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化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表，这张看似简单却蕴含着无尽奥秘的表格，是化学学习中最为重要的基石之一。
对于即将在 2025 年参加考试的同学们来说，掌握元素周期表的相关知识至关重要。
接下来，让我们一起深入探讨其中的必考内容。
首先，我们要了解元素周期表的排列规律。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，而原子序数等于质子数。
横行称为周期，纵列称为族。
周期的划分是根据电子层数，同一周期的元素具有相同的电子层数。
而族的划分则是基于元素的化学性质。
主族元素的族序数等于最外层电子数，这一规律对于预测元素的化学性质有着关键作用。
元素周期表中的元素性质呈现出周期性变化。
比如，原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。
这是因为随着质子数的增加，核电荷数对电子的吸引力增强，导致原子半径减小；而同一主族元素，电子层数增加，原子半径也就随之增大。
再来看元素的化合价。
主族元素的最高正化合价等于族序数，最低负化合价等于族序数减去 8（除氢和氦外）。
例如，氯元素位于第ⅦA 族，所以它的最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价。
了解元素的化合价对于书写化学式、判断化学反应的得失电子情况等都非常重要。
金属性和非金属性也是必考的重点内容。
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。
金属性越强，元素的单质越容易失去电子，其对应的氢氧化物碱性越强；非金属性越强，元素的单质越容易得到电子，其对应的最高价氧化物的水化物酸性越强。
元素周期表中还有一些特殊的元素需要特别关注。
比如，氟元素是氧化性最强的非金属元素，没有正化合价；氦、氖、氩等稀有气体元素性质稳定，通常不易发生化学反应。
对于元素周期表中的元素，我们还要熟悉它们的单质及其化合物的性质。
比如，氧气是一种常见的氧化性气体，能支持燃烧和呼吸；氮气性质稳定，常被用作保护气；碳元素可以形成多种同素异形体，如金刚石、石墨和C60 等，它们的物理性质差异很大，但化学性质相似。
高二化学会考复习三原子结构【知识梳理】 -、原子核核素1、原子核的构成J 质子（Z 个）子核［中子（A-Z 个）核外电子（Z 个）原子核电荷数（Z ）=核内质子数=核外电子数 原子结构示意图:质量数：忽略电子的质量，将原子核中质子数和中子数之和称为质量数。
质量数在 数值上等于该原子相对质量的整数部分。
质量数（A =质子数（Z ） +中子数（N ）2、元素、核素、同位素（1）元素：具有相同的质子数（核电荷数）的同一类原子的 总称。
（2）核素：具有一定数目质子和一定中子数目的同一种原子。
（3）同位素：质子数相同而中子数（或质量数）不同的同一元素的不同核素互为同位素。
同位素的化学性质几乎相同。
二、核外电子排布的规律：（能画出1 — 18号元素的原子结构示意图）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 .最外层电子数目最多为 8个（K 层为2个）；次外层电子数目最多为 18个；倒数 第三层不超过32个。
4 .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，即排满 K 层，再排L 层，排满L 层，再排M 层等等。
5 .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）。
电子层 1 2 3 4 n电子层符号 K L M N……离核距离 近 --------------------------------------------- ►远 电子的能量低 --------------------------------------------- ►高最多能容纳的电子数（32 2n18三、元素周期表（一）元素周期表的结构1、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个 ,故元素周期表共有七个周期①周期序数与电子层数的关系：___________________________________________________________②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为 , 周期称为长周期，第乙周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表是化学学科的基石，对于理解化学物质的性质、化学反应以及物质结构等方面都具有极其重要的意义。
在 2025 年的考试中，以下这些关于元素周期表的知识点必定会是重点考查的内容。
一、元素周期表的结构首先要清楚元素周期表的排列原则。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；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，称为族。
周期分为短周期（1、2、3 周期）、长周期（4、5、6、7 周期）。
短周期元素的性质相对较为简单，而长周期元素则更为复杂，其性质和电子构型的变化规律需要我们重点掌握。
族分为主族（ⅠA ⅦA 族）、副族（ⅠB ⅦB 族）、第Ⅷ族（8、9、10 三个纵行）和 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的化学性质与其族序数有着密切的关系，比如ⅠA 族（碱金属元素）具有很强的金属性，容易失去电子。
二、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。
这包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等方面的变化。
原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下原子半径逐渐增大。
化合价也有一定的规律。
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。
金属性和非金属性的变化规律是重点中的重点。
同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族中，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
三、元素的性质1、金属元素的性质金属元素通常具有良好的导电性、导热性和延展性。
它们在化学反应中容易失去电子，形成阳离子。
碱金属（如钠、钾）化学性质活泼，能与水剧烈反应生成氢气和相应的碱。
2、非金属元素的性质非金属元素在化学反应中通常容易获得电子，形成阴离子。
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。
初中化学原子结构和元素周期表知识点总
结
本文总结了初中化学中与原子结构和元素周期表相关的知识点。
以下是主要内容：
原子结构
1. 原子的组成：原子由质子、中子和电子组成。
质子和中子位
于原子核中，而电子则围绕核心轨道运动。
2. 原子序数：原子的序数等于其核中质子的数目。
不同元素的
原子序数不同。
3. 原子量：原子的质量可以用原子量来表示，通常以相对原子
质量的形式呈现。
4. 电子的分布：在原子层次结构中，电子按照能级分布在不同
的轨道上，最外层的电子称为价电子。
元素周期表
1. 元素周期表的组成：元素周期表是将元素按照原子序数排列
的表格。
它由周期和族组成。
2. 周期：元素的周期数等于其电子层的数目。
在同一周期中，
元素的化学性质会发生相似的变化。
3. 族：元素的族数是指原子层次结构中最外层电子的数目。
在
同一族中，元素的化学性质也会有相似之处。
4. 元素周期表的特点：在周期表中，元素的原子序数逐渐增加，同时原子的质量和原子量也会增加。
以上是初中化学原子结构和元素周期表的相关知识点总结。
希
望对你有所帮助！。
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。
高中化学专题复习五原子结构与周期表一、核外电子排布1．元素：含有相同质子数的同一类原子的总称。
核素：含有一定数目质子和中子的原子。
同位素：含有同质子数，不同中子数的同一种元素的不同原子之间的互称。
质量数：质子数与中子数之和。
2．核外电子排布规律：①最外电子层最多只能容纳8个电子（氢原子是1个，氦原子是2个）；②次外电子层最多只能容纳18个电子；③倒数第三电子层最多只能容纳32个电子；④每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
注意：电子总是先排布在能量最低的电子层里。
3．1～18号元素的原子结构示意图：略。
4．元素周期律：元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果。
（1）随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
除1、2号元素外，最外层电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。
（2）随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化。
同周期元素，从左到右，原子半径减小，如：Na Mg Al Si P S Cl；C N O F同主族元素，从上到下，原子半径增大。
（3）随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化。
同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小元素的最高正化合价==原子的最外层电子数；最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。
（4）随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强Na Mg Al Si P S Cl 金属性：Na＞Mg＞Al 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强非金属性：Cl＞S＞P＞Si，（5）①元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，反之也如此。
如：金属性：Na＞Mg＞Al，氢氧化物碱性强弱为：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
②元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，反之也如此。
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。
元素周期表元素周期律知识点总结在现实学习生活中，大家都背过不少知识点，肯定对知识点非常熟悉吧！知识点就是学习的重点。
那么，都有哪些知识点呢？以下是店铺为大家收集的元素周期表元素周期律知识点总结，仅供参考，希望能够帮助到大家。
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。
