元素周期表知识点总结教学文案.docx
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元素周期表知识点总结教学文案
考纲要求：
1了解元素、核素和同位素的含义。
2了解原子的构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。
3了解原子核外电子排布规律。
4掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
5以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
6以IA和％A族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
7了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。
8了解化学键的定义。
了解离子键、共价键的形成。
知识点总结：
决定原子种类
中子N（不带电荷）:
同位素（核素）
『原子核tt质量数（A=N+Z近似相对原子质量
••质子Z（带正电荷）丿t核电荷数事元素t元素符号
原子结构：
.■■最外层电子数决定主族元素的>决定原子呈电中性
（Ax）'..电子数（z个）：
■:
:
'化学性质及最高正价和族序数丿
'核外电子运动特征：
体积小，运动速率高（近光速）
排布规律t电子层数芒—周期序数及原子半径
表示方法t原子（离子）的电子式、原子结构示意图
1•原子结构
［核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系］
核电荷数=核内质子数=原子核外电子数
注意：
（1）阴离子：
核外电子数=质子数+所带的电荷数
阳离子：
核外电子数=质子数一所带的电荷数
（2）“核电荷数”与“电荷数”是不同的，Cl「的核电荷数为17,电荷数为1.
［质量数］用符号A表示.将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数精品文档
值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数．
说明⑴质量数（A）、质子数（Z）、中子数（N）的关系：
A=Z+N.
（2）符号ZX的意义：
表示元素符号为X,质量数为A,核电荷数（质子数）为Z
的一个原子•例如，23Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12.
[原子核外电子运动的特征]
（1）当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时,没有确定的轨道,不能同时准确
地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度,也不能描绘出它的运动轨迹．在描述核外电子的运动时,只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少．
（2）描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像,叫做电子云．电子云图中的
小黑点不表示电子数,只表示电子在核外空间出现的几率．电子云密度的大小,表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少．
（3）在通常状况下,氢原子的电子云呈球形对称。
在离核越近的地方电子云密度越大,离核越远的地方电子云密度越小．
[核素]具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子,叫做一种核素．也就是说,
注意核素有同种元素的核素（如叫H、2H）和不同种元素的核素（如16c>17C1等）•
[同位素]质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素．
说明
（1）只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素．即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同．
（2）由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数．
（3）同位素的特性：
①物理性质不同（质量数不同），化学性质相同；②在天然存在的某
种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的．
⑷氢元素的三种同位素：
氕1H（特例：
该原子中不含中子）、氘2H（或D）、氚3H（或T）.
（5）重要同位素的用途：
应堆燃料．
31H为制造氢弹的材料；23952U为制造原子弹的材料和核反
[原子核外电子的排布规律]
（1）在多电子原子里,电子是分层排布的．
电子层数（n）
1
2
3
4
5
6
7
表示符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近能量
高低
n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高
（2）能量最低原理：
电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中•因此，电子在排布时的次序为：
K-L
fM••…
（3）各电子层容纳电子数规律：
①每个电子层最多容纳2n2个电子（n=1、2……）•②最外层容纳的电子数w8个（K层为最外层时w2个），次外层容纳的电子数w18个，倒数第三层容纳的电子数w32个•例如：
当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2X32=18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子.
3.元素周期表
［元素周期表］把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表.
［周期］具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做
一个周期.
（1）元素周期表中共有7个周期，其分类如下：
短周期（3个）:
包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素
周期（7个）长周期（3个）：
包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素
不完全周期：
第七周期，共26种元素（1999年又发现了114、116、118
号三种元素）
（2）某主族元素的电子层数=该元素所在的周期数.
（3）第六周期中的57号元素镧（La）到71号元素镥（Lu）共15种元素，因其原子的电子层
结构和性质十分相似，总称镧系元素.
（4）第七周期中的89号元素锕（Ac）到103号元素铹（Lr）共15种元素，因其原子的电子
层结构和性质十分相似，总称锕系元素.在锕系元素中，92号元素铀（U）以后的各
种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素.
［族］在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫
做一个族.
（1）周期表中共有18个纵行、16个族•分类如下：
1既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族.用符号“A”表示.主
族有7个，分别为IA、口A、川A、WAVAWA、皿A族（分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行）.
2只含有长周期元素的族，叫做副族•用符号“B”表示•副族有7个，分别为IB、
IIB、川B、WB、VBWB、皿B族（分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、
4、5、6、7纵行）.
3在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做皿族.
4稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0,称为0族（位于周期表中从左往右的第18纵行）.
（2）在元素周期表的中部，从川B到IB共10个纵列，包括第皿族和全部副族元素，统
称为过渡元素•因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属.
（3）某主族元素所在的族序数：
该元素的最外层电子数=该元素的最高正价数
2.元素周期律
［元素周期律］元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周
期律.
［元素性质与元素在周期表中位置的关系］
（1）元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系:
周期表中位置
土化学性质
推
⑵元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：
1同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电
子能力增强.a•金属性减弱、非金属性增强；b•金属单质与酸（或水）反应置换氢由易到难；c.非金属单质与氢气化合由难到易（气态氢化物的稳定性增强）；d.最高价氧化物的水化物
的酸性增强、碱性减弱.
2同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱.a•金属性增强、非金属性减弱；b•金属单质与酸（或水）反应置换氢由难到易。
c•非金属单质与氢气化合由易到难（气态氢化物的稳定性降低）；d.最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强．
3在元素周期表中，左下方的元素铯（Cs）是金属性最强的元素；右上方的元素氟（F）是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素（B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te
等），既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质．
[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：
（1）最外层电子数从1个递增至8个（K层为最外层时，从1个递增至2个）而呈现周期性变化．
（2）元素原子半径从大至小而呈现周期性变化（注：
稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的）．
（3）元素的化合价正价从+1价递增至+5价（或+7价），负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化．
[元素金属性、非金属性强弱的判断依据]
A．金属性强弱的比较
a.根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置；
b．根据金属与盐溶液的置换反应；
c•根据原电池的正负极；
d.根据金属与H20（或酸）反应置换出氢的难易；
e.根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
B.非金属性强弱的比较
a.依据非金属之间的置换反应
如2F2+2H2O===4HF+02,则非金属性F>0。
b.依据非金属单质与H2化合的难易（或生成氢化物的稳定程度），如稳定性：
HF
>HCl>HBr>HI，非金属性：
F>Cl>Br>I。
c.依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H2SiO3VH3PO4VH2SO4,非金属性SivPvSo
[两性氧化物]既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做
两性氧化物.如A12O3与盐酸、NaOH容液都能发生反应：
A12O+6』=2A13++3HOA12Q+2OH丄2A1OMO
［两性氢氧化物］既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物•如
A1（0H）3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：
AI（OH）3+3』=2A13++3f0A1（OH）3+0H
=AIQPHzO
［原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律］
Na
Mg
AI
Si
P
S
Cl
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
单质与水（或酸）
的反应情况
与冷水
剧烈反
应
与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应
与沸水
反应很缓慢，
与冷水
不反
应，
部分溶于水，
部分与
水反应
非金属单质与氢气化合情况
反应
条件
咼温
磷蒸汽与氢气能反应
加热
光照或
占燃
丿、、、
氢化物
稳定性
SiH4
极不
稳定
PH
咼温
分解
H2S
受热
分解
HCl
很稳定
最高价氧化物
对应水化物的碱（酸）性强弱
NaOH
强碱
Mg（OH）
中强碱
AI（OH）3
或
HAIO3
两性氢
氧化物
HSiO4
极弱酸
H3PO
中强
酸
"SO
强酸
HCIO
强酸
金属性、非金属
性
递变规律
金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强
4•化学键
［离子键］使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键.
说明
（1）阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面.
（2）阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物.
［电子式］在元素符号的周围用小黑点（•或x）来表示原子最外层电子的式子，称做电
子式•电子式的几种表示方法：
（1）原子的电子式：
将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出•例如：
氢原子（H）、钠原子（血）、镁原子CM旷八铝原子（心）、碳原子^'）、氮原
■■■*I>>
子（•目■）、硫原子（’»•'）、氩原子（:
些:
）.
⑵离子的电子式：
1阴离子：
在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子
（H「为2个电子），外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数.例如S2
「的电子式为广丁广,0H的电子式为［仝町.
2阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na*、镁离子M『等.对于带正电荷的原子团，书写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所
［H:
N：
H］*
带的正电荷数•如NH+电子式为H
（3）离子化合物的电子式：
在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写.如CaCb的电子式应为”4［社】.
（4）用电子式表示离子化合物的形成过程：
先在左边写出构成该离子化合物的元素原子
的电子式，标上“T”,再在右边写出离子化合物的电子式.例如，用电子式表示MgB@、
NqS的形成过程：
:
十疝曙十.Br：
—>［:
陥汀何『卡【临:
广
■*»B»■
阳仃阳一［心弓产时
i**■
说明含有离子键的物质：
①周期表中IA、丨A族元素分别与WA、皿A族元素形成的
盐；②IA、口A族元素的氧化物；③铵盐，如NHCI、NHNO等；④强碱，如NaOHKOH
等.
［共价键］原子间通过共用电子对所形成的相互作用.由共价键形成的化合物叫做共价
化合物.
说明
（1）形成共价键的条件：
原子里有未成对电子（即原子最外层电子未达8电子结
构，其中H原子最外层未达2电子结构）.各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子（He为2电子）稳定结构，故不能形成共价键.
HCl分子的形成过程:
H衣十-C1：
一H心：
■-■-0
（2）共价键形成的表示方法：
①用电子式表示.例如，用电子式表示
a.书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要
达到8电子结构（H原子为2电子结构）•例如，HCI分子的电子式为怜o
b.由原子构成的分子与由阴、阳离子构成的离子化合物的区别•如：
HCI、NaCI
②用结构式表示.用短线（一根短线表示一对共用电子对）将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式.如H—C1、N三N、8C=O等.
（3）共价键的存在情况：
共价键既存在于由原子直接构成的单质分子（H、2）或共价
化合物分子（HaO、CH）中，也存在于多原子离子化合物中.含有共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物（NaOH、NqQ）;同时含有离子键和共价键的
化合物必定是离子化合物，如NaOHNHC1等.
［化学键］相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键.
说明
（1）化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于
化学键.
（2）离子键、共价键都属于化学键.
（3）化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程.
5.非极性分子和极性分子
［非极性键］同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键.
如C12分子中的CI—C1键即为非极性键.
说明非极性键是非极性共价键的简称.非极性键只能存在于同种元素的原子之间.
［极性键］不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键.
如HCI分子中的H—C1键属于极性键.
说明极性键是极性共价键的简称.只要是不同种元素原子之间形成的共价键都属于极
性键.
［非极性分子］指整个分子的电荷分布均匀、分子结构对称的一类分子.
如“、Q、N2等单质分子，以及CO、CH等均属于非极性分子.
［极性分子］指分子中的电荷分布不均匀、结构不对称的一类分子.
如H2OH2SHCl分子等均属于极性分子.
［键的极性与分子的极性］
键的极性
分子的极性
分类
极性键和非极性键
极性分子和非极性分子
决定因
是否由同种元素的原子形成
分子内电荷分布是否均匀，分子结
素
构是否对称
①以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如H2、CI2、N2等
②以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等
联系
③以极性键结合的多原子分子，究竟是极性分子还是非极性分子，
要根据该分子的具体分子结构然后确定
.女口H2O的分子结构为“A”型，
属于极性分子；而CO分子结构为直线形，属于非极性分子
说明
键有极性；分子不一定有极性
AB型化合物分子的极性的简易判断方法：
若AB中A元素的化合价数等于A元素所在族的序数，则AB为非极性分子•例如，
CO分子中C元素化合价为+4价，C元素属于WA族，故CO分子为非极性分子；CCL分子中C元素化合价为+4价，C元素属于WA族，故CC14分子为非极性分子.
若AB中A元素的化合价数不等于A元素所在族的序数，则AB为极性分子•例如，
HO分子中O元素化合价为—2价，O元素属于WA族，故HO分子为极性分子；NH分子中N元素化合价为—3价，N元素属于VA族，故NH分子为极性分子.
［分子间作用力］指在物质的分子与分子之间存在着的作用力.
说明
（1）荷兰物理学家范德华首先研究了分子间作用力，所以分子间作用力又叫范德华力；
（2）分子间作用力要比化学键弱得多；（3）化学键的强弱影响着物质的化学性质；
分子间作用力的大小对由分子构成的物质的物理性质如熔点、沸点、溶解度等有影响.
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