元素周期表与周期律知识总结
知识结构图：
一·周期表结构
二·“位，构，性”的相互推导
元素周期律三·原子结构
四·碱金属
五·卤素
一.周期表结构
1.元素周期表
注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线
B元素周期表中几个量的关系：
（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
（2）周期序数=核外电子层数
（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）
（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8
C主族元素化合价
(1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同
（3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=8
2. 推断元素位置的规律
判断元素在周期表中位置应牢记的规律：
（1）元素周期数等于核外电子层数；
（2）主族元素的序数等于最外层电子数；
（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。

最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。

3推算元素的原子序数的简便方法
同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）
同一周期相邻两主族元素的原子序数差值
4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数
二.“位、构、性”的相互推导
失电子能力↓⇒金属性↑
1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓
得电子能力↓⇒非金属性↓
（1）原子核对最外层电子的引力
核电核数↓ ⇒F↓
半径↓ 半径↑ （主）
同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）
2.位置与结构
（1） 周期数=电子数
主族序数=
3位置与性质
①、核外电子排布
②、原子半径
性质递变 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
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。

判断的依据 核电荷数 相同条件下，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数 相同条件下，最外层电子数越多，半径越大。

微粒半径的比较 1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）
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<Na<K<Rb<Cs
具体规律 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：F --<Cl --<Br --<I --
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 2+>Al 3+
ⅡA ⅢA 二三
X X+1 四五
X X+11 六七 X X+25
221r q q G F =
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 2+>Fe 3+
三：元素的金属性或非金属性强弱的判断
比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的能力，越易失电子，金属性越强。

①从元素原子结构判断
a ．当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。

b ．当电子层数相同时，核电荷数越多越难失电子，金属性越弱(以后学)。

②从元素单质及其化合物的相关性质判断
a ．金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。

b ．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。

③根据金属活动性顺序表判断
一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。

④离子的氧化性强弱判断
离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。

特别提醒 金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。

如Na 失去一个电子，而Mg 失去两个电子，但Na 的金属性比Mg 强。

2．元素非金属性强弱
比较方法比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。

①从元素原子结构判断
a ．当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强；
b ．当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。

②从元素单质及其化合物的相关性质判断
a ．单质越易跟H 2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。

b ．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。

如H 2SO 4的酸性强于H 3PO 4，说明S 的非金属性比P 强。

c ．非金属单质间的置换反应，例如：Cl 2＋2KI===2KCl ＋I 2，说明氯的非金属性比碘强。

d ．元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。

如S 2－的还原性比Cl －
强，说明Cl 的非金属性比S 强。

中子N
原子核
质子Z
四:原子结构 ：
电子数（Z 个）核外电子 排布规律 → 电子层数 周期序数及原子半径
表示方法 → 原子（离子）的电子式、原子结构示意图 五：碱金属单质的相似性与递变性
(1)相似性
①与O 2反应生成相应的氧化物，如Li 2O 、Na 2O 等。

②与Cl 2反应生成RCl ，如NaCl 、KCl 等。

③与H 2O 反应，能置换出H 2O 中的氢，反应通式为2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑。

④与非氧化性酸反应，生成H 2，反应通式为2R ＋2H ＋===2R ＋
＋H 2↑。

(R 表示碱金属元素)
(2)递变性
从Li 到Cs ，随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐增多，原子核对核外电子的吸引能力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强。

表现为：
①与O 2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生决定原子呈电中性 X)
(A Z
成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。

②与H 2O 的反应越来越剧烈，如K 与H 2O 反应可能会发生轻微爆炸，Rb 与Cs 遇水发生剧烈爆炸。

③对应离子的氧化性依次减弱，即氧化性：Li ＋>Na ＋>K ＋>Rb ＋>Cs ＋。

④最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH 的碱性最强。

特别提醒 (1)碱金属单质性质的相似性和递变性是其原子结构的相似性和递变性的必然结果。

(2)因Na 、K 等很活泼的金属易与H 2O 反应，故不能从溶液中置换出不活泼的金属。

六.卤素
①物理性质：单质熔、沸点都比较低
②化合价：-1，+2，+3，+5，+7
③活泼非金属，易得电子
④单质氧化性很强
⑤H 2+X 2→HX
⑥X 2+H 2O→HX+HXO(F 2除外)
⑦X 2+NaOH→NaX+NaXO+H 2O(F 2除外)
⑧X 2+M→MX n
⑨卤代反应
⑩加成反应
①从上到下单质的熔、沸点，密度增大
②单质的状态：气→液→固
③单质的颜色变深
2.递变性 ④非金属性减弱
⑤原子、离子半径增大，
⑥HX 的酸性增强
⑦X 2+H 2O→HX+HXO 的反应强度减弱
①氟的化合价只有-1，没有正价
②氟没有含氧酸
③2F 2+2H 2O=4HF+O 2 ④F 2+NaOH= NaF+OF 2↑+H 2O
⑤F 2不能置换其他卤化物水溶液中的卤素，直接和水反应
⑥I 2和Fe 反应生成Fe 2+ I 2+Fe→FeI 2 （Fe+X 2→FeX 3）
3.特殊性 1.相似性。