元素周期表、元素周期律知识点总结

元素周期表、元素周期律知识点总结熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

1、元素周期表的编排原则

①根据原子序数递增的挨次从左到右排列;

②将电子层数相同的元素排成一个横行周期;

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的挨次从上到下排成纵行族

2、如何精确表示元素在周期表中的位置

周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数

口诀：三短三长一不全;七主七副零八族

熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称

3、元素金属性和非金属性推断依据

①元素金属性强弱的推断依据

单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;

元素最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱;置换反应。

②元素非金属性强弱的推断依据

单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;

最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱;置换反应。

4、核素：具有肯定数目的质子和肯定数目的中子的一种原子。

①质量数==质子数+中子数：a==z+n

②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)

二、元素周期律

1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)

②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)

③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向

2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)

负化合价数=8最外层电子数(金属元素无负化合价)

3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律

同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引力量减弱，失电子力量增加，还原性(金属性)渐渐增加，其离子的氧化性减弱。

同周期：左右，核电荷数渐渐增多，最外层电子数渐渐增多

原子半径渐渐减小，得电子力量渐渐增加，失电子力量渐渐减弱

氧化性渐渐增加，还原性渐渐减弱，气态氢化物稳定性渐渐增加

最高价氧化物对应水化物酸性渐渐增加，碱性渐渐减弱

化学键

含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。

naoh中含极性共价键与离子键，nh4cl中含极性共价键与离子键，na2o2中含非极性共价键与离子键，h2o2中含极性和非极性共价键。

元素周期表、元素周期律学问点总结篇2

1.元素周期律

元素的性质随着原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律，就是元素周期律。

2.元素周期表中元素性质的递变规律

（1）电子层数

同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。

（2）最外层电子数

同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。

（3）原子半径

同周期元素，原子半径渐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径渐渐增大。

（4）金属性

同周期元素金属性渐渐减弱；同主族元素金属性渐渐增加。

（5）非金属性

同周期元素，非金属性渐渐增加；同主族元素非金属性渐渐减弱。

（6）单质的还原性

同周期元素，单质的还原性渐渐减弱；同主族元素，单质的还原性渐渐增加。

（7）单质的氧化性

同周期元素，单质的氧化性渐渐增加；同主族元素单质的氧化性渐渐减弱。

3.元素周期表中元素的相像规律

（1）同主族元素，性质相像。

（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相像。例如：Li与Mg，Be与Al等。

4.碱金属元素

第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。

碱金属元素，最外层都只有一个电子，简单失去，它们具有相像的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。从Li到Cs，单质的金属性渐渐增加，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越猛烈。

碱金属单质与氧气的反应：

碱金属单质与水的反应：

锂与水反应缓慢，钠与水反应快速，钾与水反应比钠与水反应还要猛烈。

5.卤族元素

第ⅦA族元素，被称为卤族元素。它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。

卤族元素，最外层都有7个电子，简单得到一个电子，所以它们也表现出相像的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的氢化物也越来越不稳定。

这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。

卤素单质与氢气的反应：

氟气与氢气在暗处就能猛烈化合发生爆炸，生成的氟化氢也很稳定，而碘单质与氢气的反应需要不断加热，生成的碘化氢也不稳定，而且它是一个可逆