号通常有一至两个字母组成。
原子序数表示元素在周期表中的位置，也代表了元素的电子层数。
4. 周期表的组成：周期表根据元素的原子序数分为若干行和若干列，行数称为周期数，列数称为族数。
5. 周期表的结构：周期表上方是主族元素，下方是过渡金属元素。
左侧是碱金属和碱土金属，右侧是卤素和稀有气体。
周期表中，元素的性质随着原子序数的增加呈现出周期性变化。
二、化学键和化合物1. 化学键：化学键是原子之间的吸引力，分为离子键、共价键和金属键。
离子键是通过正负离子间的电荷吸引形成的，共价键是通过电子共享形成的，金属键是金属中自由电子间的相互吸引形成的。
2. 配位数和价电子：配位数指的是共价键的数量，用于描述一个原子周围与它结合的原子数量。
价电子是指原子中最外层电子的数量，它决定了元素的化学性质。
3. 化合物的分类：化合物可以分为有机化合物和无机化合物。
有机化合物是由碳和氢等元素组成的，无机化合物则是由其他元素组成的。
4. 化合物的命名：化合物的命名通常根据元素符号和化合价确定。
有机化合物的命名通常依据命名规则，如碳链长度、取代基等。
三、化学反应和化学平衡1. 化学反应：化学反应是指化学物质之间发生的变化。
化学方程式用于描述化学反应，包括反应物和生成物之间的摩尔比例关系。
2. 反应类型：化学反应可以分为合成反应、分解反应、置换反应、还原反应等。
合成反应是指两个或多个物质合成一个新物质，分解反应是指一个物质分解为两个或更多新物质。
3. 化学平衡：化学反应可能达到平衡状态，即反应物与生成物浓度保持一定比例。
平衡常数是用于描述平衡状态的数值，反应物浓度和生成物浓度的关系可以由平衡常数表达式表示。
【高考必备】高三毕业班总复习资料知识点元素周期表1．复习重点1．周期表的结构。
理解位置、结构、性质三者之间的关系。
2．依据“位—构—性”之间的关系，会进行元素推断和确定几种元素形成化合物形式。
2．难点聚焦二、周期表1．位、构、性三者关系结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数|最高正价|+|负价|=83．周期表中部分规律总结⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He 除外)。
⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。
⑶每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n为周期序数，则奇数周期中为2)1(2 +n种，偶数周期中为2)2(2+n种。
⑷同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
⑸设主族元素族序数为a，周期数为b，则有：①a/b<1时，为金属元素，其最高氧化物为碱性氧化物，最高氧化物对应的水化物为碱；②a/b=1时，为两性元素(H除外)，其最高氧化物为两性氧化物，最高氧化物对应的水化物为两性氢氧化物；③a/b>1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。
⑹元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇(或偶)数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇(或偶)数。
⑺元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素(H除外)，分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。
⑻对角线规则：沿周期表中金属与非金属分界线方向对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。
①例题精讲例1今有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的核电荷按C、A、D、E的顺序增大。
C、D都能分别与A按原子个数比1：1或2：1形成化合物。
CB可与EA2反应生成C2A 与气态物质EB4。
⑴写出五种元素名称 A B ,C ，D ,E 。
⑵画出E的原子结构简图，写出电子式D2A2 ,EB4 。
⑶比较EA2与EB4的熔点高低< 。
⑷写出D单质与CuSO4溶液反应的离子方程。
【解析】此题的关键在于分析EB4中E元素只能是ⅣA族元素C或Si。
因B 的原子序数不最小，则B不可能为H元素，E的价态应为+4，B应为ⅦA族元素，且只能为F，如果无Cl元素，则原子序数比E还大。
而E只能为Si，即EB4为SiF4, 从CB的化合物的形式可知C为+1价，则由C2A可知A为-2价，只能为O。
能与O按原子个数比1：1或2：1形成化合物的元素只能是H或Na。
【答案】⑴氧，氟，氢，钠，硅⑵略⑶SiO2 >SiF4⑷2Na+2H2O+Cu2+=Cu(OH)2↓+2Na++H2↑【命题意图】本题考查主族元素的化合价与原子序数的关系，以及有关元素周期表中各关系式的具体应用。
例2砹(At)是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是A. HAt很稳定B. 易溶于某些有机溶剂C. AgAt不溶于水D. 是有色固体[解析]由题意，砹在周期表中与碘相邻，故它的性质与碘具有相似性，但它的非金属性应比碘弱。
HAt的稳定不如HI，故选项A错误；碘易溶于某些有机溶剂，则砹也应溶解；AgI不溶于水，则AgAt也不溶于水；碘是紫黑色固体，根据相似性砹也是有色固体。
正确选项为A。
例3：两种短周期的元素X和Y，可组成化合物XY3，当Y的原子序数为m时，X的原子序数可能是哪些？（1）m-4；（2）m+4；（3）m+8；（4）m-2；（5）m+6。
在解题中应首先根据抽象化学式XY3确定X、Y可能的化合价 XY3或XY3，依据X、Y可能的化合价找到它们在周期表中的位置 X位于ⅢA族或ⅤA，Y位于ⅦA或ⅠA，再根据它们在周期表中位置推断出具体元素进行组合，这样从抽象的化学式XY3落实到具体实例：BF3、AlF3、BCl3、AlCl3、NH3、PH3。
此时要注意思维的严谨性，记住特殊实例：PCl3、SO3。
最后再用具体实例代替抽象的XY3，逐一进行核对得出X可能的原子序数，以上答案均可能。
此类型题的特点主要集中在短周期元素的范围内进行讨论，有时还强调属于离子型或共价型化合物，主要考查思维的敏捷性和全面性。
短周期元素两两形成化合物的类型与实例归纳如下：例4：X、Y是除第一周期外的短周期元素，它们可以形成离子化合物X m Y n，且离子均具有稀有气体原子的结构，若X的原子序数为a，则Y 的核电荷数不可能是：A．a+8-m-n B．a+16-m-n C．a-m-n D．a-8+m+n根据化学式X m Y n推算X、Y两元素的化合价分别为+n、-m，此时所形成的阳离子X n+和阴离子Y m-均具有稀有气体原子的结构，所对应的稀有气体原子有以下三种情况：同一种原子，则有a-n=b+m；相差一周期，则a-n+8=b+m；相差两周期，则a-n+16=b+m。
故答案D错误。
例5：若短周期中的两元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则两种元素的原子序数之差不可能是：A．1 B．3 C．5 D．6根据题意，两元素可形成A2B3型化合物，A为+3价即为ⅢA族的Al或B及ⅤA族的N或P；可形成-2价的元素为ⅥA族的O或S。
ⅢA、ⅤA族元素的原子序数为奇数，ⅥA族元素的原子序数为偶数，因此其差值不可能为偶数，故答案应选D。
此题利用了短周期元素的主族序数与原子序数的关系：主族序数为奇数则原子序数为奇数；主族序数为偶数则原子序数为偶数。
4．实战演练一、选择题1、下列叙述正确的是A．同周期元素的原子半径为ⅦA族的为最大B．在周期表中零族元素的单质全部是气体C．A、ⅡA族元素的原子，其半径越大越容易失去电子D．所有主族元素的原子形成单原子离子时的最高价数都和它的族数相等2、下列说法中错误的是A.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数B.元素周期表中从IIIB族到IIB族10个纵行的元素都是金属元素C.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8D.同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同3、A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是( )A .A、B、C、D、E B. E、C、D、B、AC. B、A、D、C、ED. C、D、A、B、E4、短周期元素A、B、C原子序数依次递增，它们的原子的最外层电子数之和为10。
A与C在周期表中同主族，B原子最外层电子数等于A原子次外层电子数。
下列叙述正确的是A. 原子半径A<B<C B .A的氢化物的稳定性大于C的氢化物C. B的氢化物的熔点比A氧化物高D. A与C可形成离子化合物二、填空题：5、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15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。
6、有A、B、C、D、E五种主族元素，其原子的最外层电子数依次为1、2、7、6、4，原子序数按E、B、C、A、D的顺序依次增大.D的最高价氧化物的式量与气态氢化物的式量之比为1. 57∶1，且该原子核内有45个中子，A、B、C原子的次外层都有8个电子，E原子的次外层有2 个电子.(1)计算D的原子量；(2)画出D的原子结构示意图；(3)写出元素符号：A 、B 、C 、D 、E ；(4)按酸性由强到弱、碱性由弱到强的顺序写出它们最高价氧化物对应水化物的化学式；7、今有Ａ、Ｂ、Ｃ、Ｄ四种短周期元素，它们的核电荷数依次增大.Ａ和Ｃ，Ｂ和Ｄ分别是同主族元素，Ｂ、Ｄ两元素的质子数之和是Ａ、Ｃ两元素的质子数之和的两倍.这四种元素中有一种元素的单质易溶解于ＣＳ２溶剂中。
则四种元素是Ａ、Ｂ、Ｃ、Ｄ。
Ａ和Ｄ两元素可由键形成化合物，该化合物的电子式为写出两种均含四种元素的化合物相互反应的化学方程式：。
8、有X、Y、Z三种元素，已知①它们是周期表中前20号元素，X、Y和Z均不在同一周期；②它们可以组成化合物XY2,YZ2和XZ；③X的阳离子和Z的阴离子的核外电子排布相同；④Y很难形成简单的阳离子或阴离子。
请填写下列空白：⑴X ；Y ；Z （添元素符号）。
⑵XY2与水反应的化学方程式是。
⑶在XY2,YZ2和XZ 中，含有非极性键的是，含有极性键的非极性分子是（填化学式）。
9、A、B、C、D、E、F、G为七种由短周期元素构成的微粒。
它们都有10个电子。
其结构特点如下表：的检出（加热）。
请填写以下空白：（1）A微粒的结构示意图是。
（2）比较BC和EC2的碱性强弱BC EC2（填写>、<、=）。
（3）F与G 反应的离子方程式。
参考答案（二）1、C 2、AD 3、C 4、BC5、⑴Ar 、K 、F 、Br 、M⑵H2O HCl PH3 、PH3 ⑶Cl6 ⑴79 ⑵略⑶K 、Mg 、Cl 、Se 、C⑷HClO4、H2SeO4 、H2CO3 、Mg(OH)2、KOH7 H 、O 、Na 、S 、极性、共价、略、NaHSO4+NaHSO3=Na2SO4+H2O+SO2↑8 ⑴Ca 、C 、S 、⑵CaC2+2H2O →Ca(OH)2+C2H2↑⑶CaC2、CS29⑴⑵> ⑶NH4++H2O NH3·H2O+H+。
