高一化学元素周期表知识点总结

1、高一化学-冲刺期末-知识点复习（二）第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表编排原则按照 原子序数 由小到大的顺序排列。周期序数= 电子层数 主族的族序数= 最外层电子数 （2）周期表的结构短周期(一、二、三周期)(元素种类2、8、8) 周期 长周期(四、五、六、七周期)(元素种类18、18、32、26)元素周期表结构 主族(1、2、13、14、15、16、17列)，族的序号一般用罗马数字+A表示。 副族(3、4、5、6、7、11、12列), 族的序号一般用罗马数字+B表示。 族 零族(18列) 第VIII族(8、9、10列)注意：0族不是主族，第VIII族不是副族主族：由短周期元素和长周期

2、元素共同构成的族副族：完全由长周期元素构成的族 过渡元素：族和全部副族元素。这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。元素种类最多的族是B族，化合物种类最多的族是A族。(3)在下面的元素周期表中标出：各族的族序数、每一周期起止元素的原子序数、镧系和锕系的位置。 画出主族的边界、过渡元素的边界、金属与非金属的分界线； 例题：1.由短周期元素和长周期元素共同组成的族可能是（ B ） A0族 B主族 C副族 D族2已知某主族元素的原子结构示意图如下图，判断其位于第几周期，第几族？X： Y： 3判断：87号元素在周期表中位置 。 116号元素在周期表中位置 。4. 某周期A族元素的原子序数为x，则同

3、周期的A族元素的原子序数： （ D ）A只可能是x+1 B只可能是x+1或x+11C可能是 x+2 D 可能是x+1或x11或x255. A、B为同主族的两元素，A在B的上一周期，若A的原子序数为n，则B的原子序数不可能为（ D ）A.n+8               B.n+18          C.n+32    

4、60;         D.n+206.在元素周期表的前四周期中，如右图排列着五种元素：若B元素的核电荷数为Z，则这五种元素的核电荷数之和可能是（  C  ）A 5Z2      B 5Z8 C 5Z10     D 5Z18二、碱金属元素 碱金属元素包括 ；碱金属的化学性质：（由钠钾分别与氧气与水反应得出） 相似性：碱金属元素原子的最外层都有 个电子，它们的化学性质相似，化合价都是 。

5、递变性：随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 。所以，碱金属元素多数性质也有差异，从锂到铯金属性逐渐 ，如它们与氧气或水反应时，钾比钠的反应 ，铷、铯的反应更加剧烈，生成的氧化物越来越 。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越 。注意：锂和氧气只能生成Li2O一种产物。 碱金属与水反应的通式：2R +2H2O=2 ROH+H2碱金属的物理性质相似点： 色（Cs略带金属光泽），质 ，密度 ，熔沸点 导电性和导热性都很好。递变性：从LiCs：碱金属元素单质的密度 （ ）：熔沸点 。注意：锂的密度小于煤油的密度，所以锂不能保存在煤油中，应存放于

6、液体石蜡中。金属性强弱的依据单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。反应越易，说明其金属性就越强。最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。碱性越强，说明其金属性也就越强，反之则弱。金属间的置换反应。金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙，说明甲的金属性比乙强。金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱。(易失不易得)金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性越强 ）例题：1. 碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是 ( C )A.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸 B. 它的熔点很低 C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物

7、 D. 它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱2. 钾的金属活动性比钠强，根本原因是 ( B ) A.钾的密度比钠的小 B.钾原子的电子层比钠原子多一层 C.钾与水反应比钠与水反应更剧烈 D.加热时，钾比钠更易汽化四、卤族元素1.卤素原子结构示意图：F Cl Br I 。最外层电子数均为 个，但电子层数逐渐增大，得电子能力 ，非金属性 。2.卤族元素单质的物理性质的变化规律。 (1)颜色、状态:F2 Cl 2 Br 2 I2 (颜色逐渐加深，状态由气到固) (2)熔沸点：逐渐 (3)密度：逐渐 (4)溶解性： 。3.卤素单质与氢气反应 名称反应条件方程式生成氢化物的稳定性F2 H2+F2

8、2HFHF很稳定Cl2 H2+Cl2光照或点燃2HClHCl稳定Br2 H2+Br22HBrHBr较不稳定I2 H2+I22HIHI 稳定结论：与氢气反应难易程度： 生成的氢化物的稳定性： 4.卤素单质间的置换反应氯气通入溴化钠水溶液中，发生的反应为：Cl2+2NaBr=Br22NaCl 氧化性：Cl2 Br2。氯气通入碘化钾水溶液中，发生的反应为：Cl2+2KI=I22KCl 氧化性：Cl2 I2。溴水滴入碘化钾水溶液中，发生的反应为：Br2+2KI = I22KBr 氧化性：Br2 I2。结论：(1)氧化性：F2Cl2Br2I2 还原性：F-Cl-Br-I-注意： F2的特殊性：2F2+2

9、H2O=4HF+O2； 氢氟酸为弱酸，其余氢卤酸（盐酸、氢溴酸、氢碘酸）均为强酸；AgF易溶，其余AgX均难溶，AgCl（白色） AgBr（浅黄色） AgI （黄色）5.非金属性强弱的依据(1)单质跟氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性。越易与H2反应，生成的氢化物也就越稳定，也就说明其非金属性也就越强。(2)最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。酸性越强，说明其非金属性越强。(3)非金属单质间的置换反应。非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。Br2+2KI = I22KBr(4)非金属元素的原子对应阴离子还原性越强，元素的非金属性就越弱。(易得不易失)例题

10、：1砹(At)原子序数85，与F、Cl、Br、I同族，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是( C )A砹是有色固体 B非金属性：AtI2CHAt非常稳定 DI2 可以At从At的可溶性的盐溶液置换出来。 2. 下列对卤素的说法不符合递变规律的是 ( CD )A.F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱 B.HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱 C.F、Cl、Br、I的还原性逐渐减弱 D.卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色变浅，密度增大四、元素、核素、同位素（1）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

11、）+ 中子数（N）注意：原子的质量数近似等于其相对原子质量,不能说原子的质量数就是其相对原子质量（2）原子组成的表示方法关键记忆：阳离子 aWm+ ：核电荷数质子数>核外电子数，核外电子数am阴离子 bYn-：核电荷数质子数<核外电子数，核外电子数bn（3）元素、核素、同位素 元素：具有相同 核电荷数 （即 质子数 ）的一类原子的总称核素：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。关键记忆：同位素在周期表里占据同一位置。同位素原子的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异天然存在的某种元素，不论是游离态还是化

12、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。同种元素的不同的原子也可组成不同的单质或化合物的分子。例如：氢元素有三种同位素（H、D、T），则其单质与氧气化合生成的水分子共6种：H2O、D2O、T2O、HDO、HTO 、DTO，这些水分子的最大式量_22_，最小式量_18_，共有_5_种式量。（4）相对原子质量原子的相对原子质量：以一个碳-12原子质量的1/12作为标准，一个原子的质量跟一个碳-12原子质量的1/12的比值，称为该原子的相对原子质量元素的相对原子质量：是按照各种核素原子所占的一定百分比算出的平均值。例如：C1：35.45，就是一个平均值。（计算公式:M = M1

13、 ×n1%+ M2×n2%）【随堂练习】1.硼元素的平均原子量为10.8，则自然界中10B 和 11B的原子个数比 1：4 （用十字交叉法解题），10B的物质的量分数 20% ，质量分数 略小于20% 。原子核质子：带1个单位的 电荷中子：不带电核外电子：带一个单位的 电荷五、原子结构、核外电子排布规律1. 原子的构成原子核电荷数=质子数=核外电子数= 原子序数 2. 核外电子的排布规律核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层)作不规则的高速运动核外电子的分层排布：电子层序号1234567电子层符号电子能量电子离核由 到 ，电子能量由 到 电子总是从能量 的电子层排起,然后由

14、 往 排。各层最多能容纳的电子数目为 （n为电子层数）最外层最多能容纳的电子数目为 （K层为最外层，不超过 个电子），次外层电子数目不超过 ，倒数第三层不超过 个电子。注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。例题：1. 已知aXm+和bYn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是（ A ） A. a=b+m+n B. a=b-m+n C. a=b+m-n D. a=b-m-n六、元素周期律1.定义：元素的性质随着 原子序数的递增 的递增而呈 周期律 变化的规律。2.原因：元素周期律是元素原子 核外电子排布周期性变化 的结果。3.(1)比较微粒半径大小的规律：先看电子

15、层数，电子层数越多半径越大； 电子层数相同时，核电荷数越大半径越小；电子层数、核电荷数均相同时，看最外层电子数 ：例如Fe2+ Fe3+b.对于同种元素：阳离子半径<原子半径 阴离子半径 > 原子半径c.对于电子层结构相同的离子：核电荷数越大，则离子半径越小。如：离子半径： O2- F- Na+Mg2+；原子半径：NaMgOF常见元素化合价的一般规律 最高正价=最外层电子数；最低负价= 8 - 最外层电子数 金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素； 氟元素无正价，氧元素无最高正价。 除某些元素外（如N元素），原子序数为奇数的元素，其

16、化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。 价电子：与化合价有关的电子。一般是指元素原子的最外层电子。4.元素的金属性或非金属性与其在周期表中位置的关系： 同一周期：电子层数相同，从左到右，Z,R,失电子能力 ，得电子能力 ，金属性 ，非金属性 。每一周期非金属元素的种类： 8 - 周期序数 （第一周期除外） 同一主族：最外层电子数相同，从上到下，N,R失电子能力 ，得电子能力 ，金属性 ，非金属性 。七、化学键1、（1）离子键：使阴阳离子结合成离子化合物的静电作用，叫做离子键。 说明：成键元素：活泼金属（如：K、Na、Ca、Ba等，主要是A和A族元素）和活泼非金属（如：F、Cl、Br、O等，主要是A族和A族元素）相互结合时形成离子键。静电作用包括静电吸引和静电排斥两个方面。补充：离子化合物定义：离子间通过离子键结合而成的化合物.注意：离子化合物的化学式只表示阴、阳离子的个数比.而不表示分子组成. (2)共价键:原子间通过共用电子对所形成的相互作用说明：成键元素：通常为非金属元素的原子间。成键原因：同种或不同种元素的原子之间结合成分子时并不发生电子的完全得失，而是通过共用电子对而结合的。极性键：同种原子形成的共价键 非极性键