高中化学元素周期律知识点总结

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Cl2＋2R===2RCl与水反应：如2R＋2H2O===2ROH＋H2↑与酸溶液反应：如2R＋2H＋===2R＋＋H2↑ 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O2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。 ②与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。 ③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。 即碱性：LiOH二、卤族元素——氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At) 1．原子结构 (1)相似性：最外层电子数都是__7__。 (2)递变性：F→I，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。 2．物理性质 项目 F2 Cl2 Br2 I2

颜色、 状态 淡黄绿 色气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 3．卤素元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用X代表卤族元素) 单质X2 与氢气反应：X2＋H2===2HX与水反应：如X2＋H2O===HX＋HXOX为Cl、Br、I，2F2＋2H2O===4HF＋O2 化合物：最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸。 (2)递变性

具体表现如下(按从F→I的顺序) ①与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：稳定性：HF>HCl>HBr>HI； 还原性：HF酸性：HF②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即HClO4>HBrO4>HIO4。 三、同主族元素的性质与原子结构的关系

元素性质强弱的判断方法 1．元素金属性强弱的判断依据 依据 结论 根据单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度 越易者金属性越强 根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 碱性越强者金属性越强

根据金属之间的置换反应 活动性强的金属能把活动性弱的金属从其盐溶液中置换出来

金属单质的还原性或金属阳离子氧化性 还原性越强或离子的氧化性越弱，金属性越强 2．元素非金属性强弱的判断依据 依据 结论 根据单质与氢气化合的难易程度或生成氢化物的稳定性 越易与氢气化合，氢化物越稳定者非金属性越强 根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 酸性越强者非金属性越强 根据非金属单质间的置换反应 活动性强的能够置换出活动性弱的 氢化物(或阴离子)的还原性强弱 还原性越弱，非金属性越强 单质的氧化性强弱 氧化性越强，非金属性越强 课时3 核素 同位素 一、原子的构成与质量数 1．原子的构成

原子

 原子核

 质子相对质量近似为1，带1个单位正电荷

中子相对质量近似为1，不带电核外电子带1个单位负电荷

2．质量数 (1)定义：质子和中子的相对质量都近似为1，忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值。 (2)数值关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 3．原子构成的表示方法

二、核素与同位素 1．核素 (1)定义 具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。 (2)实例——氢的三种核素 微点拨：碳的三种核素：12 6C、13 6C、14 6C；氧的三种核素：16 8O、17 8O、18 8O。 2．同位素 (1)概念 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(即同一元素的不同核素互称为同位素)。 (2)特点 结构： 质子数相同，而中子数不同 性质：化学性质几乎相同，某些物理性质略有不同 存在：天然存在的同位素，相互之间保持一定的比率 (3)应用 ①考古中用14 6C测定文物的年代。 ②21H、31H用于制造氢弹。 ③放射性同位素释放的射线可用于育种、治疗恶性肿瘤等。 “三素一体”的比较 元素 核素 同位素 同素异形体

本质 质子数(核电荷数)相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素组成的不同单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同，因质量数不同，某些物理性质不同

组成元素相同，

性质不同

决定 因素 质子数(核电荷数) 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、分子结构

举例 H、C、O三种元素 11H、21H、31H三种核素 11H、21H、31H互为同位素 O2与O3互为同素异形体 模型认知——“三素一体”判断模板

第二节 课时1 原子核外电子的排布 元素周期律 一、原子核外电子排布 1．电子层的划分 (1)核外电子的能量及运动区域

(2)电子层及其与能量的关系 各电子层(由内到外)

序号(n) 1 2 3 4 5 6 7

符号 K L M N O P Q

与原子核的距离 由近到远 能量 由低到高 2．核外电子的排布规律 (1)电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排K层，充满后再填充L层。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数不能超过8(K层为最外层时不能超过2)，次外层电子数不能超过18。

违背了哪些规律？ [答案] 能量最低原理，最外层电子不超过8个。 二、元素周期律 1．原子核外电子排布的周期性变化 (1)第一周期最外层电子数由1→2。 (2)第二周期最外层电子数由1→8。 (3)第三周期最外层电子数由1→8。 规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现1～8的周期性变化(第一周期除外)。 2．元素原子半径的周期性变化 规律：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子半径呈现逐渐减小的周期性变化趋势(0族元素除外)。 3．元素主要化合价的周期性变化 (1)图示 (2)规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。 微点拨：O一般无最高正价，F无正价。 4．元素金属性与非金属性的周期性变化(以第三周期为例) (1)Na、Mg、Al金属性强弱比较

(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱比较

(3)同周期元素性质的递变规律 随着原子序数的递增 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 5．元素周期律 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 模型认知——10电子、18电子粒子 (1)常见“10电子”粒子 分子 离子 一核10电子 Ne N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋ 二核10电子 HF OH－ 三核10电子 H2O NH－2 四核10电子 NH3 H3O＋ 五核10电子 CH4 NH＋4 (2)常见“18电子”粒子 ①分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。 ②阳离子：K＋、Ca2＋等。 ③阴离子：P3－、S2－、HS－、Cl－等。

同周期、同主族结构与性质的递变规律 1．同周期、同主族元素原子结构及元素性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时，核电荷数越大，原子核对外层电子的引力越大，原子半径越小，失电子能力减弱，而得电子能力增强，故随核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (2)最外层电子数相同(同主族)时，电子层数越多，原子半径越大，原子核对最外层电子的引力越小，越易失电子，元素的金属性越强，非金属性越弱。

微专题1 粒子半径大小比较的方法 1．同周期——“序大径小”(原子) (1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al) 2．同主族——“序大径大”(原子或离子) (1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 (2)举例：碱金属：r(Li)3．同元素 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。即某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。例：r(Na＋)r(Cl)。 (2)同种元素不同价态的阳离子半径比较——“数大径小”。即带电荷数越多，粒子半径越小。 举例：r(Fe3＋)4．同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋) 微点拨：所带电荷、电子层均不相同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(Mg2＋)与r(K＋)的大小时，可选r(Na＋)作为参照，从而得出r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。

课时2 元素周期表和元素周期律的应用 一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律 族 周期 ⅠA ⅡA ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 0