元素周期律知识点归纳总结

高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律知识点一原子核外电子的排布一、电子层看法：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不相同的地域内运动，我们把不相同的地域简化为不连续的壳层，也称作电子层。表示方法：平时吧能量最低、离核近来的电子层叫做第一层。能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，尔后由里向外，一次排布在能量逐渐高升的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满后再排布在L层，依此类推。原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（n为电子层序数）3.原子核外最外层电子不高出8个（K层作为最外层时，不高出2个）次外层电子不高出18个，倒数第三层电子不高出32个。三、原子核外各电子层的电子排布原子核外电子的排步层序数1234567电子层符号KLMNOPQ离核远近由近到远能量由低到高各层最多容22222222×1=22×2=82×3=182×4=322×5=502×6=722×7=98纳的电子数四、核外电子排布的表示方法——原子结构表示图1.原子结构表示图：粒子符号电子层Na原子核核电荷数电子层上的离子结构表示图：原子经过得失电子形成离子，因此，原子结构表示图的迁移应用于表示离子的结构。电子数Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特色1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be、Ar。2.最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C。3.最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O。4.最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne。5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li、Ca。9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。知识点二元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的牢固性等）随着核电荷数的递加而呈周期性变化的规律。元生性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。元素周期律包括三个方面，一是核外电子排布，二．．．．．．．．．．．．．．．．．．．是原子半径，三是元素主要化合价。一、.原子核外电子排布、化合价变化规律元素原子核外电子排布的周期性变化随着原子序数的递加，每隔必然数目的元素，元素原子的最外层电子数重复着从1到8（核外只有1个电子层时，最外层电子数最多为2），从不牢固结构到牢固结构的变化，因此随着原子序数的递加，元素原子的最外层电子的排布呈周期性变化。原子半径的周期性变化：随着原子序数的递加元素的原子半径重复出现从大到小的周期性变化（稀有气体除外）随着原子序数的递加，同周期元素的原子半径逐渐减小。（2）随着原子序数的递加，同主族元素的原子半径依次增大。元素化合价的周期性变化随着原子序数的递加，元素的最高正化合价从最低+1到最高+7（H除外，F无正价，平时O也没有正价），再到稀有气体元素的0价呈周期性变化；元素的化合价从无（金属无负价）到有（非金属有负价），从最低（-4价）到最高（-1价），再到稀有气体元素的0价，也呈周期性变化。1-18号元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价情况;元素元素原子核外电电子最外层原子相对原最高化合价符号名称序数子排布层数电子数半径子质量最低化合价H氢1111+1He氦2212--0Li锂32，121+1Be铍42，222+2B硼52，323+3C碳62，424+4，-4N氮72，525+5，-3O氧82，626-2F氟92，727-1Ne氖102，828--0Na钠112，8，131+1Mg镁122，8，232+2Al铝132，8，333+3Si硅142，8，434+4，-4P磷152，8，535+5，-3S硫162，8，636+6，-2Cl氯172，8，737+7，-1Ar氩182，8，838--0备注：（1）拥有2个电子的粒子有-+2+He、H、H、Li、Be。2（2）核外电子总数为10个电子的微粒共有15种。10电子微粒：3-2--+2+一核：Ne、N、O、F、Na、Mg、Al3+-2-++2344（3）核外电子总数为18个电子的微粒共有16种。18电子微粒：+2+-3+2-二一核：Ar、K、Ca、Cl、P、S-三核：H2S四核：PH3、H2O2五核：SiH4六核：N2H4、CH3OH、其他C2H6核：F2、HCl、HS（4）核外电子总数及质子总数均相同的粒子：+++---③Cl--④N2、CO、C2H2①Na、NH4、H3O②F、OH、NH2、HS二、元素的金属性与非金属性的变化规律（一）规律总结：同一周期（除稀有气体外）从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，原子失去电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。同主族元生性质拥有递变性---从上到下，原子半径增大，元素的金属性逐渐增强，非金属逐渐减弱，元素原子失电子能力增强，得电子能力减弱（二）Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱比较可以经过金属与水、酸反响及最高价氧化物对应的水化物碱性强弱进行比较，详尽内容和结论以下：元素钠与冷水激烈反响，单质与水反响产生氢气单质与盐酸反响---化学式NaOH最高价氧化物碱性强碱对应水化物

镁与冷水反响缓慢，与热水反响迅速，放出氢气激烈反响Mg(OH)2中强碱碱性逐渐减弱→

铝与冷水很难反响，与热水缓慢反响激烈反响，但较镁慢Al(OH)3两性氢氧化物结论钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力逐渐减弱，即金属性（还原性）逐渐减弱(三)Si、P、S、Cl非金属性的递变规律：可以经过四种非金属元素的单质与H2化合的难易、生成气态氢化物的牢固性以及最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱加以判断。元素硅磷硫氯磷蒸气与氢光照或点燃时发生爆炸而单质与氢气反响条件高温加热气能反响化合化学式SiH4PH3H2SHCl气态氢化物极易分解，牢固性不牢固较不牢固很牢固很不牢固最高价氧化物对应化学式H2SiO3H3PO4H2SO4HclO4水化物（含氧酸）酸性弱酸中强酸强酸强酸（比H2SO4酸性强）酸性强弱酸性逐渐增强→→结论非金属性逐渐增强→（四）规律总结：经过对第三周期元生性质的比较，可以得出结论：NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强结论：同一周期（除稀有气体外），从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。且随着原子序数的递加，元素的金属性、非金属性表现周期性的变化。Ⅰ）同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al非金属性：Si＜P＜S＜Cl与酸或水反响：从易→难单质与氢气反响：从难→易碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3氢化物牢固性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）与酸或水反响：从难→易单质与氢气反响：从易→难碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH氢化物牢固：HF＞HCl＞HBr＞HI（Ⅲ）金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs非金属性：F＞Cl＞Br＞I还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性：F＞Cl＞Br＞I2222氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI总结：随着原子序数的递加，元素原子的电子排布，原子半径和化合价、元素的金属性和非金属性均呈周期性的变化。实质：元生性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。A、越左越下，金属越爽朗，原子半径越大，最外层离核越远，还原性越强。越易和水（或酸）反响放H2越激烈，最高价氧化物的水化物的碱性越强B、越右越上，非金属越爽朗，原子半径越小，最外层离核越近，氧化性越强。越易和H2化合越激烈，最高价氧化物的水化物的酸性越强2、推断短周期的元素的方法(第二、第三周期）框框图：A第二周期若A的质子数为z时CBD第三周期若A的最外层电子数为aZ2+aZ+7Z+8Z+99+a10+a11+a知识点三元素周期表和元素周期律的应用一、元素周期表的分区若沿着元素周期表硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左侧是金属元素，右侧是非金属元素。如图由此图可以得出1）周期表左下角是金属性最强的元素（铯），右上角是非金属性最强的元素（氟），分界线周边的元素既有金属性又有非金属性。2）同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱；同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。二、元素的化合价与元素在周期表中的地址的关系主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA最外层电子数1234567最高正化合价+1+2+3+4+5+6+7最低负化合价---------------4-3-2-1结论：主族元素最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正化合价主族元素｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8(对非金属而言，金属无负化合价)元素周期表中：周期序数=电子层数；主族序数=最外层电子数；备注：金属元素只有正化合价而无负化合价；非金属元素既有正化合价又有负化合价；氧元素的化合价一般是—2价，氟元素的化合价一般是—1价，没有正化合价。三、元素“位、构、性”之间的关系（1）“位—构—性”之间的关系图核电荷数、原子序数结构电子层数核外电子数最外层电子数反响决定反响决定经过地址运用递变规律推出元生性质地址单质性质性质化合物的性质离子性质周期、族判断元素、推出地址主要化合价得失电子能力元素周期表中结构与性质的递变关系同周期同主族(左→右)（上→下）结构电子层结构电子层数相同递加最外层电子数递加（1→8或2）相同核内质子数递加递加核外电子数递加递加原子半径递减（稀有气体除外）递加主要化合价+1→+7-4→-1相似性质金属性与非金属性金减非递加金增非递减得失电子能力失减得递加失增得递减单质置换氢气的难易程度变难变易非金属气态氢化物的牢固性形成由难到易形成由易到难牢固性依次增大牢固性依次减小最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性增强，酸性减弱，碱性减弱碱性增强四、元素周期表和元素周期律的应用元素周期表是元素周期律的详尽表现形式是学习化学的一种重要工具。依照元素在元素周期表的地址可推断元素原子核外电子层结构、判断元素的主要化合价、比较不相同元素的性质、判断元素化合物的性质等。依照元素周期表中元生性质的变化规律可推断新物质的性质、展望未知元素的性质等等。如依照氟、氯、溴、碘元素的性质确定砹元素的性质。元素周期表和周期律对于其他与化学相关的科学技术有指导作用。（1）在金属与非金属分界线周边搜寻半导体资料（2）研究氟、氯、硫等周边的元素，制造新农药（3）在过渡元素中搜寻催化剂和耐高温、耐腐化的合金资料。同周期元生性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小—(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4＋5＋6＋7—－4－3－2－1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加—(5)单质与水或酸置换冷水热水与与酸反———难易激烈酸快应慢(6)氢化物的化学式——SiH4PH3H2SHCl—(7)与H2化合的难易——由难到易—(8)氢化物的牢固性——牢固性增强—(9)最高价氧化物的化NaOMgOAlOSiOPOSOClO—223225327学式最高价(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4—氧化物对应水(11)酸碱性强碱中强碱两性氢弱酸中强强酸很强—化物氧化物酸的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强—第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA元素NaMgAlSiPSCl氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3H2SO4水化物NaOHMg（OH）Al（OH）H2SiO4H3PO4H2SO4HClO4酸碱性强碱碱两性弱酸酸强酸最强酸★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：金属性的判断：①单质与水、酸反响置换出氢的难易程度——水（酸）反响放氢气越激烈越爽朗；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。——最高价氧化物水化物碱性越强越爽朗③相互置换反响（逼迫弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu——爽朗金属置换较不爽朗金属非金属性的判断：①与氢气反响生成氢化物的难易程度——与氢气化合越易，生成氢化物越牢固越爽朗；②氢化物的牢固性——；生成氢化物越牢固越爽朗③最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱——最高价氧化物水化物酸性越强越爽朗。④相互置换反响（逼迫弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。——爽朗非金属置换较不爽朗非金属即“越易越强、越难越弱”注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。比方I－有较强的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。粒子半径的大小比较(三看)（比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。一、看电子层数：对最外层电子数相同的粒子，在电子层数不相同时电子层数越多，半径越大。同主族元素的原子，从上到下，随着电子层数增加，原子半径依次增大。如：r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I)同主族元素的离子，从上到下，随着电子层数增加，原子半径依次增大。如：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)二、看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。1.同周期元素的原子半径从左到右依次递减，如r（C）>r(N)>r(O)同周期元素的阳离子半径从左到右依次递减，如r（Na+）>r(Mg2+)>r(Al3+)同周期元素的阴离子半径从左到右依次递减，如r(S2-)>r(Cl-)对于电子层结构相同的粒子，随着核电荷数的增加，离子半径减小，如r(Ca2+)<r(K+)<r(Cl-)<r(S2-)三、看电子数：在电子层数和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。原子半径小于相应的阴离子半径，如r(Cl)<r(Cl-)原子半径大于相应的阳离子半径，如r(Na)>r(