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第讲元素周期表和元素周期律知识必备（一）一、元素周期表的结构1、1869年俄国门捷列夫制作了元素周期表2、元素周期表3、元素周期表的排列原则横排：电子层数相同，并且从左往右原子序数增加竖排：最外层电子数相同，从上往下电子层数增加4、元素周期表的结构（1）周期①一个横排称为一个周期，同一周期的原子具有相同的电子层②共有7个周期，1、2、3为短周期，4、5、6为长周期，第7周期称为不完全周期。
③1周期有2个元素；2和3周期各有8个元素；4、5周期各有18个元素；6周期有32个元素，其中镧系有15个元素；7周期有锕系，也有15个元素。
（2）族①有18个纵行，16个族②有7个主族、7个副族、1个第VIII族、1个零族③第IA族（除H外）又称碱金属元素、第VIIA族外称为卤族元素、0族元素也称为稀有气体元素。
（3）区域：金属元素、非金属元素、分界线5、结构与原子结构的关系 ①周期序数=电子层数②主族序数=最外层电子数=元素的最高正价（除O 和F ） 6、元素符号周围不同位置的含义阴阳离子的电荷数原子数目表示构成分子或离子的化合价质量数质子数R二、推断元素在元素周期表中的位置1、根据以0族为基准给元素定位稀有气体元素 氦 氖 氩 氪 氙 氡周期数 一 二 三 四 五 六 原子序数 2 10 18 36 54 862、原子序数-稀有气体原子序数（相近且小）=元素的纵行数，从而推出族数。
周期数为稀有气体元素的周期+1。
【特别提醒】若为六、七周期的元素，3—17为镧系和锕系元素（即III B ），若大于17，它的纵行数需再减14。
三、利用元素周期表的结构推断元素1、根据每周期元素的种类给元素定位周期数 一 二 三 四 五 六 元素种类 2 8 8 18 18 32 ①一、二周期同族元素原子序数相差2 ②二、三周期同族元素原子序数相差8③三、四周期同族元素中，1、2主族原子序数相差8，其他相差18 ④四、五周期同族元素原子序数相差18⑤五、六周期同族元素中，1、2主族原子序数相差18，其他相差32 ⑥六、七周期同族元素原子序数相差32 2、设未知数列式求解知识必备（二）一、元素周期律1、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。
元素周期律、元素周期表（一）［重点内容讲解］一、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（即随着原子核电荷数的递增，核外电子排布呈现周期性的变化）表现在1．随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数重复着由1到8（K层除外）的周期性变化。
2．随着原子序数的递增，元素（除稀有气体外）的原子半径重复着由大到小的周期性变化。
3．随着原子序数的递增，元素的主要化合价（除H、He外）重复着正价由+1到+7，负价由-4到-1的规律性变化。
元素周期律的实质是由于原子序数的递增，核外电子排布呈周期性变化的结果。
由此导致元素化学性质，如金属性、非金属性、气态氢化物稳定性、高价氧化物对应水化物的酸碱性等呈现周期性的变化规律，这就是元素周期律，但应注意这种变化不是简单的重复。
二、元素周期表：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。
1．元素周期表的结构：七横行——周期，包括三个短周期，三个长周期和一个不完全周期；十八个纵列——族，包括七主族，七副族，一个Ⅷ族和一个零族。
注意：（1）主族和副族的区分：主族是由长周期元素和短周期元素共同构成的族，但由长周期和短周期构成的族也不一定是主族元素，如0族元素。
只由长周期元素构成的族为副族。
（2）镧系和锕系及超铀元素所包含的元素。
2．与原子结构的关系：同周期：电子层数相同，周期数即电子层数，最外层电子从1个递增到8个（除第1周期外）同主族：电子层数不同，最外层电子数相同，族序数即最外层电子数。
注意：（1）最外层只有1个电子的元素，不一定是IA族元素，可能是副族元素，如Cu，也不一定是金属元素，如H。
最外层电子数有2个电子的元素不一定是主族元素，如He、Fe等。
最外层电子是3～7个电子的元素一定是主族元素。
（2）每一周期元素种类：2，8，8，18，18，32，（7周期预计32）；（3）同一周期主族序数之差即原子序数之差或最外层电子数之差。
元素周期表和元素周期律元素周期律：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无正价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。
（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。
元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；c.金属单质间的置换反应例：比较1：①镁与2mL1mol/L 盐酸反应②铝与2mL1mol/L 盐酸反应32222l 6l 2l l 3g 2HCl MgCl H A HC A C H ↑↑＋＝＋反应比较容易M ＋＝＋反应更加容易所以金属性：l Mg A ＞ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】2222222()22()Na H O NaOH H Mg H O Mg OH H ++↑++↑冷＝碱性：2aOH Mg(OH)N ＞金属性：Na Mg Al ＞＞②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。
元素非金属性强弱判断的实验依据：a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应非金属性：l r F C ＞＞B ＞I对于同一周期非金属元素：如2i l S P S C 、、、等非金属单质与2H 反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：432i l S H PH H S HC ＜＜＜上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：2334244i l H S O H PO H SO HC O ＜＜＜非金属性：i l S P S C ＜＜＜ 结论： a g l i l N M A S P S C金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)元素周期律的实质：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必然结果。
17元素周期表和元素周期律一、元素周期表、周期律1. 元素周期表的结构【选讲】 卤族元素：氟（）、氯（）、溴（）、碘（）、砹（）稀有气体：氦（）、氖（）、氩（）、氪（）、氙（）、氡（）碱金属元素：锂（）、钠（）、钾（）、铷（）、铯（）、钫（）碱土金属：铍（）、镁（）、钙（）、锶（）、钡（）、镭（）碳族元素：碳（）、硅（）、锗（）、锡（）、铅（）氮族元素：氮（）、磷（）、砷（）、锑（）、铋（）氧族元素：氧（）、硫（）、硒（）、碲（）、钋（）2. 元素周期律1. （1）定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
2. （2）内容：3. ①原子核外电子排布的周期性变化；最外层电子排布呈现由到变化的规律（第一周期除外）；4. ②原子半径的周期性变化（稀有气体除外）； ③元素主要化合价的周期性变化；元素的主要化合价呈现最高正价由到（，除外），最低负价由到的周期性变化。
④元素金属性、非金属性的周期性变化。
1. （3）实质：元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3. 元素周期表中元素性质递变规律（1）同周期元素（从左到右）的递变规律（2）同主族元素（从上到下）的递变规律（3）周期表中结构与性质的递变规律★【原子序数为号主族元素的金属性、非金属性的递变规律】原子序数单质与水(或酸)的反应情况与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应与沸水反应很缓慢，与冷水不反应，部分溶于水，部分与水反应非金属单质与氢气化合情况反应条件高温加热光照或点燃氢化物稳定性极不稳定高温分解受热分解很稳定最高价氧化物对应水化物的碱(酸)性强弱强碱中强碱两性氢氧化物极弱酸中强酸强酸强酸（比还强的酸）金属性、非金属性递变规律金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强4. 元素周期表中“位、构、性”的关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质，故三者之间可相互推断。
5. 技巧方法（1）原子半径和离子半径的比较规律中学化学范畴内，对于微粒半径大小可按“三看”规律来进行比较：“一看”电子层数：电子层数不同时，层数越多，半径越。
第二节原子结构与元素的性质一、元素周期律、元素周期系和元素周期表1．元素周期律：元素性质随着原子核电荷数递增发生周期性的递变。
2．元素周期系：按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周期系。
这个序列中的元素性质随着核电荷数递增发生周期性重复。
3．元素周期表：呈现元素周期系的表格。
【注】元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
二、构造原理与元素周期表1．核外电子排布与周期的划分(1)电子排布与周期划分的本质联系根据构造原理得出的核外电子排布可以解释元素周期系中每个周期的元素数。
第一周期从1s1开始，以1s2结束，只有两种元素。
其余各周期总是从n s能级开始，以n p结束，而从n s能级开始以n p结束递增的核电荷数(或电子数)就等于每个周期里的元素数。
(2)规律：①周期序数＝电子层数。
②本周期包含的元素种数＝对应能级组所含原子轨道数的2倍＝对应能级组最多容纳的电子数。
2．核外电子排布与族的划分(1)划分依据：取决于原子的价电子数目和价层电子排布。
(2)特点：同族元素的价电子数目和价层电子排布相同。
(3)规律①对主族元素，同主族元素原子的价层电子排布完全相同，价层电子全部排布在n s 或n s 、n p 轨道上(见下表)。
价层电子数 = 族序数。
③稀有气体元素：价电子排布为n s2n p6(He除外)。
三、元素周期表1．元素周期表的结构2．元素周期表的分区(1)根据核外电子排布根据核外电子排布式中最后填入电子的能级符号可把周期表里的元素划分成4个区：s区、p区、d区和f区（除ΙB、ⅡB族外。
）(2)根据元素金属性与非金属性①金属元素和非金属元素的分界线为沿B、Si、As、Te、At与Al、Ge、Sb、Po之间所画的一条连线，非金属性较强的元素处于元素周期表的右上角位置，金属性较强的元素处于元素周期表的左下角位置。
②处于d区、ds区和f区的元素全部是金属元素。
s区的元素除氢外，也全部是金属元素。
【注】p区元素价电子不都是n s2n p1～6，如He元素的价电子为2s2。
元素周期律和周期表学好元素周期律和元素周期表的知识对学好化学是非常重要的。
学好这部分知识：一、必须熟悉周期表的结构，头脑中必须有一张轮廓清晰的元素周期表。
二、理解位置、结构、性质的关系：这个三角关系是学习元素化合物知识的主要线索和方法。
三、注意挖掘元素周期表中隐含的重要知识和小规律。
一、元素周期律随着原子核电荷数的递增，核外电子排布呈现周期性的变化，由此导致元素化学性质（主要是金属性、非金属性、气态氢化物稳定性、氢化物水溶液酸碱性、最高价氧化物对应水化物的酸碱性、氧化还原性……）呈现周期性的变化规律，即元素周期律。
二、元素周期表1、周期表结构横行——周期：共七个周期，三短三长一不完全。
各周期分别有2，8，8，18，18，32，26种元素。
前三个周期为短周期，第四至第六这三个周期为长周期，第七周期还没有排满，为不完全周期。
纵行——族：七主七副一零一VIII，共16族，18列。
要记住零族元素的原子序数以便迅速由原子序数确定元素名称。
周期：一二三四五六七元素种类：28818183226零族：2He10Ne 18Ar 36Kr54Xe86Rn例1 在周期表主族元素中，甲元素与乙、丙、丁三元素上下或左右紧密相邻。
甲、乙两元素的原子序数之和等于丙元素的原子序数。
这四种元素原子的最外层电子数之和为20。
据此判断：元素甲为，元素丙为，元素乙和丁形成的化合物的分子式为或。
解析熟知元素周期表结构是解题必备的基础知识，对于短周期及主族元素更应了如指掌。
本题关键是确定甲、乙、丙、丁四种元素，突破口为甲、乙两元素的原子序数之和等于丙元素的原子序数。
若甲、丙同周期，其原子序数之差为1，乙只能是氢元素，不符合四元素原子最外层电子数之和为20。
甲，丙必同主族，原子序数之差为2或8，四种元素不可能为氢和氦，则排除原子序数之差为2，甲、丙原子序数之差为8，乙元素原子序数应为8，乙为氧元素，甲为氮元素，丙为磷元素，丁为碳元素。
答案甲：N，丙：P，乙和丁形成的化合物：CO和CO2。
2、原子结构与元素周期表的关系电子层数= 周期数主族元素最外层电子数= 主族序数= 最高正化合价由上述关系，就可以由原子结构找出元素在周期表中的位置，也可以由位置确定原子结构。
3、核外电子排布⑴核外电子排布规律①核外电子是分层排布的，每层最多排布2n2个电子；②最外层最多排布8个，K层为最外层时，最多排布2个；次外层最多排布18个，倒数第三层不超过32个电子。
这几条规律是相互制约，应综合考虑。
⑵核外电子排布的表示方法①原子结构示意图：书写中注意对核外电子排布规律的理解。
②电子式：是在元素符号周围用小黑点或×来表示原子的最外层电子的式子。
电子式属于化学用语，是帮助我们掌握微粒结构的基础，要熟练掌握。
书写前要通过构成元素的种类来判断是离子化合物还是共价化合物（单质）。
离子化合物中金属阳离子不用[]括出来，其离子符号就是它的电子式；而等复杂离子则必须用[]括起来，并且标明所带的电荷；阴、阳离子要间隔开来。
共价化合物（或单质）的书写中不能出现[]和电荷。
要注意不参与成键的电子不要漏掉。
如：③用电子式表示物质的形成过程：如用电子式表示形成过程时注意：Ⅰ反应前各元素必写成原子，且为原子的电子式。
Ⅱ用箭号连接而不用等号。
Ⅲ反应后生成物中电子式应注意正负电荷静电作用。
如：CaBr2的电子式不能写成例2X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别是1、4、6，则由这三种元素组成的化合物化学式不可能是A、XYZB、X2YZC、X2YZ2D、X2YZ3解析根据原子最外层电子数，可判断短周期元素的族序数，X、Y、Z分别在ⅠA、ⅣA、ⅥA族，Z必为负价——﹣2价。
注意ⅣA族，特别是碳元素价态比较特殊，特别是在有机物中。
将X假定为氢元素，则（A）为HCO，不符合碳4价，不可能；根据周期表族序数确定化合价，进而确定化学式，是周期表的一项重要应用。
将不确定的抽象元素具体化，降低了思维难度，是一种重要的思维方法。
本题将周期表与有机知识巧妙结合，考查了思维的全面性，整体性（易注意无机物而忽视有机物）。
答案 A三、元素周期表中原子结构、元素化学性质的变化规律1、规律性由此可见，金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。
对角线附近的元素不是典型的金属元素或典型的非金属元素。
同时，根据元素性质有必要对短周期元素两两形成化合物的类型和实例做一下归纳。
这类题也是考察思维的敏捷性和全面性的基本题型。
归纳时还需注意是离子型还是共价型的化合物。
如：有时还会涉及到三种元素所形成的化合物，如非金属元素形成的含氧酸或其盐，金属元素形成的碱。
下面请将各主族元素最高氧化物对应水化物的通式归纳在下表：主族元素最高价氧化物对应水化物通式例3．A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期主族元素。
已知：A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4；E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。
（1）写出下列元素的符号：A__________D__________E___________。
（2）B的单质在F的单质中的现象是_________________________，化学方程式是____________________。
（2）A、C两种元素最高价氧化物的水化物反应的离子方程式是_____________________________________。
解析：本题的突破口既是根据Al(OH)3的两性，它既能与酸反应，又能与碱反应，由此确定A、C、F中必有一种元素为铝。
根据各种元素均为短周期的主族元素，A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应生成盐和水，可推知其中有一种元素为铝。
因为A、B、C、F原子序数依次增大，故只能是C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。
再根据A、C、F三种元素原子的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为11－3－1＝7，F为氯元素。
D和E的原子序数应介于13和17之间，依据D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4，E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3，可推知D为硅，E为磷元素。
答案：（1）Na、Si、P（2）产生白色的烟；Mg+Cl2MgCl2（3）OH－+Al(OH)3=AlO2-+2H2O2、特殊性在掌握原子结构、元素性质的一般规律时，还要注意特殊性：⑴原子最外层电子排布是1—8个电子，但第一周期是1—2个电子⑵同一周期原子半径由大→小，但稀有气体突然增大（严格讲，稀有气体中不是原子半径而是范德华半径）⑶同一周期元素主要化合价由+1价到+7价，但F没有+7价，O没有+6价。
⑷原子核中通常含有质子和中子，但是原子中没有中子⑸碱金属是IA族，但不包括H元素，IA族包括H元素和碱金属3、元素周期表中之最原子半径最小的原子：H原子质量最轻的元素：H元素；非金属性最强的元素：F金属性最强的元素：Cs（不考虑Fr）最高价氧化物对应水化物酸性最强的酸：HClO4最高价氧化物对应水化物碱性最强的碱：CsOH形成化合物最多的元素：C元素所含元素种类最多的族：ⅢB地壳中含量最高的元素：O元素，其次是Si元素地壳中含量最高的金属元素：Al元素，其次是Fe元素含H质量分数最高的气态氢化物：CH4与水反应最剧烈的金属元素：Cs元素与水反应最剧烈的非金属元素：F元素常温下为液态的非金属单质是Br2，金属单质是Hg……四、金属性、非金属性强弱的比较1、金属性强弱的比较依据：⑴根据周期表中的位置⑵根据盐溶液之间的置换关系⑶根据金属活动性顺序表⑷根据常温下单质与水或酸反应的剧烈程度⑸根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱⑹根据阳离子在水溶液中电解时放电的一般顺序⑺根据合金发生电化腐蚀或构成原电池时的电极反应⑻根据与氧气反应的难易程度2、非金属性强弱的比较依据：⑴根据周期表中的位置⑵根据溶液中的置换关系判断⑶根据与金属反应的产物比较⑷根据与H2化合的难易条件比较⑸根据气态氢化物的稳定性比较⑹根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱⑺根据阴离子在水溶液中电解时放电的一般顺序注意：金属性、非金属性强弱的比较时，切忌只根据其原子在反应中得失电子的多少分析。
例4已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述中，正确的是A、铍的原子半径大于硼的原子半径B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D、单质铍跟冷水反应产生氢气解析运用元素周期律比较、判断元素性质，是周期律的直接应用，判断中应注意将相似性与递变性综合考虑，避免片面而产生失误。
对陌生的元素从同主族熟悉的元素找相似性及递变性，从相邻同周期元素找递变规律。
ⅡA族中，比较熟悉的元素是：Mg、Ca、Ba。
（A）同周期原子半径自左而右渐小，正确。
（B）Be原子与2个氯原子共用两对电子，少于8电子，结论错误。
（C）符合同主族元素递变规律，正确。
（D）Be金属性弱于Mg，Mg只能与热水反应产生氢气，错误。
答案A、C例5．国际无机化学命名委员会作出决定：把长式周期表原有的主、副族及族号取消，由左至右按原顺序改为18列，如碱金属为第一列，稀有气体为18列，按这个规定，下列说法中正确的是A．第3列元素种类最多，第14列元素形成的化合物种类最多。
B．第8、9、10三列元素中没有非金属元素C．从上到下第1列元素的单质熔点逐渐升高，第17列元素的单质熔点逐渐降低。
D．只有第2列元素的原子最外层有2个电子。
解析：第3列为原来的ⅢB族，包括镧系、锕系元素，因此，元素种类最多；第14列为原来碳族元素包括碳元素，所以形成化合物种类最多。
8、9、10列为Ⅷ族，是过渡元素，无非金属；从上到下，第1列元素为原IA族，单质的熔点逐渐降低（H特殊），第17列单质熔点升高，最外层电子数为2的除第2列外，还有第18列的He以及某些过渡元素。
答案：A、B例6．A、B、C三种主族元素位于周期表中相连续的三个不同周期，原子序数C>A>B，其中B的次外层电子数为2，A的次外层电子数与B、C不同，A与B族数之和等于C的族数。
已知A的氢氧化物难溶于水，B的最高价氧化物的水化物为一种强酸，则A、B、C各为何元素？解析：本题的突破口为“其中B的次外层电子数为2”，又知“该元素最高价氧化物的水化物是一种强酸”，所以该元素为第二周期的氮元素。
又因A、B、C位于同期表中相连续的三个不同周期，且原子序数C>A>B，A在B（N）的下一周期，即第三周期，又因A的氢氧化物难溶于水，所以A为Mg元素；C在第四周期，族序数=A+B=5+2=7。
