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化学元素周期表知识点概括元素周期表是化学中重要的工具之一，用于系统地组织，分类和显示化学元素及其特性。
它是化学学习的基础，具有广泛的应用。
本文将对化学元素周期表的概念，组织结构，元素特性以及元素周期表的应用进行详细介绍。
一、化学元素周期表的概念化学元素周期表是包含了所有已知化学元素的表格。
它是由德国化学家门德莱耶夫于1869年发明的，通过将元素按照一定的规律排列在表格中，使得具有相似化学性质的元素排列在一起，方便科学家和学生的学习和研究。
二、化学元素周期表的组织结构1. 元素的原子序数：元素周期表中的元素按照原子序数的大小从小到大排列。
原子序数表示了元素原子核中的质子数，也是元素的特征标志。
2. 元素的周期性：元素周期表中的元素按照周期性排列。
即，具有相似化学性质的元素经常出现在同一周期中。
3. 元素的族群：元素周期表中的元素按照族群进行分类。
每个族群包含具有相似性质的元素，并且有共同的化学反应模式。
三、元素周期表的元素特性1. 元素符号：元素周期表中的每个元素都有一个独特的符号，用于表示该元素。
符号通常由元素名称的第一个或前两个大写字母组成。
2. 元素名称和原子序数：元素周期表中的每个元素都有一个独特的名称和原子序数。
名称用于识别元素，原子序数表示元素原子核中的质子数。
3. 原子量：元素周期表中的每个元素都有一个相对原子质量或原子量。
原子量表示元素一个原子的平均质量，以碳12的质量为基准。
4. 电子层结构：元素周期表中的每个元素都有一种特定的电子层结构。
电子层结构决定了元素的化学性质和反应能力。
5. 元素的化学性质：元素周期表中的每个元素都具有一系列的化学性质。
这些性质包括原子半径，电负性，金属性，化合价等。
四、元素周期表的应用1. 预测元素特性：通过元素周期表，人们可以预测元素的一些基本特性。
例如，通过查找元素所在的周期和族群，可以推测出元素的原子半径和化合价。
2. 辅助化学计算：元素周期表还可以用于进行化学计算。
化学元素周期表基础知识化学元素周期表是化学中最重要的工具之一，它以一种系统的方式组织了所有已知的化学元素。
本文将介绍元素周期表的基础知识，包括元素的命名、元素符号、周期表的排列和元素的特性。
一、元素的命名和符号元素的命名通常基于其化学性质、发现者或者科学家的名字。
例如，氧(Oxygen)是来源于希腊语中的"oxys"，意为“酸性”，因为氧气可支持燃烧。
铜(Copper)则是根据古埃及中的“ciprium”命名的，意为“塞浦路斯的金属”，因为古代埃及人最早发现了铜。
除了命名之外，元素还有特定的符号来表示，如氧的符号是O，铜的符号是Cu。
二、周期表的排列元素周期表是由俄国化学家德米特里·门捷列夫于1869年首次提出的。
元素周期表的主要结构有一横行称为周期，和一竖列称为族。
元素按照其原子序数（也称为核电荷）从左至右排列。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，两者之间是过渡金属。
周期表还能够为我们提供关于元素的一些重要信息，如原子质量和电子结构等。
三、周期表的基本特性1. 周期性：周期表中的元素具有周期性质，即某一周期内的元素会表现出相似的化学性质。
这是由于它们具有相似的原子结构和电子排布。
2. 原子序数：元素的原子序数是指元素核中的质子数，也就是元素周期表中的数字。
例如，氢的原子序数是1，氧的原子序数是8。
3. 原子量：元素的原子量是指一个元素中所有同位素相对原子质量的平均值。
如氢的相对原子质量为1，氧的相对原子质量为16。
4. 化学性质：周期表根据元素的化学性质将其分为多个类别，如气体、金属、非金属等。
这种分类可以帮助我们理解元素之间的相互作用和反应。
四、周期表的应用周期表是化学科学家研究和应用的基础工具。
根据周期表，我们可以预测元素的化学性质和反应行为。
它还为我们提供了详尽的元素信息，有助于科学家发现新元素或改进化学反应。
总结：化学元素周期表是化学研究的基础工具，它为我们提供了有关元素的重要信息。
初中化学知识点汇总之元素周期表元素周期表，作为化学领域中一项重要的基础知识，揭示了元素的组成、性质和排列规律。
在初中化学学习中，我们需要了解元素周期表的基本结构、元素周期表上元素的分布规律以及其它相关知识点。
本文将针对这些内容进行详细的介绍和汇总。
首先，我们来了解一下元素周期表的基本结构。
元素周期表由一系列水平排列的行和垂直排列的列组成。
水平行称为周期，垂直列称为族。
按照元素的原子数递增的顺序，从左至右排列在周期表的不同位置。
目前，已经发现的元素一共有118个，其中前92个元素存在于自然界中，后面的元素都是人工合成的。
元素周期表上的元素按照一定规律排列，这个规律就是元素的原子结构和性质的规律。
同时，元素周期表上的每个元素都有自己的化学符号、原子序数和原子量。
化学符号用来表示元素，原子序数表示元素的顺序，原子量表示元素的相对质量。
根据元素周期表上元素的分布规律，我们可以将元素进行分类。
常见的分类方法有金属、非金属和半金属三大类。
金属元素占据了周期表的大部分，其特点是导电性好、热和电的导热性强、有光泽等。
非金属元素则相对较少，其特点是导电性差、不具备金属光泽、大多数为气体等。
半金属元素则介于金属和非金属之间，具有一些金属和非金属的性质。
元素周期表中的族也是一个重要的分类方式。
常见的族有1A，2A，3A，4A，5A，6A，7A和8A八个族。
这些族的元素具有相似的化学性质，相同族的元素在反应性和化合价方面具有相似性。
在元素周期表里，还有一项非常重要的指标是元素的周期数，它是指元素在周期表中的水平排列位置。
周期数越大，元素的电子层数越多。
周期表上的第一周期只有两个元素：氢和氦，它们只有一个电子层。
第二周期有八个元素，它们的电子层数为2。
周期表上的元素分布规律可以通过电子排布结构来解释。
此外，元素周期表还给出了元素的相对原子质量。
相对原子质量是元素相对于碳-12同位素的质量，可以根据元素周期表的相对原子量找到对应元素的相对质量。
化学元素周期表的基本概念和应用化学元素周期表是一种重要的工具，用于组织和展示所有已知元素的信息。
它是由化学家门捷列夫于1869年首次提出的，至今为止，这个周期表已经成为化学领域的基础知识。
本文将简要介绍化学元素周期表的基本概念和应用。
一、基本概念1. 元素和原子：元素是由一种类型的原子组成的物质。
原子是最小的化学单位，由原子核（包含质子和中子）和电子构成。
元素周期表中的每个方格代表一个元素。
2. 原子序数和原子量：元素周期表中的每个元素都有一个原子序数，表示其核中的质子数。
原子量是一个元素的相对原子质量，通常以标准原子质量单位表示。
3. 周期和族别：元素周期表按照共同的化学性质将元素排列成周期和族别。
周期是指元素主能级的数量，族别是指元素的化学性质。
4. 原子半径和电子亲和能：原子半径是指原子的大小，可以根据元素周期表中的趋势进行比较。
电子亲和能是指一个原子获得一个电子形成负离子时释放的能量。
二、应用1. 预测元素性质：通过周期表的排列，我们可以预测一个元素的性质。
具有相似化学性质的元素通常位于周期表的同一垂直列中，因此我们可以根据这一规律判断未知元素的性质。
2. 研究反应和化合物：周期表提供了各种元素的信息，使得化学家可以更好地理解元素组合成化合物时的反应。
周期表还可以帮助我们研究和预测不同元素之间的反应。
3. 确定元素的电子结构：元素周期表显示了元素的原子序数和核外电子排布。
这些信息对确定元素的电子结构非常重要，并有助于研究原子、分子和离子的行为。
4. 为元素命名和分类：周期表按照一定的规律和特性对元素进行分类。
这种分类使得我们可以更好地命名、理解和研究元素的属性和行为。
5. 促进教学和学习：周期表是教学和学习化学的重要工具。
它使学生能够更好地理解元素和其属性之间的关系，并促进化学知识的学习和记忆。
总结：化学元素周期表作为一种组织和展示元素信息的工具，为科学家研究元素提供了基础。
它的基本概念和应用广泛，帮助我们了解元素的性质、行为和相互作用。
化学元素知识：元素周期表-元素周期表的基本结构和演化过程元素周期表是化学界最基本、最有发展前途的发现之一。
它被认为是化学学科中最具标志性的图表之一，涵盖了化学元素的重要信息。
在本文中，我们将探讨元素周期表的基本结构和演化过程。
元素周期表的基本结构元素周期表是一种表格，以化学元素按周期进行排列，并按其原子序数排名，包含了元素名称、符号、原子序数、电子排布和元素化学性质的信息。
它是化学中最重要的一组概念，包含了所有已知的元素，它可以用来识别不同元素之间的相似性和差异性。
元素周期表按一系列相同的规则设计，包括周期性和族性。
周期性是指元素性质的周期性变化，分为七个水平行，即第一周期到第七周期。
而族性是指元素的相似性质，分为18个垂直列，即1A族到8A族和1B族到10B族，每一个垂直列对应一个元素家族。
元素周期表的演化过程起初，化学元素被认为是不可再分的基本单位。
不过，随着时间的推移和科学的发展，人们认识到各种化学元素之间存在着各种不同的性质和联系。
到了19世纪末，化学家们在研究化学元素时发现了一个有趣的事实，即当它们按照原子序数进行排列时，它们的化学性质会呈现出周期性变化。
这种周期性的变化决定了他们被排列的方式，从而促进了元素周期表的出现。
1869年，俄罗斯化学家德米特里·门捷列夫发表了第一份元素周期表，其中按照原子质量排列了63种元素。
这个表并没有得到完全的认可，因为它在一些方面存在问题。
随着接下来几十年里大量的实验工作，科学家们逐渐认识到了一些新元素，同时也发现了原来表中存在的错误。
1913年，英国化学家亨利·莫塞利发现了一种与原子质量无关的元素周期性，使得化学家们能够制定一种更加精确和准确的元素周期表。
在他的表中，通过按照原子序数而非原子质量进行排列，成功地纠正了以前版本中存在的缺陷与误差。
结论元素周期表是现代化学的基础，它准确地展示了化学元素的性质以及它们之间相互关系的复杂性。
初中化学元素周期表知识点梳理元素周期表是化学学习中的重要内容之一，它是化学元素按一定规律排列的表格。
通过学习元素周期表，我们可以了解元素的基本信息和特性，对于化学的学习和应用都有很大帮助。
下面是对初中化学元素周期表的知识点进行梳理。
1. 元素周期表的基本结构元素周期表由水平行和垂直列组成。
水平行称为周期，垂直列称为族。
每个周期和族代表一类元素。
周期数代表原子核的电子层次，族数代表原子核的价电子数。
2. 元素周期表的分区元素周期表根据元素的性质分为s区、p区、d区和f区。
- s区：位于周期表的最左边两个周期，主要包括1A和2A族元素。
这些元素的价电子可以填充在s电子层中。
- p区：位于周期表中间的若干周期，主要包括13~18族元素。
这些元素的价电子可以填充在p电子层中。
- d区：位于周期表的过渡金属区域，主要包括3~12族元素。
这些元素的价电子可以填充在d电子层中。
- f区：位于周期表底部，主要包括锕系和镧系元素。
这些元素的价电子可以填充在f电子层中。
3. 学会读懂元素周期表元素周期表上，每个方格中都标有元素的符号、原子序数、相对原子质量等信息。
其中，原子序数表示元素的原子核中的质子数，也是元素的唯一标识。
相对原子质量表示元素的均匀度，是元素原子质量与碳-12同位素原子质量的比值。
4. 元素周期表中的主要元素元素周期表中，有一些元素是我们必须要熟悉的。
- 第1周期的氢元素：氢元素是宇宙中最常见的元素之一，具有非金属特性。
- 第2周期的氦元素：氦元素是惰性气体，常用于充气球和气体保护焊接等工业应用。
- 第17族的卤素元素：卤素元素包括氟、氯、溴和碘等，具有活泼的化学性质，常用于消毒和制取液体溴等应用。
- 第18族的稀有气体：稀有气体包括氦、氖、氩、氪、氙和氡，具有高度稳定的化学性质，常用于气体放电管等应用。
5. 元素周期表中的周期规律元素周期表中的元素排列是按照一定的规律进行的。
其中，主要有两个周期性规律：- 元素电子结构的周期性规律：在元素周期表中，每个周期的元素的电子结构有着相似的规律。
元素周期表要点一、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所含元素种数2 8 8 18 18 32 32每周期0族元素原子序数2 10 18 36 54 86 118族主族副族Ⅷ族0族族数7 7 1 1族序号ⅠA ⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ0列序号 1 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 11 12 8\9\10 18（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。
化学元素周期表讲解化学元素周期表是现代化学的基础工具之一，它将元素按照一定的规律排列，展示了元素的化学性质和特征。
下面对元素周期表进行详细的讲解。
第一周期：氢(H)、氦(He)第一周期只包含两个元素，分别是氢和氦。
氢是宇宙中最丰富的元素，它在化学反应中常作为还原剂或燃料使用。
氦是非金属元素，常用于氦气球和液体燃料。
第二周期：锂(Li)、铍(Be)、硼(B)、碳(C)、氮(N)、氧(O)、氟(F)、氖(Ne)第二周期包含的元素较多，包括锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟和氖。
锂、铍和硼是典型金属元素，碳是非金属元素，氮是气体元素，而氧、氟和氖是负电性很高的元素。
第三周期：钠(Na)、镁(Mg)、铝(Al)、硅(Si)、磷(P)、硫(S)、氯(Cl)、氩(Ar)第三周期的元素包括钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯和氩。
钠是典型金属元素，镁和铝也是金属，硅是非金属元素，而磷、硫、氯和氩各具特殊的化学性质。
第四周期：钾(K)、钙(Ca)、钛(Ti)、铬(Cr)、锰(Mn)、铁(Fe)、镍(Ni)、铜(Cu)第四周期的元素包括钾、钙、钛、铬、锰、铁、镍和铜。
这些元素的物理和化学性质各异，广泛应用于许多领域，如钢铁制造、电池工业等。
第五周期：锌(Zn)、镓(Ga)、锗(Ge)、砷(As)、硒(Se)、溴(Br)、氪(Kr)第五周期包括锌、镓、锗、砷、硒、溴和氪。
其中锌是重要的金属元素，镓、锗、砷和硒是非金属元素，溴是液体元素，氪是惰性气体元素。
第六周期：铷(Rb)、锶(Sr)、钇(Y)、锆(Zr)、铌(Nb)、钼(Mo)、锝(Tc)、钌(Ru)第六周期的元素包括铷、锶、钇、锆、铌、钼、锝和钌。
这些元素具有重要的催化剂、电子器件和合金材料的应用。
第七周期：钯(Pd)、银(Ag)、镉(Cd)、铟(In)、锡(Sn)、锑(Sb)、碲(Te)、碘(I)、氙(Xe)第七周期的元素包括钯、银、镉、铟、锡、锑、碲、碘和氙。
这些元素在化学反应中发挥重要的作用，也广泛应用于光电子器件、催化剂等领域。
化学入门知识元素周期表与化学键的基础认识元素周期表与化学键的基础认识化学是研究物质的性质、组成、结构以及变化规律的科学。
在化学的学习过程中，元素周期表和化学键是非常基础的概念。
本文将分别介绍元素周期表和化学键的基础认识。
一、元素周期表元素周期表是将所有已知元素按照一定规则排列的表格。
这个表格以原子序数从小到大进行排序，让我们可以迅速地找到特定元素的位置，了解其基本性质。
1. 元素周期表的结构元素周期表分为多个周期和多个族。
周期表示元素的外层电子壳层数，而族表示元素的化学性质相似。
周期和族的划分使得我们能够通过元素周期表推测元素的一些基本特性。
2. 元素周期表的信息元素周期表中的每个元素方格包含了丰富的信息，如元素的符号、原子序数、相对原子质量等。
元素符号用来表示元素，例如“H”代表氢，而原子序数表示元素的原子核中的质子数目。
相对原子质量则是该元素的平均质量。
3. 元素周期表的特点元素周期表的排列是按照元素的原子序数递增的。
在周期表中，元素的性质随着周期和族的变化呈现规律性。
例如，同一周期上的元素具有相似的化学性质，而同一族的元素具有相同的外层电子结构和性质。
二、化学键化学键可以理解为连接原子的力。
它形成了化合物并决定了化合物的性质。
常见的化学键包括离子键、共价键和金属键。
1. 离子键离子键是由带正电荷的金属离子和带负电荷的非金属离子之间的吸引力形成的。
金属离子通常会失去电子，并形成正离子，而非金属离子则会获得电子，形成负离子。
这种电荷差异使得它们通过强力吸引在一起。
2. 共价键共价键是由两个非金属原子之间的电子共享而形成的。
这种共享可以是单电子，也可以是多电子。
共价键形成后，原子间的电子云密度会增加，进而使原子更加稳定。
3. 金属键金属键是金属原子间的电子云共享形成的。
金属原子通常具有较低的电离能和较高的电子亲和能，因此它们能够形成离域电子云，使金属具有良好的导电性和热导性。
三、元素周期表和化学键的关系元素周期表中的元素通过化学键的形成，以不同的方式建立化合物。
初中化学元素周期表知识点梳理元素周期表是化学学习中不可或缺的基础知识之一，它是化学元素的一种有序排列的表格形式，根据元素的原子序数、电子结构和周期性规律等特征进行编排。
在初中化学学习过程中，了解元素周期表的基本知识点是十分重要的。
本文将对初中化学中与元素周期表相关的知识点进行梳理，帮助大家更好地掌握这一内容。
1. 元素周期表的组成元素周期表由一系列水平排列的行和垂直排列的列组成。
每一行称为“周期”，共有7个周期；每一列称为“族”，共有18个族。
元素周期表的左上角放置的是质子数最小的氢元素，右下角放置的是质子数最大的镭元素。
2. 元素周期表的编号和符号元素周期表中每个元素都有一个独特的编号和符号。
编号称为“原子序数”，用来表示元素原子核中的质子数和电子数。
符号通常是由元素化学名的拉丁文首字母组成，例如氢的符号为H，碳的符号为C。
3. 元素周期表中元素的分布规律元素周期表中元素的分布遵循一定的规律。
同一周期中的元素具有相同的电子层数，而同一族中的元素具有相似的化学性质。
4. 元素周期表中元素的命名规则元素周期表中的元素名称和符号都遵循特定的命名规则。
元素名称通常来源于人名、地名、化学特性或颜色等，而元素符号则是元素名称的缩写。
有一些元素的符号和名称并不一致，例如铁的符号为Fe，钾的符号为K。
5. 元素周期表中元素的基本性质元素周期表中每个元素都具有一些独特的基本性质。
其中，我们主要关注以下几个方面：(1) 原子核的质子数和中子数：原子核中的质子数决定了元素的原子序数，表征了元素的基本性质。
原子核中的中子数对元素的化学性质影响较小，但会影响元素的同位素。
(2) 原子的电子层：元素周期表中每个元素的电子层分布具有一定的规律性。
电子层对元素的化学性质有重要影响，决定了元素的化合价和反应性能。
(3) 元素的原子半径：元素的原子半径指的是元素原子核到外层电子轨道最外层电子的平均距离。
元素周期表中原子半径有规律的变化，一般来说，同周期内元素的原子半径逐渐减小，同族元素的原子半径逐渐增大。
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。
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4.各族在元素周期表中的位置分布要点三、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 钾K 19 1 4 0.227 铷Rb 37 1 5 0.248 铯Cs 55 1 6 0.265 （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+O22Li2O2Na+O2Na2O22Na+2H2O==2NaOH+H2↑2K+2H2O==2KOH+H2↑实验探究：对比钾、钠与氧气、水的反应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↑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 －188.1Cl2黄绿色气体 3.215 g / L（0℃）－101 －34.6Br2深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃）－7.2 58.78I2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，是可逆反应要点诠释：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，振荡、静置。
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。
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+Br2②2KI+Cl2==2KCl+I2③2KI+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（4）卤素的特殊性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类原子叫做核素。
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11H、21H、31H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 12 氘21H或D用于制造氢弹1 2 3 氚31H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，21H和31H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。
