元素周期律知識點歸納總結

1、高中化學必修2知識點歸納總結 第一章物質結構元素周期律第二節(jié)元素周期律知識點一原子核外電子的排布一、電子層1. 概念：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區(qū)域內(nèi)運動，我們把不同的區(qū)域簡化為不連續(xù)的 殼層，也稱作電子層。2. 表示方法：通常吧能量最低、離核最近的電子層叫做第一層。能量稍高、離核稍遠的電子層叫做第二層， 由里往外以此類推。二、原子核外電子的排布規(guī)律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外電子總是盡可能優(yōu)先排布在能量低的電子層里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的電子層里，即電子最先排滿K層，當K層排滿后再排布在 L層，依此類推。2. 原子核外各電子層最多容納 2n2個

2、電子（n為電子層序數(shù)）3. 原子核外最外層電子不超過 8個（K層作為最外層時，不超過 2個）次外層電子不超過 18個，倒數(shù)第三層電子不超過32個。三、原子核外各電子層的電子排布原子核外電子的排步層序數(shù)1234567電子層符號KLMNOPQ離核遠近由近到遠能量由低到高各層最多容納的電子數(shù)2x1=22X2 2=82X32=182X4 2=322 X5 2=502X62=722X72=98四、核外電子排布的表示方法一一原子結構示意圖1.原子結構示意圖:粒子符號Na原子核核電荷數(shù)因此,2.離子結構示意圖：原子通過得失電子形成離子，科示意圖的遷移應用于表示離子的結構。CI-五、元素周期表中1-20號元素

3、原子的結構特征1. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)相等的原子有Be、Ar。2. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)3. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)4. 最外層電子數(shù)和次外層電子數(shù)5. 次外層電子數(shù)是最外層電子數(shù)6. 內(nèi)層電子總數(shù)是最外層電子數(shù)2倍的原子是Co3倍的原子是0。4倍的原子是Ne。2倍的原子有Li、Si。2倍的原子有Li、P。7. 電子層數(shù)和最外層電子數(shù)相等的原子有H、Be、Al。8. 電子層數(shù)是最外層電子數(shù)9. 最外層電子數(shù)是電子層數(shù)2倍的原子是Li、Ca。2倍的原子有He C So10. 最外層電子數(shù)是電子層數(shù)3倍的原子是 Q知識點二元素周期律元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、

4、主要化合價、金屬性、非金屬性、最高價氧化物對應的 水化物的酸堿性、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性等）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。元素周期律包括三個方面，一是核外電子排布，二是原子半徑，三是元素主要化合價。一、.原子核外電子排布、化合價變化規(guī)律1. 元素原子核外電子排布的周期性變化隨著原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，元素原子的最外層電子數(shù)重復著從1到8 （核外只有1個電子層時，最外層電子數(shù)最多為 2），從不穩(wěn)定結構到穩(wěn)定結構的變化，所以隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層 電子的排布呈周期性變化。2. 原子半徑的周期性變化

5、：隨著原子序數(shù)的遞增元素的原子半徑重復出現(xiàn)從大到小的周期性變化（稀有氣體除外）（1）隨著原子序數(shù)的遞增，同周期元素的原子半徑逐漸減小。（2）隨著原子序數(shù)的遞增，同主族元素的原子半徑依次增大。3. 元素化合價的周期性變化隨著原子序數(shù)的遞增，元素的最高正化合價從最低+1到最高+7（ H除外，F(xiàn)無正價，通常0也沒有正價），再到稀有氣體元素的0價呈周期性變化；元素的化合價從無（金屬無負價）到有（非金屬有負價），從最低（-4 價）到最高（-1價），再到稀有氣體元素的 0價，也呈周期性變化。1-18號元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價情況；元糸 符號元糸 名稱原子序數(shù)核外電子排布電子 層數(shù)最外層

6、 電子數(shù)原子 半徑相對原子質里最高化合價最低化合價H氫1111+1He氦2212-0Li鋰32，121+1Be鈹42, 222+2B硼52, 323+3C碳62, 424+4 , -4N氮72, 525+5 , -3O氧82, 626-2F氟92, 727-1Ne氖102, 828-0Na鈉112, 8, 131+1Mg鎂122, 8, 232+2Al鋁132, 8, 333+3Si硅142, 8, 434+4 , -4P磷152, 8, 535+5 , -3S硫162, 8, 636+6 , -2Cl氯172 , 8 , 737+7 , -1Ar氬182 , 8 , 838-0備注：+ 2+

7、（1） 具有2個電子的粒子有 He、H、H、Li、Be。（2）核外電子總數(shù)為10個電子的微粒共有15種。10電子微粒：一核：NeN3-、O-、F、Na+、Mg+、Al3+ 二核：HF、OH 三核：H2O NH-四核：NH、H3O 五核：CH、NH+2+- 3+ 2-（3） 核外電子總數(shù)為18個電子的微粒共有 16種。18電子微粒： 一核：Ar、K、Ca、Cl、P、S 二 核：F2、HCl、HS 三核：H2S四核：PH、H2Q 五核：SiH4六核：N2H4、CHOH 其他CH（4）核外電子總數(shù)及質子總數(shù)均相同的粒子：Na+、NIH+、HOf F-、OH、NH-Cl-、HSNb、COC2H2二、元

8、素的金屬性與非金屬性的變化規(guī)律（一）規(guī)律總結：1. 同一周期（除稀有氣體外）從左到右，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強，原子失去電子能力逐 漸減弱，得電子能力逐漸增強。2. 同主族元素性質具有遞變性-從上到下，原子半徑增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬逐漸減弱, 素原子失電子能力增強，得電子能力減弱（二）Na、Mg Al三種金屬元素的金屬性強弱比較可以通過金屬與水、酸反應及最高價氧化物對應的水化物堿性強弱進行比較，具體內(nèi)容和結論如下：元素鈉鎂鋁單質與水反應與冷水劇烈反應，產(chǎn)生氫氣與冷水反應緩慢， 與熱水反應迅速， 放出氫氣與冷水很難反應，與熱水緩慢反應單質與鹽酸反應-劇烈反應劇烈反應，但較

9、鎂慢最高價氧化物對應水化物化學式NaOHMg(OH)2AI(OH) 3堿性強堿中強堿兩性氫氧化物堿性逐漸減弱T結 論鈉、鎂、鋁三種兀素原子失去電子能力逐漸減弱，即金屬性（還原性）逐漸減弱（三）Si、P、S、Cl非金屬性的遞變規(guī)律：可以通過四種非金屬元素的單質與H2化合的難易、生成氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性以及最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱加以判斷。元素硅磷硫氯單質與氫氣反應條件高溫磷蒸氣與氫氣能反應加熱光照或點燃時發(fā)生爆炸而化合氣態(tài)氫化物化學式SiH4PHH2SHCl穩(wěn)定性極易分解，很不穩(wěn)定不穩(wěn)定較不穩(wěn)定很穩(wěn)定最高價氧化物對應水化物（含氧酸）酸性強弱化學式H2SiO3H3PO4H2SO4HclO4

10、酸性弱酸中強酸強酸強酸（比H2SO4酸性強）酸性逐漸增強n結論非金屬性逐漸增強t（四）規(guī)律總結： 通過對第三周期元素性質的比較，可以得出結論：Na Mg Al Si P S Cl金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強結論：同一周期（除稀有氣體外），從左到右，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。且隨著原 子序數(shù)的遞增，元素的金屬性、非金屬性呈現(xiàn)周期性的變化。I）同周期比較:金屬性：Na> Mg> Al非金屬性：Si v Pv S< Cl與酸或水反應：從易t難單質與氫氣反應:從難T易堿性：NaOH> Mg(OH> > Al(OH) 3氫化物穩(wěn)定性：SiH4<

11、 PH< H2S< HCl酸性（含氧酸）:HbSiO3< HsPQv HLSQv HCIQ（n）同主族比較:金屬性：Li v Nav 匕 Rbv Cs （堿金屬兀素） 與酸或水反應：從難t易堿性：LiOHv NaOHV KOK RbOV CsOH非金屬性：F> Cl > Br > I （鹵族兀素） 單質與氫氣反應：從易t難氫化物穩(wěn)定： HF> HCl > HBr> HI（川）金屬性：Li v Nav Kv Rbv Cs還原性（失電子能力）：Li v Nav Kv Rbv Cs 氧化性（得電子能力）：Li +> Na+> K+&g

12、t; Rb+ >Cs+非金屬性：F> Cl > Br > I氧化性：F2> Cl2> Br2> |2還原性：FvClv Brv l酸性（無氧酸）:HFv HCl v HBrv HI總結：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的電子排布，原子半徑和化合價、元素的金屬性和非金屬性均呈周 期性的變化。實質：元素性質的周期性變化是 元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。1 A、越左越下，金屬越活潑，原子半徑越大，最外層離核越遠，還原性越強。 越易和水（或酸）反應放H2越劇烈，最高價氧化物的水化物的堿性越強B、越右越上，非金屬越活潑，原子半徑越小，最外層離核越近，

13、氧化性越強。 越易和H2化合越劇烈，最高價氧化物的水化物的酸性越強2、推斷短周期的元素的方法（第二、第三周期）框框圖:A第二周期若A的質子數(shù)為z時CBD第三周期若A的最外層電子數(shù)為aZ2+aZ+7Z+8Z+99+a10+a11+a知識點三元素周期表和元素周期律的應用一、元素周期表的分區(qū) 若沿著元素周期表硼、硅、砷、碲、砹 與鋁、鍺、銻、釙的交界處畫一條虛線， 虛線的左側是金屬元素，右側是非金屬元素。 如圖由此圖可以得出（1） 周期表左下角是金屬性最強的元素（銫） ， 右上角是非金屬性最強的元素（氟），分界線附近 的元素既有金屬性又有非金屬性。（2）同主族元素，從上到下，金屬性逐漸增強，非金屬性

14、逐漸減弱; 同周期元素，從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。、元素的化合價與元素在周期表中的位置的關系主族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA最外層電子數(shù)1234567最高正化合價+ 1+2+3+4+5+6+7最低負化合價-4-3-2-1結論：（1）主族元素最外層電子數(shù)=主族的族序數(shù)=主族元素的最高正化合價（2）主族元素丨負化合價| + |最高正化合價|=8 （對非金屬而言，金屬無負化合價）元素周期表中：周期序數(shù)=電子層數(shù)；主族序數(shù)=最外層電子數(shù)；備注：金屬元素只有正化合價而無負化合價；非金屬元素既有正化合價又有負化合價；氧元素的化合價一般是 2價，氟元素的化合價一般是一 1價，

15、沒有正化合價。三、元素“位、構、性”之間的關系（1 ） “位一構一性”之間的關系圖（2）元素周期表中結構與性質的遞變關系同周期 （左T右）同主族（上t下）結構電子層結構電子層數(shù)相同遞增最外層電子數(shù)遞增（1 8或2）相同核內(nèi)質子數(shù)遞增遞增核外電子數(shù)遞增遞增原子半徑遞減（稀有氣體除外）遞增主要化合價+ 1 t+7 -4 t-1相似性質金屬性與非金屬性金減非遞增金增非遞減得失電子能力失減得遞增失增得遞減:單質置換氫氣的難易程度變難變易非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性形成由難到易 穩(wěn)定性依次增大形成由易到難 穩(wěn)定性依次減小最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性增強， 堿性減弱酸性減弱， 堿性增強四、元素周期表和元

16、素周期律的應用1. 元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式是學習化學的一種重要工具。根據(jù)元素在元素周期表的位置可推 斷元素原子核外電子層結構、判斷元素的主要化合價、比較不同元素的性質、判斷元素化合物的性質等。2. 根據(jù)元素周期表中元素性質的變化規(guī)律可推測新物質的性質、預測未知元素的性質等等。如根據(jù)氟、氯、溴、碘元素的性質確定砹元素的性質。3. 元素周期表和周期律對于其他與化學相關的科學技術有指導作用。(1 )在金屬與非金屬分界線附近尋找半導體材料(2) 研究氟、氯、硫等附近的元素，制造新農(nóng)藥(3) 在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料。2.同周期元素性質遞變規(guī)律第三周期兀素“Na12

17、Mg13A114Si15P16S17CI1sAr(1)電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次j增加.(2)原子半徑原子半徑依次減小-一(3)主要化合價+ 1+ 2+ 3+ 4-4+ 5-3+ 6-2+ 7-1(4)金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加.一(5)單質與水或酸置換 難易冷水劇烈熱水與 酸快與酸反應慢(6)氫化物的化學式SiH4H2SHCI一與H2化合的難易由難到易一(8)氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性增強.一(9)最高價氧化物的化 學式Na，QMgQAl 2QSiQ2P2QSQeg最高價 氧化物 對應水 化物(10)化學式NaQHMg(QH>Al(QH) 3HbSiQsHPQHbS

18、QHCIC4(11)酸堿性強堿中強堿兩性氫 氧化物弱酸中強 酸強酸很強 的酸(12)變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強卜一第I A族堿金屬元素：Li Na K Rb Cs Fr(Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方)第四A族鹵族元素：F Cl Br I At(F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方)族IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA丿兀糸NaMgAlSiPSCl氧化物Na2QMgQAI2Q3SQ2P2O5SQ3H2SQ4水化物NaQHMg OHAl (OHH2SQ4H3PO4H2SQ4HCIQ4酸堿性強堿堿兩性弱酸酸強酸最強酸判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：金屬性的判斷： 單質與水

19、、酸反應置換出氫的難易程度一一水(酸)反應放氫氣越劇烈越活潑； 最高價氧化物對應的水化物(氫氧化物)的堿性強弱。一一最高價氧化物水化物堿性越強越活潑 相互置換反應(強制弱)Fe+ CuSO= FeSQ+ Cu活潑金屬置換較不活潑金屬非金屬性的判斷： 與氫氣反應生成氫化物的難易程度一一與氫氣化合越易，生成氫化物越穩(wěn)定越活潑 氫化物的穩(wěn)定性一一；生成氫化物越穩(wěn)定越活潑 最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱一一最高價氧化物水化物酸性越強越活潑相互置換反應(強制弱)2NaBr+ Cl 2= 2NaCI + B2。一一活潑非金屬置換較不活潑非金屬 即“越易越強、越難越弱”注意：金屬性的強弱不等于還原性的強

20、弱，同理非金屬性的強弱不等于氧化性的強弱。例如I有較強的還原性而不是金屬性；Ag+有氧化性而不是非金屬性。粒子半徑的大小比較(三看)(比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：(1) 先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。(2) 電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。一、看電子層數(shù)：對最外層電子數(shù)相同的粒子，在電子層數(shù)不同時電子層數(shù)越多，半徑越大。1. 同主族元素的原子，從上到下，隨著電子層數(shù)增多，原子半徑依次增大。如： r(F)vr(CI)<r(Br)vr(l)2. 同主族元素的離子，從上到下，隨著電子層數(shù)增多，原子半徑依次增大。如： r(Li+)vr(Na+)<r(

21、K+)vr(Rb+)vr(Cs+)二、看核電荷數(shù)：電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越多，半徑越小。1. 同周期元素的原子半徑從左到右依次遞減，如r (C) >r(N)>r(O)2. 同周期元素的陽離子半徑從左到右依次遞減，如r ( Na+) >r(Mg2+)>r(AI3+)3. 同周期元素的陰離子半徑從左到右依次遞減，如r(S2-)>r(Cl-)4對于電子層結構相同的粒子，隨著核電荷數(shù)的增多，離子半徑減小，如r(Ca2+)vr(K+)vr(CI-)<r(S2-)三、看電子數(shù)：在電子層數(shù)和核電荷數(shù)相同時，電子數(shù)越多，半徑越大。1. 原子半徑小于相應的陰離子半徑，如r(Cl)<r(Cl-)2. 原子半徑大于相應的陽離子半徑，如r(Na)>r(Na+)3. 當同