高一化学必修（2）元素周期表、元素性质、核素知识点总结
一、元素周期表结构：（横七竖十八） １、周期
（１）周期数目：现行的元素周期表有 个横行，即有 个周期。 （２）特点：同一周期中，元素原子的 相同，且等于周期序数。 （３）周期根据所填元素种类多少不同，可分为长周期和短周期：
2、族
（１）数目：周期表中共有个 纵行， 个族。
（２）特点：同一主族中元素原子 的相同，且等于其主族序数。 （３）分类：7个主族，7个副族，一个第VIII族，一个Ｏ族。
（４）表示方法：用罗马字母表示，主族用Ａ，副族用Ｂ，第VIII族和Ｏ族不用Ａ或Ｂ。 （５）周期表中族序数与列序数的对应关系：
二、等量关系：
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数 三、本节需要背诵的内容：
１、熟练背会前四周期元素（即前36号元素）
２、熟练背会所有主族元素（要求会写出所有主族元素的元素符号） 3、会写出稀有元素的原子序数：
He Ne Ar Kr Xe Rn 四、碱金属、卤族元素单质的性质（Li到Cs）
１、物理性质：
颜色方面：除铯有金色光泽外，其余均为银白色； 硬度均较小；熔点均较低；密度逐渐增大（钾反常） 2、化学性质：
从Li到Cs，随着核电荷数增加，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，原子失去电子的能力逐渐 ，元素的金属性
逐渐 。
3、物理性质：
颜色状态：F2 淡黄绿色气体 Cl2 黄绿色气体
Br2 深红棕色液体 I2紫黑色固体
从F2到I2，颜色逐渐 ，密度逐渐增大，熔点、沸点逐渐 。
４、化学性质：从F2到I2
（１）与Ｈ２反应剧烈程度：越来越不剧烈；
（２）气态氢化物的稳定性：逐渐减弱（与元素的非金属性有关） 五、元素金属性和非金属性强弱的比较
（１）金属性：指元素原子失去电子的性质，越易失电子，金属性越强。 （２）非金属性：指元素原子得到电子的性质，越易得电子，非金属越强。
（３）比较方法：①同周期：从左至右，原子半径减小，得电子能力增强，即非金属性增强。②同主族：从上至下，原子半径增大，失电子能力增强，即金属性增强。
注意：１、金属元素多为失电子，所以不要描述金属元素的非金属性；同理，也不要讨论非金属元素的金属性；２、半径和得失电子的关系，半径大易失，半径小易得。
六、核素、同位素
质量数Ａ＝质子数Ｚ＋中子数Ｎ 元素的近似原子量算法
第二周：元素周期律
一、原子核外电子的排布
1、 电子能量：由内到外，能量由低到高。
2、 电子层：由1到7，符号分别为：K、L、M、N、O、P、Q
3、 电子分层排布：（1）每层最多排2n2个（2）最外层不超过8个，次外层不超过18
个，倒数第三层不超过32个。 二、本周需要背诵的内容： 1、原子半径比较：
（1）同周期，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，简略为“左大于右” （2）同主族，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大，简略为“下大于上” （3）同种元素的不同粒子，阳离子半径小于原子半径；rNa半径大于原子半径；如：rCl>rCl
(4)具有相同核外电子排布的不同离子，质子数大的半径反而小。例如：S大小顺序：rS
2-2--
+
例如：阴离子
Cl-K+Ca2+
四种离子，核外电子排布均为2 8 8结构。质子数分别为16、17、19、20，离子半径
>rCl->rK+>rCa2+
2、碱性的比较：实质上比较元素的金属性，金属性强则碱性强，反之也成。例如：金
属性Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
３、含氧酸酸性的比较：实质上比较元素的非金属性，非金属性越强则对应酸酸性强，反之则弱，例如：非金属性：Si
Cl>Br>I，稳定性HF>HCl>HBr>HI
5、非含氧酸酸性比较与氢化物稳定性相反。酸性：HF
高一化学必修（2）元素周期表、元素性质、核素知识点总结
一、元素周期表结构：（横七竖十八） １、周期
（１）周期数目：现行的元素周期表有 个横行，即有 个周期。 （２）特点：同一周期中，元素原子的 相同，且等于周期序数。 （３）周期根据所填元素种类多少不同，可分为长周期和短周期：
2、族
（１）数目：周期表中共有个 纵行， 个族。
（２）特点：同一主族中元素原子 的相同，且等于其主族序数。 （３）分类：7个主族，7个副族，一个第VIII族，一个Ｏ族。
（４）表示方法：用罗马字母表示，主族用Ａ，副族用Ｂ，第VIII族和Ｏ族不用Ａ或Ｂ。 （５）周期表中族序数与列序数的对应关系：
二、等量关系：
原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数 周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数 三、本节需要背诵的内容：
１、熟练背会前四周期元素（即前36号元素）
２、熟练背会所有主族元素（要求会写出所有主族元素的元素符号） 3、会写出稀有元素的原子序数：
He Ne Ar Kr Xe Rn 四、碱金属、卤族元素单质的性质（Li到Cs）
１、物理性质：
颜色方面：除铯有金色光泽外，其余均为银白色； 硬度均较小；熔点均较低；密度逐渐增大（钾反常） 2、化学性质：
从Li到Cs，随着核电荷数增加，电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，原子失去电子的能力逐渐 ，元素的金属性
逐渐 。
3、物理性质：
颜色状态：F2 淡黄绿色气体 Cl2 黄绿色气体
Br2 深红棕色液体 I2紫黑色固体
从F2到I2，颜色逐渐 ，密度逐渐增大，熔点、沸点逐渐 。
４、化学性质：从F2到I2
（１）与Ｈ２反应剧烈程度：越来越不剧烈；
（２）气态氢化物的稳定性：逐渐减弱（与元素的非金属性有关） 五、元素金属性和非金属性强弱的比较
（１）金属性：指元素原子失去电子的性质，越易失电子，金属性越强。 （２）非金属性：指元素原子得到电子的性质，越易得电子，非金属越强。
（３）比较方法：①同周期：从左至右，原子半径减小，得电子能力增强，即非金属性增强。②同主族：从上至下，原子半径增大，失电子能力增强，即金属性增强。
注意：１、金属元素多为失电子，所以不要描述金属元素的非金属性；同理，也不要讨论非金属元素的金属性；２、半径和得失电子的关系，半径大易失，半径小易得。
六、核素、同位素
质量数Ａ＝质子数Ｚ＋中子数Ｎ 元素的近似原子量算法
第二周：元素周期律
一、原子核外电子的排布
1、 电子能量：由内到外，能量由低到高。
2、 电子层：由1到7，符号分别为：K、L、M、N、O、P、Q
3、 电子分层排布：（1）每层最多排2n2个（2）最外层不超过8个，次外层不超过18
个，倒数第三层不超过32个。 二、本周需要背诵的内容： 1、原子半径比较：
（1）同周期，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐减小，简略为“左大于右” （2）同主族，随着核电荷数的增加，原子半径逐渐增大，简略为“下大于上” （3）同种元素的不同粒子，阳离子半径小于原子半径；rNa半径大于原子半径；如：rCl>rCl
(4)具有相同核外电子排布的不同离子，质子数大的半径反而小。例如：S大小顺序：rS
2-2--
+
例如：阴离子
Cl-K+Ca2+
四种离子，核外电子排布均为2 8 8结构。质子数分别为16、17、19、20，离子半径
>rCl->rK+>rCa2+
2、碱性的比较：实质上比较元素的金属性，金属性强则碱性强，反之也成。例如：金
属性Na>Mg>Al，则碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
３、含氧酸酸性的比较：实质上比较元素的非金属性，非金属性越强则对应酸酸性强，反之则弱，例如：非金属性：Si
Cl>Br>I，稳定性HF>HCl>HBr>HI
5、非含氧酸酸性比较与氢化物稳定性相反。酸性：HF