元素周期律总结表格.docx
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元素周期律总结表格
元素周期律总结表格
篇一：
元素周期律知识点总结
N
（核素）
Z→元素符号
原子结构：
决定原子呈电中性
（AZX）Z个），无固定轨道
运动特征
小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律→电子层数周期序数及原子半径
→原子（离子）的电子式、原子结构示意图
原子核
核外电子（Z个）决定质子（Z个）中子（A-Z）个——决定同位素种类原子（AZX）——最外层电子数决定元素的化学性质
1.微粒间数目关系
质子数（Z）=核电荷数=原子数序
原子序数：
按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
中性原子：
质子数=核外电子数
阳离子：
质子数=核外电子数＋所带电荷数
阴离子：
质子数=核外电子数－所带电荷数
2．原子表达式及其含义AZ±bc±Xd
A表示X原子的质量数；Z表示元素X的质子数；d表示微粒中X原子的个数；c±表示微粒所带的电荷数；±b表示微粒中X元素的化合价。
3.原子结构的特殊性（1~18号元素）
1．原子核中没有中子的原子：
1
1H。
2．最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等：
4Be、18Ar；②最外层电子数是次外层电子数2倍：
6C；③最外层电子数是次外层电子数3倍：
8O；④最外层电子数是次外层电子数4倍：
10Ne；⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍：
3Li、14Si。
3．电子层数与最外层电子数相等：
1H、4Be、13Al。
4．电子总数为最外层电子数2倍：
4Be。
5．次外层电子数为最外层电子数2倍：
3Li、14Si
6．内层电子总数是最外层电子数2倍：
3Li、15P。
~20号元素组成的微粒的结构特点
（1）．常见的等电子体
①2个电子的微粒。
分子：
He、H2；离子：
Li+、H-、Be2+。
②10个电子的微粒。
分子：
Ne、HF、H2O、NH3、CH4；离子：
Na+、Mg2+、Al3+、
+3-2----NH+
4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。
③18个电子的微粒。
分子：
Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（联氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羟氨）；离子：
K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-
2等。
（2）．等质子数的微粒
分子。
14个质子：
N2、CO、C2H2；16个质子：
S、O2。
++--+离子。
9个质子：
F-、OH-、NH-
2；11个质子：
Na、H3O、NH4；17个质子：
HS、Cl。
（3）．等式量的微粒
式量为28：
N2、CO、C2H4；式量为46：
CH3CH2OH、HCOOH；式量为98：
H3PO4、H2SO4；式量为32：
S、O2；式量为100：
CaCO3、KHCO3、Mg3N2。
①、原子最外层电子数呈周期性变化
②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
现形式
7②、长周期（四、五、六周期）三七
长主周期表结构三七
短副A～ⅦA共7个）一零
不和18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数
②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性
⑤、气态氢化物的稳定性
元素周期律及其实质
1．定义：
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．实质：
是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化
3族为例，随着原子序数的递增
相同条件下，电子层越多，半径越大。
核电荷数相同条件下，核电荷数越多，半径越小。
相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。
微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：
Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
如：
Li 、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
如：
F 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
如：
F>Na>Mg>Al
5、同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。
如Fe>Fe>Fe
越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强，金属性越强
③单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）
④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来
⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。
H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强，则非金属性越强。
金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来
同周期元素的金属性，随荷电荷数的增加而减小，如：
Na>Mg>Al;非金属性，随荷电荷数的增加而增大，
如：
Si ②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：
Li 而减小，如：
F>Cl>Br>I。
K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>（H）>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
C原子质量的1/12（约×10kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。
其国际单位制（SI）
单位为一，符号为1（单位1一般不写）
如：
一个Cl2分子的m（Cl2）=×10kg。
核素的相对原子质量：
各核素的质量与C的质量的1/12的比值。
一种元素有几种同位素，就应有几种不
同的核素的相对原子质量，
相对原子质量如Cl为,Cl为。
（原子量）核素的近似相对原子质量：
是对核素的相对原子质量取近似整数值，数值上与该核素的质量数相等。
如：
35353712-2612-272+3+-+2+3+--------Cl为35,Cl为37。
37
元素的相对原子质量：
是按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。
如：
Ar（Cl）=Ar（35Cl）×a%+Ar（37Cl）×b%
元素的近似相对原子质量：
用元素同位素的质量数代替同位素相对原子质量与其丰度的乘积之和。
注意：
（即：
同种元素的不同原子或核素）
②、性质上，化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有不同；
不变的（即丰度一定）。
原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系
1．元素在周期表中位置与元素性质的关系
⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：
①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：
LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。
②Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。
③晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系
⑴与原子半径的关系：
原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：
最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数
越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。
即：
元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟F；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；
最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；
最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。
如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系
（1）电子层数等周期序数；
（2）主族元素的族序数=最外层电子数；
（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法
记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：
如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。
记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。
4．元素周期表的用途
⑴预测元素的性质：
根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。
如：
碱性：
Ra（OH）2>Ba（OH）2；气态氢化物稳定性：
CH4>SiH4。
②比较同周期元素及其化合物的性质。
如：
酸性：
HClO4>H2SO4；稳定性：
HCl>H2S。
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。
例如：
比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。
如：
根据ⅡA族的Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可以推知Be（OH）2更难溶。
⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质
①半导体元素在分区线附近，如：
Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：
F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。
如：
Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
例1：
n?
m?
YX和两离子的电子层结构相同，则a等于（）ab
A．b-m-nB．b+m+nC．b-m+nD．m-n+b
例2：
两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有对对对对
例3X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层次相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是
＞Y＞Z＞X＞Z＞X＞Y＞Y＞X
例4：
周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者4倍的是（）
A．电子数B.最外层电子数C.电子层数D.次外层电子数
例5：
同主族两种元素原子的核外电子数的差值可能为（）
A．6B．12C．26D．30
例6：
有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同（选项中m、n均
篇二：
元素周期律和元素周期表知识总结
元素周期律和元素周期表知识总结
考试大纲要求
1．理解原子的组成及同位素的概念。
掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。
3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。
4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：
原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
知识规律总结
一、原子结构
1．几个量的关系（）
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数
离子电荷数=质子数-核外电子数
2．同位素
（1）要点：
同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：
同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：
同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
12
（1）原子的相对原子质量：
以一个C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟
它相比较所得的数值。
它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
（2）元素的相对原子质量：
是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。
元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．核外电子排布规律
（1）核外电子是由里向外，分层排布的。
2
（2）各电子层最多容纳的电子数为2n个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子
数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。
（3）以上几点互相联系。
核外电子排布规律是书写结构示意图的主要依据。
5．原子和离子结构示意图
注意：
①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图（通过比较核内质子数和核外电子数）。
6．微粒半径大小比较规律
（1）同周期元素（稀有气体除外）的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。
（2）同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。
（3）电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。
（4）同种元素的微粒半径：
阳离子 （5）稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
（6）电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。
二、元素周期律和周期表
1．位、构、性三者关系
结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系
周期数=电子层数主族数=最外层电子数=最高正价数∣最高正价∣+∣负价∣=8
3．周期表中部分规律总结
（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素（He例外）。
（2）在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：
①第1～3周期（短周期）元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。
（3）每一周期排布元素的种类满足以下规律：
设n为周期序数，则奇数周期中为种，
偶数周期中为种。
（4）同主族相邻元素的原子序数差别有以下两种情况：
①第ⅠA、ⅡA族上，上一周期
元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅣA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
（5）设主族元素族序数为a，周期数为b，则有：
①a/b1时，为非金属元素，其最高氧化物为酸性氧化物，最高氧化物对应的水化物为酸。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元素的金属性越强，其最高氧化物对应水化物的碱性就越强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高氧化物对应水化物的酸性就越强。
（6）元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（或偶）数。
（7）元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。
（8）对角线规则：
沿周期表中金属与非金属分界线方向对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。
思维技巧点拨
一、有关微粒质量数、质子数、中子数和核电荷数的推断
【例1】设某元素某原子核内的质子数为m，中子数为n，则下述论断中正确的是
A.不能由此确定该元素的相对原子质量B.这种原子的相对原子质量为m+n
C.若碳原子质量为wg，此原子的质量为（m+n）wgD.核内中子的总质量小于质子的质量
【解析】元素的相对原子质量和原子的相对原子质量是两个不同的概念，要求元素的相对原子质量，必须知道其各种同位素的相对原子质量和原子个数百分数，否则无法求解，故选项A正确。
质子数m+中子数n应为质量数，不是相对原子质量，选项B错误。
由相对原子质量的数学表达式可知，某原子的质量=×一种碳原子质量×该原子的相对原子质量，
故选项C错误。
1个质子的质量略小于1个中子的质量，但核内质子的总质量与中子的总质
量还要取决于质子和中子数目的多少，选项D错误。
本题正确答案为A。
本题要求熟悉有关的基本概念，要注意区分一些易混淆的概念，如相对原子质量与质量数，元素的相对原子质量与原子的相对原子质量，核素与同位素等。
二、根据元素周期律知识推断元素及化合物的性质
【例2】砹（At）是原子序数最大的卤族元素，推测砹或砹的化合物不可能具有的性质是
（）很稳定B.易溶于某些有机溶剂不溶于水D.是有色固体
【解析】由题意，砹在周期表中与碘相邻，故它的性质与碘具有相似性，但它的非金属性应比碘弱。
HAt的稳定不如HI，故选项A错误；碘易溶于某些有机溶剂，则砹也应溶解；AgI不溶于水，则AgAt也不溶于水；碘是紫黑色固体，根据相似性砹也是有色固体。
本题正确选项为A。
三、有关同位素的计算
【例3】铜有两种天然同位素和，参考铜的原子量（）估算的百分含量约是（）%%%%%
【解析】用十字交叉法可求得两种同位素的原子个数比
即与的原子个数比为1∶3，所以%=×100%=25%，故应选B。
四、推断元素原子序数差
【例4】若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2∶3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是（）
【解析】设两种元素的符号分别为X和Y，则化合物的化学式为X2Y3，即X为+3价，Y为-2价，在短周期元素中满足此要求的X元素有5B、7N、13Al，Y元素有8O和16S，原子序数差值见下表
本题正确答案为D。
五、微粒大小比较
【例5】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径，Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是（）
>Y>>X>Z>X>>Y>X
【解析】对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，现X元素的阳离子半径大于Y，故核电荷数应是Y>X。
Z和Y的电子层数相同，则它们在同一周期，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，现Z的原子半径小于Y，则核电荷数Z>Y。
综合以上关系得Z>Y>X。
本题正确答案为D。
六、原子结构知识的综合推断
【例6】周期表中相邻的A、B、C三元素中，A、B同周期，A、C同主族。
已知三种元素的原子最外层电子数之和为19，三种元素的原子核中质子数之和为41。
则这三种元素是A________、B________、C________（填元素符号）。
【解析】本题采用平均值法解答比较简单。
由A、B、C三元素为相邻元素以及它们的平均质子数41/3≈14 【例7】已知某主族金属元素X的原子核内质子数和中子数之比为1∶1，含该金属阳
2-离子的溶液恰好能将20mL/L的Na2CO3溶液中的CO3全部沉淀，推断X是什
么元素及在周期表中的位置。
【解析】周期表中质子数与中子数相等的金属元素只有Mg和Ca两种，它们都是+2价金属。
2+设金属的相对原子质量为M，由关系式X～Na2CO3得，M∶1=∶（×），解得M=24。
则X为镁，位于第3周期第ⅡA族。
篇三：
元素周期律和元素周期表知识总结wg
元素周期律和元素周期表知识总结
考试大纲要求
1．理解原子的组成及同位素的概念。
掌握原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核
外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。
2．以第1、2、3周期的元素为例，掌握核外电子排布规律。
3．掌握元素周期律的实质及元素周期表（长式）的结构（周期、族）。
4．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：
原子半径、化合价、单质及化合
物性质）的递变规律与原子结构的关系；以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质
递变规律与原子结构的关系。
知识规律总结
一、原子结构
1．几个量的关系（）
质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）
质子数=核电荷数=原子序数=原子的核外电子数
离子电荷数=质子数-核外电子数
2．同位素
（1）要点：
同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
（2）特点：
同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数
不变。
注意：
同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
12
（1）原子的相对原子质量：
以一个C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟
它相比较所得的数值。
它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
（2）元素的相对原子质量：
是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量
的乘积所得的平均值。
元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．核外电子排布规律
（1）核外电子是由里向外，分层排布的。
2
（2）各电子层最多容纳的电子数为2n个；最外层电子数不得超过8个，次外层电子
数不得超过18个，倒数第三层电子数不得超过32个。
（3）以上几点互相联系。
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