元素周期律和元素周期表知识点归纳

1、元素周期表的结构

元素周期表的结构				位置与结构的关系
周期		周期序数	元素的种数	1.周期序数＝原子核外电子层数 2.对同主族(nA族)元素 若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。 若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
	短周期	第一周期	2
		第二周期	8
		第三周期	8
	长周期	第四周期	18
		第五周期	18
		第六周期	32
		第七周期	不完全周期
族	主族	ⅠA族～ ⅦA族	由长周期元素和短周期元素共同构成的族。	最外层电子数=主族序数=价电子数
	零族			最外层电子数均为8个（He为2个除外）
	副族	ⅠB族～ ⅦB族	只由长周期元素构成的族	最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外层电子数只有1～7个。
	第Ⅷ族		有三列元素

掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。

各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。

2、元素周期律

涵义	元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实质	元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。
核外电子排布	最外层电子数由1递增至8(若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
原子半径	原子半径由大到小(稀有气体元素除外)呈周期性变化。原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价	最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。(稀有气体元素化合价为零)， 呈周期性变化。元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：最高正价数＝最外层电子数
元素及化合物的性质	金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化 物的碱性渐弱，酸性 渐强，呈周期性变化。这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。

3、同周期、同主族元素性质的递变规律

		同周期（左→右）	同主族（上→下）
原子结构	核电荷数	逐渐增大	增大
	电子层数	相同	增多
	原子半径	逐渐减小	逐渐增大
	化合价	最高正价由+1→+7负价数=8-族序数	最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数
	元素的金属性和非金属性	金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。	金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
	单质的氧化性和还原性	氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。	氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
	最高价氧化物的水化物的酸碱性	酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。	酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
	气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。	稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。	稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。

4、简单微粒半径的比较方法

原子半径	1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小 例：rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs
离子半径	1.同种元素的离子半径：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，例：rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+ 2.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小，例：rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+ 3.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大，例：rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2- 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较，例：比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+

5、元素金属性和非金属性强弱的判断方法

金属性比较	本质	原子越易失电子，金属性越强。
	判断依据	1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
		2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
		3.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
		4.最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
		5.若xn++y=x+ym+ 则y比x金属性强。
非金属性比较	本质	原子越易得电子，非金属性越强。
	判断方法	1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
		2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
		3.最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。
		4.An-+B=Bm-+A 则B比A非金属性强。

元素周期表和元素周期律结合元素“位—构—性”进行考查，是全国卷必考题型，近三年都出现了亮眼试题，如2018全国ⅠT12结合HF的制备进行考查；2017全国ⅠT12结合硫代硫酸钠与稀盐酸反应的特殊现象进行考查；2016全国ⅠT13结合框图进行考查。

6. 强化记忆元素周期表的结构

对于原子序数较大的元素，可采用区间定位确定其位置。元素周期表中各族序数的排列顺序由左到右依次为ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0，牢记各周期对应的0族元素的原子序数，可以快速确定元素的周期数。

7.“三看”比较微粒半径大小

8. 金属性、非金属性强弱的判断方法

（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；最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。

（2）位置比较法

（3）实验比较法

9. 建立“位—构—性”关系模型

（1）根据元素及其化合物的特性推断

①形成化合物种类最多的元素或对应单质是自然界中硬度最大的物质的元素：C。

②空气中含量最多的元素或简单氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

③地壳中含量最多的元素或简单氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。

④地壳中含量最多的金属元素：Al。

⑤最活泼的非金属元素或无正化合价的主族元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或简单氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。

⑥最活泼的金属元素或最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素：Cs。

⑦焰色反应呈黄色的元素：Na。焰色反应呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素：K。

⑧单质密度最小的元素：H。单质密度最小的金属元素：Li。

⑨常温下单质呈液态的非金属元素：Br；常温下单质呈液态的金属元素：Hg。

⑩短周期元素中，最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al。

⑪元素的简单氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素：N。元素的简单氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：S。

⑫单质为常见的半导体材料的元素：Si、Ge。

⑬元素的简单氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素的单质的元素：S。

⑭元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。

（2）根据原子或离子的结构推断

①a-的电子层结构与氦相同，则a是氢(H)。

②X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则X是碳(C)。

③短周期元素中最高化合价为最低化合价绝对值的3倍的元素是硫(S)。

④c、d均为前20号主族元素，c的次外层有8个电子，c-和d+的电子层结构相同，则c是氯(Cl)、d是钾(K)。

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