元素周期表知识点总结

1、考试要求：了解元素、核素和同位素的意义。了解原子的构成。了解原子编号、原子电荷、质子数、中子数、核外电子数、它们的相互关系。了解原子核电子阵列规律。掌握元素周期法的本质。学习周期表(长)的结构(周期、族)及其应用。以3个周期为例，可以掌握同一周期中元素性质的传递规律和原子结构的关系。以 a和 a群为例，掌握同主族内元素特性传递规律和原子结构之间的关系。了解元素周期表中金属、非金属元素的位置和特性传递规律。理解化学键的定义。了解离子结合，共价键的形成。知识点摘要：决定原子的种类中子n(无电荷)同位素(核素)核质量数(A=N Z)近似于相对原子质量质子z(使用正电荷)原子电荷元素元素符号原子结构：

2、根据最外层电子的数量，主族元素的晶体原子在电上是中性的电子数(z个):化学性质和最高定价和族序数核电子运动特性：体积小，运动速度高(几乎光速)决定布局规则电子层接收器编号和原子半径表达原子(离子)的电子，原子结构图1.原子结构(核电荷，核内质子数和核外电子数之间的关系)核电荷=核内质子数=核外电子数注：(1)负离子：核外电子数=质子数拥有的电荷数阳离子：核外电子=质子数-导入的电荷数(2)“核电荷的数量”和“电荷的数量”是不同的。(。cl-的核电荷数为17，电荷数为1。质量的数量用符号a表示。原子核中所有质子和中子的相对质量与被称为其原子质量数的整数值相加。(1)说明质量数(a)、质子数(z)

3、、中子数(n)的关系：a=z n(2)符号x的意思：元素符号为x，质量为a，原子电荷(质子数)为z的一个原子。例如，在Na中，Na原子的质量为23，质子的数量为11，中子的数量为12。原子核外电子运动的特征(1)当电子在核外的很小的空间里高速运动时，不能描述电子在某一时刻同时准确地测量某一位置和运动，也不能描述其运动轨迹。在描述核外电子的运动时，只能指出它在核外空间的某个地方有多大的机会。(2)解释电子在原子核外空间某处出现的概率的视频，并不表示电子的数量。也就是说，只表示电子出现在原子核外空间的概率。电子云密度的大小是电子在原子核外空间单位体积内发生多少电子的概率。(3)通常氢原子的电子云是

4、球形对称的。离原子核越近，电子云的密度就越大，离原子核越远，电子云的密度就越小。核素有一定数量的质子和一定数量的中子的一个原子称为一个核素。换句话说，每个原子都被称为一个核素，例如h、h、c、c等。放射性核素有同类的核素(例如h，h)和其他元素的核素(例如c，C1等)。同位素质子的数量相同，中子的数量不同，相同元素的不同原子被称为同位素。说明(1)同位素只在相同元素的不同核素之间相互提及。也就是说，同位素的质子数必须相同，中子数必须不同，质量数也不同。(2)一个元素往往有多个同位素，因此同位素比元素多。(。(3)同位素的特性：物理特性不同(质量数不同)，化学性质相同；每个同位素所占的原子数比例

5、在自然存在的某些元素中是恒定的。(4)氢的三个同位素：氘(特别是中子不在这个原子里)、氘h(或d)、氚h(或t)。(5)重要同位素的用途：h，h是制造氢弹的物质；制造u原子弹的材料和反应堆燃料。核外电子的排列规律(1)在多电子原子中，电子分层排列。电子图层数(n)1234567表示符号klmnopq与核的距离和距离能量高度n值越大，电子离原子核越远，电子的能量就越多(2)能量最低原则：电子总是排列在能量最低的电子层上，只有在最低能量的电子层填满时，才能进入下一个高能量的电子层。因此，电子排列时，k l m.(3)接受每个电子层的电子数定律：接受每个电子层最多2n2个电子(n=1，2).)。在最

6、外层安装的电子数为例如，如果m层不是最外层，则最大排列的电子为232=18个；而且，在它最外围的时候，最多只能排列8个电子。3.周期表周期表电子的层数相同的各种元素从左到右越横越大，另一横越中最外面的电子数相同的元素以电子层数增加的顺序从上到下垂直排列而得的表称为周期表。周期电子层数相同的元素以原子数增加的顺序称为横行的周期。(1)周期表有7个周期，分类如下：短期间(3个):包含第一、第二和第三个期间，每个期间包含2、8和8个元素(7个)长期间(3个):包含第4、5和6个期间，每个期间包含18、18和32个元素不完全周期：7个周期共有26种元素(1999年又发现了3种元素114，116，118

7、次)(2)主族图元的电子标高数=图元所在的周期数。(3)有15种元素，从6个周期的镧57(La)到镧71(Lu)，它们的电子层和性质很相似，因此被称为镧。(。(4)在7-89元素锕(Ac)中，103元素锕(Lr)统称锕，因为原子的电子层结构和性质很相似。从锕系到92号元素铀(u)后，各种元素大部分人为地产生核反应，这些元素也称为铀。族将周期表中最外层电子相同的元素按原子编号增加的顺序排列的竖线称为一族。(1)周期表共有18个垂直行和16个族。分类如下：同时包含短持续时间元素和长持续时间元素的族，称为主族。显示为符号“a”。主族群中有7个族群I A、 a、 a、 a、VA、 a和 a(在周期表格

8、中从左到右依次位于垂直列1、2、13、14、15、16、17上)。只包含长周期元素的家庭，称为腐败米莉。用符号“b”表示。腐败毫秒分别位于I B、 b、 b、 b、VB、 b和 b族(每个族在周期表中从左到右依次位于11、12、3、4、5、6、7垂直行中)。在周期表中，8，9，10竖线中共12种元素被称为族。稀有气体元素的化学性质很稳定，一般以元素形式存在，化学价格已知为0族(在周期表中从左到右位于第18排)。(2)周期表中间到 b到 b共10个纵列，第族及所有次族元素统称为过渡元素。因为这种元素是金属，所以也称为过渡金属。(3)具有主族图元的族序数：图元的最外层电子数=图元的最高正值2.元素

9、周期率“元素周期率”元素的性质随着原子编号的增加而周期性变化，这个规律称为元素周期率。元素属性和元素在周期表中的位置之间的关系(1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素特性三者之间的关系：(2)元素的金属度、非金属和元素在周期表中的位置关系：相同的周期元素从左到右随着原子电荷数的增加，原子半径减小，电子的损耗能力减小，电子能力增加。a .金属的削弱，非金属的加强；b .金属元素和酸(或水)反应替代氢从容易到困难；非金属元素和氢的结合是困难的(提高气体氢化物的稳定性)；d .最高价氧化物的水合物的酸性提高，碱性减弱。相同的主族元素从上到下随着原子核电荷数的增加，电子的层数增加，原子半径增加，电子

10、的损耗能力增加，电子能力减弱。a .加强金属性，非金属减弱；b .金属元素和酸(或水)反应替代氢不容易。非金属元素和氢的结合从容易到困难(气体氢化物的稳定性降低)；d .价格最高的水合物酸度减弱，碱性增强。元素周期表中左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素。右上元素氟(f)是金属度最强的元素。金属和非金属边界附近的元素(b、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既有特定金属的特性，又有部分非金属的特性。元素原子最外层的电子排列、原子半径和元素原子价变化规律对于电子层数相同(同期)的元素，随着原子编号的增加，按如下方式增加：(1)最外层电子的数量表示周期变化(如果k层是最外层，则从1个增加到

11、2个)。(2)元素原子半径表示周期的变化，从大到小(注：稀有气体元素的原子半径是该周期中最大的，取决于测量的依据)。(3)元素的定价从1价提高到5价(或7价)，负价格从-4价提高到-1价，0价逐渐带来周期性变化。元素金属度，非金属强弱的判断标准A.金属强度比较A.根据元素在周期表或金属活动顺序中的位置；B.根据金属和盐溶液的取代反应；C.根据主电池的阳极；D.根据金属和H2O(或酸)反应，容易取代氢。E.与最高价氧化物相对应的水合物的碱性强度。B.非金属强弱的比较A.根据非金属之间的替代反应非金融属性f O，例如2 F2 2h2o=4hf O2B.稳定性：HF HCl HBR hi，非金属属性

12、：f cl br I，取决于非金属元素和H2的简便性(或氢化物发生稳定性)。C.基于与最高价氧化物对应的水合物的酸性强弱，例如酸性h2sio 3 h3po 4 h2so 4，非金属si p s。两性氧化物与酸反应，产生盐和水，与碱反应，产生盐和水的氧化物称为两性氧化物。可以像A12O3和盐酸、NaOH溶液一样反应：a12o3 3h2o a12o3 2oh-=2a1o 2-H2O两性氢氧化物可以用酸和碱反应的氢氧化物。A1(OH)3和盐酸、NaOH溶液都反应：al(OH)3 3h=2 a13 3h2o a1(OH)3 OH-=a1o 2-2 H2O原子编号11-17的主族元素的金属度，非金属传递

13、定律NaMg蛋SipsCl原子序数11121314151617元素和水(或山)反应情况冷水和激烈反应对冷水慢慢反应，对沸水激烈反应开水反应慢，冷水没有反应部分溶于水，部分与水反应非金属元素和氢键反应条件高温磷蒸汽和氢能源反应加热点燃或点燃氢化物稳定性SiH4很不行稳定PH3高温分解H2S受热分解HCl非常稳定最高价氧化物对应行李碱(酸)性强度直强碱Mg(OH)2中江碱al(oh)3或H3AlO3阳性氢氧化物H4SiO4极弱酸H3PO4井冈山H2SO4江山HClO4江山金属，非金属迭代定律金属性逐渐减弱，非金属逐渐加强4.化学键离子结合是由阴阳离子结合而产生的静电作用称为离子结合。说明(1)阴阳

14、离子之间的静电作用包括静电排斥和吸音效应。(2)由阳离子和静电形成的化合物称为离子化合物。电子元素符号周围使用小黑点(或)表示原子最外层电子的表达式称为电子。电子的几种显示方法：(1)原子的电子：在元素符号周围标注原子最外层电子的所有数量。示例：氢原子、钠原子、镁原子、铝原子、碳原子、氮原子、硫原子、氩原子。(2)离子的电子：负离子：使用负离子的电子时，在负离子符号周围显示最外部的8个电子(h-2个电子)、方括号、带负离子的电荷数，显示在括号外的右上角。例如，S2-的电子是 2-oh-的电子。阳离子；对于简单的阳离子，电子是阳离子符号，例如钠离子na、镁离子Mg2+等。对于带正电荷的原子质量，

15、除了方括号右上角标有正离子的正电荷的数量外，其书写方法与负离子类似。例如，NH4+电子为(3)离子化合物的电子电子：使用离子化合物的电子时，每个离子必须单独使用。像CaCl2这样的电子。(4)以电子表示离子化合物的形成：首先在左边写构成离子化合物的元素原子的电子，然后写“”，在右边写离子化合物的电子。例如，以电子显示MgBr2、Na2S的形成过程：含有离子键的物质说明：周期表中I A，I A和 a， a族元素形成的盐；I A，氧化物系；铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；强碱，如NaOH、KOH等。共价键原子间通过电子对共享形成的相互作用。共价键形成的化合物称为共价化合物。说明(1)形成共同键的条件：原子不能形成电子对(即原子最外层的电子达不到8电子结构，其中h原子的最外层达不到2电子结构)。所有非金属元素原子可以形成共价键，但稀有气体元素原子达到8电子(He为2电子)的稳定结构，没有共价键。(2)共享耦合形成表达：用电子标记。例如用电子表示HCl分子的形成过程：注意：A.使用由原子组成的元素或共享化合物的电子时，分子的每个原子都必须达到