第一章第二节元素周期律知识点归纳总结

结论：

(1)主族元素最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正化合价

(2)主族元素｜负化合价｜＋｜最高正化合价｜=8 (对非金属而言，金属无负化合价)

元素周期表中：周期序数=电子层数 ；主族序数=最外层电子数 ；

备注：金属元素只有正化合价而无负化合价；非金属元素既有正化合价又有负化合价；氧元素的化合价一般是—2价，氟元素的化合价一般是—1价，没有正化合价。 三、元素“位、构、性”之间的关系 （ 1）“位—构—性”之间的关系图

结构 核电荷数、原子序数 电子层数 核外电子数 最外层电子数 反映 决定 决定 反映 通过位置运用递变规律推出 位置 周期、族 性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离子性质 判断元素、推出位置 主要化合价 得失电子能力

(2)元素周期表中结构与性质的递变关系 结构 电子层结构 核内质子数 核外电子数 原子半径 主要化合价 性质 金属性与非金属性 得失电子能力 单质置换氢气的难易程度 非金属气态氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 第一章第二节元素周期律知识点归纳总结第 5 页 共 7 页

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同周期 (左→右) 电子层数 最外层电子数 相同 递增（1→8或2） 递增 递增 +1→+7 -4→-1 金减非递增 失减得递增 变难 形成由难到易 稳定性依次增大 酸性增强， 碱性减弱 同主族 （上→下） 递增 相同 递增 递增 相似 金增非递减 失增得递减 变易 形成由易到难 稳定性依次减小 酸性减弱， 碱性增强 递减（稀有气体除外） 递增 四、元素周期表和元素周期律的应用

1.元素周期表是元素周期律的具体表现形式是学习化学的一种重要工具。根据元素在元素周期表的位置可推断元素原子核外电子层结构、判断元素的主要化合价、比较不同元素的性质、判断元素化合物的性质等。 2.根据元素周期表中元素性质的变化规律可推测新物质的性质、预测未知元素的性质等等。如根据氟、氯、溴、碘元素的性质确定砹元素的性质。

3.元素周期表和周期律对于其他与化学相关的科学技术有指导作用。 （1）在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料 （2）研究氟、氯、硫等附近的元素，制造新农药

（3）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

2.同周期元素性质递变规律

第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 (8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高价氧化物对应水化物 (10)化学式 (11)酸碱性 (12)变化规律 Na2O NaOH Mg(OH)2 强碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 酸 强酸 很强 的酸 — — 冷水 剧烈 ＋1 ＋2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — — — — HCl — — — Cl2O7 HClO4 — — 金属性减弱，非金属性增加 热水与 酸快 —— —— —— MgO Al2O3 Al(OH)3 SiO2 H2SiO3 与酸反 应慢 SiH4 —— PH3 H2S 由难到易 稳定性增强 P2O5 H3PO4 SO3 H2SO4 碱性减弱，酸性增强 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方） 第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA 族

元素 Na Mg Al Si P S Cl Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 H2SO4 氧化物

NaOH H2SiO4 水化物 MgAl

酸碱性 强碱 碱 两性 弱酸

★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： 金属性的判断：

H3PO4 酸

H2SO4 强酸

HClO4 最强酸

① 单质与水、酸反应置换出氢的难易程度——水（酸）反应放氢气越剧烈越活泼；

②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。——最高价氧化物水化物碱性越强越活泼 ③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu——活泼金属置换较不活泼金属

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非金属性的判断：

① 与氢气反应生成氢化物的难易程度——与氢气化合越易，生成氢化物越稳定越活泼； ② 氢化物的稳定性——；生成氢化物越稳定越活泼

③ 最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱——最高价氧化物水化物酸性越强越活泼。 ④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。——活泼非金属置换较不活泼非金属 即“越易越强、越难越弱”

－

注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。例如I有较强的还

+

原性而不是金属性；Ag有氧化性而不是非金属性。

粒子半径的大小比较(三看)

（比较粒子(包括原子、离子)半径的方法： （1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。

（2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。

一、看电子层数：对最外层电子数相同的粒子，在电子层数不同时电子层数越多，半径越大。 1. 同主族元素的原子，从上到下，随着电子层数增多，原子半径依次增大。如：r(F)

二、看核电荷数：电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。 1.同周期元素的原子半径从左到右依次递减，如r（C）>r(N)>r(O)

2.同周期元素的阳离子半径从左到右依次递减，如r（Na+）>r(Mg2+)>r(Al3+) 3.同周期元素的阴离子半径从左到右依次递减，如r(S2-)>r(Cl-)

4.对于电子层结构相同的粒子，随着核电荷数的增多，离子半径减小，如r(Ca2+)

三、看电子数：在电子层数和核电荷数相同时，电子数越多，半径越大。 1.原子半径小于相应的阴离子半径，如r(Cl)r(Na+)

3.当同一元素原子可形成多种价态的阳离子时，价态高的半径小，如r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)

四、若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径，可选择一种离子作比较：比较r(K+)和r(Mg2+)，可选r（Na+）所以r(K+)>r（Na+）>r(Mg2+)

主族元素性质、存在、用途的特殊性

1. 形成化合物最多的元素或单质是自然界硬度最大的物质的元素或气态氢化物中含氢质量分数最大的元素：C 2. 空气中含量最多的元素或气态水溶液呈碱性的元素：N

3. 地壳中含量最多的元素或气态氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常状况下呈液态的元素：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价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最

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的水化物碱性最强的元素或阳离子氧化物最弱的元素:Cs 7. 最易着火的非金属元素的固体单质，其元素是P 8. 组成最轻单质的元素：H，最轻的金属元素：Li

9. 单质常温下呈液态的非金属元素：Br，金属元素：Hg

10. 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素：Be、Al

11. 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物发生非氧化还原（化合）反应的元素：N；发生氧化还原反

应的元素：S

12. 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S 13. 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

14.常见的能形成同素异形体的元素有：C、P、O、S

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