元素周期律知识点汇总_中学教育-高考.pdf

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1、学习必备 欢迎下载 第一章 物质结构 元素周期律基础知识回顾 一、原子结构 质子（Z 个）原子核 注意：中子（N 个）质量数(A)质子数(Z)中子数(N)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 核外电子（Z 个）熟背前 20 号元素，熟悉 1 20 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2、原子核外电子的排布规律：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；各电子层最多容纳的电子数是 2n2；最外层电子数不超过 8 个（K 层为最外层不超过 2 个），次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32个

2、。电子层：一（能量最低）二 三 四 五 六 七 对应表示符号：K L M N O P Q 3、元素、核素、同位素 元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。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为同位素。(对于原子来说)二、元素周期表 1、编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列 将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数原子的电子层数）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。主族序数原子最外层电子数 2、结构特点：核外电子层数 元素种类 第一周期 1 2 种元素 短周期 第二周期 2 8

3、种元素 周期 第三周期 3 8 种元素 元（7 个横行）第四周期 4 18 种元素 素（7 个周期）第五周期 5 18 种元素 周 长周期 第六周期 6 32 种元素 期 第七周期 7 未填满（已有 26 种元素）表 主族：A A 共 7 个主族 族 副族：B B、B B，共 7 个副族（18 个纵行）第族：三个纵行，位于 B 和 B 之间（16 个族）零族：稀有气体 三、元素周期律 1、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）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素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。2.同周期元素性质递

4、变规律 第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar(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 1、AZX 学习必备 欢迎下载(3)主要化合价 1 2 3 4 4 5 3 6 2 7 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 置换难易 冷水 剧烈 热水与 酸快 与酸反 应慢(6)氢化物的化学式 SiH4 PH3 H2S HCl(7)与 H2化合的难易 由难到易(8)氢化物的稳定性 稳定性增强(9)最 高价 氧化物 的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3

5、 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物(10)化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4(11)酸碱性 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸(12)变化规律 碱性减弱，酸性增强 第 A 族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr 是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第 A 族卤族元素：F Cl Br I At（F 是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）：单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；氢氧化物碱性强（弱）；相互置换反应（强制弱）Fe CuSO

6、4 FeSO4 Cu。（2）非金属性强（弱）：单质与氢气易（难）反应；生成的氢化物稳定（不稳定）；最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；相互置换反应（强制弱）2NaBr Cl2 2NaCl Br2。（）同周期比较：金属性：Na Mg Al 与酸或水反应：从易难 碱性：NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 非金属性：Si P S Cl 单质与氢气反应：从难易 氢化物稳定性：SiH4 PH3 H2S HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4（）同主族比较：金属性：Li Na K Rb Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难易 碱性：LiOH NaOH KOH

7、 RbOH CsOH 非金属性：F Cl Br I（卤族元素）单质与氢气反应：从易难 氢化物稳定：HF HCl HBr HI（）金属性：Li Na K Rb Cs 还原性(失电子能力)：Li Na K Rb Cs 氧化性(得电子能力)：Li Na K Rb Cs 非金属性：F Cl Br I 氧化性：F2 Cl2 Br2 I2 还原性：F Cl Br I 酸性(无氧酸)：HF HCl HBr HI 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；（3）当电子层数和核电荷数都相等时，则看核外电子数，核外电子数多的则半径大。