元素週期律知識點總結

總結是指對某一階段的工作、學習或思想中的經驗或情況加以總結和概括的書面材料，它能幫我們理順知識結構，突出重點，突破難點，是時候寫一份總結了。但是總結有什麼要求呢？下面是小編精心整理的元素週期律知識點總結，希望能夠幫助到大家。

N

（核素）

Z→ 元素符號

原子結構 ：決定原子呈電中性

(AZX)Z個），無固定軌道

運動特徵

小黑點的意義、小黑點密度的意義。

排布規律 → 電子層數週期序數及原子半徑

→ 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖

原子核

核外電子(Z個) 決定 質子(Z個) 中子(A-Z)個 ——決定同位素種類 原子(AZX) ——最外層電子數決定元素的化學性質

1.微粒間數目關係

質子數（Z）= 核電荷數 = 原子數序

原子序數：按質子數由小大到的順序給元素排序，所得序號爲元素的原子序數。

質量數（A）= 質子數（Z）+ 中子數（N）

中性原子：質子數 = 核外電子數

陽 離 子：質子數 = 核外電子數 ＋ 所帶電荷數

陰 離 子：質子數 = 核外電子數 － 所帶電荷數

2．原子表達式及其含義 A Z ±b c± X d

A 表示X原子的質量數；Z 表示元素X的質子數； d 表示微粒中X原子的個數；c± 表示微粒所帶的電荷數；±b 表示微粒中X元素的化合價。

3.原子結構的特殊性（1~18號元素）

1．原子核中沒有中子的原子：1

1H。

2．最外層電子數與次外層電子數的倍數關係。①最外層電子數與次外層電子數相等：4Be、18Ar； ②最外層電子數是次外層電子數2倍：6C；③最外層電子數是次外層電子數3倍：8O；④最外層電子數是次外層電子數4倍：10Ne；⑤最外層電子數是次外層電子數1/2倍：3Li、14Si。

3．電子層數與最外層電子數相等：1H、4Be、13Al。

4．電子總數爲最外層電子數2倍：4Be。

5．次外層電子數爲最外層電子數2倍：3Li、14Si

6．內層電子總數是最外層電子數2倍：3Li、15P。

4.1~20號元素組成的微粒的結構特點

(1)．常見的等電子體

①2個電子的微粒。分子：He、H2；離子：Li+、H-、Be2+。

②10個電子的微粒。分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4；離子：Na+、 Mg2+、Al3+、

+3-2---- NH+

4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。

③18個電子的微粒。分子：Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4（聯氨）、C2H6（CH3CH3）、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH（羥氨）；離子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2-

2等。

(2)．等質子數的微粒

分子。14個質子：N2、CO、C2H2；16個質子：S、O2。

++-+ 離子。9個質子：F-、OH-、NH-

2；11個質子：Na、H3O、NH4；17個質子：HS、Cl。

(3)．等式量的微粒

式量爲28：N2、CO、C2H4；式量爲46：CH3CH2OH、HCOOH；式量爲98：H3PO4、H2SO4；式量爲32：S、O2；式量爲100：CaCO3、KHCO3、Mg3N2。

①、原子最外層電子數呈週期性變化

②、原子半徑呈週期性變化

③、元素主要化合價呈週期性變化

具元素週期律和排列原則②、將電子層數相同的元素排成一個橫行； 體表元素週期表③、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。 現形式

7②、長週期（四、五、六週期）三七

長主週期表結構 三七

短副A～ⅦA共7個） 一零

不和18個縱行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7個） 全八③、Ⅷ族（8、9、10縱行）

①、核電荷數，電子層結構，最外層電子數

②、原子半徑

③、主要化合價

④、金屬性與非金屬性

⑤、氣態氫化物的穩定性

元素週期律及其實質

1．定義：元素的性質隨着元素原子序數的遞增而呈週期性變化的規律叫做元素週期律。

2．實質：是元素原子的核外電子排布的週期性變化的必然結果。

核外電子排布的週期性變化，決定了元素原子半徑、最外層電子數出現週期性變化，進而影響元素的性質出現週期性變化

3族爲例，隨着原子序數的遞增

相同條件下，電子層越多，半徑越大。 核電荷數 相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。

相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大。

微粒半徑的比較、同週期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.

2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：Li<na<k<rb<cs< p="">

、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F<cl<br<i< p="">

4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：F> Na>Mg>Al

5、同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如Fe>Fe>Fe

越易，金屬性越強。

②最高價氧化物的水化物鹼性強弱 越強，金屬性越強

③單質的還原性或離子的'氧化性（電解中在陰極上得電子的先後）

④互相置換反應金屬性較強的金屬可以把金屬性較弱的金屬從其鹽溶液中置換出來

⑤原電池反應中正負極 負極金屬的金屬性強於正極金屬。

H2化合的難易及氫化物的穩定性 越易化合、氫化物越穩定，則非金屬性越強。

元素的非金屬性強弱②最高價氧化物的水化物酸性強弱 酸性越強，則非金屬性越強。

金屬性或非金屬③單質的氧化性或離子的還原性 陰離子還原性越弱，則非金屬性越強。

性強弱的判斷 非金屬性強的元素可以把非金屬性弱的元素從其鹽中置換出來

同週期元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，

如：Si<p<s<cl。< p="">

②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：Li<na<k<rb<cs;非金屬性，隨荷電荷數的增加< p="">

而減小，如：F>Cl>Br>I。

K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

C原子質量的1/12（約1.66×10kg）作爲標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）

單位爲一，符號爲1（單位1一般不寫）

如：一個Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10kg。

核素的相對原子質量：各核素的質量與C的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不

同的核素的相對原子質量，

相對原子質量 如Cl爲34.969,Cl爲36.966。

（原子量）核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質量數相等。如：

35353712-2612-272+3+-+2+3+——Cl爲35,Cl爲37

元素的相對原子質量：是按該元素各種天然同位素原子所佔的原子百分比算出的平均值。如：

Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%

元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替同位素相對原子質量與其丰度的乘積之和。 注意：

（即：同種元素的不同原子或核素）

②、性質上，化學性質幾乎完全相同，只是某些物理性質略有不同；

不變的（即丰度一定）。

原子結構、元素的性質、元素在週期表中的位置間的相互關係

1． 元素在週期表中位置與元素性質的關係

⑴分區線附近元素，既表現出一定的金屬性，又表現出一定的非金屬性。

⑵對角線規則：在元素週期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的性質有些相似，其相似性甚至超過了同主族元素，被稱爲“對角線規則”。

實例：① 鋰與鎂的相似性超過了它和鈉的相似性，如：LiOH爲中強鹼而不是強鹼，Li2CO3難溶於水等等。 ② Be、Al的單質、氧化物、氫氧化物均表現出明顯的“兩性”；Be 和Al單質在常溫下均能被濃H2S04鈍化；A1C13和BeCl2均爲共價化合物等。 ③ 晶體硼與晶體硅一樣，屬於堅硬難熔的原子晶體。

2．原子結構與元素性質的關係

⑴與原子半徑的關係：原子半徑越大，元素原子失電子的能力越強，還原性越強，氧化性越弱；反之，原子半徑越小，元素原子得電子的能力越強，氧化性越強，還原性越弱。

⑵與最外層電子數的關係：最外層電子數越多，元素原子得電子能力越強，氧化性越強；反之，最外層電子數

越少，元素原子失電子能力越強，還原性越強。

⑶分析某種元素的性質，要把以上兩種因素要綜合起來考慮。即：元素原子半徑越小，最外層電子數越多，則元素原子得電子能力越強，氧化性越強，因此，氧化性最強的元素是 氟F ；元素原子半徑越大，最外層電子數越少，則元素原子失電子能力越強，還原性越強，因此，還原性最強的元素是銫Cs（排除放射性元素）。

⑷最外層電子數≥4，一般爲非金屬元素，易得電子，難失電子；

最外層電子數≤3，一般爲金屬元素，易失電子，難得電子；

最外層電子數=8（只有二個電子層時=2），一般不易得失電子，性質不活潑。如He、Ne、Ar等稀有氣體。

3．原子結構與元素在週期表中位置的關係

（1）電子層數等週期序數； （2）主族元素的族序數=最外層電子數；

（3）根據元素原子序數判斷其在週期表中位置的方法

記住每個週期的元素種類數目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序數依次減去各週期的元素數目，得到元素所在的週期序數，最後的差值（注意：如果越過了鑭系或錒系，還要再減去14）就是該元素在週期表中的縱行序數（從左向右數）。記住每個縱行的族序數知道該元素所在的族及族序數。

4．元素週期表的用途

⑴預測元素的性質：根據原子結構、元素性質及表中位置的關係預測元素的性質；

①比較同主族元素的金屬性、非金屬性、最高價氧化物水化物的酸鹼性、氫化物的穩定性等。如：鹼性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；氣態氫化物穩定性：CH4>SiH4 。

②比較同週期元素及其化合物的性質。如：酸性：HClO4>H2SO4；穩定性：HCl>H2S。

③比較不同週期、不同主族元素性質時，要找出參照物。例如：比較氫氧化鎂和氫氧化鉀的鹼性，可以把氫氧化鈉作爲參照物得出氫氧化鉀的鹼性強於氫氧化鎂。

④推斷一些未學過的元素的某些性質。如：根據ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可以推知Be(OH)2更難溶。

⑵啓發人們在一定範圍內尋找某些物質

①半導體元素在分區線附近，如：Si、Ge、Ga等。②農藥中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。③催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料、主要在過渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。