高中化学元素周期律知识点总结

第一节课时1元素周期表的结构兀素编制周期表】跡9】跡9年.傲国化学彖门捷列夫育制将无寮按卿郴对哑1F质鈕由小到土的脱序旅籾

排列’将毗学性质相似的兀索放在一牛纵行

揭示r化学无章间的内在联系沟未知兀索冊卜■的空位先幵被坦灌排序依据由相对原子质a改为惊子的挟电荷数二、现行元素周期表的编排与结构原子序数含义：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。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。元素周期表的编排原则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。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。元素周期表的结构周期(横行)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)。族(纵行)个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。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。分类共在馋用數行标A,如周期衷中

第16纵行为第VW族

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侖—］牛，在闹期表小第LS纵行.绘卄杲吐祂为K｛弘为2)④常见族的特别名称第IA族(除H)：碱金属元素；第WA族：卤族元素:0族：稀④常见族的特别名称有气体元素；WA族：碳族元素；WA族：氧族元素。课时2元素的性质与原子结构、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr)

原子结构⑴相似性：最外层电子数都是1。(2)递变性：Li――s,核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。靈色便度密度蜡点延展性孑电.后蕊性碱金属单质的物理性质靈色便度密度蜡点延展性孑电.后蕊性蛀白色隧時验小较小较低艮好艮好竺二从L2以滸度呈培大趙埶钠卡皈常人蜡点逐渐降抵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)'与非金属单质反应：如C12+2R===2RC1单质r—4与水反应：如2R+2H2O===2ROH+H2f、与酸溶液反应：如2R+2H+===2R+H2f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。⑵递变性¥丫fv千单质还原性逐渐堀强Li*二K-Rb*盛子氧化性遂渐减弱具体表现如下(按从Li—Cs的顺序)与02的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与02反应只能生成Li2O,Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与02反应能够生成KO2等。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。最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。即碱性：LiOHvNaOHvKOHvRbOHvCsOH。二、卤族元素——氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)原子结构相似性：最外层电子数都是_7_。递变性：F—I,核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。物理性质项目F2Cl2I2颜色、淡黄绿黄绿色深红棕色紫黑色状态色气体气体液体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

⑴相似性（用X代表卤族元素）'与氢气反应：X2+H2===2HX单质X24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。⑵递变性?ff:单质额化性逐新减弱F-CJ-Jr'[-离于逐脱性逐斷增强具体表现如下（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>HC卜HBr>HI；还原性：HFvHClvHBrvHI；酸性：HFvHClvHBrvHI。②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。同匸族同匸族U'lI：而下》屯产层啟逐新K進•愎平半轮逐渐丿里衣失电子能力逐漸陋'金厲件逹渐憎也得电子能力逐断减虬圧金尿性逐渐城弱元素性质强弱的判断方法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咼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原子的构成k［质子相对质量近似为1，带1个单位正电荷原丿原子核』］］原子核［中子相对质量近似为1,不带电子核外电子带1个单位负电荷质量数定义：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。⑵数值关系：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。原子构成的表示方法质址数为16质子数为旦中子®(为8、核素与同位素核素定义具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。实例氢的三种核素微点拨：碳的三种核素：12C、1gc、1#c；氧的三种核素：取0、殳O、取0。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)。⑵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⑶应用①考古中用测定文物的年代。②|H、H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”的比较元糸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、0三种元素[H、2H、3H三种核素[H、2H、3H互为同位素02与03互为同素异形体互聲甜同崇异形悴第二节课时1原子核外电子的排布元素周期律模型认知“二素一体”判断模板互聲甜同崇异形悴第二节课时1原子核外电子的排布元素周期律翟多电子取子中，咕于的能址卫冋点定运於」先肉核鏗址的区域内隹功的电子能抚鞍低翟多电子取子中，咕于的能址卫冋点定运於」先肉核鏗址的区域内隹功的电子能抚鞍低，孑卷1-企闵機较述的懐喷内适尉的电子幅症较高觀匸在莎01子皿子里，将屯子运前的能让不同R)呻区城简化疲的不连址的売层、\呂9违背了哪些规律?一、原子核外电子排布电子层的划分核外电子的能量及运动区域电子层及其与能量的关系各电子层(由内到外)序号(n)1234567符号KLMNOPQ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。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心。[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(2)第二周期最外层电子数由1-8(2)第二周期最外层电子数由1-8o(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上&的周期性变化(第一周期除外)。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)。元素主要化合价的周期性变化⑴图示规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现+1—+7,最低负化合价呈现一4——1的周期性变化。微点拨：O—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(4.元素金属性与非金属性的周期性变化(以第三周期为例)(3)同周期元素性质的递变规律随着原子序数的递增｛随着原子序数的递增｛金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。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。模型认知一一10电子、18电子粒子⑴常见“10电子”粒子分子离子一核10电子NeN3-、02-、F-、Na+、Mg2+、A13+二核10电子HFOH—三核10电子H2ONH—四核10电子NH3H3O+五核10电子CH4NH扌⑵常见“18电子”粒子分子：Ar、HC1、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。阳离子：K+、Ca2+等。③阴离子：P3-、S2-、HS-、Cl-等。冋周期、冋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。⑵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。⑵举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)同主一“序大径大”(原子或离子)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。举例：碱金属:r(Li)vr(Na)vr(K)vr(Rb)vr(Cs),r(Li+)vr(Na+)vr(K+)v3•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+)vr(Na)；r(Cl-)>r(Cl)o⑵同种元素不同价态的阳离子半径比较一“数大径小”。即带电荷数越多，粒子半径越小。举例：r(Fe3+)<r(Fe2+)vr(Fe)。4•同结构——“序大径小”⑴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(02-)>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、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律'、、族周期、、、、IAIIAIIIAWAVAWAWA01234567性逐鳥】的TeposbAs⑥Gr素元R总①稀有气悴元素-1•请填写出图中序号所示内容：增强，②增强，③增强，④增强，⑤AI,⑥Si，⑦金属，⑧非金属。第二、三、四、五、六周期除过渡元素外，依次有2、3、4、5、6种金属元素，有6、5、4、3、2种非金属元素(含稀有气体元素)。分界线附近的元素既表现出金属元素的性质，又表现出非金属元素的性质。自然界中最强的金属是铯，最强的非金属为氟。二、元素化合价与其在周期表中的位置关系1•价电子定义：可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子，过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。2.化合价规律｛：'.:—加奋n.比合价+|凰服応化令蚀=&微点拨：(1)上述化合价规律中氧、氟除外。金属无负化合价，非金属既有正化合价又有负化合价。非金属的负化合价一般只有一种如N为一3价，但正化合价可能多种，如N有+1,+2,+3,+4,+5价，但F无正价。三、元素周期表与周期律的应用元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。预言未知元素，并为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。3•对于其他与化学相关的科学技术也有一定的指导作用。如：

元素的“位一构一性”的关系及应用1•结构与位置的互推⑴电子层数=周期数。(2)质子数=原子序数。主族元素原子最外层电子数=主族序数。主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外)，最低负价=主族序数一8。2•性质与位置的互推根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素A、B、C的金属性逐渐增强，则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：若同主族元素A、B、C在同一主族中从上往下排列，则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还原性依次增强。3•结构与性质的互推若某元素原子的最外层电子数小于4,则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于4,则该元素原子在反应中容易得电子。若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于4；若某元素原子在反应中容易失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。模型认知一“位—构—性”间的推导模板位査—V同主族(t4下)第三节化学键一、离子键与离子化合物离子键(1)形成(以NaCl为例)(2)离子键的概念与本质概念：带相反电荷离子之间的相互作用成键元素：一般是活泼金属和活泼非金属离子化合物——含有离子键的化合物常见类型①强碱：如NaOH、KOH、Ba(OH)2等。②绝大多数盐：如NaCl、KNO3、NH4C1等。③金属氧化物：如Na2O、CaO、MgO等。表示方法电子式：在元素符号周围用“•”或“X”来表示原子的最外层电子的式子。用电子式表示离子化合物的形成过程，如：

、共价键与共价化合物⑵成键粒子：原子。1•共价键⑵成键粒子：原子。(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素。⑷分类；：:鲁存根性詆忻锻回违极性谁豐囂"•非扱曲旳键蹩非扱性键2•共价化合物(1)定义：以共用电子对形成分子的化合物。女口h2o、co2、Sio2等都是共价化合物。(2)用电子式表示以下含共价键的分子的形成过程:⑶结构式：将电子式中的一对共用电子用一根短线」”表示的式子。如HCl：H—Cl,H2O：H—O—H,N2：N=No微点拨：常见共价化合物类型有非金属氢化物(如HCl、H2O等)；非金属氧化物(如CO2、SO3等)；含氧酸(如h2so4、hno3等)；大多数有机化合物(如甲烷、酒精等)。三、化学键与分子间作用力化学键(1)定义：使离子相结合或原子相结合的作用力。(2)分类It学'键化学反应的本质表象：反应物中的原子重新组合为产物分子；本质：旧化学键的断裂和新化学键的形成。(4)用化学键的观点解释H2与Cl2反应形成HCl的过程步骤1：H2和Cl2中的化学键断裂(旧化学键断裂)生成H和Cl；步骤2：H和CL结合成HCl，形成了H和CL之间的化学键H—Cl(新化学键形成)。分子间作用力(1)定义：把分子聚集在一起的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。⑵规律：一般说来，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大,物质的熔、沸点也就越高。如卤素单质的熔、沸点:F物质的熔、沸点也就越高。如卤素单质的熔、沸点:F2<Cl2<Br2<I2o氢键液态NH3、H2O和HF中分子之间存在的一种比分子间作用力强的相互作用，即氢键，氢键不是化学键，可看作一种较强的分子间作用力。化学键与化合物类型的判断1•化学键与物质类别的关系同种原子问-非舍禺卑最⑴“三个一定”①离子化合物中一定含离子键；②含离子键的一定是离子化合物；共价化合物中一定不含离子键。(2)“三个可能”离子化合物中可能含有共价键，如NaOH；金属与非金属形成的化合物可能是共价化合物，如aici3；完全由非金属形成的化合物可能是离子化合物，如nh4ci。2.离子化合物和共价化合物的判断方法根据构成化合物的微粒间是以离子键还是以共价键结合判断。一般说来，活泼的金属原子和活泼的非金属原子形成的是离子键，同种或不同种非金属原子形成的大多是