元素周期表、元素周期律知识点总结

考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。

⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。

族的序号一般用罗马数字表示。

2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。

质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。

在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。

符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。

4．同位素⑴ 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，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。

⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应 置换出氢的 难易程度。

置换出氢 越容易，则金属性越强。

【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。

碱性越强，则原金属元素的金属性越强。

【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。

金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。

【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。

化学元素的周期表和性质一、周期表的构成1.周期表是化学元素按照原子序数递增排列的表格，目前包含118种元素。

2.周期表分为七个周期，横排，周期数等于元素原子的最外层电子层数。

3.周期表有十六个族，竖排，族数代表元素原子的最外层电子数。

二、周期表的规律1.周期规律：电子层数相同的元素，从左至右原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

2.族规律：同一族元素，原子半径随着周期数增加而增大，金属性随着周期数增加而增强，非金属性随着周期数增加而减弱。

三、元素的性质1.原子半径：原子核外电子层数越多，原子半径越大；同一周期中，从左至右原子半径逐渐减小。

2.金属性：元素的金属性随着原子序数的增大而减弱；同一族中，金属性随着周期数的增加而增强。

3.非金属性：元素的非金属性随着原子序数的增大而增强；同一族中，非金属性随着周期数的增加而减弱。

4.最高正化合价：主族元素的最高正化合价等于其最外层电子数（O、F元素除外）。

5.最低负化合价：主族元素的最低负化合价等于其最外层电子数减8（O、F元素除外）。

6.周期表在化学反应中的应用：根据元素的位置，判断其在化学反应中的角色，如氧化剂、还原剂等。

7.周期表在材料科学中的应用：根据元素的性质，选择合适的元素制备具有特定性能的材料。

8.周期表在生物体内的应用：了解元素在生物体内的分布和作用，研究生物体生理功能与元素的关系。

五、学习周期表的建议1.熟悉周期表的基本构成，了解各个周期、族的元素分布。

2.掌握周期表的规律，能根据元素的位置判断其性质。

3.了解元素的主要性质和应用，提高对化学知识的运用能力。

4.平时多观察、多思考，将周期表与实际应用相结合，提高学习效果。

习题及方法：1.习题：元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26，请写出元素X的名称。

方法：根据题目信息，我们可以知道元素X位于第四周期第Ⅷ族，原子序数为26。

查看周期表，第四周期第Ⅷ族的元素是铁（Fe）。

所以元素X的名称是铁。

Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

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(对于原子来说)二、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．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．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一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：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）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

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。

2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。

元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。

在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。

这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。

二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。

原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。

原子序数的增大决定了元素的性质的变化。

2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。

即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。

这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。

3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。

（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。

（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。

（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。

三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。

其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。

周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。

周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。

四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。

比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。

这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。

这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。

2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。

比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。

周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。

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。

高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。

(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。

(2)原子核外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。

3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。

②特点：每一周期中元素的电子层数相同。

③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。

长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。

(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。

②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。

③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。

课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。

(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。

2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。

(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，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。

高一化学知识点元素周期律|元素周期律知识点总结一．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=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.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。

3.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(反常) ②熔点、沸点逐渐降低3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色逐渐加深; 2)密度逐渐增大;3)单质的熔、沸点升高3.卤素单质与氢气的反应：X2 + H2 =2 HX卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱 4.非金属性的强弱的判断依：1.从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

2.同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

3.原子结构和元素性质的关系：原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。

三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

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。

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。

阴阳离子的半径大小辨别规律由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, 总的说来(同种元素)(1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径(4)或者一句话总结，对于具有相同核外电子排布的离子，原子序数越大，其离子半径越小。

高一化学《元素周期表 元素周期律》知识总结一、原子的结构1、原子的构成：。

2、原子结构中常见的微粒关系（1）原子：质量数＝质子数＋中子数；质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子数。

（2）离子的核外电子数：核外电子数⎩⎪⎨⎪⎧阳离子：质子数－电荷数阴离子：质子数+电荷数。

（3）符号baX ＋cd ＋e 中各数字的含义：。

二、元素、核素、同位素1、元素：具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。

2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

可用符号AZ X 表示。

3、同位素（1）概念：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互称为同位素。

（2）特征：①具有相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同。

②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数一般不变。

（3）有关同位素的四点说明①“同位”是指这几种核素的质子数(核电荷数)相同，在元素周期表中占据同一个位置。

②因许多元素存在同位素，故原子的种数多于元素的种数。

有多少种核素就有多少种原子。

但也并非所有元素都有同位素，如Na 、F 、Al 等就没有同位素。

③同位素分为稳定同位素和放射性同位素。

④同位素的中子数不同，质子数相同，化学性质几乎完全相同，物理性质差异较大。

三、核外电子排布1、排布方式：多电子原子核外的电子是分层排布的，即2、排布规律（1）电子一般总是首先排在能量最低的电子层里，即最先排在第1层，当第1层排满后，再排第2层，依次类推。

（2）每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数)。

（3）最外层电子数不超过8个(K层为最外层时，最多不超过2个)，次外层不超过18个，倒数第3层不超过32个。

四、元素周期律1、定义：元素的性质随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周期性变化的结果。

3、元素周期表中元素的电子排布和化合价规律（1）从元素周期表归纳电子排布规律①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。

周期律知识点总结一、周期律的基本概念周期律是描述元素周期表中元素性质规律的概念，它最早由门捷列夫在1869年提出，并在之后得到了孟德莱耶夫、莫丹塔夫、门捷列夫等科学家的深入研究和发展。

周期律的基本概念包括元素周期表的构造原则和元素周期性规律。

1. 元素周期表的构造原则元素周期表是按元素的原子序数大小依次排列的一种表格，最早由门捷列夫提出。

元素周期表的构造遵循以下原则：(1) 按原子序数大小排列。

原子序数是元素的重要标识，它代表了元素原子核中质子的数量，也是元素在同一周期内的位置标识。

元素周期表中元素的排列顺序与它们的原子序数大小呈正比，原子序数从左到右逐渐增加。

(2) 周期表的主要构造原则是周期律规则。

元素周期表的构造中，周期律规则是构造的基础原则。

周期律规则包括：周期性规律、元素周期法则、主族元素和次族元素等。

2. 元素周期性规律元素周期性规律是指元素周期表中相邻元素化学性质的变化规律。

周期性规律主要有原子半径周期性规律、电子亲和能周期性规律、离子化能周期性规律和原子量周期性规律。

(1) 原子半径周期性规律。

原子半径是指原子的外层电子云的平均距离，原子半径的大小与原子核电荷数和外层电子数有关。

元素周期表中原子半径随着原子序数的增加而呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(2) 电子亲和能周期性规律。

电子亲和能是指原子或原子离子吸收外层电子形成负离子的能力，电子亲和能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中电子亲和能也随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(3) 离子化能周期性规律。

离子化能是指原子或原子离子失去一个或多个外层电子形成正离子的能力，离子化能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中离子化能随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(4) 原子量周期性规律。

原子量是指元素的相对原子质量，原子量的大小与原子核的质子和中子数量有关，元素周期表中原子量也呈现出周期性变化规律。

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+)。

元素周期表与周期律知识总结知识结构图：一·周期表结构二·“位，构，性”的相互推导元素周期律三·原子结构四·碱金属五·卤素一.周期表结构1.元素周期表注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线B元素周期表中几个量的关系：（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（2）周期序数=核外电子层数（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8C主族元素化合价(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）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=82. 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。

3推算元素的原子序数的简便方法同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）同一周期相邻两主族元素的原子序数差值4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数二.“位、构、性”的相互推导失电子能力↓⇒金属性↑1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓得电子能力↓⇒非金属性↓（1）原子核对最外层电子的引力核电核数↓ ⇒F↓半径↓ 半径↑ （主）同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）2.位置与结构（1） 周期数=电子数主族序数=3位置与性质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。

元素周期律知识点总结1、对原子的4点认识〔1〕原子是构成物质的三种微粒〔分子、原子、离子〕之一。

〔2〕原子是化学变化中的最小微粒。

化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程。

〔3〕原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。

原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。

〔4〕原子呈电中性，质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。

离子是带电荷的原子，离子所带电荷=离子的质子数—离子的核外电子数。

2、前20号元素原子构造示意图的4种根本模型用Z表示原子序数，将前20号元素的原子构造示意图归纳成四种根本模型如下：3、同周期主族元素性质的递变规律6条〔1〕核外电子排布：随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多〔除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个〕。

〔2〕原子半径：随着核电荷数增大，原子半径逐渐减小。

〔3〕最高正化合价：随着核电荷数增大，最高正化合价从+1→+7〔氧、氟例外〕。

〔4〕非金属元素的最低负价：随着核电荷数增大，从IVA→VIIA，化合价升高，-4 →-1。

〔5〕金属性、非金属性：随着核电荷数增大，金属性越来越弱、非金属性越来越强。

〔6〕元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：随着核电荷数增大，元素最高价氧化物对应的水化物的碱性越来越弱、酸性越来越强。

4、元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

5、有关元素周期表的10点认识：〔1〕元素周期表有多少横行就有多少周期，但是不是有多少列就有多少族。

〔2〕周期是电子层数一样的元素集合，族是性质相似的元素集合。

〔3〕族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。

〔4〕族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA〔NaH〕。

〔5〕元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期〔根据如今的元素周期表〕。

第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（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1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、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 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。

3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 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。

点燃 点燃 过渡元素结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。

（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

总结：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。

（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

元素周期律和元素周期表知识点 1.元素周期表
横行：同一周期，电子层数相同，从左到右，原子序数递增 纵行：同一主族，最外层电子数相同，从上到下，原子序数递增
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律 2.元素周期表的结构
粒子半径大小的比较
1.同周期元素的粒子
同周期元素的原子、最高价阳离子、最低价阴离子（稀有气体除外）的半径随核电荷数的增加而减小
2.同主族元素的粒子
同主族的原子和离子均随核电荷数的增大而逐渐增大
3.电子层结构相同的粒子
电子层结构相同，则核外电子排布相同，电子数相同，离子的半径随核电荷数的增加而减少
4.同种元素形成的粒子
电子数越多，半径越大
5.不同周期、不同主族的粒子，可通过选一种参照物进行比较。

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假设元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为假设元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为假设元素位于第六周期，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假设A在B的上一周期，设A的原子序数为a⑴假设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假设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原子电子层构造一样的简单离子。

与Ne原子电子层构造一样的简单离子。

与Ar原子电子层构造一样的简单离子。

阳离子与周期稀有气体原子的电子层构造一样。

阴离子与周期稀有气体原子的电子层构造一样。

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——阴离子的复原性——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响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——单质的复原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反响置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。