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高一化学知识点元素周期律元素周期律是化学中最重要的基础知识之一、它是指将元素按照一定规律排列起来的周期表，其中包括元素的周期性变化和周期规律。
元素周期律的发现和建立对于化学科学的发展具有划时代的意义。
下面将介绍元素周期律的发现和基本原理，以及与元素周期律相关的知识点。
元素周期律的发现和建立可以追溯到19世纪初。
当时，科学家们正在发现和研究新的元素。
德国化学家多贝林提出了"三元素周期律"，即将元素按照质量递增的顺序排列，发现其中一种元素的性质和前一个元素有相似之处，这就是元素周期律的最初雏形。
然而，多贝林的"三元素周期律"存在一些缺陷，无法解释一些元素的性质。
直到俄国化学家门捷列夫在1869年提出了现代元素周期律。
门捷列夫将元素按照质量递增的顺序排列，并将他们放在一个周期表中，同时发现了元素周期表中的周期性规律。
元素周期律中的一些重要概念包括周期、族、周期表和周期性规律。
周期是指周期表中的横行，从左到右一共有七个周期。
族是指周期表中的竖列，从上到下一共有十八个族。
周期表将元素按照周期和族的顺序排列，元素周期律的基本原则是：元素的性质和它们的原子结构有关，而原子结构的规律与元素周期表中的元素顺序相关。
元素周期表中的周期性规律主要有电子结构、原子半径、电离能和电负性。
电子结构是指元素原子中电子的分布情况，决定了元素的化学性质。
原子半径是指元素原子的大小，原子半径在周期表中有一定的规律，一般来说，原子半径随周期数增加而减小，随族数增加而增大。
电离能是指从一个原子中去掉一个电子所需的能量，电离能在周期表中也有一定的规律，一般来说，电离能随周期数增加而增大。
电负性是指原子吸引和结合电子的能力，电负性在周期表中也有一定的规律，一般来说，电负性随周期数增加而增大。
元素周期律的应用非常广泛。
它可以用来预测元素的性质和化学反应的发生方式。
通过对周期表的研究，科学家们可以发现新的元素并研究它们的特性。
高中化学元素周期律知识点总结
元素周期律是指原子序数从小到大，相应化学性质的在周期上的变化情况。
元素周期
律是化学中的一个基本概念，它有助于更好地理解化学反应。
了解元素周期律的分布规律，更好地搞懂元素及其化合物的性质是很重要的。
1、周期定律
元素周期律规定，原子核中的核子数和电子配置密切相关，两者具有相似的正比关系：（原子核中核子数增大）-（电子配置有规律地变化）-（此元素相应的化学性能有趋势性
改变），被称为元素周期律，表示原子序数从小到大，相应的化学性质会不断变化。
因此，通过对周期表的分析，我们可以知道每个元素的特性（如电子、分子、气态等部分）和行
为（如与其它元素的反应），从而帮助我们更好地理解物质的组成和变化规律。
2、周期规则
周期规律指的是原子序数在不断增大的过程中，元素的化学性质具有一定的规律性变化。
根据原子序数从小到大的变化情况，可以将化合物分为碱金属组（元素序数2-12）、过渡金属组（序数13-18）、无机非金属组（序数19-36）、有机非金属组（序数37-60）、偶极稀有气体组（序数61-90）、卤素元素（序数91-118）。
这些元素的化学性质等都具
有一定的规律，这些规律可以用于我们对化学性质的正确认识和判断。
4、周期趋势
根据元素周期律，随着原子序数的增大，元素的化学性质呈现出一定的趋势。
碱金属、过渡金属、无机非金属和有机非金属四类元素的化学性质，都呈负责关系，这表明，随着
原子序数的增加，化学性质也会越来越弱，反应性也越来越差；而偶极稀有气体（示例如氧、氦等）及卤素，其化学性质不受原子序数的变化而变化，仍具有极高的稳定性。
化学元素周期律化学元素周期律指的是元素在周期表中按照它们的原子序数依次排列的规律，它是19世纪初德国化学家斯特拉斐特（Lothar Meyer）和俄国化学家格里尔（Dmitri Mendeleev）发现的。
他们发现，当把现有的化学元素按原子序数排序时，发现它们具有一定的规律性：随着原子序数的增加，元素原子团外层电子数总是递增1，元素特性归类为7系，每个系内有8个元素而形成“元素周期”。
这就是所谓的“化学元素周期律”。
化学元素周期律的关键所在在于，原子序数在原子团外层电子数上的增加，会使原子团外层电子数递增1，从而影响元素原子团外层电子构型和电子结构，以及元素的化学性质。
譬如，原子团外层电子数增加1，会使元素的中子数+1而电荷数-1，从而引起稳定性的变化，从而影响元素的化学性质，从而形成元素周期性质的变化。
因此，元素周期律是由原子序数和元素的化学性质共同决定的。
由于原子序数的增加，会引起元素的化学性质的变化，从而衍生出元素周期特点。
从原子序数增加的角度，每七个原子序数构成一组，叫做一个周期，每个周期共有8种元素，称为每个周期元素。
即每组它们原子序数增加7，但元素本质特征依然如出一辙，因而称之为元素周期律。
每个周期元素都有自己的特点，可以根据周期律给出基本的分类。
一般而言，每个周期元素都有自己的化学性质，如碳和氢等位于第一组的元素，具有很强的化学活性；第四组的元素如钾和锂，具有较大的沸点等特点；第八组的元素，如氦和氖，具有极强的化学稳定性。
此外，周期律中的元素也与它们的原子结构有着重大的关系。
比如，锂在第四组有2个电子，在周期元素中是唯一一种这样的元素，所以它的电子结构与它的周期位置有很强的联系。
这种特点使得它们在化学反应中有独特的作用，影响着化学反应的过程，因此，构型和电子结构是原子序数和稳定性关系的关键性因素。
综上所述，斯特拉斐特和格里尔发现的化学元素周期律，可以帮助我们了解原子构型，掌握元素稳定性，从而研究化学反应中各种元素的浓度和极性等因素，为进一步深入化学研究奠定基础。
化学元素周期表规律(一)元素周期律和元素周期表1.元素周期律及其应用(1)发生周期性变化的性质原子半径、化合价、金属性和非金属性、气态氢化物的稳定性、最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性。
(2)元素周期律的实质元素性质随着原子序数递增呈现出周期性变化，是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
也就是说，原子结构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，充分体现了结构决定性质的规律。
2.比较金属性、非金属性强弱的依据(1)金属性强弱的依据1/单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。
反应越易，说明其金属性就越强。
2/最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。
3/金属间的置换反应。
依据氧化还原反应的规律，金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。
4/金属阳离子氧化性的强弱。
阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。
(2)非金属性强弱的依据1/单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。
越易与反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强。
2/最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。
酸性越强，说明其非金属性越强。
3/非金属单质问的置换反应。
非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。
如 Br2 + 2KI == 2KBr + I24/非金属元素的原子对应阴离子的还原性。
还原性越强，元素的非金属性就越弱。
3.常见元素化合价的一些规律(1)金属元素无负价。
金属单质只有还原性。
(2)氟、氧一般无正价。
(3)若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正价数等于最外层电子数;元素的最低负价与最高正价的关系为：最高正价+|最低负价|=8。
(4)除某些元素外(如N元素)，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。
若元素原子的最外层电子数为奇数，则元素的正常化合价为一系列连续的奇数，若有偶数则为非正常化合价，其氧化物是不成盐氧化物，如NO;若原子最外层电子数为偶数，则正常化合价为一系列连续的偶数。
元素周期表元素周期律一元素周期表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。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数2．元素周期表的编排原则3．元素周期表的结构(1)周期、族的数目和位置(2)每周期0族元素及其原子序数(1)过渡元素：元素周期表中部从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(2)镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(3)锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(4)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
【巧记】横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七尚不满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
二元素周期律及应用1．元素周期律2．主族元素的周期性变化规律(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素(2)预测元素的性质(由递变规律推测)①比较不同主族、不同周期元素的性质如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温，耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
4.元素金属性、非金属性的比较方法(1)结构比较法最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。
元素周期律元素周期表，也称元素周期律，是一种按照元素的原子序数和化学性质排列的表格。
它是化学中最重要的工具之一，可以帮助我们研究元素的性质和化学反应。
元素周期律的发现和发展过程是在许多科学家的努力下完成的。
元素周期律的起源可以追溯到19世纪初。
当时，科学家们已经发现了一些元素，并开始尝试将它们分类和组织起来。
最早的尝试是由德国化学家贝克勒列特提出的三重周期表，他将元素按照原子量的升序排列，并将相似性质的元素放在一起。
这个表格虽然对于早期的化学研究有一定的帮助，但仍然存在一些问题。
1869年，俄国化学家门捷列夫提出了现代意义上的周期表。
他的周期表是按照元素的原子序数排列的，并将元素分为了几个周期和若干个族。
门捷列夫的周期表不仅包含了当时已知的元素，还预测了一些尚未发现的元素的存在。
这个周期表被广泛接受，并成为现代元素周期表的基础。
门捷列夫的周期表只有63个元素，不完整且不规则。
随着科学技术的发展，越来越多的元素被发现，科学家们也对元素的性质和周期表的结构有了更深入的了解。
在20世纪初，英国化学家门德里夫提出了一种新的周期表，他将元素按照原子序数和电子结构的规律排列，并将它们分为了若干个周期和族。
这个周期表被称为现代元素周期表，至今仍然在使用。
现代元素周期表是一个非常有序和规则的表格。
它由7个周期和18个族组成，周期表示了元素的外层电子壳的数量，族表示了元素的性质和化学反应类型。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡金属元素。
周期表还可以根据元素的性质划分为主族元素和副族元素。
元素周期表的发现和发展对于化学的发展和研究起到了巨大的推动作用。
它不仅帮助我们理解元素的性质和反应，还为元素的发现和合成提供了重要指导。
通过对周期表的研究，科学家们发现了很多新的元素，并深入探索了元素的物理和化学性质。
总而言之，元素周期表是化学研究中不可或缺的工具之一、它的发现和发展经历了长期的努力和改进，是多位科学家智慧的结晶。
