元素周期表知识点归纳总结

元素周期表知识点归纳总结 篇1

1、原子结构

（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。

正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。

反例1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。

（2）．所有原子的中子数都大于质子数。

正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。

正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。

反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。

反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。

（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。

正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H-、H等。

反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。

反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+、OH-和F-、Cl和HS。

2、电子云

（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。

含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。

3、元素周期律

（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。

概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。

反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。

说明：IVA的非金属元素是形成原子晶体的主力军，既可以形成单质类的原子晶体：金刚石、硅晶体；也可以形成化合物类的原子晶体：二氧化硅（水晶、石英）、碳化硅（金刚砂）。

（7）．微粒电子层数多的半径就一定大。

正例1：同主族元素的原子，电子层数多的原子半径就一定大，r(I)>r(Br)>r(Cl)>r(F)。

正例2：同主族元素的离子，电子层数多的离子半径就一定大，r(Cs+)>r(Rb+)>r(K+)>r(Na+)>r(Li+)。

反例1：锂离子半径大于铝离子半径。

（8）．所有非金属元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

正例1：前20号元素中C、N、Si、P、S、Cl元素的最高正化合价和它的最低负化合价的绝对值之和等于8。

反例1：前20号元素中H、B、O、F例外。

（9）．所有主族元素的最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。

正例1：前10号元素中H、Li、Be、B、C、N等主族元素最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数（即元素所在的主族序数）。

反例1：前10号元素中O、F例外。

（10）．含氧酸盐中若含有氢，该盐一定是酸式盐。

正例1：常见的酸式盐：NaHCO3、NaHC2O4、NaH2PO4、Na2HPO4、NaHS、NaHSO3、NaHSO4。

反例1：Na2HPO3为正盐，因为H3PO3为二元酸，NaH2PO3为酸式盐。

反例2：NaH2PO2为正盐，因为H3PO2为一元酸。

（11）．酸式盐水溶液一定显酸性。

正例1：NaHC2O4、NaH2PO4、NaHSO3、NaHSO4等酸式盐水溶液电离呈酸性。

反例1：NaHCO3、Na2HPO4、NaHS等酸式盐水溶液都会因发生水解而呈碱性。

4、元素周期表

（12）．最外层只有1个电子的元素一定是IA元素。

正例1：氢、锂、钠、钾、铷、铯、钫等元素原子的最外层只有1个电子，排布在IA。

反例1：最外层只有1个电子的元素可能是IB元素如Cu、Ag、Au。

反例2：最外层只有1个电子的元素也可能是VIB族的Cr、Mo。

（13）．最外层只有2个电子的元素一定IIA族元素。

正例1：铍、镁、钙、锶、钡、镭等元素的最外层只有2个电子，排布在IIA。

反例1：最外层只有2个电子的元素可能是IIB族元素，如：Zn、Cd、Hg。

反例2：最外层只有2个电子的元素也可能是Sc（IIIB）、Ti（IVB）、V（VB）、Mn（VIIB）、Fe（VIII）、Co（VIII）、Ni（VIII）等。

（14）．第8、9、10列是VIIIB。

定义纠错：只由长周期元素构成的族是副族，由于其原子结构的特殊性，规定第8、9、10列为VIII族，而不是VIIIB。

（15）．第18列是VIIIA。

定义纠错：由短周期元素和长周期元素构成的族是主族，该列成员有：氦、氖、氩、氪、氙、氡，由于其化学性质的非凡的惰性，曾一度称其为惰性气体族，后改为稀有气体族，根据其化学惰性，不易形成化合物，通常呈0价，现在称其为零族。

5、化学键

（16）．只由同种元素构成的物质一定是纯净物。

正例：H2、D2、T2混在一起通常被认为是纯净物。

反例：同素异形体之间构成的是混合物，如：金刚石和石墨、红磷和白磷、O2和O3等构成的是混合物。

（17）．共价化合物可能含有离子键。

概念纠错：共价化合物一定不含有离子键，因为既含离子键又含共价键的化合物叫离子化合物。

（18）．有非极性键的化合物一定是共价化合物。

正例：含有非极性键的共价化合物，如：H2O2、C2H4、C2H2等含有两个碳原子以上的有机非金属化合物。

反例：Na2O2、CaC2、CH3CH2ONa、CH3COONa等含有两个以上碳原子的有机金属化合物就含有非极性键，但它们是离子化合物。

（19）．氢化物一定是共价化合物。

正例：非金属氢化物一定是共价化合物，如：CH4、NH3、H2O、HF等。

反例：固态金属氢化物ＮaH、CaH2是离子化合物。

（20）．键能越大，含该键的分子一定就越稳定。

正例1：HF的键能比HI的键能大，HF比HI稳定。

正例2：MgO的键能比NaF的键能大，MgO比NaF稳定，熔沸点MgO比NaF的高。

正例3：Al的键能比Na的键能大，Al比Na稳定，熔沸点Al比Na的高。

反例：叠氮酸HN3中氮氮三键键能很大，但是HN3却很不稳定。

（21）．只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。

正例：非金属氢化物、非金属氧化物、含氧酸、烃、烃的含氧衍生物、单糖、双糖等只由非金属元素构成的化合物一定是共价化合物。

反例：铵盐类（NH4Cl）、类铵盐（PH4I）是离子化合物。

（22）．活泼金属与活泼非金属形成的化合物一定属于离子化合物。

正例：氯化钠、氯化镁、氟化钠、氟化钙等活泼非金属与活泼金属形成的化合物一定属于离子化合物。

反例：AlCl3例外不是离子化合物。

（23）．非金属单质中一定存在非极性键。

正例：氢气、金刚石、石墨、氮气、氧气、臭氧、氟气、氯气、红磷、白磷、单斜硫等非金属单质中一定存在非极性键。

反例：稀有气体都是单原子分子，单质内不存在非极性键。

（24）．非金属单质一般是非极性分子。

正例：同核双原子分子：氢气、氮气、氧气、氟气、氯气，同核多原子分子：白磷（正四面体结构）都是非极性分子。

反例：臭氧分子是极性分子。

（25）．非极性键形成的分子一定是非极性分子。

正例：非极性键形成的双原子分子一定是非极性分子，非极性键形成的多原子分子如果分子空间结构对称，就是非极性分子。

反例：臭氧分子是非极性键构成的角型分子，空间结构不对称，所以臭氧分子是极性分子。

6、晶体结构

（26）．晶体中有阳离子就一定含有阴离子。

正例：离子晶体中有阳离子一定同时有阴离子。

反例：金属晶体有阳离子和自由电子，却没有其它的阴离子。

（27）．有金属光泽能导电的单质一定是金属单质。

正例：金属的物理共性是都有金属光泽、不透明、具有导电性、导热性、延展性。

反例：石墨、硅晶体虽然有金属光泽，但却是非金属单质，并且石墨是导体，硅晶体是半导体。

（28）．固体一定是晶体。

正例：食盐固体是晶体，食盐晶体具有一定规则的几何形状。

反例：CuSO4和.Na2CO3虽然是离子化合物，但CuSO4和Na2CO3是粉末，CuSO4?5H2O和Na2CO3?10H2O是晶体。

（29）．组成和结构相似的物质相对分子质量越大，熔沸点一定越高。

正例：组成和结构相似的分子晶体（卤素、烷烃的同系物）相对分子质量越大，熔沸点一定越高。

反例：同族非金属氢化物含氢键的化合物的熔沸点会出现反常现象，如：HF>HI，NH3 >AsH3，H2O>H2Te。

元素周期表知识点归纳总结 篇2

一．元素周期表的结构

周期序数=核外电子层数 主族序数=最外层电子数

原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数

二．元素的性质和原子结构

（一)碱金属元素：

2.碱金属化学性质的递变性：

递变性：从上到下(从Li到Cs)，随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

结论：

1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

2)金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。

3.碱金属物理性质的相似性和递变性：

1)相似性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。

2)递变性(从锂到铯)：

①密度逐渐增大(反常) ②熔点、沸点逐渐降低

3)碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性

(二)卤族元素：

2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I2

1)卤素单质的颜色逐渐加深;

2)密度逐渐增大;

3)单质的熔、沸点升高

3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX

卤素单质与H2 的剧烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱

4. 非金属性的强弱的判断依：

1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：

同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子的能力减弱，失电子的能力增强，即非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。

3. 原子结构和元素性质的关系：

原子结构决定元素性质，元素性质反应原子结构。

同主族原子结构的相似性和递变性决定了同主族元素性质的相似性和递变性。

三.核素

(一)原子的构成：

(1)原子的质量主要集中在原子核上。

(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽略。

(3)原子序数 = 核电核数 = 质子数 = 核外电子数

(4)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

(二)核素

核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。一种原子即为一种核素。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

或：同一种元素的不同核素间互称为同位素。

(1)两 同：质子数相同、同一元素

(2)两不同：中子数不同、质量数不同

(3)属于同一种元素的不同种原子

元素周期表知识点归纳总结 篇3

1.元素周期律

元素的性质随着原子序数的递增，而呈现周期性变化的规律，就是元素周期律。

2.元素周期表中元素性质的递变规律

（1）电子层数

同周期元素，电子层数相同；同主族元素，电子层数依次增多（从1到7）。

（2）最外层电子数

同周期元素，第一周期从1个到2个，其他周期从1个到8个；同主族元素，最外层电子数相同。

（3）原子半径

同周期元素，原子半径逐渐减小（0族除外）；同主族元素原子半径逐渐增大。

（4）金属性

同周期元素金属性逐渐减弱；同主族元素金属性逐渐增强。

（5）非金属性

同周期元素，非金属性逐渐增强；同主族元素非金属性逐渐减弱。

（6）单质的还原性

同周期元素，单质的还原性逐渐减弱；同主族元素，单质的还原性逐渐增强。

（7）单质的氧化性

同周期元素，单质的氧化性逐渐增强；同主族元素单质的氧化性逐渐减弱。

3.元素周期表中元素的相似规律

（1）同主族元素，性质相似。

（2）元素周期表中位于对角线位置的元素，性质相似。例如：Li与Mg，Be与Al等。

4.碱金属元素

第IA族元素，除氢外，叫做碱金属元素。它们分别是：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr，其中Fr是放射性元素。

碱金属元素，最外层都只有一个电子，容易失去，它们具有相似的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，电子层数的增多，原子半径的增大，碱金属元素的性质也有差异。从Li到Cs，单质的金属性逐渐增强，所以它们与水或氧气反应的程度也越来越剧烈。

5.卤族元素

第ⅦA族元素，被称为卤族元素。它们分别是：F、Cl、Br、I、At，其中At是放射性元素。

卤族元素，最外层都有7个电子，容易得到一个电子，所以它们也表现出相似的化学性质。

但是随着核电荷数的增加，卤族元素与氢气反应生成氢化物的程度越来越难，生成的氢化物也越来越不稳定。

这说明随着核电荷数的增加，卤族元素的氧化性越来越弱。