元素周期律知识点_小总结.doc

元素周期律＆元素周期表（俄 门捷列夫）
★ 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。（核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化）
★ 元素周期律的本质：随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性的变化。
周期数=电子层数数
第一周期 2
第二周期 8
第三周期 8
一、 元素周期表的结构（七横十八纵、七周期十六族）
短周期

长周期

不完全周期 第七周期 （32）（锕系）

第四周期 18
第五周期 18
第六周期 32（镧系）

周期
主族序数=最外层电子数

主族元素中：
元素最高正化合价=族序数（除O、F）
主族 （7个） ⅠA~ⅦA
副族 （7个） ⅠB~ⅦB
第Ⅷ族 （1个） 三个纵行
0族 （1个） 稀有气体元素

（最高价 + 最低价）绝对值 = 8
（从第四主族出现负价）

族

二、 元素性质的递变规律
非金属
性最强

F
小 大

大

大

大 小

元素的最高价氧化物的水化物

元素气态氢化物

→HxR ( RHx ) X代表元素最低价的绝对值
5
R
非金属
元素
R
主族
元素

→R2Ox

R金属 R(OH)x
R非金属 H8-xRO4
H6-xRO3

原子半径变大
金属性增强
最高价氧化物的水化物的碱性增强
（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱）
金属性最强
Cs
原子半径变大
金属性增强
最高价的氧化物的水化物的碱性增强
（非金属元素气态氢化物的稳定性减弱）

原子半径变小
非金属性增强
最高价的氧化物的水化物的酸性增强
（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）

最高价氧化物的水化物的酸性增强
非金属性增强
原子半径变小

（非金属元素气态氢化物的稳定性增强）
（非金属元素气态氢化物的酸性减弱）

1、 原子
（1）原子是构成物质的三种微粒（分子、原子、离子）之一。
（2）原子是化学变化中的最小微粒（化学变化就是分子拆开成原子，原子重新组合成分子的过程）。
（3）原子是由居于原子中心的带正电的原子核和绕核运动的带负电的核外电子构成。
（4）原子呈电中性，所以：质子数=核电荷数=原子序数=核外电子数。
（5）原子核由质子和中子构成，原子的质量几乎全部集中在原子核上，质量数=质子数+中子数。
（6）离子是带电荷的原子，离子的带电荷数=离子的质子数—离子的核外电子数。
2、前20号元素核外电子的排布的四种基本模型
用Z表示原子序数，根据电子层数不同归纳成四种基本模型如下：
3、同周期主族元素性质的递变规律
（1）核外电子排布的递变规律：同周期主族元素，随着核电荷数增大，内层电子数不变，最外层电子数逐渐增多，除第一周期外，每一周期主族元素的最外层电子数都是从1个增加到7个。
（2）原子半径变化规律：同周期主族元素，随着核电荷数增大，原子半径逐渐增大。
（3）最高正化合价变化规律：同周期主族元素，随着核电荷数增大，最高正化合价从+1→+7。
（4）非金属元素的最低负价变化规律（从到IVA→VIIA）：-4→-1。
（5）金属性、非金属性递变规律：同周期主族元素，随着核电荷数增大，电子层数不变，最外层电子数逐渐增多，核对最外层电子的引力越来越强，最外层电子越来越不容易失去，表现为金属性越来越弱、非金属性越来越强，元素最高价氧化物对应的水合物的碱性越来越弱、酸性越来越强。
4、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。
5、有关元素周期表的n点认识：
（1）元素周期表有多少横行就有多少周期，不是有多少列就有多少族。
（2）周期是电子层数相同的元素集合，族是性质相似的元素集合。
（3）族是性质相似的元素集合，所以氦元素排在了0族，而不是IIA。
（4）族是性质相似的元素集合，所以氢元素既可以排在IA也可以排在VIIA（NaH）。
（5）元素种类最少的周期是第一周期，元素种类最多的周期是第六周期（依据现在的元素周期表）。
（6）元素种类最多的族是IIIB，其次是VIII族。
（7）如果原子序数为x的元素是IIA的元素，则原子序数为（x+1）的元素可能是IIIA元素或IIIB元素。
（8）元素周期表中每一种元素占据元素周期表的一个方格，而每一个方格内的元素有的不止一个（例如：镧系、锕系15种元素占一个方格）。
（9）IA元素的最外层电子数都是1，最层电子数是1的元素不一定在IA，可能在IB，例如：Cu、Ag、Au等。
（10）IIA元素的最外层电子数都是2，最层电子数是2的元素不一定在IIA，可能在0族，例如：He，也可能在IIB，例如：Zn、Cd、Hg。
6、主族金属元素的原子半径、金属性、元素最高价氧化物对应水化物的碱性递变规律
★同周期元素从右到左金属性增强，同主族元素从上到下金属性增强，所以金属性：左下角元素的大于右上角元素的。金属渐增强、原子半径增大、最高价氧化物对应水化物的碱性增强
★同周期元素从右到左原子半径增大，同主族元素从上到下原子半径增大，所以原子半径：左下角元素的大于右上角元素的。
★同周期元素从右到左最高价氧化物对应水化物的碱性增强，同主族元素从上到下最高价氧化物对应水化物的碱性增强，所以最高价氧化物对应水化物的碱性增强：左下角元素的大于右上角元素的。
★元素周期表中，金属性最强的元素是Cs，原子半径最大的元素是Cs，最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是Cs。
★短周期元素中，金属性最强的元素是Na，原子半径最大的元素是Na，最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是Na。
7、主族非金属元素的原子半径、非金属性、元素最高价氧化物对应水化物的酸性递变规律
★同周期元素从左到右非金属性增强，同主族元素从下到上非金属性增强，所以非金属性：右上角元素的大于左下角元素的。非金属渐增强、原子半径减小、最高价氧化物对应水化物的酸性增强
★同周期元素从左到右原子半径渐小，同主族元素从下到上原子半径渐小，所以原子半径：右上角元素的小于左下角元素的。
★同周期元素从左到右最高价氧化物对应水化物的酸性增强，同主族元素从下到上最高价氧化物对应水化物的酸性增强，所以最高价氧化物对应水化物的酸性增强：右上角元素大于左下角元素。
★元素周期表中，非金属性最强的元素是F，原子半径最小的元素是H，最高价氧化物对应的水化物的酸性最强的是Cl。
★短周期元素中，非金属性最强的元素是F，原子半径最小的元素是H，最高价氧化物对应的水化物的酸性最强的是Cl。
8、短周期元素中最外层电子数的个性：
（1）最外层电子数是1的元素是H、Li、Na，最外层电子数是2的元素是He、Be、Mg；
（2）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C，最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是O,最外层电子数是次外层电子数4倍的元素是Ne；
（3）最外层电子数是次外层电子数的1/2的元素是Li、Si；
（4）最外层电子数是内层电子总数1/2的元素是Li、P；
（5）最外层电子数与电子层数相等的元素是H、Be、Al。
9、元素的金属性强弱判断方法（必修层次）：
（1）同周期：左强右弱；同主族：上弱下强
（2）根据金属活动性顺序表判断：金属的位置越靠前，金属性越强（金属活动性顺序与金属性顺序大多数一致）。
（3）根据酸碱理论判断：元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，则对应的金属元素的金属性越强。
（4）根据发生化学反应的难易情况判断：金属与水（或酸）反应越容易，金属性越强。
（5）根据反应能力判断：金属与盐溶液发生置换反应，A置换出B，则A活泼。
（6）根据反应能力判断：金属与盐溶液不能发生置换反应，A不能置换出B，但可以置换出氢气，生成含B元素的氢氧化物沉淀，则A远比B活泼。
（7）根据反应条件判断：常温下与水（或氧气）就反应的金属比加热条件下反应的金属活泼，例如：钾、钠、钙比铁、铜活泼。
（8）根据反应对象判断：常温下金属钠遇水（或氧气）就变质，常温下铁在氧气和水同时存在的情况下才缓慢变质，常温下铜遇到氧气二氧化碳和水同时存在的情况下才缓慢变质，结论：金属性由强到弱依次为钠、铁、铜。
（9）根据氧化还原理论判断：金属阳离子氧化能力越强，其对应的金属单质还原性越弱（铁离子对应的是亚铁离子，不是铁单质）。
（10）根据氧化产物中氧元素的价态判断：金属与氧气化合，生成物中氧元素的价态种类越多，金属性越强；例如：锂元素只有氧化锂，钠元素有氧化钠和过氧化钠，钾元素有氧化钾、过氧化钾和超氧化钾三种，金属性强弱顺序是：钾、钠、锂。
（11）原电池中活泼金属做负极。
10、元素的非金属性强弱判断（必修层次）：
（1）根据元素所在周期表中的位置关系判断：同周期主族元素自左向右非金属性逐渐增强，同主族元素自下而上非金属性逐渐增强，所以相比之下，右上角的元素比左下角的元素非金属性强。
（2）根据非金属活动性顺序表判断：F2>O2>Cl2>Br2>I2>S,非金属的位置越靠前，非金属性越强。
（3）根据酸碱理论判断：元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则对应的非金属元素的非金属性越强（一定要强调最高价氧化物对应的水化物）。
（4）根据氧化还原理论判断：非金属阴离子还原能力越强，其对应的非金属单质氧化性越弱。
（5）根据非金属与氢化合产物的稳定性判断：产物越稳定，非金属性越强。越容易，非金属性越强。
（6）活泼非金属置换不活泼非金属。气态氢化物还原性越弱者非金属性越强。
（7）根据反应能力判断：非金属与盐溶液发生置换反应，A置换出B，则A活泼。
（8）根据反应能力判断：非金属与盐溶液不能发生置换反应，A不能置换出B，但可以置换出氧气，则A远比B活泼。与同种金属反应越易，非金属性越强。
（9）根据反应条件判断：常温下就能与金属就反应的非金属比加热条件下才能反应的非金属活泼，例如：钠与氧气常温下就反应，钠与硫单质加热条件才能反应，氧气比硫活泼。
（10）根据氧化产物中变价金属元素的价态判断：变价金属与非金属单质反应，使变价金属生成高价态化合物的非金属比生成低价态化合物的非金属的非金属性强。例如：铁丝在氯气中燃烧，生成三氯化铁，红热的铁丝插入到硫蒸气中只生成硫化亚铁，说明非金属性氯比硫强。
11、近朱者赤，近墨者黑，在元素周期表中铝元素与硅元素邻近，硅的性质有许多和铝相似，如下：
（1）颜色：铝是带有银白色金属光泽的固体，硅是带有金属光泽的灰黑色固体，相似点：带有金属光泽。
（2）导电性：铝是电的良导体，常用做输电线；硅是半导体材料，高纯单质硅的半导体性能，可以制成光电池，将光能直接转换成电能，光电池可以用作计算器、人造卫星、登月车、火星探测器、太阳能电动汽车等的动力，是极有发展前景的新型能源，相似点：硅发电，铝送电。
（3）与酸反应产生氢气：
铝与非氧化性酸反应产生氢气：2Al+6HCl=2AlCl3 +3H2 ↑；
硅只与氢氟酸反应产生氢气Si+4HF=SiF4+2H2 ↑
（4）与碱溶液反应产生氢气：
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 ↑；
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2 ↑；
（5）与碳酸盐反应,体现了SiO2和Al2O3的高熔沸点。
SiO2+Na2CO3 Na2SiO3 +CO2 ↑；
SiO2+CaCO3 CaSiO3 +CO2 ↑；
Al2O3+Na2CO3 2NaAlO2 +CO2 ↑；
Al2O3+CaCO3 Ca(AlO2)2 +CO2 ↑；
12、物以类聚、人以群分的思想在化学元素周期表中的体现：
（1）化学性质相似的元素排在一列。
（2）电子层数相同的元素排在同一行。
（3）非金属元素排在周期表的右上方，金属元素排在周期表的左下方。
（4）在非金属区寻找制取农药的原料。
（5）在IB（第11列）中找到货币金属：Au、Ag、Cu。
（6）在VIII（第8、9、10）中找到催化剂金属。
（7）冶金工业的黑色金属在元素周期表的相邻位置（第四行、第6、7、8列）。
13、卤素的化学性质的相似性
（1）X∈{F、Cl、Br、I}时：
★．H2+X2=2HX ；
★．2Na+X2=2NaX ；
（2）X∈{F、Cl、Br}时：
★．Cu+ X22 CuX2 ；
★．2Fe+3 X2 2FeX3 ；
（3）X∈{Cl、Br、I}时：
★．X2+H2O=HX+HXO ；
★．X2+SO2+2H2O=2HX+H2SO4 ；
★．X2+2NaOH= NaX+ NaXO+H2O ；
★．3X2+6KOH（浓） 5KCl+KClO3+3H2O ；
★．X2+Na2SO3+H2O=2HX+ Na2SO4 ；
★．4HX(浓)+MnO2MnX2+X2+2H2O ；
★．HX+AgNO3=AgX↓+HNO3 ；
★．2AgX 2Ag+X2
14、根据同族元素的递变性，推测钫的性质
★密度：比铯大。
★熔点：比铯低。
★沸点：比铯低。
★与氧气反应：生成物中氧元素的价态更高，含氧化合物的种类更多
★与水反应：生成碱并放出氢气，反应更激烈。
15、根据同族元素的递变性，推测砹的性质
★单质颜色：比碘深，可能为黑色。
★与氢气化合：比碘更难
★HAt的稳定性：比HI更差。
★HAt的还原性：比HI更强。
★HAt的水溶液酸性：比HI更强，是强酸。
★AgAt的溶解性：不溶于水。
★AgAt的感光性：见光易分解，产生黑色银和接近黑色的砹。

1、奇偶规律：同一主族内，族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数、价电子数、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等，若一个是奇数其它的都是奇数，一个是偶数其它的都是偶数。

2、序差规律

ⅠA族---ⅡA族：相差上一种元素所在周期包含的元素种数

同主族相邻元素
的原子序数差 ⅢA 族----0族：相差下一种元素所在周期包含的元素种类

分布在过渡元素同侧：原子序数差=族序数差

同周期的长周期
元素原子序数差 第四、五周期：原子序数差=族序数+10差
分布在过渡元素两侧
第六周期：原子序数差=族序数差+24

3、对角线相似规律：以Li和Mg、Be和Al最为典型

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