文档介绍：元素周期律知识点总结元素周期表:由门捷列夫发现,,7个副族,第8族和第1族不知是主族还是副族,整理了元素周期律的知识点总结,欢迎阅读! N Z→元素符号原子结构:决定原子呈电中性(AZX)Z个),无固定轨道运动特征小黑点的意义、小黑点密度的意义。排布规律→电子层数周期序数及原子半径→原子的电子式、原子结构示意图原子核核外电子(Z个)决定质子(Z个)中子(A-Z)个——决定同位素种类原子(AZX)——最外层电子数决定元素的化学性质 =核电荷数=原子数序原子序数:按质子数由小大到的顺序给元素排序,所得序号为元素的原子序数。质量数=质子数+中子数中性原子:质子数=核外电子数阳离子:质子数=核外电子数+所带电荷数阴离子:质子数=核外电子数-所带电荷数 ±bc±Xd A表示X原子的质量数;Z表示元素X的质子数;d表示微粒中X原子的个数;c±表示微粒所带的电荷数;±b表示微粒中X元素的化合价。 :1 1H。。①最外层电子数与次外层电子数相等:4Be、18Ar;②最外层电子数是次外层电子数2倍:6C;③最外层电子数是次外层电子数3倍:8O;④最外层电子数是次外层电子数4倍:10Ne;⑤最外层电子数是次外层电子数1/2倍:3Li、14Si。 :1H、4Be、13Al。 :4Be。 :3Li、14Si :3Li、15P。~20号元素组成的微粒的结构特点(1).常见的等电子体①2个电子的微粒。分子:He、H2;离子:Li+、H-、Be2+。②10个电子的微粒。分子:Ne、HF、H2O、NH3、CH4;离子:Na+、Mg2+、Al3+、+3-2----NH+ 4、H3O、N、O、F、OH、NH2等。③18个电子的微粒。分子:Ar、SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3NH2、CH3OH、CH3F、NH2OH;离子:K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS-、P3-、O2- 2等。(2).等质子数的微粒分子。14个质子:N2、CO、C2H2;16个质子:S、O2。++--+离子。9个质子:F-、OH-、NH- 2;11个质子:Na、H3O、NH4;17个质子:HS、Cl。(3).等式量的微粒式量为28:N2、CO、C2H4;式量为46:CH3CH2OH、HCOOH;式量为98:H3PO4、H2SO4;式量为32:S、O2;式量为100:CaCO3、KHCO3、Mg3N2。①、原子最外层电子数呈周期性变化②、原子半径呈周期性变化③、元素主要化合价呈周期性变化具元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行;体表元素周期表③、把最外层电子数相同的元素排成一个纵行。现形式 7②、长周期三七长主周期表结构三七短副A~ⅦA共7个)一零不和18个纵行)②、副族全八③、Ⅷ族①、核电荷数,电子层结构,最外层电子数②、原子半径③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性元素周期律及其实质 :元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。 :是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。核外电子排布的周期性变化,决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化,进而影响元素的性质出现周期性变化 3族为例,随着原子序数的递增相同条件下,电子层越多,半径越大。核电荷数相同条件下,核电荷数越多,半径越小。相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。微粒半径的比较、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl. 2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。如:Li 、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。如:F 4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如:F>Na>Mg>Al 5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。如Fe>Fe>Fe 越易,金属性越强。②最高价氧化物的水化物碱性强弱越强,金属性越强③单质的还原性或离子的氧化性④互相置换反应金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来⑤原电池反应中正负极负极金属的金属性强于正极金属。 H2化合的难易及氢化物的稳定性越易化合、氢化物越稳定,则非金属性越强。元素的非金属性强弱②最高价氧化物的水化物酸性强弱酸性越强,则非金属性越强。金属性或非金属③单质的氧化性或离子的还原性阴离子还原性越弱,则非金属性越强。性强弱的判断非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换