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元素周期律一、元素性质呈周期性变化子，随原子序数的递增、最外层电子数由1递增到8]。
随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。
[核外电子层数相同的原子，随原子序数的递增、原子半径递减（稀有气体突增）]。
元素的化合价随着原子序数的递增而起着周期性变化。
[主要化合价：正价+1→+7；负价－4→－1，稀有气体为零价]。
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，这个规律叫做元素周期律。
说明：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。
周期性变化不是机械重复，而是在不同层次上的重复。
稀有气体原子半径突然变大是同稀有气体原子半径测量方法与其它原子半径的测量方法不同。
O、F没有正化合价是因为它们非金属性强。
例题下列各组元素中，按原子半径依次增大顺序排列的是：A、Na、 Mg、 AlB、Cl、 S、 PC、Be、N、 FD、Cl、 Br、 I解析：Na、Mg、Al核外电子层数相同，核电荷数依次增大，原子半径依次减小，所以A 错误则B正确，Be、N、F无规律比较，最外层电子数相同时随核外电子层数的增大、原子半径依次增大，所以D正确。
答案：B、D。
二、几种量的关系(1)最外层电子数=最高正化合价(2)|最低负化合价|+最高正化合价=8例2、元素R 的最高价含氧酸的化学式为H n RO 2n －2，则在气态氢化物中R 元素的化合价为多少？解析：由H n RO 2n －2知R 的最高价为+(3n －4)，R 在气态氢化物中为负价：－[8－(3n －4)]=－12+3n 。
三、两性氧化物和两性氢氧化物 (1)两性氧化物：既能与酸起反应生成盐和水，又能与碱起反应生成盐和水的氧化物。
例：A12O 3A12O 3+6HCl=2AlCl 3+3H 2O A12O 3+2NaOH=2NaAlO 2+H 2O(2)两性氢氧化物：既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
例：Al(OH)3， 2Al(OH)3+3H 2SO 4=Al 2(SO 4)3+6H 2O A1(OH)3+NaOH ＝NaAlO 2+2H 2O 四、重点、难点突破2．微粒半径大小比较中的规律 (1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右渐小(稀有气体元素除外) 如：Na>Mg>Al>Si ；Na +>Mg 2+>Al 3+。
高一化学元素周期律知识点归纳高一的化学学习十分重要，高一的化学知识掌握情况将会直接影响以后高年级的化学学习，其中化学元素周期律是一个最基础的知识点。
下面是店铺为大家整理的高一化学必备的知识，希望对大家有用! 高一化学元素周期律知识1.原子结构所有的元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8.反例：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。
2.所以原子的中子数都大于质子数正例：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。
绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于质子数的2倍。
反例1.氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。
2.氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙3.具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素正例：正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。
4.电子云氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
5.元素周期律元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
6.元素周期律难失电子的元素一定得电子能力强。
概念纠错：反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
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。
高一必修2化学元素周期律知识点梳理世界由物质组成，化学则是人类用以认识和改造物质世界的主要方法和手段之一。
小编准备了高一必修2化学元素周期律知识点，希望你喜欢。
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(K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。
高一期末复习--元素周期律知识网络元素周期律项目同周期(左→右)同主族(上→下)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重难突破一、元素金属性、非金属性比较1.元素金属性强弱的判断(1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。
(2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
2.元素非金属性强弱的判断(1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。
(2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。
典例2X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正确的是()A.若X、Y均为金属元素，则X的金属性强于YB.若X、Y均为金属元素，则X的阳离子氧化性比Y的阳离子强C.若X、Y均为非金属元素，则Y的非金属性比X强D.若X、Y均为非金属元素，则最高价含氧酸的酸性Y强于X【答案】B典例1已知X、Y、Z是三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱的顺序是HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，则下列判断正确的是()A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3B.非金属活泼性：Y＜X＜ZC.原子半径：X＞Y＞ZD.原子最外层电子数：X<Y<Z【答案】A二、微粒半径大小的比较1. 同周期元素的微粒同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
高一化学知识点:元素周期表高一化学知识点:元素周期表一、元素周期表原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则:①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;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纵行——族2、周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数3、元素金属性和非金属性判断依据:①元素金属性强弱的判断依据:单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱;置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据:单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。
4、核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数二二质子数+中子数:A==Z+N②同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素:①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数:核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系:最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数=8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律:同主族:从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
七大方法助你告别化学“差生”一.尽快去找化学老师，让他告诉你以前学过的关键知识点，在短期内掌握，目的是能够大致跟上现在的教学进度，以听懂老师讲授的新知识。
要想进步，必须弄清楚导致化学成绩差的根本原因是什么?是常用的几个公式、概念没记住，还是很重要的几个基本解题方法不能熟练应用，或者是以前的一些重点知识没有理解透彻等等。
