元素周期表与元素周期律的知识点整理归纳(精华版).doc

元素周期律知识点总结1.元素周期律的发现历史元素周期律最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出，并且将已知的63个元素按照一定的规律排列。

门捷列夫将元素的性质与其原子量进行比较，发现存在周期性变化的规律。

后来，门捷列夫的周期表不断进行修正和完善，最终发展成为现代元素周期表。

2.元素周期表的结构元素周期表是按照元素原子序数的大小进行排列的，原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素周期表中元素的标识。

周期表由横行的周期和竖列的族组成。

横行的周期称为周期，竖列的族称为主族。

元素周期表根据元素的电子结构、原子半径、电负性等性质进行划分。

3.元素周期律的主要规律-周期性规律：位于同一周期中的元素，原子量存在递增的趋势，并且许多性质会随着周期数的增加而周期性变化。

例如，金属元素的电子亲和能随周期数的增加而降低。

-垂直规律：位于同一族中的元素，原子量相似，并且许多性质也会有相似之处。

例如，碱金属元素（第一族）都具有相似的反应性和活泼的性质。

-斜线规律：元素周期表中的主要对角线称为斜线规律。

按照斜线方向进行排列的元素，在一些性质上有着相似之处，并且具有一定的趋势。

例如，元素周期表中的碱土金属（第二族）和卤素（第七族）的电子亲和能都随着原子量的增加而增加。

4.元素周期律的应用-预测新元素：元素周期律的周期性规律可以用来预测尚未发现的元素的性质。

例如，门捷列夫在提出元素周期表后，成功预测了后来发现的元素镓、铊和锪。

-元素的共价价态：元素周期表中同一族元素的共价价态具有相似性，例如，氧族元素的共价价态为-2-元素的化合价：元素周期表中主族元素的化合价与其所在的族数有关，例如，第一族的元素的化合价为+1-化学反应的活性和性质：元素周期表中的元素按照周期和族的排列，可以看出元素的活性和性质的变化趋势。

例如，金属元素活动性随周期数的增加而增加。

-过渡元素的性质：元素周期表中的过渡元素具有丰富的氧化态和复合态，具有多种形态的存在。

元素周期律知识点总结一、元素周期律的发现历程元素周期律是指化学元素按照一定规律排列的周期表。

在19世纪末，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律的规律，他将元素按照原子量的大小排列，发现了一些规律性的现象，比如元素的性质会随着原子量的增大而周期性地变化。

这一发现为后来的元素周期表的建立奠定了基础。

二、元素周期律的基本规律1. 原子序数元素周期律是根据元素的原子序数所排列的。

原子序数是指元素原子核中质子的数量，也是元素在周期表中的位置。

原子序数的增大决定了元素的性质的变化。

2. 周期性元素周期律的核心规律是周期性。

即元素的性质会随着原子序数的增大而周期性地变化。

这一规律可以用周期表中元素的位置来很好地解释。

3. 周期性表现元素周期律的周期性表现在以下方面：（1）元素的化学性质：比如金属元素和非金属元素的相互转变，电子亲和力、电负性等性质的周期变化。

（2）物理性质：原子半径、离子半径、电离能等。

（3）氧化物的性质：比如元素氧化物与水的反应性随着周期的增加而发生变化。

（4）化合价：元素的化合价随周期性地增加而变化。

三、周期表的结构元素周期表是由俄国化学家门捷列夫在1869年发现的，现在该表是由7行18列组成。

其中，横着排列的称为周期，纵向排列的称为族。

周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，中间是过渡元素。

周期表中有主族元素、副主族元素、过渡元素和稀有元素等。

四、周期表中的规律1. 周期性规律周期表中最基本的规律就是原子量的周期性变化。

比如，原子序数为3、11、19、37、55等元素的性质非常相似，因为它们在同一个周期内。

这些元素的外层电子数相同，因此具有相似的化学性质。

这一规律逐渐得到了发展，形成了更加完备的元素周期律。

2. 周期表的周期性规律周期表中的元素周期性地排列，列代表着元素的性质与它们的电子排布有关。

比如，同一族元素的外层电子数相同，因此它们的化学性质会有相似之处。

周期表中元素的周期性变化也与元素的原子结构有关，因为原子的结构决定了元素的性质。

元素周期律和元素周期表知识点归纳1、元素周期表的结构元素周期表的结构位置与结构的关系周期周期序数元素的种数 1.周期序数＝原子核外电子层数2.对同主族(nA族)元素若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。

若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。

短周期第一周期 2第二周期8第三周期8长周期第四周期18第五周期18第六周期32第七周期不完全周期族主族ⅠA族～ⅦA族由长周期元素和短周期元素共同构成的族。

最外层电子数=主族序数=价电子数零族最外层电子数均为8个（He为2个除外）副族ⅠB族～ⅦB族只由长周期元素构成的族最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。

第Ⅷ族有三列元素掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。

记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。

各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。

2、元素周期律涵义元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。

实质元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。

核外电子排布最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。

原子半径原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。

原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。

主要化合价最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。

(稀有气体元素化合价为零)，呈周期性变化。

元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数元素及化合物的性质金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。

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。

(圆满word 版)元素周期律知识点总结(精华版),1 / 1湖南省长郡中学远程管理学校资料§— 9 元素周期律＆元素周期表（俄 门捷列夫）★ 元素周期律：元素的性质跟着原子序数的递加而呈周期性的变化。

★ 元素周期律的实质：跟着原子序数的递加，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。

一、元素周期表的构造第一周期 2周期数 =电子层数短周期第二周期 8第三周期 8周期第周围期 18长周期第五周期 18第六周期 32（镧系）主族序数 =最外层电子数不圆满周期 第七周期（ 32）（锕系）主族（ 7 个） Ⅰ A~ Ⅶ A 主族元素中：元素最高正化合价 =族序数（除 O 、 F ）族副族（ 7 个）Ⅰ B~Ⅶ B第Ⅷ族 （ 1 个）三个纵行 （最高价 + 最廉价）绝对值 = 80 族 （ 1 个）罕有气体元素（从第四主族出现负价）二、元生性质的递变规律非金属性最强（小大F非 最原子半径变小金高属非金属性加强（ （ 大价元非 非氧 最高价的氧化物的水化物的酸性加强最素金 金 化高气 原 （非金属元素气态氢化物的坚固性加强）属 属物 金 价态 的 属 子元 元 氧氢 半素 素水 性化化 径气 气 原 非化 增物物 变态 态 子 金物 强的的 大氢 氢 半 属的水稳化 化 径 性碱化定物 物 变 增 性 原子半径变大物 性的 的 小 强增的减 金属性加强酸 稳 强酸弱大性 定最高价的氧化物的水化物的碱性加强性）减 性（非金属元素气态氢化物的坚固性减弱）弱 增增Cs强） 强大小）金属性最强元素的最高价氧化物的水化物主族R 金属 R(OH) x元素R→R 2O xR 非金属H 8-x RO 4 元素气态氢化物H 6-x RO3非金属→ H x R ( RH x ) X 代表元素最廉价的绝对值R元素怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学。

（完整版）化学元素周期表的规律总结化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。

2 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) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。

因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。

5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。

6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。

同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。

7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。

一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。

二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。

高中化学知识点总结：元素周期律、元素周期表1．原子序数：人们按电荷数由小到大给元素编号，这种编号叫原子序数。

（原子序数=质子数=核电荷数）2．元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下：随着原子序数的递增，①原子核外电子层排布的周期性变化：最外层电子数从1→8个的周期性变化。

②原子半径的周期性变化：同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。

③元素主要化合价的周期性变化：正价+1→+7，负价－4→－1的周期性变化。

④元素的金属性、非金属性的周期性变化：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是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（1）元素周期表的结构：横七竖十八第一周期 2种元素短周期第二周期 8种元素第三周期 8种元素周期第四周期 18种元素（横向）长周期第五周期 18种元素第六周期 32种元素不完全周期：第七周期 26种元素主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB（纵向）第VIII 族：三个纵行，位于ⅦB族与ⅠB族中间零族：稀有气体元素【注意】表中各族的顺序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0（2）原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：①原子序数=核内质子数②电子层数=周期数（电子层数决定周期数）③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数④负价绝对值=8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）⑤同一周期，从左到右：原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其离子还原性减弱。

⑥同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

——元素的非金属性
——阴离子的还
原性
——单质与氢气化和的能力
——生成的气态氢化物越
——最高价氧化
物对应水化物的酸性
。
⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱
如 Cl 2+Na 2S=2NaCl+S 得电子能力 Cl S
10、原子失电子能力强弱判断的方法
⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性
行）。包括哪些族
。过度元素共包括
个纵行（第
纵行到第
纵
。过渡元素全为
元素。 又称为
。
3、写出七个主族和 ⅠA 族 ⅡA 族 ⅢA 族
0 族元素的名称和元素符号
ⅣA 族 ⅤA 族 ⅥA 族
ⅦA 族
0族 4.同一周期第Ⅱ A 族和第Ⅲ A 族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为 若元素位于第六周期，第Ⅱ A 族的原子序数为 a，则第Ⅲ A 族的原子序数为
元素周期表与元素周期律知识点归纳
1、元素周期表共有
横行，
个周期。其中短周期为
、、
类为
、、
。长周期包括 、 、
。所含元素种类为
第七周期为不完全周期，如果排满的话有
种元素。
。所含元素种
、、
。

2 元素周期表有
个纵行
个族。包括
个主族，
族（包括
个纵行）按从左到右的顺序把 16 个族排列
个副族，一个 族，一个第Ⅷ
5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系
若 A 在 B 的上一周期，设 A 的原子序数为 a

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。

第一章 物质结构 元素周期律基础知识回顾一、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)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 Ca 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2n 2；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 Q 3、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．．。

1、AZ X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。

元素周期律知识点总结化学元素周期律是化学学习中的重要基础，它揭示了元素之间的内在联系和变化规律。

下面我们就来详细总结一下元素周期律的相关知识点。

一、元素周期表的结构元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

它呈长方形，横行称为周期，纵列称为族。

1、周期周期分为短周期和长周期。

短周期包括第一、二、三周期；长周期包括第四、五、六、七周期。

同一周期的元素，电子层数相同，从左到右原子序数递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

2、族族分为主族、副族、第Ⅷ族和 0 族。

主族元素的族序数等于最外层电子数；副族元素的族序数与最外层电子数不一定相同。

同一主族元素，从上到下电子层数逐渐增多，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

二、元素周期律的内容1、原子半径同一周期，从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大。

原子半径的大小主要取决于电子层数和核电荷数。

电子层数越多，原子半径越大；电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，原子半径越小。

2、化合价元素的化合价与原子的最外层电子数有关。

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

3、金属性和非金属性同一周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

判断元素金属性强弱的依据有：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱等。

判断元素非金属性强弱的依据有：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱等。

4、元素的性质递变规律元素的性质包括原子半径、化合价、金属性、非金属性等，它们随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

三、元素周期律的应用1、预测元素的性质根据元素在周期表中的位置，可以预测该元素的性质。

例如，已知某元素位于周期表的某个位置，就可以大致判断其金属性、非金属性的强弱，以及可能的化合价等。

化学必修元素周期表知识点化学必修元素周期表知识点一、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2n；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： KL M N O P Q 3.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 12种元素短周期第二周期 28种元素周期第三周期 38种元素元 7第四周期 418种元素素 7第五周期 518种元素周长周期第六周期 632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。

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。

第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表一、原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数 2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）==近似原子量 原子 A Z X3、阳离子 aW m+ ：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a －m 阴离子 b Y n-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b ＋n 二、核素、同位素 1、定义核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。

3、元素的相对原子质量 2、同位素的特点① 化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。

三、核外电子排布1、电子云：我们只能指出它在原子核外空间某处出现的机会大小——几率 电子云密度大小反映电子在该区域（单位体积）出现的机会（几率）大小2、核外电子排布的规律:1.电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；2.每层最多容纳的电子数为2n 2(n 代表电子层数)；3.电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，即最先排第一层，当第一层排满后，再排第二层，等等。

4．最外层电子数则不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)。

3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。

②非金属性与金属性（一般规律）电外层电子数得失电子趋势元素性质金属元素<4 易失金属性非金属元素>4 易得非金属性一、元素周期表的结构1.周期：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）2.族：主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））二、元素性质与原子结构1、碱金属元素(1) 在结构上：结构异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。

高考总复习 元素周期表与元素周期律【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4．1—18号元素的有关知识5．金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。

如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。

湖南省长郡中学远程管理学校资料§—9 元素周期律＆元素周期表（俄门捷列夫）★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。

★元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。

一、元素周期表的结构第一周期 2周期数=电子层数短周期第二周期8第三周期8周期长周期第四周期18第五周期18第六周期32（镧系）不完全周期第七周期（32）（锕系）主族序数=最外层电子数族主族（7 个）ⅠA~ⅦA副族（7 个）ⅠB~ⅦB主族元素中：元素最高正化合价=族序数（除O、F）第Ⅷ族（1 个）三个纵行（最高价+ 最低价）绝对值= 80 族（1 个）稀有气体元素（从第四主族出现负价）二、元素性质的递变规律非金属性最强（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱）最高价氧化物的水化物的碱性增强金属性增强原子半径变大Cs小大F原子半径变小大非金属性增强最高价的氧化物的水化物的酸性增强（非金（非金属元素气态氢化（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）属元素气态氢化原子半径变小非金属性增强氧化物的水化物的酸性增强大物物的的酸稳性定原子半径变大金属性增强最高价的氧化物的水化物的碱性增强减性弱增（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱））强大小）最高价金属性最强元素的最高价氧化物的水化物主族元素R →R2O x R 金属R(OH) x R 非金属H8-x RO 4元素气态氢化物H6-x RO 3非金属元素R →H x R ( RH x ) X 代表元素最低价的绝对值怀化市长郡湖天中学、怀化市第一中学、怀化市第五中学。

（完整版）元素周期表主要知识点元素周期表一、元素周期表概述1、门捷列夫周期表：按相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类、归纳制出的第一张元素周期表。

2、现行常用元素周期表⑴周期表的编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的元素排成一个横行③把最外层电子数相同的元素(个别例外)按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行⑵周期表的结构：七个横行；7个周期[三短（2、8、8）、三长（18、18、32）、一不完全]18个纵行（列），16个族：7个主族(ⅠA～ⅦA)；（1、2、13～17列）;7个副族(ⅠB～ⅦB)；（3～12列）Ⅷ族：3个纵行；（8、9、10列）; 零族：稀有气体（18列）周期表中有些族有特殊的名称：第ⅠA族：碱金属元素（不包括氢元素）;第ⅦA族：卤族元素0族：稀有气体元素3、元素周期表的结构与原子结构的关系原子序数==核电荷数==质子数==核外电子数; 周期序数==原子的电子层数主族序数==最外层电子数==最高正价数（O、F除外）==价电子数非金属的负价的绝对值==8－主族序数（限ⅣA～ⅦA）4、由原子序数确定元素位置的规律⑴主族元素：周期数==核外电子层数；主族的族序数==最外层电子数⑵确定族序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，最后的差值即可确定。

基本公式：原子序数－零族元素的序数（或各周期元素总数）== 差值①对于短周期元素：若差值为0，则为相应周期的零族元素；若0＜差值≤7，则元素在下一周期，差值即为主族序数。

差值为1～7时，差值即为族序数，位于Ⅷ族左侧；差值为8、9、10时，为Ⅷ族元素。

差值为11～17时，再减去10所得最后差值，即为Ⅷ族右侧的族序数。

若差值＞17，再减14，按同上方法处理。

5、同主族元素上、下相邻元素原子序数推导规律：⑴ⅠA、ⅡA族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+上一周期的元素总数⑵ⅢA～ⅦA、0族元素：元素的原子序数==上一周期的元素的原子序数+本周期的元素总数二、核素1、质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得到的数值叫质量数(Li →Cs)质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）2、核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素3、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为同位素● 当某种元素具有两种或两种以上天然、稳定的同位素时，无论是在单质还是在化合物里，任意一种同位素在该元素内所占的原子数目百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不同单质，它们之间互称为同素异性体。

元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。

质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。

电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。

周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。

主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。

副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。

元素周期律： 定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。

发现者：门捷列夫。

内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。

同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。

分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。

共价半径： 定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。

共价半径 < 真实半径。

⾦属半径： 定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。

⾦属半径 = 真实半径。

范德华半径： 定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。

范德华半径 > 真实半径。

适⽤范围：稀有⽓体。

②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。

同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。

③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。

特例：铍 > 硼。

氮 >氧。

镁 > 铝。

磷 > 硫。

砷 > 硒。

定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。

符号：I。

单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。

常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。

第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。

第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。

④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。