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高中化学元素周期律知识点总结
第一节
课时 1
元素周期表的结构 一、元素周期表的发展历程
二、现行元素周期表的编排与结构 1．原子序数 (1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则 (1)原子核外电子层数目相同的元素，按照原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素，按照电子层数递增的顺序由上而下排成纵行，称为族。
3．元素周期表的结构 (1)周期(横行) ①个数：元素周期表中有 7 个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3 短 4 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) ①个数：元素周期表中有 18 个纵行，但只有 16 个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类
④常见族的特别名称
第ⅠA 族(除 H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0 族：稀
有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
时 课时 2
元素的性质与原子结构 一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构 (1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li―→Cs，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似性和递变性 (1)相似性(用 R 表示碱金属元素) 单质 R— 与非金属单质反应：如Cl 2 ＋2R===2RCl与水反应：如2R＋2H 2 O===2ROH＋H 2 ↑与酸溶液反应：如2R＋2H＋ ===2R ＋ ＋H2 ↑ 化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH，并且均呈碱性。
(2)递变性
具体表现如下(按从 Li→Cs 的顺序) ①与 O 2 的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如 Li 与 O 2 反应只能生成 Li 2 O，Na 与 O 2 反应还可生成 Na 2 O 2 ，而 K 与 O 2 反应能够生成 KO 2 等。
②与 H 2 O 的反应越来越剧烈，如 K 与 H 2 O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与 Cs 遇水发生剧烈爆炸。
③最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强。
即碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH。
二、卤族元素——氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At) 1．原子结构 (1)相似性：最外层电子数都是__7__。
(2)递变性：F→I，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．物理性质 项目 F 2
Cl 2
Br 2
I 2
颜色、 状态 淡黄绿 色气体 黄绿色 气体 深红棕色 液体 紫黑色 固体 密度 逐渐增大 熔、沸点 逐渐升高 3．卤素元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用 X 代表卤族元素) 单质 X 2 与氢气反应：X 2 ＋H 2 ===2HX与水反应：如X 2 ＋H 2 O===HX＋HXOX为Cl、Br、I，2F 2 ＋2H 2 O===4HF＋O 2 化合物：最高价氧化物对应水化物(除氟外)都为强酸。
(2)递变性
具体表现如下(按从 F→I 的顺序) ①与 H 2 反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF<HCl<HBr<HI； 酸性：HF<HCl<HBr<HI。
②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外)，即 HClO 4 >HBrO 4 >HIO 4 。
三、同主族元素的性质与原子结构的关系
元素性质强弱的判断方法
1．元素金属性强弱的判断依据 依据 结论 根据单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度 越易者金属性越强 根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 碱性越强者金属性越强 根据金属之间的置换反应 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 金属单质的还原性或金属阳离子氧化性 还原性越强或离子的氧化性越弱，金属性越强 2．元素非金属性强弱的判断依据 依据 结论 根据单质与氢气化合的难易程度或生成氢化 越易与氢气化合，氢化物越稳定者非
物的稳定性 金属性越强
根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 酸性越强者非金属性越强 根据非金属单质间的置换反应 活动性强的能够置换出活动性弱的 氢化物(或阴离子)的还原性强弱 还原性越弱，非金属性越强 单质的氧化性强弱 氧化性越强，非金属性越强 时 课时 3
核素 同位素 一、原子的构成与质量数 1．原子的构成 原子 原子核 质子相对质量近似为1，带1个单位正电荷中子相对质量近似为1，不带电核外电子带1个单位负电荷 2．质量数 (1)定义：质子和中子的相对质量都近似为 1，忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值。
(2)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 1．核素 (1)定义
具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
(2)实例——氢的三种核素 微点拨：碳的三种核素：
12 6 C、 13
6 C、 14
6 C；氧的三种核素：
16
8 O、 17
8 O、 18
8 O。
2．同位素 (1)概念 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(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
(2)特点 结构：
质子数相同，而中子数不同
性质：化学性质几乎相同，某些物理性质略有不同 存在：天然存在的同位素，相互之间保持一定的比率
(3)应用
①考古中用 14 6 C 测定文物的年代。
② 2 1 H、 3 1 H 用于制造氢弹。
③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” 的比较
元素 核素 同位素 同素异形体 本质 质子数(核电荷数)相同的一类原子 质子数、中子数都一定的原子 质子数相同、中子数不同的核素 同种元素组成的不同单质 范畴 同类原子 原子 原子 单质 特性 只有种类，没有个数 化学反应中的最小微粒 化学性质几乎完全相同，因质量数不同，某些物理性质不同 组成元素相同，性质不同 决定 因素 质子数(核电荷数) 质子数、中子数 质子数、中子数 组成元素、分子结构 举例 H、C、O 三种元素 11 H、21 H、31 H 三种核素 11 H、 2 1 H、 3 1 H 互为同位素 O 2 与 O 3 互为同素异形体 模型认知——“三素一体”判断模板
第二节 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 1．电子层的划分 (1)核外电子的能量及运动区域
(2)电子层及其与能量的关系 各电子层(由内到外) 序号(n) 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 与原子核的距离 由近到远 能量 由低到高 2．核外电子的排布规律 (1)电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层，即原子核外电子排布时，先排 K 层，充满后再填充 L 层。
(2)原子核外各电子层最多容纳 2n 2 个电子。
(3)原子最外层电子数不能超过 8(K 层为最外层时不能超过 2)，次外层电子数不能超过 18。
违背了哪些规律？ [答案] 能量最低原理，最外层电子不超过 8 个。
二、元素周期律 1．原子核外电子排布的周期性变化 (1)第一周期最外层电子数由 1→2。
(2)第二周期最外层电子数由 1→8。
(3)第三周期最外层电子数由 1→8。
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现 1～8 的周期性变化(第一周期除外)。
2．元素原子半径的周期性变化 规律：同周期元素随着原子序数的递增，元素原子半径呈现逐渐减小的周期性变化趋势(0族元素除外)。
3．元素主要化合价的周期性变化 (1)图示 (2)规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1 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
(2)Si、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 金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强 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然结果。
模型认知——10 电子、18 电子粒子 (1)常见“10 电子”粒子
分子 离子 一核 10 电子 Ne N 3－ 、O 2 － 、F － 、Na ＋ 、Mg 2 ＋ 、Al 3 ＋
二核 10 电子 HF OH－
三核 10 电子 H 2 O NH－2
四核 10 电子 NH 3
H 3 O＋
五核 10 电子 CH 4
NH＋4
(2)常见“18 电子”粒子 ①分子：Ar、HCl、H 2 S、PH 3 、SiH 4 、F 2 、H 2 O 2 、N 2 H 4 等。
②阳离子：K＋ 、Ca 2 ＋ 等。
③阴离子：P 3 － 、S 2 － 、HS － 、Cl － 等。
同周期、同主族结构与性质的递变规律 1．同周期、同主族元素原子结构及元素性质的递变规律 (1)电子层数相同(同周期)时，核电荷数越大，原子核对外层电子的引力越大，原子半径越小，失电子能力减弱，而得电子能力增强，故随核电荷数的递增，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
(2)最外层电子数相同(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 1．同周期——“序大径小”(原子) (1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)
2．同主族——“序大径大”(原子或离子) (1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例：碱金属：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，r(Li＋ )<r(Na ＋ ) <r(K ＋ )< 3．同元素 (1)同种元素的原子和离子半径比较——“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(Na)；r(Cl － )>r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较——“数大径小”。即带电荷数越多，粒子半径越小。
举例：r(Fe 3＋ )<r(Fe 2 ＋ )<r(Fe)。
4．同结构——“序大径小” (1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。例：r(O 2－ )>r(F － )>r(Na ＋ )
微点拨：所带电荷、电子层均不相同的离子可选一种离子参照比较。如比较 r(Mg 2＋ )与 r(K ＋ )的大小时，可选 r(Na＋ )作为参照，从而得出 r(K ＋ )＞r(Na ＋ )＞r(Mg 2 ＋ )。
时 课时 2
元素周期表和元素周期律的应用 一、金属元素与非金属元素的分区及性质递变规律 族 周期
ⅠA ⅡA ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA 0 1 2 3 4 5 6 7
1．请填写出图中序号所示内容：
①增强，②增强，③增强，④增强，⑤Al，⑥Si，⑦金属，⑧非金属。
2．第二、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)。
3．分界线附近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。
4．自然界中最强的金属是铯，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 (1)定义：可以在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子。
(2)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部分电子。
2．化合价规律
微点拨：(1)上述化合价规律中氧、氟除外。
(2)金属无负化合价，非金属既有正化合价又有负化合价。
(3)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 1．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。
2．预言未知元素，并为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
3．对于其他与化学相关的科学技术也有一定的指导作用。如：
元素的“ 位— 构— 性” 的关系及应用
1．结构与位置的互推 (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 (1)根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置：若同周期元素 A、B、C 的金属性逐渐增强，则 A、B、C 在同周期中按照 C、B、A 的顺序从左到右排列。
(2)据元素在周期表中的位置关系可推断元素的性质：若同主族元素 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还原性依次增强。
3．结构与性质的互推 (1)若某元素原子的最外层电子数小于 4，则该元素原子在反应中容易失电子；若某元素原子的最外层电子数大于 4，则该元素原子在反应中容易得电子。
(2)若某元素原子在反应中容易得电子，则该元素原子的最外层电子数大于 4；若某元素原子在反应中容易失电子，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 1．离子键 (1)形成(以 NaCl 为例)
(2)离子键的概念与本质 概念：
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 2．离子化合物——含有离子键的化合物 (1)常见类型
①强碱：如 NaOH、KOH、Ba(OH) 2 等。
②绝大多数盐：如 NaCl、KNO 3 、NH 4 Cl 等。
③金属氧化物：如 Na 2 O、CaO、MgO 等。
(2)表示方法 ①电子式：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。
②用电子式表示离子化合物的形成过程，如：
二、共价键与共价化合物 1．共价键 (1)定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
(2)成键粒子：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
2．共价化合物 (1)定义：以共用电子对形成分子的化合物。如 H 2 O、CO 2 、SiO 2 等都是共价化合物。
(2)用电子式表示以下含共价键的分子的形成过程：
(3)结构式：将电子式中的一对共用电子用一根短线“—”表示的式子。
如 HCl：H—Cl，H 2 O：H—O—H，N 2 ：N≡N。
微点拨：常见共价...