元素周期表 元素周期律
【知识网络】
随着原子序数（核电荷数）的递增：元素的性质呈现周期性变化： ①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律 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
④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
编元素周期律和 排列原则 ②、将电子层数相同的元素排成一个横行； 具排体元素周期表 ③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一依表据现个纵行。
形①、短周期（一、二、三周期） 式周期（7个横行） ②、长周期（四、五、六周期） 七三周期表结构 ③、不完全周期（第七周期）长 主三七短副①、主族（ⅠA～ⅦA共7个） 一零元素周期表 族（18个纵行） ②、副族（ⅠB～ⅦB共7个） 和不全八③、Ⅷ族（8、9、10纵行） ④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
性质递变 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
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
【考纲点击】
1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。 2.了解元素周期表的结构(周期、族)，知道金属、非金属在周期表中的位置。 3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。 4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。 5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
【命题规律】
物质结构和元素周期律是每年必考的重点内容，主要是对原子结构、同位素等概念的考查；元素的“原子结构”、“在周期表中位置”、“基本性质”三者间的关系考查；化学键的考查层次较低，高考考查重点放在对概念的理解上。元素周期律与元素周期表内容丰富，规律性强，因此命题的空间极为广阔。预测今后高考中可能以短周期元素(或前20号元素)命
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题来考查同一周期、同一主族内元素性质(如原子半径、化合价、单质及化合物性质)的递变规律与原子结构的关系。元素“构”、“位”、“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合。 【重点知识梳理】
一.元素周期律及其实质
1．定义：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。 2．实质：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（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。
3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增 元素性质 ?．最外层电子数 ?．原子半径 同周期元素（左→右） 逐渐增多（1e→8e） 逐渐减小（稀有气体最大） 最高正价：+1→+7； ?．主要化合价 ——同主族元素（上→下） 相同 逐渐增大 最高正价相同； 最低负价 -4 → -1； 最低负价相同（除F、O外） 最低负价＝主族序数－8 最高正价＝主族序数 呈减小趋势 电负性逐渐减小 失能增；得能减。 金属性逐渐增强； 非金属性逐渐减弱。 碱性逐渐增强； 酸性逐渐减弱。 逐渐减弱 ?．第一电离能 ?．电负性 ?．得失电子能力 ?．元素的金属性和非金属性 呈增大的趋势 电负性逐渐增大 失能减；得能增。 金属性逐渐减弱； 非金属性逐渐增强。 ?．最高价氧化物对应水化物的酸碱性 ?．非金属气态氢化物稳定性 碱性逐渐减弱； 酸性逐渐增强。 逐渐增强 注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
二.元素周期表及其结构
1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；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纵行，得到的表叫元素周期表。
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元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。 2．元素周期表的结构
?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成的横行叫周期。 长式周期表有 7 个周期：1、2、3 周期为 短周期 ；4、5、6周期为 长周期 ；7为 不完全周期 。
目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。 周期序数 = 电子层数。
?族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。长式元素周期表有 18 纵行，分为 16 个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。 副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。 第Ⅷ族：第 8、9、10 纵行。 0族：第 18 列 稀有气体 元素。
?镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。
?锕系元素：周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。均为放射性元素
?过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。 三.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系 元素在周期表中位置与元素性质的关系
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?分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
?对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3
难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系
?与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
?与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
?分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
?最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；
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非金属性逐渐增强 周期 金 1 属 B 非金属区 非 2 性 Al Si 金 3 逐 Ge As 属 4 渐 Sb Te 性 5 增 金属区 Po At 增 6 强 强 7 金属性逐渐增强 主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；
最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系 ?电子层数等周期序数；
?主族元素的族序数=最外层电子数；
（3）根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法
记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。
4．元素周期表的用途
?预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质； ①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。
②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。 ③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
?启发人们在一定范围内寻找某些物质
①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
四.元素的金属性或非金属性强弱的判断 1．元素金属性强弱比较方法
①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。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互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其
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