整理元素周期律专题复习

物质结构元素周期律专题复习高考重要考点及题型：原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数及质量数之间的相互关系；质量数、原子的原子量及元素的原子量的区别与联系；元素周期表中各主族元素的性质及其递变规律；微粒半径大小的比较（主要是与原子序数之间的关系）；化学键类型和晶体类型的判断；电子式的书写（关键在于掌握书写方法，以能够写出陌生物质的电子式）。

（一）原子或离子中质子数、中子数、质量数、电子数及离子所带电荷数的计算⑴原子X：核电荷数Z=原子序数=核内质子数=核外电子数阳离子X n+：核电荷数Z=原子序数=核内质子数=核外电子数＋n阴离子X n-：核电荷数Z=原子序数=核内质子数=核外电子数－n⑵质量数A=质子数Z+中子数N例1、R2O3n-离子中共含有x个电子，R原子的质量数为A，则R原子核内的中子数为。

（二）区别质量数、原子的相对原子质量和元素的相对原子质量等概念●质量数是对于原子（或核素）而言的，元素不存在质量数；●原子的相对原子质量有两种计算方法：某原子的质量与C-12原子质量的1/12相比所得出的值，或某原子的质量×N A（阿伏加德罗常数）；●元素的相对原子质量是根据该元素的各种同位素原子的相对原子质量以及它们在自然界中的原子个数百分比所算出的平均值，也就是元素周期表中给出的相对原子质量。

例2、下列说法中正确的是（）（A）具有相同电子数的中性微粒，都是同种元素的原子（B）每种元素可能有几种质量数不同的原子（C）质量数相同的原子，它们一定具有相同的质子数（D）元素的相对原子质量就等于该元素的一种原子的相对原子质量例3、设某元素原子核内的质子数为m，中子数为n，则下列叙述正确的是（）（A）不能由此确定该元素的原子量（B）这种元素的原子量为（m+n）（C）若碳原子的质量为w g，此原子的质量为（m+n）w g（D）核内中子的总质量小于质子的总质量（三）核外电子排布与元素周期表的结构1、核外电子排布的规律：（1）电子首先排布在能量最低的电子层里；（2）每层最多容纳2n2个电子，最外层不超过8个电子（K层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个）2、周期表的结构（1）熟悉周期表的大体轮廓，能注明族序数，并准确记忆每个周期元素的总数（2）能书写出所有主族元素的原子结构示意图（3）掌握所有主族元素、常见副族元素的名称、元素符号、原子序数例4、下列说法错误的是（）（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8（D）同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同例5、114号元素位于周期表中哪个位置？（四）元素周期律1、同周期（从左到右）和同主族（从上到下）的递变规律●同周期从左到右的递变规律⑴核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。

元素周期表与元素周期律专题复习【考点突破】一、高考风向标物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。

在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、品体的结构和性质、新发现的元素等。

在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。

在高考卷中，本部分试题一•般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04, 2道12分; （）5年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对•性地进行复习。

可以预测2006年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据, 对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查, 此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。

二、高考考点逐个突破1.考杏原子结构例1. （05 ±海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（）A.D3O+B. Li+C. OD-D. OH-解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电了数；对于阴离了，质了数小于电了数。

“电了数大于质子数”的只可能为C、D,但能满足“质子数大于中子数”的只有D。

答案为D评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。

对于中性的分了或原了来说，质了数与电了数相等；对于阳离了来说，质了数大于电了数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。

至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。

高一化学元素周期律复习要点第一节原子结构1．质子、中子、电子三者在数量、质量和电性上的相互关系(1)质子数决定元素种类(2)质子数和中子数决定原子种类(3) 代表一个质量数为A质子数为Z的原子。

(4)在原子中：质量数=质子数+中子数，核电荷数=质子数=核外电子数。

2．核外电予排布的一般规律(1)各电子层最多容纳的电子数为2n2；(2)最外层不超过8个电子(只有第一层时最多2个电子)；次外层不超过18个电子。

(3)核外电子总是尽先排布在能量最低(离核最近)的电子层里。

第二节元素周期律1．元素周期律的实质及内容：(1)元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。

(2)元素周期律包括三个方面，一是核外电子排布，二是原子半径，三是元素主要化合价。

2．几种关系量(1)最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正价数(2)｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)3．金属性、非金属性强弱的判断原则金属性强弱的判断原则（1）元素的单质与水或酸反应置换出氢的难易或反应的剧烈程度（2）元素的单质的还原性（3）元素的氧化物对应的水化物即氢氧化物的碱性强弱非金属性强弱判断原则（1）单质与H2反应生成气态氢化物的难易程度（2）生成的气态氢化物的稳定性强弱（3）元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱（4）单质的氧化性强弱第三节元素周期表1．元素周期表的结构(1)周期：由电子层数决定，7个横行为7个周期。

短周期指1、2、3三个周期；长周期有4、5、6三个周期；第7周期未排满，称作不完全周期。

(2)族：18个纵行，共16个族：7个主族、7个副族、1个零族，1个第Ⅷ族。

2．由序数确定位置的方法由给定的原子序数与就近的稀有气体元素的原子序数的差值推出所在周期与族。

3．元素周期表的规律4．微粒半径的大小：a ．同周期元素(除稀有气体元素)的原子半径随原子序数的递增逐渐减小。

b ．同主族元素的原子半径、阴、阳离子半径随电子层数的递增逐渐增大。

原子结构元素周期律复习原子结构、元素周期律复习1、元素周期律及实质（1）元素周期律的内容：的规律。

（2）元素周期律的实质就是：。

（3）元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律：（记诵）性质电子层结构原子半径失电子的能力得电子的能力金属性非金属性主要化合价最高氧化物对应水化物的气态氢化物碱性酸性形成难易程度稳定性同周期（从左→右）同主族（从上→下）（4）金属性或非金属性的高低推论依据金属性高低与水或酸反应，转让出来的深浅程度最高价氧化物水化物高低开朗金属能够从盐溶液中转让出开朗金属金属性越弱，单质的还原性对应阳离子水解性金属性弱的在原电池中通常作极非金属性高低与单质的深浅程度及分解成稳定性最高价氧化物水化物高低开朗非金属单质能够转让出来较不开朗非金属单质非金属性越弱，单质的水解性对应阴离子的还原性同周期中，从左向右，随着核电荷数的减少，金属性；非金属性同主族中，由下到下，随着核电荷数的减少，金属性；非金属性2、化学键（1）化学键就是指：。

（2）化学反应的实质就是指：。

（3）离子键与共价键比较项目概念离子键共价键成键微粒成键元素存有范围离子化合物（碱、盐、开朗金属氧化物）单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）与性质的关系项目成键微粒通常离子键越弱，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越大。

非极性键种原子共价键越弱，分子越平衡。

（4）非极性共价键与极性共价键比较极性键种原子共价化合物，如co2离子化合物，如naoh、k2so4、nh4cl存有范围非金属单质，如h2共价化合物，如h2o2．．离子化合物，如na2o2．．（5）离子化合物：共价化合物：练习题：1．2021年诺贝尔化学奖得主gerhardertl对金属pt表面催化co氧化反应的模型进行了202深入研究。

以下关于20219878pt的说法正确的是（）a．b．c．782027820278202pt和78pt的质子数相同，互为同位素198pt和78pt的中子数相同，互为同位素198pt和78pt的核外电子数相同，是同一种核素198d．78pt和78pt的质量数相同，无法互称作同位素2．根据元素的核电荷数，无法确认的就是()．．a．原子核内质子数b．原子核中子数c．元素原子序数d．原子的电子数3．元素x原子的最为外层存有6个电子，元素y原子的最为外层存有3个电子，这两种元素构成的化合物的化学式可能将就是（）a.xy2b.x2yc.y3x2d.y2x34．主族元素r最高价氧化物对应水化物的化学式为h2ro3,则其氢化物的化学式就是（）a.hrb.h2rc.rh3d.rh45．下列各组中的两种微粒,所含质子数、电子数都相等的是()a．nh3和nh2-b．f2和arc．h2o和oh-d．na+和nh36．以下4组与原子序数的元素,彼此间能够构成共价键的就是()a．8和11b．8和13c．15和17d．12和177．铊就是超导材料的共同组成元素之一，铊在周期表中坐落于第六周期，与铝就是同族元素，元素符号就是tl，以下对铊的性质的推测不恰当的就是（）a.铊是易导电的银白色金属b.能生成+3价离子化合物c.t1(oh)3是两性氢氧化物d.tl3+的氧化能力比al3+强8．同周期的x、y、z三种元素，已知其高价氧化物对应的水化物的酸性强弱顺序是：hxo4＞h2yo4＞h3zo4，则下列各判断中正确的是()a.原子半径：x＞y＞zb.单质的非金属性：x＞y＞zc.气态氢化物稳定性：x＜y＜zd.原子序数：x＜y＜z9．美国劳仑斯国家实验室曾在1999年宣布用86kr离子轰击208pb靶得到118号元素的一种原子，其质量数为293。

元素周期表与元素周期律专题复习【原子序数与位置】1、由原子序数确定元素在周期表中的位置【例1】：已知某主族元素R 的原子序数为31，依据元素周期律对该元素的性质进行预测。

对下列性质的预测，你认为错误的是（ ）A 、原子核外有4个电子层B 、原子最外层有3个电子C 、该元素是非金属元素D 、最高价氧化物既可以与盐酸反应又可以与NaOH 溶液反应 根据中学的核外电子排布知识很难知道它在周期表中的位置。

训练1：日本理化学研究所的科研人员于近期成功地合成了113号元素，这是亚洲科学家首次合成的新元素。

中国科学院近代物理研究所研究员徐瑚珊和中国科学院高能物理研究所研究员赵宇亮参与了这项研究工作。

该元素所在周期表的位置是（ ）A 、第6周期，ⅣA 族B 、第7周期，ⅣA 族C 、第6周期，ⅢA 族D 、第7周期，ⅢA 族2、由位置推断原子序数1）同周期相邻主族的原子原子序数 【例2】．已知a 为IIA 族元素，b 为IIIA 族元素，它们的原子序数分别为m 和n ，且A ．b为同一周期元素，下列关系式错误的是A ．n=m+11B ．n=m+25C ．n=m+10D ．n=m+12）“+”型元素原子序数之间的规律【例3】．（1）原子序数大于4的主族元素A 和B 的离子A m+和B n-它们的核外电子排布相同，据此推断：①A 和B 所属周期数之差为___________________________________, ② A 和B 的核电荷数之差为______________(用含m 、n 的代数式表示) ③ B 和A 的族序数之差为________________(用含m 、n 的代数式表示)（2）A 、B 两元素，A 的原子序数为x ，A 和B 所在周期包含元素种类数目分别为m 和n 。

如果A 和B 同在ⅠA 族，当B 在A 的上一周期时，B 的原子序数为______________；当B 在A 的下一周期时，B 的原子序数为______________；如果A 和B 同在ⅦA 族，当B 在A 的上一周期时，B 的原子序数为______________；当B 在A 的下一周期时，B 的原子序数为______________。

化学元素周期律高考知识点清单总结及题型总结化学元素周期律是高中化学中的重要知识点，也是高考中必考的内容之一。

掌握好元素周期律的相关知识，对于学生在高考化学科目中取得好成绩至关重要。

本文将对化学元素周期律的相关知识点进行清单总结，并对常见的高考题型进行解析，以帮助学生更好地复习和应对高考。

一、元素周期律基本概念及排列方式元素周期律是对元素进行分类和排列的方法，由元素的原子序数递增排列，使具有相似性质的元素出现在同一垂直列中，称为族或组；而具有相似化学性质的元素按照周期律的顺序排列在同一水平行，称为周期。

元素周期表的基本结构是：上方为1A族元素即碱金属，下方为2A 族元素即碱土金属，分别位于周期表的第一和第二周期；中间是过渡元素，分为3B～8B族，位于周期表的第三至第八周期；右侧是典型元素，包括3A～8A族与3B～8B族之间的元素，分布在周期表的第三至第八周期。

右下方是稀有气体。

二、元素周期律的元素分类1. 碱金属：位于周期表的第一列，属于1A族元素。

这类元素具有低密度、低熔点和活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。

2. 碱土金属：位于周期表的第二列，属于2A族元素。

这类元素具有较高的密度、较高的熔点和较活泼的化学性质，容易与非金属反应，生成离子化合物。

3. 过渡元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3B～8B族元素。

这类元素具有较高的密度、硬度和熔点，具有良好的延展性、可塑性和导电性，化合价多样。

4. 典型元素：位于周期表的第三至第八周期，包括3A～8A族和3B～8B族之间的元素。

这类元素的化学性质较为多样，既可以形成离子化合物，也可以形成共价化合物。

5. 稀有气体：位于周期表的右下方，包括18族元素。

这类元素具有较高的稳定性，不易与其他元素反应。

三、常见高考题型分析及解答技巧1. 选择题：对于元素周期律的选择题，要注意分析题干中的关键词，确定考查的知识点。

在解答选择题时，可以先排除明显错误选项，再根据相关知识点进行筛选。

一轮复习—第十二讲：元素周期律一、元素周期表：1．电子排布：2．主族元素的周期性变化规律内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子结构电子层数依次最外层电子数依次增加1个原子半径逐渐逐渐元素的性质金属性逐渐逐渐非金属性逐渐逐渐主要化合价一般，最正高价：，负化合价：最高正价数＝(O、F除外)，负化合价＝化合物的性质最高价氧化物对应水化物酸性逐渐碱性逐渐酸性逐渐碱性逐渐氢化物稳定性逐渐还原性逐渐稳定性逐渐还原性逐渐3、金属与非金属的划分(1)虚线的左下方是金属元素(氢除外)，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。

(2)位于分界线附近元素的性质：既表现出一定的性，又表现出一定的性。

二、化学键：【离子键】1、离子键定义：离子化合物定义：离子化合物主要包括两类：2、电子式：①原子电子式：②离子电子式：③离子化合物电子式：④离子化合物形成过程电子式【共价键】1、共价键定义：2、共价化合物定义：3、电子式：4、结构式：5、共价键的分类：①非极性共价键②极性共价键【化学键】化学反应的本质是随堂练习：1．下列元素中，非金属性最强的是( D ) A ．硅(Si)B ．磷(P)C ．硫(S)D ．氯(Cl)2．“医用酒精"和84消毒液”混合，产生QW 、Y 2X 4Z 、YX 3W 等多种物质，已知X 、Y 、Z 、Q 、W 为原子序数依次增大的短周期主族元素。

下列叙述正确的是( D )A ．Y 2X 4Z 中σ键和π键数目之比5：1B ．简单离子半径：Q +>Z 2->X +C ．氧化物对应水化物的酸性：W ＞YD ．Z 与Q 形成的常见化合物中阴阳离子个数比1：2 3．短周期主族元素X 、Y 、Z 、W 的原子序数依次增大，Z 可与X 形成淡黄色化合物Z 2X 2，Y 、W 最外层电子数相同。

下列说法正确的是( C ) A ．氢化物的沸点：Y>X B ．简单离子的还原性：Y>X>W C ．简单离子的半径：W>X>Y>ZD ．氢化物水溶液的酸性：Y>W4．下列化合物中阳离子与阴离子半径比值最大的是( D ) A ．CaF 2B ．MgI 2C ．NaClD ．KF5. 下列各组性质的比较中正确的是( D ) A.酸性444HClO HBrO HIO <<B.稳定性32HCl PH H S >>C.碱性222Ba(OH)Ca(OH)Mg(OH)>>D.还原性Cl Br I --->> 6.短周期元素W 、X 、Y 、Z 的原子序数依次增加。

2021届高三化学一轮复习——元素周期表元素周期律知识梳理及训练知识梳理一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表2．识记理解元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大元素性质化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应的水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱元素的第一电离能逐渐增大趋势逐渐减小趋势元素的电负性逐渐增大呈现减小趋势二、元素的电离能和电负性1．元素的电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。

(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s1到n s2n p6的周期性变化(第一周期除外)。

(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。

同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。

如Be、N、Mg、P。

(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。

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+)。

元素周期律复习复习目标：1、了解元素原子核外电子的排布规律。

2、掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性的变化。

3、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性的变化的规律。

4、了解周期表中金属元素、非金属元素分区，认识到量变引起质变的规律。

复习过程元素的性质随着而呈现周期性的变化一元素周期律。

思考：元素的哪些性质呈现周期性的的变化？一、核外电子排布少！•H He命）勃才切如♦尹场）七切WLi Be B C N O F Ne•为嬲•弟勤蹴•为•分Na Mg Al Si P S Cl Ar2881K Ca总结：核电子排布的规律二、原子半径原千序技3456789元素符号L i Be B C N O F旗千平径(10-n n m)1 .520.89I0.820-771□ -750.74.71原子序愈 1 1121314IE1617r元素符号Na Mg Al Si P S Cl原子半径(10Tnm)1.861.61.4311.171.101 .020.99三、化合价化合价变化的规律四、元素金属性强弱的判断的依据%1金属单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度%1最高价氧化物的水化物一一氢氧化物的碱性强弱%1金属活动性顺序表%1金属单质之间的置换%1金属阳离子氧化性的强弱同主族，以碱金属为例，列举事实与氧气的反应与水的反应同周期，以第三周期金属元素Na Mg Al为例水应的剧烈程度最高价氧化物对应水化物的碱性强弱五、元素非金属性强弱的判断%1单质与&化合的难易程度%1形成的气态氢化物的稳定性%1最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱%1非金属单质之间的置换%1非金属阴离子还原性的强弱同主族，以卤族元素F Cl Br I为例卤素与七化合的难易程度，气态氢化物的稳定性卤素单质之间的置换反应同周期，以第三周期非金属元素Si P S Cl为例Si P S Cl2与田化合的难易程度，气态氢化物的稳定性最高价含氧酸酸性的强弱练习(17年学测22)短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X的最高正价与最低负价的代数和为2, Y是地壳中含量最多的元素。

Z 第一章物质结构元素周期律一、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=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.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：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

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．．。

（周期序数＝原子的电子层数）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．．。

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）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（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。

新教材高中化学必修一 第四章第二节元素周期律【考纲要求】1．掌握元素周期律的实质。

了解元素周期表的结构（周期、族）及其应用。

2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

3．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。

【考点梳理】要点一、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） 2．编排原则（1）周期：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列，排成一个横行；（2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。

3．元素周期表的结构（“七横十八纵”）表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。

4．原子结构与周期表的关系 （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 要点二、元素周期律1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。

2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。

注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种 1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行0族（1个）：表中最右边 族 元素周期表最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成逐渐变易，气态氢化物稳定性逐渐增强。