元素周期律总结

（箭头方向是增强方向）

元素周期表中几个量的关系：

（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 （2）周期序数=核外电子层数 （3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）

（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8

知识网络

中子N

质子Z

决定原子呈电中性 原子结构：最外层电子数决定主族元素的 电子数（Z个）(AZX)

→

表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图

随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化

①、原子最外层电子的周期性变化（元素周期律的本质）

③、元素主要化合价的周期性变化 ④、元素的金属性与非金属性的周期性变化 ①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；

具

体 表现

形周期（7 三七式长主 三七A～ⅦA共7个） 短副18BB共7个） 一零

不和③、Ⅷ族（8、9、10纵行） 全八

同周期同主族元素性质的递变规律

①、核外电子排布

②、原子半径

④、金属性与非金属性

⑤、气态氢化物的稳定性

⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性

电子层数相同条件下，电子层越多，半径越大。

最外层电子数相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

1、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

-------- 3、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。

-+2+3+如：F> Na>Mg>Al

2+3+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

②最高价氧化物的水化物碱性强弱

元素的金属性④互相置换反应 或非金属性强①与H2 弱的判断依据

③单质的氧化性

第二篇：高考化学-元素周期律 总结

高中化学-元素周期律总结

知识结构图：

一·周期表结构

二·“位，构，性”的相互推导

元素周期律

三·原子结构

四·碱金属

五·卤素

一.周期表结构

1. 元素周期表

注意：①元素周期表的上界②金属与非金属的边界线

2. ⅡA ⅢA 二三 X X+1 四五 X X+11

六七 X X+25

3.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数

二.“位、构、性”的相互推导 失电子能力↓?金属性↑

1.结构与性质 原子半径↑?F↓

得电子能力↓?非金属性↓

（1

q1q2F?G 2 核电核数↓ ?F↓ r

半径↓ 半径↑ （主）

同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次） 多?得电子

（2）最外层电子数 少?失电子

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高中化学-元素周期律总结

4 ?共用电子对

（3）化合价与结构的关系：

最高正价数=最外层电子数

最低负价数=8－最外层电子

2.位置与结构

（1） 周期数=电子数

主族序数=

3.位置与性质

（1

）递变规律

递变规律 -4 原子半径↓，金属性↓，非金属性↑

相似性 化合价相同

递变性 原子半径↑

金属性 ↑

非金属性↓

Ⅳ：- 4，+2，+4

Ⅴ：-3，+3，+5（特殊的氮：-3～+5）

Ⅵ：-2，+4，+6

Ⅶ：-1，+1，+3，+5，+7

成正比：失电子能力，还原性，单质与水，与酸，水化物的碱性

（2

成反比：阳离子的氧化性

成正比：得电子能力，氧化性，单质与氢气，氢化物的稳定性，

（3 最高价氧化物对应的水化物的酸性

成反比：阴离子的还原性

（4）无氧酸的酸性：①同周期：与非金属性成正比，HCl＞H2S

②同主族：与非金属性成反比，HF＜HCl＜HBr＜HI

三．原子结构 Z个

原子核 1.原子构成（ZX） AA-Z个

电子：Z个

2.两个等量关系

3.核素

4.同位素

5.核素的相对原子质量≈核素的质量数

6.元素的相对原子质量

第 2 页 共 4 页ppy AAr（ZAm(ZX) X）=112m（C）

高中化学-元素周期律总结

例：Ar（O）=Ar（O）·a％+Ar（O）·b％+Ar（O）·c％

7.核外电子排布规律

（1）2n（个）

（2）最外层≤8（He≤2）

次外层≤18

倒数第三层≤32

（3）能量最低

8. 同周期：从左到右，r↓ （1）原子半径

同主族：从上到下，r↓

质子数↑ ?r

电子数相同 电荷数↑?r↓ （2同主族：从上到下，r↓ 同周期：阴离子＞阳离子，且都从左到右减小

（3）同一元素的不同离子：电子数↑?r↑

2161718

四．碱金属

①物理性质：银白色，柔软，密度小，熔、沸点低，导热导电性很好 ②化合价：+1

③活泼金属，易失去电子

④单质还原性很强 1.相似性 ⑤MOH都是强碱

⑥单质易与O2、卤素单质，硫反应

⑦单质易与H2O、酸反应

⑧单质不能从盐溶液中置换出金属

①从上到下单质的溶沸点减小

②单质的密度增大

2.递变性 ③原子半径↑

④离子半径↑

⑤金属性↑

①Cs略带金色光泽

3.特殊性 ②ρ（Na）＞ρ（K） Li2O

③与O2反应 M+O2 Na2O2

KO2 (钾以后的更复杂)

五.卤素

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高中化学-元素周期律总结

①物理性质：单质熔、沸点都比较低 ②化合价：-1，+2，+3，+5，+7 ③活泼非金属，易得电子 ④单质氧化性很强 ⑤H2+X2→HX 1.相似性 ⑥X2+H2O→HX+HXO(F2除外) ⑦X2+NaOH→NaX+NaXO+H2O(F2除外) ⑧X2+M→MXn

⑨卤代反应

⑩加成反应

①从上到下单质的熔、沸点，密度增大

②单质的状态：气→液→固

③单质的颜色变深

2.递变性 ④非金属性减弱

⑤原子、离子半径增大，

⑥HX的酸性增强

⑦X2+H2O→HX+HXO的反应强度减弱

①氟的化合价只有-1，没有正价

②氟没有含氧酸

③2F2+2H2O=4HF+O2 3. ④F2+NaOH= NaF+OF2↑+H2O

⑤F2不能置换其他卤化物水溶液中的卤素，直接和水反应 ⑥I2和Fe反应生成Fe2+ I2+Fe→FeI2 （Fe+X2→FeX3）

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