元素周期律知识点总结(最新3篇)
元素周期律知识点总结 篇一
元素周期律是化学中一个非常重要的概念，它描述了元素周期表中元素的排列规律。本文将对元素周期律的基本概念、发现历史以及周期表的结构进行总结。
元素周期律最早由俄国化学家门捷列夫于1869年提出。他根据当时已知的元素及其性质，将元素按照原子质量从小到大排列，并发现了一些规律性的现象。他将这些元素分为几个周期，并将相似性质的元素放在同一列中，从而形成了元素周期表的雏形。
元素周期律的基本概念是：元素的性质与其原子结构有关，而原子结构又与元素在周期表中的位置有关。根据元素周期律，我们可以推断出元素的一些性质，如原子半径、电离能、电负性等。具体来说，元素周期表中的每一横行称为一个周期，每一竖列称为一个族。周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，原子序数即为元素的核电荷数。同一个周期中的元素具有相似的化学性质，而同一个族中的元素则具有相似的物理性质。
根据元素周期律，我们可以推断出一些元素的周期性趋势。例如，原子半径随着周期数增加而减小，这是因为原子核电荷数增加，吸引外层电子的能力增强。电离能也呈现出周期性变化，随着周期数增加而增大，这是因为原子半径减小，外层电子与原子核的相互作用增强。电负性也有周期性变化，随着周期数增加而增大，这是因为原子核电荷数增加，吸引外层电子的能力增强。
除了周期性趋势，元素周期律还可以用来预测元素的一些性质。例如，根据周期表中的元素位置，我们可以推断出元素的化合价、离子价以及化合物的稳定性等。这些预测对于化学研究和实践具有重要的指导意义。
总之，元素周期律是化学中一项重要的理论。通过对元素周期表的研究，我们可以了解元素的性质及其变化规律，从而推断出元素的一些性质。元素周期律为化学研究提供了基础和指导，对于理解和应用化学知识都具有重要意义。
元素周期律知识点总结 篇二
元素周期律是化学中的一个重要概念，描述了元素周期表中元素的排列规律。本文将对元素周期律的发现历史、周期表的结构以及周期性趋势进行总结。
元素周期律的发现历史可以追溯到19世纪。最早提出元素周期律的是俄国化学家门捷列夫。他通过对当时已知元素的性质进行研究和整理，发现了一些规律性的现象。他将元素按照原子质量从小到大排列，并发现了一些周期性趋势。这些发现为后来的研究奠定了基础。
元素周期表是按照元素的原子序数从小到大排列的表格。周期表的结构由横行和竖列组成。横行称为周期，竖列称为族。周期表中的元素按照原子序数从小到大排列，每个元素都有一个原子序数，表示其核电荷数。同一个周期中的元素具有相似的化学性质，而同一个族中的元素具有相似的物理性质。
根据元素周期律，我们可以推断出一些周期性趋势。原子半径随着周期数的增加而减小，这是因为原子核电荷数的增加，吸引外层电子的能力增强。电离能也呈现出周期性变化，随着周期数的增加而增大，这是因为原子半径的减小，外层电子与原子核的相互作用增强。电负性也有周期性变化，随着周期数的增加而增大，这是因为原子核电荷数的增加，吸引外层电子的能力增强。
元素周期律的周期性趋势不仅可以描述单个元素的性质变化，还可以用来预测元素的化学性质和化合物的稳定性。例如，根据周期表中元素的位置，我们可以推断出元素的化合价和离子价，从而预测化合物的形成方式和化学反应的可能性。
总之，元素周期律是化学中一个重要的概念，描述了元素周期表中元素的排列规律。通过对元素周期表的研究，我们可以了解元素的性质及其变化规律，并预测元素的一些性质。元素周期律为化学研究和应用提供了基础和指导。
元素周期律知识点总结 篇三
元素周期律知识点总结
总结是指对某一阶段的工作、学习或思想中的经验或情况加以总结和概括的书面材料，它能帮我们理顺知识结构，突出重点，突破难点，是时候写一份总结了。但是总结有什么要求呢？下面是小编精心整理的元素周期律知识点总结，希望能够帮助到大家。
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 A Z ±b c± X d
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。
4.1~20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<na<k<rb<cs< p="">
、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如：F<cl<br<i< p="">
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<p<s<cl。< p="">
②、同主族元素的金属性，随荷电荷数的增加而增大，如：Li<na<k<rb<cs;非金属性，随荷电荷数的增加< p="">
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1.66×10kg）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)=2.657×10kg。
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34.969,Cl为36.966。
（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
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。 ② Be、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。
