元素周期律知识点总结【优质3篇】
元素周期律知识点总结 篇一
元素周期律是化学中一项非常重要的知识点，它描述了元素性质随着原子序数的变化而呈现出周期性的规律。通过研究元素周期律，我们可以更好地理解元素的性质和行为，为化学研究和应用提供了基础。
1. 元素周期表的构建
元素周期表是按照元素的原子序数排列的表格，它由横行和纵列组成。横行称为周期，纵列称为族。周期表的构建是基于元素的电子结构和性质。元素周期表的创始人是俄罗斯化学家门捷列夫，他将元素按照原子量的大小排列，并发现了元素周期性的规律。
2. 原子序数和周期性
原子序数是元素周期表中元素的标号，它代表了元素中原子核中质子的数量。原子序数的增加与元素的化学性质的周期性变化密切相关。在元素周期表中，周期表的每一行都代表一个新的能级开始，而周期表的每一列都代表着具有相似化学性质的元素。这种周期性的变化是由于原子核中质子和电子之间相互作用的变化所引起的。
3. 周期性的趋势
元素周期表中有许多周期性的趋势。其中最常见的是原子半径、电离能和电负性。原子半径是指原子的大小，通常用原子的半径来表示。在元素周期表中，原子半径随着原子序数的增加而增加。电离能是指将一个原子中的电子移出的能量，它也是一个周期性的趋势。在元素周期表中，电离能随着原子序数的增加而增加。电负性是指原子对电子的吸引力，它也是一个周期性的趋势。在元素周期表中，电负性随着原子序数的增加而增加。
4. 元素周期表的应用
元素周期表的应用非常广泛。它可以帮助我们预测元素的性质和行为，为化学实验和工业应用提供指导。通过研究元素周期表，我们可以了解不同元素之间的相互作用和反应，从而设计出更好的化学药品和材料。元素周期表也对研究新的元素和化合物有着重要的指导意义。
综上所述，元素周期律是化学中一项重要的知识点。通过研究元素周期表，我们可以了解元素的性质和行为，预测元素的化学性质和反应。元素周期表的应用广泛，对于化学研究和工业应用具有重要的意义。
元素周期律知识点总结 篇二
元素周期律是描述元素性质随原子序数变化的规律，它是化学中的重要知识点。通过研究元素周期律，我们可以深入了解元素的性质和行为，为化学实验和应用提供指导。
1. 元素周期表的排列
元素周期表是按照元素的原子序数排列的表格。它由横行和纵列组成，横行称为周期，纵列称为族。元素周期表的构建是基于元素的电子结构和性质。在元素周期表中，周期表的每一行代表一个新的能级开始，而周期表的每一列代表具有相似化学性质的元素。
2. 原子序数和周期性
原子序数是元素周期表中元素的标号，它代表了元素中原子核中质子的数量。原子序数的增加与元素的化学性质的周期性变化密切相关。在元素周期表中，原子序数的增加通常伴随着原子半径的增加、电离能的增加和电负性的增加。
3. 周期性的趋势
元素周期表中存在许多周期性的趋势。其中最常见的是原子半径、电离能和电负性的变化。原子半径是指原子的大小，通常用原子的半径来表示。在元素周期表中，原子半径随着原子序数的增加而增加。电离能是指将一个原子中的电子移出的能量，它是一个周期性的趋势。在元素周期表中，电离能随着原子序数的增加而增加。电负性是指原子对电子的吸引力，它也是一个周期性的趋势。在元素周期表中，电负性随着原子序数的增加而增加。
4. 元素周期表的应用
元素周期表的应用非常广泛。它可以帮助我们预测元素的性质和行为，为化学实验和工业应用提供指导。通过研究元素周期表，我们可以了解不同元素之间的相互作用和反应，从而设计出更好的化学药品和材料。元素周期表也对研究新的元素和化合物有着重要的指导意义。
综上所述，元素周期律是化学中的重要知识点。通过研究元素周期表，我们可以深入了解元素的性质和行为，预测元素的化学性质和反应。元素周期表的应用广泛，对于化学研究和工业应用具有重要的意义。
元素周期律知识点总结 篇三
元素周期表:由门捷列夫发现,一共有18纵列.其中有7个主族,7个副族,第8族和第1族不知是主族还是副族，整理了元素周期律的知识点总结，欢迎阅读！
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
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
、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
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。
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
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。 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。
