化学元素周期表,元素周期律精读笔记!!

元素周期表与元素周期律知识点归纳1、元素周期表共有横行，个周期。

其中短周期为、、。

所含元素种类为、、。

长周期包括、、。

所含元素种类为、、。

第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。

2元素周期表有个纵行个族。

包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列。

过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。

包括哪些族。

过渡元素全为元素。

又称为。

3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号ⅠA族ⅡA族ⅢA族ⅣA族ⅤA族ⅥA族ⅦA族0族4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系若A在B的上一周期，设A的原子序数为a⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。

⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。

6、微粒半径大小判断的方法。

7与He原子电子层结构相同的简单离子。

与Ne原子电子层结构相同的简单离子。

与Ar原子电子层结构相同的简单离子。

阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。

阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。

8、阴上阳下规律9原子得电子能力强弱判断的方法⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。

⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS10、原子失电子能力强弱判断的方法⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。

元素周期律和元素周期表知识点归纳1、元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周期周期序数元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数2.对同主族(nA族)元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。

若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。

短周期第一周期 2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族ⅠA族～ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。

最外层电子数=主族序数=价电子数零族最外层电子数均为8个（He为2个除外）副族ⅠB族～ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。

第Ⅷ族有三列元素掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。

记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。

各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。

2、元素周期律涵义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。

实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。

核外电子排布最外层电子数由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。

主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，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＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。

元素周期律1.原子的质量、体积、化学性质主要由质子数和中子数、电子的运动区域、最外层电子数决定。

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的变化。

3.决定因素：核外电子排布（尤其是最外层）的周期性变化。

4.周期序数= 该周期元素原子的电子层数主族的族序数= 该族元素原子的最外层电子数5.主族元素的价电子就是原子最外层的电子，副族元素还跟原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关。

元素周期表一、概念1.元素周期表是元素周期律的表现形式。

2.编排原则：（1）将电子层数相同的元素按照原子序数递增顺序从左到右排成横行。

（2）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纵行。

3.第一二三周期叫短周期，第四五六周期叫长周期，第七周期叫不完全周期。

4.元素的金属性表示元素原子失去电子能力的强弱，元素非金属性表示元素原子获得电子能力的强弱。

二、元素性质递变的周期性引起元素性质周期性变化的原因：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。

1.化合价（1）主族元素的最高正价= 最外层电子数= 主族序数= 8 -︱最低负价︱（F无正价，氧无最高正价）主族元素最低负价= 主族序数– 8（除第一周期外）︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8 （2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只是正价）。

既有正价又有负价的元素一定是非金属元素。

2.原子半径（1）主族元素随着核电荷数的增多，同一周期中从左到右原子半径随着原子序数的递增依次减少；同一主族从上到下原子半径逐渐增大。

（2）3.金属性和非金属性（1）同一周期中，主族元素随着核电荷数的增多，从左到右元素的金属性质逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（2）原子失去或得到电子的能力主要决定于原子的核电荷数和原子半径。

（3）元素的（非）金属性强弱与单质的活泼性有时不一致例：元素非金属性：N>P 单质活泼性：Na<P（白琳，红磷）元素金属性：Pb>Sn 单质活泼性：Sn>Pb三、化合物性质递变的周期性1.同一主族，随着核电荷数的递增，从上到下元素最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；气态氧化物的热稳定性逐渐减弱。

化学元素周期表读音+巧记方法！99%的学生都收藏了2015-09-09 09:36 来源:小数老师专栏小编当年上高中时，最头疼的就是化学元素周期表的记忆了，老师也不给记忆方法，只能是死记硬背，好久才能背下来！现在想起来，那还是一个噩梦，现在好了，小编给大家提供背诵元素周期表的记忆方法，大家可以开心的去背了！【简介】元素周期表中I II III IV V VI VII 分别是罗马数字1-7，认识认识吧，以后会碰到奥！A表示主族，B表示副族，0就表示零族，VIII表示第八族。

即元素周期表有7个周期，16个族。

每一个横行叫作一个周期，每一个纵行叫作一个族。

这7个周期又可分成短期（1、2、3）、长周期（4、5、6）和不完全周期（7）。

共有16个族，又分为7个主族（ⅠAⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA），7个副族（ⅠB ⅡB ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB），一个第Ⅷ族(包括三个纵行），一个零族。

例：H 氢——属于第一周期第一主族（IA）Si硅——属于第三周期第四主族（IVA）其他元素都能照葫芦画瓢了哈！【读音】1氢(qīng) 2氦(hài) 3锂(lǐ) 4铍(pí)5 硼(péng) 6碳(tàn) 7氮(dàn)8 氧(yǎng) 9氟(fú)10 氖(nǎi) 11钠(nà) 12镁(měi) 13铝(lǚ)14 硅(guī)15 磷(lín) 16硫(liú) 17氯(lǜ) 18氩(yà)19钾(jiǎ) 20钙(gài) 21钪(kàng) 22钛(tài)23 钒(fán) 24铬(gè) 25锰(měng) 26铁(tiě) 27钴(gǔ)28 镍(niè)29 铜(tóng)30 锌(xīn) 31镓(jiā) 32锗(zhě) 33砷(shēn) 34硒(xī) 35溴(xiù) 36 氪(kè) 37铷(rú) 38锶(sī) 39钇(yǐ) 40锆(gào) 41铌(ní) 42 钼(mù) 43锝(dé) 44钌(liǎo) 45铑(lǎo) 46钯(bǎ) 47银(yín) 48镉(gé) 49铟(yīn) 50锡(xī) 51锑(tī) 52碲(dì)53 碘(diǎn) 54氙(xiān)55铯(sè) 56钡(bèi) 57镧(lán) 58铈(shì) 59镨(pǔ)60 钕(nǚ) 61 钷(pǒ) 62钐(shān) 63铕(yǒu)64 钆(gá) 65铽(tè) 66镝(dī) 67钬(huǒ) 68 铒(ěr) 69铥(diū)70 镱(yì) 71镥(lǔ) 72铪(hā) 73 钽(tǎn) 74钨(wū) 75铼(lái) 76锇(é) 77铱(yī) 78铂(bó) 79 金(jīn) 80汞(gǒng) 81铊(tā) 82铅(qiān)83 铋(bì) 84钋(pō) 85砹(ài) 86 氡(dōng)87钫(fāng) 88镭(léi)89 锕(ā) 90钍(tǔ) 91 镤(pú) 92铀(yóu) 93镎(ná)94 钚(bù) 95 镅(méi) 96锔(jú)97 锫(péi)98 锎(kāi) 99锿(āi) 100镄(fèi) 101钔(mén) 102锘(nuò)103 铹(láo)104 钅卢(lú) 105钅杜(dù) 106钅喜(xǐ)107钅波(bō)108 钅黑(hēi)109 钅麦(mài)110 钅达(dá) 111钅仑(lún)五个字五个字背顺序名称字母是必背的【记忆方法】横向：前20号元素在中学阶段需记忆（元素符号与元素名称会对应）五个的记忆会很简单的！【纵向：谐音记忆】氢锂钠钾铷铯钫——请李娜加入私访铍镁钙锶钡镭——媲美盖茨被雷硼铝镓铟铊——碰女嫁音他碳硅锗锡铅——探归者西迁氮磷砷锑铋——蛋临身体闭氧硫硒碲钋——养牛西蹄扑氟氯溴碘砹——父女绣点爱氦氖氩氪氙氡——害耐亚克先动自编的小故事口诀，10分钟全背在背诵之前先用2分钟时间看一个不伦不类的小故事：【侵害】从前，有一个富裕人家，用鲤鱼皮捧碳，煮熟鸡蛋供养着有福气的奶妈，这家有个很美丽的女儿，叫桂林，不过她有两颗绿色的大门牙（哇，太恐怖了吧），后来只能嫁给了一个叫康太的反革命。

元素周期表元素周期律知识点总结元素周期表元素周期律知识点总结一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照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——周期;③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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的.水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。

②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。

4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

①质量数==质子数+中子数：a==z+n②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。

(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数=8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。

同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱化学键含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

⾼考化学元素周期律、表知识点总结考点总结：1.从元素原⼦最外层电⼦排布、原⼦半径、主要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)，知道⾦属、⾮⾦属在周期表中的位置。

3.以第三周期元素为例，知道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，理解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。

物质结构和元素周期律是每年必考的重点内容，主要是对原⼦结构、同位素等概念的考查；元素的“原⼦结构”、“在周期表中位置”、“基本性质”三者间的关系考查；化学键的考查层次较低，⾼考考查重点放在对概念的理解上。

元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为⼴阔。

预测今后⾼考中可能以短周期元素(或前20号元素)命题来考查同⼀周期、同⼀主族内元素性质(如原⼦半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原⼦结构的关系。

元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，⽤物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合。

知识梳理：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。

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。

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。

元素周期律和元素周期表知识总结考试大纲要求1．理解原子的组成及同位素的概念。

掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。

2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。

3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。

4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和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。

知识规律总结一、原子结构1．几个量的关系（）质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数离子电荷数=质子数-核外电子数2．同位素（1）要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。

（2）特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。

注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。

3．相对原子质量（1）原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。

它是相对质量，单位为1，可忽略不写。

（2）元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。

元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。

4．核外电子排布规律（1）核外电子是由里向外，分层排布的。

（2）各电子层最多容纳的电子数为2n2个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。

（3）以上几点互相联系。

核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。

5．原子和离子结构示意图注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。

②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。

6．微粒半径大小比较规律（1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。

（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。

初中化学元素周期表知识点初中化学元素周期表知识点上了初三后，面对化学这门新学科，最先遇到的难题就是要背诵元素周期表，不少学生面对元素周期表表示很头疼。

下面是店铺为大家整理的初中化学重要的知识点归纳，希望对大家有用!初中化学元素周期表口诀版本一青害李皮朋，探丹阳付奶。

(氢氦锂铍硼，碳氮氧氟氖)那美女桂林，流露押嫁该。

(钠镁铝硅磷，硫氯氩钾钙)抗台反革命，提供难题新。

(钪钛钒铬锰，铁钴镍铜锌)假者生喜羞，可入肆意搞。

(镓锗砷硒溴，氪铷锶钇锆)你母得了痨，八音阁隐息。

(铌钼锝钌铑，钯银镉铟锡)替弟点仙色，贝兰是普女。

(锑碲碘氙铯，钡镧铈铺钕)破杉诱扎特，弟火而丢意。

(钷钐铕钆铽，镝钬铒铥镱)虏获贪污赖，我一并进攻。

(镥铪钽钨铼，锇铱铂金汞)他钱必不安，东方雷阿土。

(铊铅铋钚砹，氡钫镭锕钍)普诱那不美，惧怕可爱肥。

(镤铀镎钚镅，锔锫锎锿镄)版本二第一周期：氢氦→ 侵害。

第二周期：锂铍硼碳氮氧氟氖→ 鲤皮捧碳，蛋养福奶。

第三周期：钠镁铝硅磷硫氯氩→ 那美女桂林留绿牙(有点恐怖)。

第四周期：钾钙钪钛钒铬锰→ 嫁改康太反革命铁钴镍铜锌镓锗→ 铁姑捏痛新嫁者砷硒溴氪→ 生气休克第五周期：铷锶钇锆铌→ 如此一告你钼锝钌→ 不得了铑钯银镉铟锡锑→ 老把银哥印西堤碲碘氙→ 滴点咸第六周期：铯钡镧铪→彩色贝壳蓝色河钽钨铼锇→ 但见乌鸦引来鹅铱铂金汞砣铅→ 白巾供它牵铋钋砹氡→ 必不爱冬天第七周期：钫镭锕→ 防雷啊!初三化学基础知识燃料及应用1. 燃烧和灭火(1)燃烧的条件：(缺一不可)可燃物;氧气(或空气);温度达到着火点(2)灭火的原理：(只要消除燃烧条件的任意一个即可)消除可燃物;隔绝氧气;降温到着火点以下(3)影响燃烧现象的因素：可燃物的性质、氧气的浓度、与氧气的接触面积(4)使燃料充分燃烧的两个条件：要有足够多的空气;燃料与空气有足够大的接触面积。

2. 化石燃料(1)三大化石燃料：煤、石油、天然气(主要成分甲烷)甲烷的化学式：CH4 (最简单的有机物，相对分子质量最小的有机物)物理性质：无色，无味的气体，密度比空气小，极难溶于水。

第二节元素周期律第1课时元素性质的周期性变化规律一、1～18号元素性质的周期性变化规律观察教材P101表4－5，完成下列表格1．原子最外层电子排布变化规律2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)3.元素的主要化合价(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。

(2)最低负价＝最高正价－8(H 、O 、F 除外)。

(3)H 最高价为＋1，最低价为－1；O 最低价为－2；F 无正化合价，最低价为－1。

2．最简单氢化物及其最高价氧化物对应的水化物二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律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(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律4.同周期元素性质递变规律同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

5．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

第2课时元素周期表和元素周期律的应用一、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律1．元素周期表与元素周期律的关系(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。

元素周期表知识点总结笔记1. 元素周期表的发现和演变元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，最早由德国化学家门-梅耳兹于1869年提出。

梅耳兹将已知的元素按照原子量从小到大排列，并且发现了元素周期性规律，并提出了元素周期律。

在此基础上，俄国化学家门-德列耳耶夫于1869年独立提出了元素周期表，并将元素按照原子量和化学性质排列，形成了近似于现代元素周期表的形式。

20世纪初，亨利•莫塞利用了原子序数和元素的化学性质将元素周期表进行了整理和完善，提出了现代元素周期表的雏形。

2. 元素周期律的基本概念元素周期律是指元素在周期表中按照一定规律重复出现的性质。

最早由门-梅耳兹发现，他发现元素的原子量存在周期性变化，并提出了元素周期律。

莫塞利将元素按照原子序数排列后，发现了元素性质的周期性规律。

在元素周期表中，周期性的现象主要体现在周期表的周期和族上。

周期中，元素的原子序数逐渐增加，族中，元素的外层电子数相同。

3. 元素周期表的基础结构元素周期表的基础结构是由周期和族组成的。

周期表中有7个周期，从第一周期的氢和氦到第七周期的镧系和锕系元素。

周期表中的周期代表了元素的外层电子层数，可以从周期表中的位置推断出元素的电子排布。

元素周期表中的族代表了元素的外层电子数，具有相同族的元素具有相似的化学性质。

4. 元素周期表中的主族元素和副族元素元素周期表中的主族元素是指周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族元素，它们的最外层电子数分别为1、2、3、4、5、6和7，副族元素是指3B、4B、5B、6B和7B 族元素，它们的最外层电子数分别为3、4、5、6和7。

5. 元素的周期性规律和周期表中的周期性现象元素周期性规律是指周期表中元素的周期性变化。

元素的原子半径、离子半径、电负性、金属活性和化合价等性质都具有周期性变化。

例如，周期表中，原子半径随着周期数的增加呈现出递减的趋势，而在同一周期中，随着族数的增加，原子半径逐渐增大。

【化学】元素周期律笔记
元素周期律是化学家斯宾诺莎的主要贡献之一。

该律表明，元素的实际结构和性质与
其原子序数成正比，可以有效地组织元素，并且为人们比较和比较元素之间的相似性提供
了一种理解和解释方法。

元素周期律将元素排列到类似表格中，并将它们分为有序的行与列，以作出它们之间
的比较和分类。

元素周期表中的1-18列称为元素周期，对应的序数从1开始递增到18，
其中每一行表示一个元素家族，因此称为周期性起源。

元素周期性并没有任何明显的模式，但它显示了与元素的原子序数成正比的性质和构
造的变化规律。

在元素周期表中，每一个子期内具有相似的元素性质，每一列元素的性质
也大体相同，这标志着有一种潜在的元素性质规律。

元素周期表是一个化学学习者普遍熟知的化学工具，在许多化学实验和应用中，元素
周期表都提供了非常有用的信息，而它的结构有助于帮助化学学习者熟悉各种元素的性质，并帮助他们识别元素之间的相似性和差异性。

元素周期性对于元素分类、预测性质和元素之间的相互作用具有极大的意义。

它不仅
是理解和解释元素之间关系的基础，而且暗示了一种由底部到顶部通过改变原子序数逐渐
改变元素性质的规律。

高一化学笔记元素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。

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，其氧化物的氧离子氧化性越弱;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。

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;(3)确定族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，即可由最后的差数来确定。

最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

高一元素周期表知识点总结5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)。

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查字典化学网特地为大家整理的，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。

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. §1.1元素周期表
一、元素周期表：
1、发现：门捷列夫
2、排布依据：原子的核电荷数
3、原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
4、周期：①描述：一、二、三、四、五、六、七 ②共性：电子层数相同 ③特点：周期序数=电子层数
主族：Ⅰ
A 、ⅡA 、ⅢA 、ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA 副族：Ⅰ
B 、ⅡB 、ⅢB 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB
5、族 第Ⅷ族
0族
（18个纵行16个族）
①共性：最外层电子数相同
②特点：主族序数=最外层电子数
二、第ⅠA 族（除H 外）—— 碱金属
第ⅡA 族 —— 碱土金属族
第ⅦA 族 —— 卤族
第ⅦA 族 —— 氧族
0族 —— 稀有气体（He 、Ne 、Ar 、Kr 、Xe 、Rn ）
小结：周期 元素个数
第一周期 2个
第二周期 8个
第三周期 8个
第四周期 18个
第五周期 18个
第六周期 32个
第七周期 32个。