元素周期律和元素周期表知识总结

元素周期表、元素周期律知识点总结元素周期表、元素周期律知识点总结上学的时候，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点也可以通俗的理解为重要的内容。

哪些知识点能够真正帮助到我们呢？下面是店铺帮大家整理的关于元素周期表、元素周期律知识点总结，供大家参考借鉴，希望可以帮助到有需要的朋友。

元素周期表、元素周期律知识点总结篇1一、元素周期表★熟记等式：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、如何精确表示元素在周期表中的位置周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称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==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。

《元素周期律和元素周期表》知识清单一、元素周期律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。

1、原子结构的周期性变化（1）核外电子排布的周期性随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性的变化。

最外层电子数从 1 递增至 8（第一周期为 1 至 2），然后重复这一规律。

（2）原子半径的周期性同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。

2、元素性质的周期性变化（1）化合价的周期性元素的化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化。

主族元素的最高正化合价等于其族序数（氧、氟除外），最低负化合价等于其族序数减 8。

（2）金属性和非金属性的周期性同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

金属性的判断依据：①单质与水或酸反应置换出氢的难易程度，越容易置换出氢，金属性越强。

②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。

非金属性的判断依据：①单质与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性，越容易化合，气态氢化物越稳定，非金属性越强。

②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。

3、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

二、元素周期表元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

1、元素周期表的结构（1）周期①周期的含义：具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。

②周期的分类：短周期：包括第一、二、三周期，分别含有 2、8、8 种元素。

长周期：包括第四、五、六、七周期，分别含有 18、18、32、32种元素（第七周期尚未排满）。

（2）族①族的含义：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。

②族的分类：主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用罗马数字ⅠA、ⅡA、ⅢA……ⅦA 表示。

”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（Z ）=核电荷数=原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。

质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。

4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔化学性质及最高正价和族序数-■体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。

排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子核卜中子 （A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数；c ±表示微粒所带的电荷数；±）表示微粒中X 元素的化合价。

3.原子结构的特殊性 （1~18号元素）1. 原子核中没有中子的原子:2 •最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。

①最外层电子数与次外层电子数相等:4Be 、i8Ar ;②最外层电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。

元素周期律和元素周期表一、元素周期律及其应用1、元素周期律实质：元素性质随着原子序数的递增呈现周期性变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布呈周期律变化。

2、元素周期表中主族元素性质的递变规律（1）最外层电子数：同一周期，从左至有依次增加；同一主族，不变。

（2）电子层数：同一周期，不变；同一主族，从左至有依次增加。

（3）原子半径：同一周期，从左至右，原子半径减小；同一主族，从上至小至有依次增大。

（4）失电子能力：同一周期，从左至右，逐渐增大；同一主族，从上至小至有依次减弱。

（5）得电子能力：同一周期，从左至右，逐渐减弱；同一主族，从上至小至有依次递增。

（6）主要化合价：同一周期，最该正价=族序数（O、F外）；同一主族，最该正价=族序数（O、F外）（7）最高价氧化物对应水的酸碱性：同一周期，从左至右，酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同一主族，从上至下，酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。

（8）气态氢化物：同一周期，从左至右，形成难度逐渐减弱，气态氢化物稳定逐渐增强；同一主族，从上至下，形成难度最近增大，气态氢化物稳定性逐渐减弱。

二、元素周期表的及其用1、周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期，族：在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。

2、元素周期表结构（1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下：短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素周期（7个）长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)（2）第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。

第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素。

Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、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=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.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(质子)数的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

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．．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．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；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）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（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。

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。

2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。

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。

高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。

(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。

2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。

(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。

3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。

②特点：每一周期中元素的电子层数相同。

③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。

长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。

(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。

②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。

③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。

课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。

(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。

2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。

(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。

高一化学必修二知识点总结一、元素周期表★熟记等式：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、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称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==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。

同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。

一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.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天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.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结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。

周期律知识点总结一、周期律的基本概念周期律是描述元素周期表中元素性质规律的概念，它最早由门捷列夫在1869年提出，并在之后得到了孟德莱耶夫、莫丹塔夫、门捷列夫等科学家的深入研究和发展。

周期律的基本概念包括元素周期表的构造原则和元素周期性规律。

1. 元素周期表的构造原则元素周期表是按元素的原子序数大小依次排列的一种表格，最早由门捷列夫提出。

元素周期表的构造遵循以下原则：(1) 按原子序数大小排列。

原子序数是元素的重要标识，它代表了元素原子核中质子的数量，也是元素在同一周期内的位置标识。

元素周期表中元素的排列顺序与它们的原子序数大小呈正比，原子序数从左到右逐渐增加。

(2) 周期表的主要构造原则是周期律规则。

元素周期表的构造中，周期律规则是构造的基础原则。

周期律规则包括：周期性规律、元素周期法则、主族元素和次族元素等。

2. 元素周期性规律元素周期性规律是指元素周期表中相邻元素化学性质的变化规律。

周期性规律主要有原子半径周期性规律、电子亲和能周期性规律、离子化能周期性规律和原子量周期性规律。

(1) 原子半径周期性规律。

原子半径是指原子的外层电子云的平均距离，原子半径的大小与原子核电荷数和外层电子数有关。

元素周期表中原子半径随着原子序数的增加而呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(2) 电子亲和能周期性规律。

电子亲和能是指原子或原子离子吸收外层电子形成负离子的能力，电子亲和能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中电子亲和能也随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(3) 离子化能周期性规律。

离子化能是指原子或原子离子失去一个或多个外层电子形成正离子的能力，离子化能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。

元素周期表中离子化能随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。

(4) 原子量周期性规律。

原子量是指元素的相对原子质量，原子量的大小与原子核的质子和中子数量有关，元素周期表中原子量也呈现出周期性变化规律。

元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。

下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有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1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。

（2）．所有原子的中子数都大于质子数。

正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。

正例2：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。

反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。

（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。

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。

2、电子云（4）．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。

3、元素周期律（5）．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）．难失电子的元素一定得电子能力强。

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+)。

专题14 元素周期表和元素周期律【知识串讲】【归纳总结】一、元素周期表1.元素周期表的编排（1）原子序数与元素的原子结构间的关系①原子：原子序数=核电荷数=核外电子数。

②阴离子：原子序数=核外电子数−所带电荷数。

③阳离子：原子序数=核外电子数+所带电荷数。

（2）元素周期表的编排原则①按原子序数递增的顺序，从左到右将电子层数相同的元素排成横行。

②把不同横行中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。

（3）元素周期表的结构①周期(每一横行)：周期序数=电子层数元素周期表中具有相同电子层数的元素，按原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。

周期表中有7个横行，即有7个周期，从上到下依次为第一周期到第七周期。

除第一周期外，每周期的元素都是从活泼金属——碱金属开始，逐渐过渡到活泼非金属——卤素，最后以稀有气体结束。

周期的分类及各周期元素数目：在第六周期和第七周期中有特殊的镧系和锕系元素，镧系元素包括从57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共十五种元素，锕系元素包括从89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共十五种元素。

它们的电子层结构相似、性质相似，为了表的结构紧凑，将它们放在第六、七周期的同一格内，并按原子序数递增的顺序排列，分两行独列在表的下方。

此外，排布在92号元素铀(U)之后的元素多数是人工进行核反应制得的元素，叫超铀元素。

②族(每一纵列)：元素周期表中共有18个纵列，第8、9、10三个纵列叫做Ⅷ族。

主族元素包括除He、Ne、Ar之外的所有短周期元素及部分长周期元素；副族元素全在长周期内。

稀有气体元素因为性质稳定，有稳定的电子结构，化合价为0，因此称为0族。

过渡元素：元素周期表中从ⅧB到ⅧB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。

同一主族元素原子最外层电子数相同，且自上而下电子层数递增，原子半径逐渐增大。

由于镧系和锕系位于第3列，所以各族中元素种类最多的是ⅧB族，共32种。

元素周期表与周期律知识总结知识结构图：一·周期表结构二·“位，构，性”的相互推导元素周期律三·原子结构四·碱金属五·卤素一.周期表结构1.元素周期表注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线B元素周期表中几个量的关系：（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（2）周期序数=核外电子层数（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8C主族元素化合价(1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同（3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=82. 推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数；（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。

最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

3推算元素的原子序数的简便方法同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）同一周期相邻两主族元素的原子序数差值4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数二.“位、构、性”的相互推导失电子能力↓⇒金属性↑1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓得电子能力↓⇒非金属性↓（1）原子核对最外层电子的引力核电核数↓ ⇒F↓半径↓ 半径↑ （主）同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）2.位置与结构（1） 周期数=电子数主族序数=3位置与性质①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。

元素周期律和元素周期表课题元素周期律和元素周期表教学过程知识点－元素周期律和与元素周期表重点提示教学内容【知识点】（一）元素周期表1．周期表的基本结构把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序又上而下排成纵行，元素这样排列得到的表就称为元素周期表。

2．周期概念：具有相同电子层数的元素按原子序数递增的顺序从左向右排列成一横行此行，即为周期。

现行元素周期表的横行共七行（如果加入最新发现的元素则有八行）前三行所含的元素种类较少，称为短周期；四、五、六三行所含的元素较多，称为长周期；第七行称为不完全周期（若采用最新的周期表，则第七行应为长周期，第八行为不完全周期）同一个周期的元素，其原子的电子层数相同，等于其周期序数。

短周期：第一周期：周期表中最短的周期，只有氢和氦两种元素。

结构特征是元素原子的电子层数均为一第二周期：包含了锂、铍、硼、碳、氮、氧、氟、氖八种元素，结构特征是元素原子的电子层数是二，同时，最外层电子数从1到8递增。

第三周期：包含了钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯、氩八种元素，均为三电子层元素，最外层电子数也是从1到8递增长周期：长周期元素由于包含了副族元素，在结构上的递变性比较复杂，在此不做阐述，要注意的是，长周期中的主族元素依然存在递变性。

3．族概念：将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顺序排成一纵列，此列即为族。

副族和第八族的设定与此规则略有差别。

周期表中共有十八列，分为十六族。

主族：所有包含短周期元素的列均为主族，在周期表中用罗马数字和A表示，稀有气体元素另外归类。

副族：所有不包含短周期元素的列（或只有长周期元素的列），除铁、钴、镍所在的列以外，均为副族，在周期表中用罗马数字和B表示零族：稀有气体元素所在的列是零族第八族：铁、钴、镍所在的三列合并为第八族，用罗马数字Ⅷ表示主族和主族元素：第一主族：包含了氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫七种元素。