元素周期表知識點總結(jié)材料

1、實用標準文檔考綱要求：了解元素、核素和同位素的含義.了解原子的構(gòu)成.了解原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質(zhì)子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)以及它們之間的相互關(guān)系.了解原子核外電子排布規(guī)律.掌握元素周期律的實質(zhì).了解元素周期表 長式的結(jié)構(gòu)周期、族及其應(yīng) 用.以第3周期為例,掌握同一周期內(nèi)元素性質(zhì)的遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系.以I A和叩A(chǔ)族為例,掌握同一主族內(nèi)元素性質(zhì)遞變規(guī)律與原子結(jié)構(gòu)的關(guān) 系.了解金屬、非金屬元素在周期表中的位置及其性質(zhì)遞變規(guī)律.了解化學鍵的定義.了解離子鍵、共價鍵的形成.知識點總結(jié)：決定原子種類.中子N 不帶電荷、 同位素 核素原子核 質(zhì)量數(shù)A=N+Z 件近似相對原子質(zhì)量質(zhì)子Z 帶正電荷* - 核

2、電荷數(shù) 學元素 - 元素符號原子結(jié)構(gòu)：最外層電子數(shù)決定主族元素的一 決定原子呈電中性Ax,.電子數(shù)Z個：,:1化學性質(zhì)及最高正價和族序數(shù)【核外電子,:運動特征：體積小,運動速率高近光速排布規(guī)律-電子層數(shù)上上周期序數(shù)及原子半徑1表示方法 - 原子離子的電子式、原子結(jié)構(gòu)示意圖1 .原子結(jié)構(gòu)核電荷數(shù)、核內(nèi)質(zhì)子數(shù)及核外電子數(shù)的關(guān)系核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)=原子核外電子數(shù)注意：1陰離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶的電荷數(shù)陽離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)一所帶的電荷數(shù)（2） “核電荷數(shù)與“電荷數(shù)是不同的,C的核電荷數(shù)為17,電荷數(shù)為1.質(zhì)量數(shù)用符號A表示.將某元素原子核內(nèi)的所有質(zhì)子和中子的相對質(zhì)量取近似整數(shù) 值相加所

3、得的整數(shù)值,叫做該原子的質(zhì)量數(shù).文案大全實用標準文檔說明 (1)質(zhì)量數(shù)(A)、質(zhì)子數(shù)(Z)、中子數(shù)(N)的關(guān)系：A= Z + N .(2)符號A X的意義：表示元素符號為 X,質(zhì)量數(shù)為A,核電荷數(shù)(質(zhì)子數(shù))為Z的一個原子.例如,23 Na中,Na原子的質(zhì)量數(shù)為23、質(zhì)子數(shù)為11、中子數(shù)為12.原子核外電子運動的特征(1)當電子在原子核外很小的空間內(nèi)作高速運動時,沒有確定的軌道,不能同時準確地測定電子在某一時刻所處的位置和運動的速度,也不能描繪出它的運動軌跡.在描述核外電子的運動時,只能指出它在原子核外空間某處出現(xiàn)時機的多少.(2)描述電子在原子核外空間某處出現(xiàn)幾率多少的圖像,叫做電子云.電子云

4、圖中的 小黑點不表示電子數(shù),只表示電子在核外空間出現(xiàn)的幾率.電子云密度的大小,說明了 電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)幾率的多少.(3)在通常狀況下,氫原子的電子云呈球形對稱. 在離核越近的地方電子云密度越大, 離核越遠的地方電子云密度越小.核素具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子,叫做一種核素.也就是說,每一種原子即為一種核素,如1h、2 H 12c、13c等各稱為一種核素.注意 核素有同種元素的核素(如1h、2H)和不同種元素的核素(如1|c、3；C1等).同位素 質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱同位素.說明(1)只有同一種元素的不同核素之間才能互稱同位素.即同位素的質(zhì)子

5、數(shù)必定相同,而中子數(shù)一定不同,質(zhì)量數(shù)也不同.(2)由于一種元素往往有多種同位素,因此同位素的種數(shù)要多于元素的種數(shù).(3)同位素的特性：物理性質(zhì)不同 (質(zhì)量數(shù)不同),化學性質(zhì)相同；在天然存在的某 種元素里,不管是游離態(tài)還是化合態(tài),各種同位素所占的原子個數(shù)的百分比是不變的.(4)氫元素的三種同位素：丑；H(特例：該原子中不含中子)、笊2H(或D)、瓶3H(或T). 重要同位素的用途：2 H 1 H為制造氫彈的材料；292 U為制造原子彈的材料和核反 應(yīng)堆燃料.原子核外電子的排布規(guī)律(1)在多電子原子里,電子是分層排布的.文案大全實用標準文檔電子層數(shù)(n)1234567表木木t pKLMNOPQ離核

6、遠近能量上下n值越大,電子離原子核越遠,電子具有的能量越高(2)能量最低原理：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里,而只有當能量最低的 電子層排滿后,才依次進入能量較高的電子層中.因此,電子在排布時的次序為：K- L一 M(3)各電子層容納電子數(shù)規(guī)律： 每個電子層最多容納 2n2個電子(n = 1、2). 最外層容納的電子數(shù)4 8個(K層為最外層時4 2個),次外層容納的電子數(shù)4 18個,倒 數(shù)第三層容納的電子數(shù)4 32個.例如：當M層不是最外層時,最多排布的電子數(shù)為 2X 32=18個；而當它是最外層時,那么最多只能排布 8個電子.3.元素周期表元素周期表把電子層數(shù)相同的各種元素,按原子序數(shù)

7、遞增的順序從左到右排成橫行,再把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素,按電子層數(shù)遞增的順序由上至下排成縱行, 這樣得到的一個表叫做元素周期表.周期具有相同的電子層數(shù)的元素按原子序數(shù)遞增的順序排列而成的一個橫行,叫做一個周期.(1)元素周期表中共有7個周期,其分類如下：短周期(3個)：包括第一、二、三周期,分別含有2、8、8種元素周期(7個)長周期(3個)：包括第四、五、六周期,分別含有18、18、32種元素不完全周期：第七周期,共 26種元素(1999年又發(fā)現(xiàn)了 114、116、118 號三種元素)(2)某主族元素的電子層數(shù)=該元素所在的周期數(shù). 第六周期中的57號元素偶(La)到71號元素鐳(L

8、u)共15種元素,因其原子的電子層 結(jié)構(gòu)和性質(zhì)十分相似,總稱偶系元素.(4)第七周期中的89號元素鋼(Ac)到103號元素鎊(Lr)共15種元素,因其原子的電子 層結(jié)構(gòu)和性質(zhì)十分相似,總稱鋼系元素.在鋼系元素中,92號元素鈾(U)以后的各種元素,大多是人工進行核反響制得的,這些元素又叫做超鈾元素.族 在周期表中,將最外層電子數(shù)相同的元素按原子序數(shù)遞增的順序排成的縱行叫文案大全實用標準文檔做一個族.(1)周期表中共有18個縱彳f、16個族.分類如下：既含有短周期元素同時又含有長周期元素的族,叫做主族.用符號“A表示.主族有7個,分別為I A nA、mA、IV A、VA VIA、VH A族(分別位

9、于周期表中從 左往右的第1、2、13、14、15、16、17縱行).只含有長周期元素的族,叫做副族.用符號“B表示.副族有7個,分別為I BnB、田B、IV B、VR VI B、VH B族(分別位于周期表中從左往右的第11、12、3、4、5、6、7 縱行).在周期表中,第8、9、10縱行共12種元素,叫做皿族.稀有氣體元素的化學性質(zhì)很穩(wěn)定,在通常情況下以單質(zhì)的形式存在,化合彳為0, 稱為0族(位于周期表中從左往右的第 18縱行).(2)在元素周期表的中部,從田 B到DB共10個縱列,包括第叩族和全部副族元素,統(tǒng) 稱為過渡元素.由于這些元素都是金屬,故又叫做過渡金屬.(3)某主族元素所在的族序數(shù)

10、：該元素的最外層電子數(shù)=該元素的最高正價數(shù)2 .元素周期律元素周期律元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化,這個規(guī)律叫做元素周 期律.元素性質(zhì)與元素在周期表中位置的關(guān)系 (1)元素在周期表中的位置與原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)三者之間的關(guān)系:原子結(jié)構(gòu)«一 優(yōu)學性質(zhì)(2)元素的金屬性、非金屬性與在周期表中位置的關(guān)系：同一周期元素從左至右,隨著核電荷數(shù)增多,原子半徑減小,失電子水平減弱,得電子水平增強.a.金屬性減弱、非金屬性增強；b.金屬單質(zhì)與酸(或水)反響置換氫由易到難；c.非金屬單質(zhì)與氫氣化合由難到易(氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性增強)；d.最高價氧化物的水化物的酸性增強、堿性減弱.同一主族元素從

11、上往下,隨著核電荷數(shù)增多,電子層數(shù)增多,原子半徑增大,失電子文案大全實用標準文檔水平增強,得電子水平減弱. a.金屬性增強、非金屬性減弱； b.金屬單質(zhì)與酸或水反響 置換氫由又t到易.c.非金屬單質(zhì)與氫氣化合由易到難 氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性降低；d.最高 價氧化物的水化物的酸性減弱、堿性增強.在元素周期表中,左下方的元素葩 Cs是金屬性最強的元素；右上方的元素氟 F是 非金屬性最強的元素；位于金屬與非金屬分界線附近的元素B、A1、Si、Ge As、Sb、Te等,既具有某些金屬的性質(zhì)又具有某些非金屬的性質(zhì).元素原子的最外層電子排布、原子半徑和元素化合價的變化規(guī)律對于電子層數(shù)相同同周期的元素,隨著原子

12、序數(shù)的遞增：1最外層電子數(shù)從1個遞增至8個K層為最外層時,從1個遞增至2個而呈現(xiàn)周 期性變化.2元素原子半徑從大至小而呈現(xiàn)周期性變化注：稀有氣體元素的原子半徑因測定 的依據(jù)不同,而在該周期中是最大的 .3元素的化合價正價從+1價遞增至+5價或+7價,負價從4價遞增至1價再 至0價而呈周期性變化.元素金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)A.金屬性強弱的比擬a.根據(jù)元素在周期表或金屬活動性順序中的位置；b.根據(jù)金屬與鹽溶液的置換反響；c.根據(jù)原電池的正負極；d.根據(jù)金屬與H2O或酸反響置換出氫的難易；e.根據(jù)最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強弱.B.非金屬性強弱的比擬a.依據(jù)非金屬之間的置換反響如 2F2

13、 + 2H2O=4HF + O2,那么非金屬性 F>O.b,依據(jù)非金屬單質(zhì)與H2化合的難易或生成氨化物的穩(wěn)定程度,如穩(wěn)定性：HF >HCl>HBr>HI,非金屬性：F>Cl>Br>I.c.依據(jù)最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強弱, 如酸性H2SiO3V H3P04V H2SO4, 非金屬性Si<P<So兩性氧化物既能跟酸反響生成鹽和水,又能跟堿反響生成鹽和水的氧化物,叫做 兩性氧化物.如A12c3與鹽酸、NaOH容液都能發(fā)生反響：A12Q+6H+ = 2A13+3HO A12Q+2OH= 2A10 +H0文案大全實用標準文檔兩性氫氧化物既能跟

14、酸反響又能跟堿反響的氫氧化物,叫做兩性氫氧化物.如A1(OH)3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反響： Al(OH) 3+3H+ = 2A13 +3HOA1(OH) 3+OH= A1O +2HO原子序數(shù)為11-17號主族元素的金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律NaMgAlSiPSCl原子序數(shù)11121314151617單質(zhì)與水(或酸)的反響情況與冷水劇烈反應(yīng)與冷水 反響緩 慢,與 沸水劇 烈反響與沸水反響很緩慢,與冷水不 反應(yīng),局部溶于水,局部與水反響非金屬單質(zhì)與氫氣化合情況反響條件Wj溫磷蒸 汽與 氫氣 能反應(yīng)加熱光照或占燃J、)、)2氫化物穩(wěn)定性SiH4極/、穩(wěn)定PHWj溫分解H2S受熱分解HCl很穩(wěn)

15、定最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿(酸)性強弱NaOH強堿Mg(OH)中強堿Al(OH)3或HAIO3兩性氫氧化物HSiO4極弱酸HsPO中強酸HSO強酸HClQ強酸金屬性、非金屬性遞變規(guī)律金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增弱14.化學鍵文案大全實用標準文檔離子鍵 使陰、陽離子結(jié)合而成的靜電作用,叫做離子鍵.說明1陰、陽離子間的靜電作用包括靜電排斥作用和吸引作用兩個方面.2陰、陽離子通過靜電作用所形成的化合物,叫做離子化合物.電子式 在元素符號的周圍用小黑點或X 來表示原子最外層電子的式子,稱做電子式.電子式的幾種表示方法：1原子的電子式：將原子的所有最外層電子數(shù)在元素符號的周圍標出.例如：氫原子狂、鈉

16、原子Na、鎂原子.加* 鋁原子3'、碳原子？.、氮原 *I >>子工、硫原子？.'、版原子.,.離子的電子式：陰離子：在書寫陰離子的電子式時,須在陰離子符號的周圍標出其最外層的8個電子H為2個電子,外加方括號,再在括號外的右上角注明陰離子所帶的電荷數(shù).例如S2一的電子式為:"2一 ,OH的電子式為：住陽離子；對于簡單陽離子,其電子式即為陽離子符號,如鈉離子Na+、鎂離子M/+等.對 于帶正電荷的原子團,書寫方法與陰離子類似,區(qū)別在于在方括號右上角標上陽離子所H帶的正電荷數(shù).如 N1電子式為百3離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時, 每個離子都要分

17、開寫.如CaCb的電子式應(yīng)為：cb4用電子式表示離子化合物的形成過程：先在左邊寫出構(gòu)成該離子化合物的元素原子的電子式,標上“一,再在右邊寫出離子化合物的電子式. 例如,用電子式表示 MgBi2、NaS的形成過程:而cMg"【也:A * 國Na- + Ys" +- w:4£上-從：i n* B說明 含有離子鍵的物質(zhì)：周期表中 I A、I A族元素分別與VIA、VH A族元素形成的鹽；I A、nA族元素的氧化物；鏤鹽,如 NHCl、NHNO等；強堿,如 NaOH KOH文案大全實用標準文檔共價鍵原子間通過共用電子對所形成的相互作用.由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物.

18、說明1形成共價鍵的條件：原子里有未成對電子即原子最外層電子未達 8電子結(jié)構(gòu), 其中H原子最外層未達2電子結(jié)構(gòu).各種非金屬元素原子均可以形成共價鍵,但稀有 氣體元素原子因已達8電子He為2電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu),故不能形成共價鍵.2共價鍵形成的表示方法：I *一 一用電子式表示.例如,用電子式表示HCl分子的形成過程：十.沙注意：a.書寫由原子構(gòu)成的單質(zhì)分子或共價化合物的電子式時,必須使分子中每個原子都要到達8電子結(jié)構(gòu)H原子為2電子結(jié)構(gòu).例如,HCl分子的電子式為H期:.b.由原子構(gòu)成的分子與由陰、陽離子構(gòu)成的離子化合物的區(qū)別.如： HCl、NaCl用結(jié)構(gòu)式表示.用短線一根短線表示一對共用電子對將分子中各

19、原子連接,以表示 分子中所含原子的排列順序和結(jié)合方式.如H- C1、NmN、6 C= O等.3共價鍵的存在情況：共價鍵既存在于由原子直接構(gòu)成的單質(zhì)分子 H、NO或共價化合物分子H2O、CH中,也存在于多原子離子化合物中.含有共價鍵的化合物不一定是共價化合物,也可能是離子化合物 NaOH、NaO ;同時含有離子鍵和共價鍵的 化合物必定是離子化合物,如 NaOH NHC1等.化學鍵相鄰的原子之間強烈的相互作用叫做化學鍵.說明1化學鍵只存在于分子內(nèi)直接相鄰的原子之間,存在于分子之間的作用不屬于 化學鍵.2離子鍵、共價鍵都屬于化學鍵.3化學反響的過程,本質(zhì)上就是舊化學鍵的斷裂和新化學鍵的形成過程.5.非極性分子和極性分子非極T鍵同一元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵.如C12分子中的ClC1鍵即為非極性鍵.說明非極性鍵是非極性共價鍵的簡稱.非極性鍵只能存在于同種元素的原子之間.極性鍵不同種元素原子間通過共用電子對形成的一類共價鍵.如HCl分子中的H-C1鍵屬于極性鍵.說明極性鍵是極性共價鍵的簡稱.只要是不同種元素原子之間形成的共價鍵都屬于極文案大全實用標準文檔性鍵.非極性分子指整個分子的電荷分布均勻、分子結(jié)構(gòu)對稱的一類分子.如代、Q、N等單質(zhì)分子,以及 CO、CH等均屬于非極性分子.極性分子指分子中的電荷分布不均勻、結(jié)構(gòu)不對稱的一類分子.如代O H2s