一、元素周期表知识点一．元素周期表的结构 1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式 2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数 3．编排原则 (1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行 (2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行 4．元素周期表的结构 5．元素周期表中的特殊位置 (1)．分区 ①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外) ②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区 ③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质 (2)．过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素 (3)．镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素 (4)．锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)．超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素 结构巧记口诀:横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七尚不满纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族 说明：①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ； ②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0知识点二.元素的性质与原子结构 1 ．碱金属元素：周期表中第IA族的元素（除H元素外） (1)．碱金属的原子结构 ①．相同点：碱金属元素原子结构的最外层电子数相同，都为1 ②．递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中，电子层数依次增多，原子半径依次增大 (2)．碱金属的化学性质 ①．相似性：都能与O2和H2O发生化学反应，都表现出强还原性 ②．递变性：从锂到铯金属性逐渐增强 具体表现在： a．与水或酸反应置换出氢的难易程度，从锂到铯越来越易； b．最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性强弱，从锂到铯越来越强； c．与氧气反应的产物越来越复杂，锂与氧气反应只能生成氧化锂，其余能形成两种氧化物。
(3)．碱金属的物理性质 颜色：银白色（铯略带黄色）、质：柔软、密度：从锂到铯呈增大的趋势、熔沸点：逐渐降低 2 .卤族元素：周期表中第ⅦA族的元素 (1)．卤族元素的原子结构 ①．相同点：卤族元素原子结构的最外层电子数相同，都为7 ②．递变性：从F到I，卤族元素的原子结构中，电子层数依次增多，原子半径依次增大 (2)．卤族单质的化学性质 ①．相似性：都能与H2和H2O发生化学反应，都表现出强氧化性； ②．递变性：从F到I非金属性逐渐减弱 具体表现在： a．与H2反应的难易程度，从F2到I2越来越难； b．形成气态氢化物的稳定性，从HF到HI越来越不稳定； c．与H2O（F2外）除最高氧化物对应水化物的酸性强弱，从HClO4到HIO4越来越弱 (3)．卤族单质的物理性质（从上到下） ①．颜色：浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色 颜色逐渐变深 ②．状态：气态~液态~固态 ③．熔沸点：逐渐升高 ④．密度：逐渐增大 ⑤．溶解性：逐渐减弱 3 .同主族元素的性质与原子结构的关系 同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径依次增大，失电子能力依次增强，得电子能力依次减弱，金属性依次增强，非金属性依次减弱。
知识点三.核素与同位素 1．质量数 (1)．定义：原子的质量主要由质子和中子决定，主要集中在原子核上，忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，所得的数值，用符号A表示，其中质子数用Z表示，中子数用N表示； (2)．关系式：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N） (3)．原子的表示方法：X 2．元素、核素、同位数 (1)．概念辨别 ①．元素：具有相同核电荷数的同类原子的总称 ②．核素：具有一定数目的质子数和一定数目的中子数的一种原子 ③．同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子 (2)．关系2、 元素周期律知识点一.原子核外电子排布 1．核外电子的排布规律 （1）．电子层的划分电子层序数1234567……电子层符号KLMNOPQ……电子离核距离由近到远电子能量由低到高 （2）．核外电子排布的一般规律 ．电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里 ．每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数) ．最外层最多能容纳的电子数目为8（K层为最外层，不超过2个电子），次外层电子数目不超过18，倒数第三层不超过32个电子。
2．“10电子”“和18电子”微粒的组成规律 （1）．10电子微粒单核原子或离子N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+等双核分子或离子HF、OH-等三核分子或离子H2O等四核分子或离子NH3等五核分子或离子CH4、NH4+ （2）．18电子微粒单核原子或离子P3-、S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+等双核分子或离子HCl、F2、HS-三核分子H2S多核分子H2O2等知识点二.元素周期律 1．定义：元素的性质随原子序数的递增而呈周期性变化的规律 2．实质：元素原子核外电子排布周期性变化的结果 3．化合价变化规律（主族元素） ①同周期元素化合价递变规律：同一周期内，随原子序数的递增，最高正化合价由+1——+7（O、F除外）最低负化合价=主族序数-8 ②同一主族元素化合价递变规律：同一主族内，随电子层数递增化合价相同，最高正化合价=主族序数（O、F除外） 4．粒子半径大小的比较 ①．同周期元素原子半径递变规律：同一周期内，随原子序数的递增，原子半径逐渐减小 如：r(Na)> r(Mg) > r(Al) > r(Si) > r(P) > r(S) > r(Cl) ②．同一主族元素原子半径递变规律：同一主族内，随电子层数递增原子半径逐渐增大 如：r(Li) < r(Na) < r(K) < r(Rb) < r(Cs) ③．同种元素的粒子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子；低价阳离子大于高价阳离子如：r(Cl－) >r(Cl)；r(Fe) > r(Fe2+) > r(Fe3+) ④．电子层结构相同的简单粒子，核电荷数越大，半径越小如：r(O2-)> r(F－)> r(Ne)> r(Na+)> r(Mg2+)>r(Al3+) 5．元素金属性强弱比较同周期：从左到右，元素金属性减弱 （1）结构比较法：最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强同主族：从上到下，元素金属性增强左下右上位：左下方元素金属性较强 （2）位置比较法：①最高价氧化物的水化物的碱性越强②与水和酸反应越易反应或反应越剧烈③单质的还原性越强 （3）实验比较法：④阳离子的氧化性越弱 （金属性强） 6．元素非金属强弱比较同周期：从左到右，元素非金属性增强 （1）结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强同主族：从上到下，元素非金属性减弱 （2）位置比较法：左下右上位：右上方元素非金属性较强①最高价氧化物的水化物的酸性越强②与氢气反应越易反应或反应越剧烈，形成的氢化物越稳定③单质的氧化性越强 （3）实验比较法：④阴离子的还原性越弱 （非金属性强） 7．元素周期表、元素周期律的应用 （1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素 （2）预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2 ②推测未知元素的某些性质如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
（3）启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等3、 化学键知识点一．化学键 一 ．化学键：化合物中，使离子相结合或原子相结合的作用力 1．离子键 (1)．概念：带有相反电荷的阴、阳离子之间的强烈的相互作用 (2)．成键粒子：阴、阳离子 (3)．成键实质：静电作用 (4)．形成条件：通常是活泼金属与活泼非金属元素的原子相结合 (5)．离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物 (6)．常见的离子化合物：强碱、绝大多数盐、活泼金属的氧化物等 2．共价键 (1)．概念：原子间通过共用电子对形成的相互作用 (2)．成键粒子：原子 (3)．成键实质：共用电子对 (4)．形成条件：通常是非金属元素的原子相结合 二．电子式 (1)．概念：在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子(价电子)的式子。
(2)．电子式书写注意事项： ①．原子的电子式：常把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“×”来表示 ②．阳离子的电子式：不要求画出离子最外层电子数，只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样 ③．阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用中括号“[ ]”括起来，并在右上角标出“n-”电荷字样 (3)．离子键的表示方法： ①．用电子式表示离子化合物的形成过程 Na2S： CaCl2： ②．写出下列物质的电子式 MgCl2： Na2O2：。