1.元素周期表知识点
1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律
1.1 原子半径
(1)除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；
(2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
1.2 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
1.3 单质的熔点
(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；
(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增
1.4 元素的金属性与非金属性
(1)同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增；
(2)同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。
1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性
元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
1.6 非金属气态氢化物
元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
1.7 单质的氧化性、还原性
一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
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
2.元素周期表知识点
1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1 原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
1.2 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 1.3 单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减； （2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5 最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
1.6 非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
1.7 单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 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.高中化学,第一章物质结构 元素周期律、知识点总结（条理清晰）
物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表1.第一张元素周期表是1869年由俄国化学家门捷列夫将元素按由小到大顺序排列而制得。
2.按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数=核电荷数=质子数= 核外电子数3.在元素周期表中，把电子层数目相同的元素，按原子序数递增顺序从左到右排成横行，形成周期。
再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按点则层数递增的顺序由上而下排成纵行，形成族。4.周期表的有关知识：①周期：短周期：包括第一、二、三周期共18种元素，要求能够熟练描述短周期中各元素在周期表中的位置，如Na：第三周期第ⅠA族。
长周期：包括第四、五、六三个周期。 不完全周期：第七周期 ②族：七个主族：用A表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ 七个副族：用B表示，对应的数字为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ 一个零族，一个第Ⅷ族（包括三竖行） 祥记七个主族和零族中各元素的顺序及其元素符号。
4.碱金属元素的相关知 碱金属的物理性质的比较 Li Na K Rb Cs 相 似 点 颜色 银白色（CS略带金属光泽） 硬度 柔软 密度 依次增大（但K的密度比Na小） 熔沸点 依次降低 导电导热性 良好 核电荷数 从上到下依次增大 电子层数 从上到下依次增多 最外层电子数 1个 金属性 从上到下依次依次增强 递变性 密度变化 K的密度比Na小5.卤族元素的相关知识 卤族元素的物理性质的比较 卤素单质分子式 颜色 状态 密度 熔沸点 F2 从上到下逐渐依次加深 气态 从上到下逐渐一次增大 从上到下逐渐升高 Cl2 气态 Br2 液态 I2 固态 完成下列变化的方程式：氢气在氯气中燃烧______________________；钾投入水中________________________；锂在空气中加热_______________________；钠在空气中加热_______________________；氯气和水反应________________________；氯气通入碘化钾溶液中__________________。卤族元素的原子结构和化学性质比较 元素名称 元素符号 核电荷数 最外层电子数 和氢气化合的难易程度 非金属性 单质间置换规律 氟 F2 从上到下依次 增大 7个 从上到下越来越难；生成的气态氢化物越来越不稳定 从上到下依次减弱 非金属性强的卤素单质可以置换出非金属弱的卤素单质 氯 Cl2 溴 Br2 碘 I2 6.将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数（A） =质子数（Z） + 中子数（N）。表示有17个质子，18个中子的氯原子的符号为 。
23592U中有质子92个，中子153个。7.把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫做核素。
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子（不同核素）互称为同位素。现有11H、21H、31H、126C、136C、146C、23492U、23592U、23892U这几种符号，其中有9个原子，9种核素，3种元素，铀元素有3种同位素。
第二节 元素周期律1.原子是由原子核和和外电子构成的。在含有多个电子的原子里，电子分别在不同的区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。电子层 1 2 3 4 5 6 7 …… 符号 K L M N O P Q 一般说来，电子层离核由近到远的顺序为：K、L、M、N、O、P、Q；在多电子原子中，电子的能量是不同的。
在离核较近的区域内运动的电子能量低，在离核较远的区域内运动的电子能量高。故电子在不同电子层上能量高低顺序为：E(K)2.由于原子中的电子处在原子核的引力场中，电子总是尽可能地先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。
3.钠原子的结构示意图为 ，其中 表示原子核内11个质子，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数目。写出下列元素原子的结构示意图：H_______;O________;Mg____________;Ar_____________;K_______________。
4..一般说来，元素的主要化合价和原子结构周期表中的位置有如下关系：最高正化合价=最外层电子数=主族族数 ；|最高正化合价|+|最低负化合价|= 86.完成下列化学反应方程式，能改写成离子方程式的写出离子方程式。（每位同学都要过关） ①金属钠投入冷水中_____________________________，___________________________；②金属镁粉投入热水中___________________________，__________________________；③镁和稀硫酸反应____________________________，___________________________；④铝片投入稀盐酸中_________________________，________________ __________；⑤铝丝插入硫酸铜溶液中________________________，____________________________；⑥铁丝插入硝酸银溶液中_________________________，___________________________；⑦氧化镁和稀硝酸反应__________________________，__________________________；⑧氧化铝和稀硫酸反应___________________________，__________________________；⑨氧化铝和氢氧化钠溶液反应____________________，___________________________；⑩氢氧化铝和氢氧化钠溶液作用__________________，____________________________；7.元素周期表中，同一周期中，从左到右金属性逐渐。
4.必修2元素周期律中重要的知识点
高中化学必修2知识点归纳总结第一章 物质结构 元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核 注意：中子（N个） 质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）1.原子（ A X ） 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1~20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层： 一（能量最低） 二 三 四 五 六 七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
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为同位素。（对于原子来说）二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数=原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。主族序数=原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数 元素种类第一周期 1 2种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 第五周期 5 18种元素周 长周期 第六周期 6 32种元素期 第七周期 7 未填满（已有26种元素）表 主族：ⅠA~ⅦA共7个主族族 副族：ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB，共7个副族（18个纵行） 第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族） 零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。2.同周期元素性质递变规律第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar(1)电子排布 电子层数相同，最外层电子数依次增加（2）原子半径 原子半径依次减小—（3）主要化合价 +1 +2 +3 +4-4 +5-3 +6-2 +7-1 —（4）金属性、非金属性 金属性减弱，非金属性增加—（5）单质与水或酸置换难易 冷水剧烈 热水与酸快 与酸反应慢 —— —（6）氢化物的化学式 —— SiH4 PH3 H2S HCl —（7）与H2化合的难易 —— 由难到易—（8）氢化物的稳定性 —— 稳定性增强—（9）最高价氧化物的化学式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 —最高价氧化物对应水化物 （10）化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 — （11）酸碱性 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 很强的酸 — （12）变化规律 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)★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。
(2)非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。（Ⅰ）同周期比较：金属性：Na>Mg>Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 非金属性：Si单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4酸性（含氧酸）：H2SiO3（Ⅱ）同主族比较：金属性：Li与酸或水反应：从难→易碱性：LiOHCl>Br>I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF>HCl>HBr>HI（Ⅲ）金属性：Li还原性（失电子能力）：Li氧化性（得电子能力）：Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+ 非金属性：F>Cl>Br>I氧化性：F2>Cl2>Br2>I2还原性：F-酸性（无氧酸）：HF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。四、化学键化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较键型 离子键 共价键概念 阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键 原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键成键方式 通过得失电子达到稳定结构 通过形成共用电子对达到稳定结构成键粒子 阴、阳离子 原子成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 非金属元素之间离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键）共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
（只有共价键）极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A-B型，如，H-Cl。共价键非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A-A型，如，Cl-Cl。
2.电子式：用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）。
5.常用化学元素周期表
元素读音 第一周期元素：1 氢（qīng） 2 氦（hài）元素周期表正确金属汉字写法 第二周期元素：3 锂（lǐ） 4 铍（pí） 5 硼（péng） 6 碳（tàn） 7 氮（dàn） 8 氧（yǎng） 9 氟（fú） 10 氖（nǎi） 第三周期元素：11 钠（nà） 12 镁（měi） 13 铝（lǚ） 14 硅（guī） 15 磷（lín） 16 硫（liú） 17 氯（lǜ） 18 氩（yà） 第四周期元素：19 钾（jiǎ） 20 钙（gài） 21 钪（kàng） 22 钛（tài） 23 钒（fán） 24 铬（gè） 25 锰（měng） 26 铁（tiě） 27 钴（gǔ） 28 镍（niè） 29 铜（tóng） 30 锌（xīn） 31 镓（jiā） 32 锗（zhě） 33 砷（shēn） 34 硒（xī） 35 溴（xiù） 36 氪（kè） 第五周期元素：37 铷（rú） 38 锶（sī） 39 钇（yǐ） 40 锆（gào） 41 铌（ní） 42 钼（mù） 43 锝（dé） 44 钌（liǎo） 45 铑（lǎo） 46 钯（bǎ） 47 银（yín） 48 镉（gé） 49 铟（yīn） 50 锡（xī） 51 锑（tī） 52 碲（dì） 53 碘（diǎn） 54 氙（xiān） 第六周期元素：55 铯（sè） 56 钡（bèi） 57 镧（lán） 58 铈（shì） 59 镨（pǔ） 60 钕（nǚ） 61 钷（pǒ） 62 钐（shān） 63 铕（yǒu） 64 钆（gá） 65 铽（tè） 66 镝（dī） 67 钬（huǒ） 68 铒（ěr） 69 铥（diū） 70 镱（yì） 71 镥（lǔ） 72 铪（hā） 73 钽（tǎn） 74 钨（wū） 75 铼（lái） 76 锇（é） 77 铱（yī） 78 铂（bó） 79 金（jīn） 80 汞（gǒng） 81 铊（tā） 82 铅（qiān） 83 铋（bì） 84 钋（pō） 85 砹（ài） 86 氡（dōng） 第七周期元素：87 钫（fāng） 88 镭（léi） 89 锕（ā） 90 钍（tǔ） 91 镤（pú） 92 铀（yóu） 93 镎（ná） 94 钚（bù） 95 镅（méi） 96 锔（jú） 97 锫（péi） 98 锎（kāi） 99 锿（āi） 100 镄（fèi） 101 钔（mén） 102 锘（nuò） 103 铹（láo） 104 炉（lú） 105
