高中化学元素周期律知识点总结

1、高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-CompanyOne1第一节 课时1元素周期表的构造一、元素周期表的进展历程二、现行元素周期表的编排与构造原子序数含义：依据元素在元素周期表中的挨次给元素编号，得到原子序数。原子序数与原子构造的关系 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行，称为周期。行，称为族。(1)周期(横行)个数：元素周期表中有7 个周期。每一周期中元素的电子层数一样。分类(34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)1816个族。特点：元素周期表中主族元素的族序数等于

2、其最外层电子数。分类2常见族的特别名称第A族：卤族元素；0族：稀有气体元素；A族：碳族元素；A族：氧族元素。课时2元素的性质与原子构造一、碱金属元素锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1原子构造相像性：最外层电子数都是1。递变性：LiCs，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像性和递变性相像性(用R 表示碱金属元素)C22R=2RCl单质R与水反响：如2R2H2O=2ROHH22与酸溶液反响：如2R2H=2RH 2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。递变性具体表现如下(LiCs

3、的挨次)22O2 的反响越来越猛烈，产物越来越简单，如Li O2 Li2O，Na O2反响还可以生成Na2O ，而KO 反响能够生成KO 22H2O 的反响越来越猛烈，如K H2O 反响可能会发生稍微爆炸，Rb Cs 遇水发生猛烈爆炸。最高价氧化物对应水化物的碱性渐渐增加。3即碱性：LiOHNaOHKOHRbOHHClHBrHI；复原性：HFHClHBrHI；酸性：HFHClHBrHBrO4HIO4。三、同主族元素的性质与原子构造的关系元素性质强弱的推断方法元素金属性强弱的推断依据依据依据单质与水(或酸)反响置换出氢气的难易程度依据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱结论越易者金属性越强碱性越强者

4、金属性越强4依据金属之间的置换反响金属单质的复原性或金属阳离子氧化性元素非金属性强弱的推断依据依据依据单质与氢气化合的难易程度或生成氢化物的稳定性依据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱依据非金属单质间的置换反响氢化物(或阴离子)的复原性强弱单质的氧化性强弱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复原性越强或离子的氧化性越弱，金属性越强结论越易与氢气化合，氢化物越稳定者非金属性越强酸性越强者非金属性越强活动性强的能够置换出活动性弱的复原性越弱，非金属性越强氧化性越强，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质子相对质量近似为1，带1个单位正电荷中子似为1中子似为1

5、，不带电核外电子带1个单位负电荷质量数1，无视电子的质量，将核内全部质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值。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、核素与同位素核素定义 具有肯定数目质子和肯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、13C、14C；氧的三种核素：16O、17O、18O。同位素6668885概念(即同一元素的不同核素互称为同位素)。特点略有不同存在：自然存在的同位素，相互之间保持肯定的比率应用 考古中用14C测定文物的年月。、3H用于制造氢弹。611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

6、较元素 核素同位素同素异形体同种元素组电荷数)相 质子数、中子数本质成的不同单同的一类原子范畴 同类原子原子不同的核素质原子单质只有种 特性 类，没有个数打算 质子数(核因素 电荷数)H、C、O小微粒质子数、中子数某些物理性质不同质子数、中子数同分子构造O O 互为举例11111123核素素同素异形体三素一体”推断模板其次节课时1原子核外电子的排布 元素周期律一、原子核外电子排布6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123451234567KLMNOPQ外)符号能量核外电子的排布规律(1)电子总是尽可能地先从内层排起，当一层布满后再填充下一层，即原子核外层。 (2)原子核

7、外各电子层最多容纳2n2个电子。2)，次外层电子数不18。违反了哪些规律？答案二、元素周期律 1原子核外电子排布的周期性变化第一周期最外层电子数由 12。(3)第三周期最外层电子数由18。18的周期性变化(第一周期除外)。元素原子半径的周期性变化变化趋势(0族元素除外)。(1)图示717，最低负化合价呈现41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非金属性渐渐增加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

8、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定结果。模型认知10 电子、18 电子粒子“10电子”粒子分子离子分子离子10 电子NeN3、O2、F、Na、Mg2、Al310 电子HFOH10 电子10 电子H ONH3NH2H3O10 电子CHNH44“18电子”粒子分子：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4等。阳离子：K、Ca2等。 阴离子：P3、S2、HS、Cl等。8同周期、同主族构造与性质的递变规律同周期、同主族构造与性质的递变规律1同周期、同主族元素原子构造及元素性质的递变规律电子层数一样(同周期)时，核电荷数越大，原子核对外层电

9、子的引力越大，金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。(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序大径小”(原子)(1)规律：同周期，从左往右，原子半径渐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)r(Mg)r(Al)序大径大”(原子或离子)(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径渐渐增大。r(K)3同元素“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)。“数大径小”。即带电荷数越多，粒子半径越小。举例：r(Fe3)r(F

10、e2)r(F)r(Na)微点拨：所带电荷、电子层均不一样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9一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律族AAAAAAA 0周期1234567请填写出图中序号所示内容：增加，增加，增加，增加，Al，Si，金属，非金属。其次、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)。分界限四周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

11、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：可在化学反响中发生变化、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局部电子。2化合价规律微点拨：(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，并为元素的觉察及推测它们的原子构造和性质供给

12、了线索。对于其他与化学相关的科学技术也有肯定的指导作用。如：10元素的“位构性”的关系及应用1构造与位置的互推(1)电子层数周期数。(2)质子数原子序数。(3)主族元素原子最外层电子数主族序数。(4)主族元素的最高正价族序数(氧、氟除外)，最低负价主族序数8。2性质与位置的互推依据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：假设同周期元素 A、B、C 的金属性渐渐增加，则A、B、C在同周期中依据C、B、A的挨次从左到右排列。依据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质：假设同主族元素 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复原性依次增加。3构造与性质

13、的互推假设某元素原子的最外层电子数小于 4，则该元素原子在反响中简洁失电子；假设某元4，则该元素原子在反响中简洁得电子。假设某元素原子在反响中简洁得电子，则该元素原子的最外层电子数大于 4；假设某元素原子在反响中简洁失电子，则该元素原子的最外层电子数小于4。模型认知“位构性”间的推导模板第三节 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11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含有离子键的化合物(1)常见类型：如NaOH、KOH、Ba(OH)2等。大多数盐：如NaCl、KNO3、NH4Cl等。等。(2)表示方法电子式：在

14、元素符号四周用“”或“”来表示原子的最外层电子的式子。二、共价键与共价化合物共价键(1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。子：原子。(3)成键元素：一般是同种或不同种的非金属元素。(4)分类共价化合物H2O、CO2、SiO2等都是共价化合物。用电子式表示以下含共价键的分子的形成过程：“”表示的式子。(HCl、H2O等)；非金属氧化物等)；含氧酸(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12化学反响的本质键的形成。H2Cl2HCl的过程Cl2中的化学键断裂(旧化学键断裂)HCl

15、；HClHClHCl(化学键形成)。分子间作用力定义：把分子聚拢在一起的作用力叫分子间作用力，又叫范德华力。规律：一般说来，对于组成和构造相像的物质，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：F2Cl2Br2I2。氢键即氢键，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推断1化学键与物质类别的关系“三个肯定”离子化合物中肯定含离子键； 含离子键的肯定是离子化合物；共价化合物中肯定不含离子键。“三个可能”NaOH；13AlCl3；NH4Cl。2离子化合物和共价化合物的推断方法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共价键。物；非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸等都属于共价化合物。化后不能发生电离的化合物是共价化合物，熔融状态下能导电的化合物是离子化合物。电子式书写微粒的“8e”构造推断种类原子阴离子表示方法明价电子子分布合子及所获电子，用 “”留意事项4时以4时多出局部以电子对分布单核离子符号阳单核离子符号阳离子多核元素符号紧邻铺开，四周标清电用“右上方标明正电荷数用“右上方标明负电荷数举例Mg