元素周期表与元素周期律专题复习
元素周期表与元素周期律专题复习
【考点突破】
一、高考风向标
物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中，本部分试题一般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04，2道12分；05年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对性地进行复习。
可以预测2006年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据，对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查，此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。
二、高考考点逐个突破
1. 考查原子结构
例1. （05上海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（）
A. D3O+
B. Li+
C. OD-
D. OH-
解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D
评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。
2. 考查原子半径
例2. （02江苏综合）下列叙述正确的是（）
A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大
B. VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
C. 室温时，零族元素的单质都是气体
D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等
解析：此题主要考查元素周期表中，同周期同主族元素性质的一些递变规律，在同周期中零族元素的原子半径最大，而在同主族中，半径越大，越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如IV A族铅形成的Pb2+。答案为C。
评析：对于同主族元素来说，从上到下，原子半径及相对应的离子半径依次增大；总的来说，相对原子质量依次增大；零族元素的单质全部为气体，IIA族、IIIA族、IV A族元素的单质全部为固体，V A、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态（其余都为固态），VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。
一般来说，形成简单离子时，其所带的电荷数与该元素最外层电子数相等，但也有例外的，如最外层电子数比较多的铅、锡等元素，它们在反应时可以表现出不同的化合价，生成不同的离子。
3. 考查化合价
例3. （05全国理综I）下列说法中正确的是（）
A. 非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B. 非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C. 最外层有2个电子的原子都是金属原子
D. 最外层有5个电子的原子都是非金属原子
解析：一般来说，非金属元素的最高正价等于其最外层电子数（O、F除外），最低负价等于8－最外层电子数（H除外）。金属元素的最外层电子数一般比较少，但也有比较多的，如铋，最外层有5个电子。答案为A。
评析：元素的原子在转化为离子时，总是向最外层8电子稳定结构的趋势进行，当原子的最外层电子数比较多时，通常容易得到电子；当原子的最外层电子数比较少时，通常容易失去电子。但此规律又不是绝对的，如H虽然最外层只有一个电子，但还能得电子；而铅和锡，最外层电子数虽然比较多，还是能够失电子。
4. 考查元素周期律
例4. （04江苏高考）X、Y是元素周期表中VIIA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）
A. X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B. X的氢化物的沸点比Y的氢化物沸点低
C. X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D. Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
解析：非金属性越强，氢化物越稳定，置换能力越强。对于组成和结构相似的同主族元素形成的分子来说，非金属性越弱，相对分子质量越大。A、B、D选项都说明X的非金属性比Y弱，故答案为C。
评析：非金属性的强弱比较可以从以下几个方面考虑：（1）与氢气化合越容易，非金属性越强；（2）气态氢化物越稳定，非金属性越强；（3）最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；（4）非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其化合物中置换出来；（5）同主族从上到下非金属性减弱；（6）同周期从左至右非金属性增强；（7）电解时，溶液中越易放电的单核阴离子对应的元素非金属性越弱。
同主族元素，从上到下，电子层数依次增大，原子半径依次增大，相对原子质量依次增大，非金属性依次减弱。
5. 考查元素周期表
例5. （04全国理综）2003年，IUPAC（国际纯粹与应用化学联合会）推荐原子序数为110的元素的符号为Ds，以纪念该元素的发现地（Dermstadt，德国），下列关于Ds的说法不正确的是（）
A. Ds原子的电子层数为7
B. Ds是超铀元素
C. Ds原子的质量数为110
D. Ds为金属元素
解析：本题考查对元素周期表结构的掌握情况。周期数＝电子层数，原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数，86Rn位于第六周期零族，其下一周期同族的元素原子序数应为，故110Ds的电子层数应为7，是超铀元素，是金属元素。故答案为C。
评析：在判断元素的性质时，首先应弄清元素在周期表中的位置。然后利用已知同主族元素的性质及同主族元素的性质递变规律，预测未知元素的性质。
6. 考查化学键及分子构成
例6. （05江苏高考）A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3：4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（）
A. X、Y、Z的稳定性逐渐减弱
B. A、B、C、D只能形成5种单质
C. X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高
D. 自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物
解析：此题考查的是物质结构、元素周期律等知识。由A、C的核电荷数之比为3：4，确定A为碳元素，C为氧元素。由D分别能与A、B、C形成电子总数相等的分子可以确定B为氮，D为氢。X为CH4，Y为NH3，Z为H2O。选项A中，氢化物的稳定性应与其非金属性关系相同，故氢化物的稳定性依次增强。选项B中，A、B、C、D形成的单质常见的有H2、D2、T2、HD、HT、DT、金刚石、石墨、N2、O2、O3等。碳、氮、氧的单质还有多种同位素构成的单质。显然B不正确。C中，比较熔沸点，可先看状态，水为液态，熔沸点最高；再看相对分子质量，不难得出熔沸点的关系为X＜Y＜Z。D中，就碳来说，形成数以百万计的有机物，H、O、N也能形成许多物质，D正确。答案：CD 评析：在元素推断中，我们常常需要大胆假设，根据相关信息进行科学论证。象上题这样，我们就可预测D要么为氢，要么为氧。然后加以论证：若D为氧，由于A、B、C的原子半径不同，也就是它们属于不同元素，化合价不同，形成的氧化物中氧原子个数不同，则对于短周期元素来说，很难形成电子总数相等的分子。故D应为氢元素，这样也就确定了A、B、C都为非金属元素，再根据A、C的核电荷数关系即可确定其为何种元素，打开了突破口，也就容易得出其它元素。
例7. （05江苏模拟）下列说法中正确的是（）
A. 氢键是一种强度介于离子键和共价键之间的化学键
B. 所有物质中都存在化学键
C. 含有极性键的分子一定是极性分子
D. 含有离子键的化合物一定是离子化合物
解析：此题考查晶型与键型之间的关系。（特例验证法）
A项：氢键不是化学键，化学键有：离子键、共价键、金属键三种，则A错误；B项：惰性单质是单原子分子，只存在分子间作用力，分子内部没有化学键，则B错误；C项：CH4是含有极性键的非极性分子，所以此说法错误；D项：含有离子键的化合物一定是离子化合物，则D正确。答案为D。
7. 考查晶体的类型、结构及计算
例8. （05上海高考）下列说法错误的是（）
A. 原子晶体中只存在非极性共价键
B. 分子晶体的状态变化，只需克服分子间作用力
C. 金属晶体通常具有良好的导电、导热和延展性
D. 离子晶体在熔化状态下能导电
解析：原子晶体中，有的是单质，原子间存在非极性共价键；有的是化合物，原子间存在极性共价键。分子晶体微粒间只存在分子间作用力。金属晶体内存在自由电子，因而能导电、导热，并具有延展性。离子晶体在熔化状态下，离子能自由移动，因而能导电，答案为A。
评析：在分析晶体的结构时，我们通常要明确晶体的几种代表物，明确晶体的常见性质，然后利用这些固有的知识对试题中的选项进行判断。
例9. 下图是氯化铯晶体的晶胞结构示意图（晶胞是指晶体中最小的重复单元），其中黑球表示氯离子、白球表示铯离子。已知晶体中2个最近的铯离子的核间距离为a cm，氯化铯的摩尔质量为M g/mol，则氯化铯晶体的密度为（）
A. B.
C. D.
解析：以小立方体为研究对象：体积为a3 cm3，铯离子个数为
所以，小立方体中只含有1个氯化铯。
根据摩尔质量求得1个氯化铯的质量为。由体积、密度、质量的关系得：C项正确。答案为C。
评析：与空间构型相关的化学试题，是学科间的综合试题，近几年理科综合要求较低，重点掌握氯化钠、氯化铯、二氧化硅、石墨等典型结构，利用分摊法，确定好研究对象，弄清体积（数学问题）、质量（化学问题，利用摩尔质量求得）、密度之间的关系。
【难点突破】
一、同周期同主族元素性质的递变规律
例1. 下列叙述正确的是（）
A. 同周期元素中，0族元素的原子半径最小
B. 现已发现的IIA族元素的单质在常温常压下都是固体
C. VIIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
D. 所有的主族元素的简单离子的带电荷数与其族序数相等
解析：同周期元素从左至右原子半径逐渐减小，但稀有气体反常，故A错误；VIIA 族元素的原子半径从上到下逐渐增大，非金属性减弱，金属性增强，即得电子能力减弱，而失电子能力增强。故C错误；主族元素的简单阳离子的化合价与其族序数相等，而阴离子不等，故D错误。综上所述选B。
评析：要比较元素的性质，通常将两种元素放在元素周期表中，利用其在周期表中的位置进行比较。在周期表中，元素的化学性质遵循以下递变规律：
①同周期元素，从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。同主族元素，从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。
②金属性越强，单质的还原性越强，对应离子的氧化性越弱；单质与水或酸反应越剧烈，置换出氢越容易；最高价氧化物的水化物的碱性越强，溶解度越大，热稳定性越强。
③非金属性越强，单质的氧化性越强，对应离子的还原性越弱；单质与氢气反应越剧烈，氢化物越稳定；最高价氧化物的水化物的酸性越强。
二、元素在周期表中位置的确定
例2. 第三周期元素R，它的原子最外电子层上达到饱和所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，但等于最内层电子数的正整数倍。下列说法正确的是（）
A. 常温下，能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应
B. R的最高价氧化物对应的水化物都是强酸
C. 在固态时，R的单质属于同一类型的晶体
D. 在常温下，R的气态氢化物都能在空气中稳定存在
解析：本题考查的是对电子排布知识的运用，依题意推导知：R可能是Si或S；然后逐项分析，应知：硅酸是弱酸、硫酸是强酸；Si是原子晶体，S是分子晶体；SiH4不稳定。而SO2、SiO2都是酸性氧化物，都可以与烧碱反应，所以只有A项是正确的。
评析：要判断元素的性质，首先应确定元素的种类，也就是要确定元素在周期表中的位置。如何预测某元素在周期表中的位置呢？如116号元素，现要确定它在周期表中的位置。我们可以用电子排布式来确定，但常常从各周期所容纳的元素种数来确定。我们知道，各周期排满原子后，其元素的种数依次为：1周期，2种；2、3周期，8种；4、5周期，18种；
6、7周期，32种。7个周期排满原子后，共容纳原子118种。现在某元素为116号元素，比118少2，说明此元素位于118号元素前面第二种元素的位置。118号元素为0族元素，117号元素为VIIA族元素，则116号元素为VIA族元素，因此该元素是第7周期第VIA族元素。
三、利用电子层结构判断元素的性质
例3. 四种主族元素的离子和（a、b、c、d为元素的原子序数），它们具有相同的电子层结构，若m>n，对下列叙述的判断正确的是（）
（1）a-b=n-m，（2）元素的原子序数a>b>c>d，（3）元素非金属性Z＞R，（4）最高价氧化物对应水化物的碱性X＞Y
A. 只有（3）正确
B. （1）（2）（3）（4）正确
C. （1）（2）（3）正确
D. （2）（3）正确
解析：由题意知，a-m=b-n=c+n=d+m
又m>n，则（1）错，（2）正确。
对于主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族序数，阴离子所带的负电荷数为8－族序数，故Z、R位于X、Y的上一周期，且Z在R后，X在Y后，故（3）正确，（4）错。综合以上情况，故D正确。
评析：一般来说，金属元素形成阳离子时，要比其原子少一个电子层；非金属元素形成阴离子时，电子层数不变，即与其原子的电子层数相同。若两元素的原子相差一个电子层，形成离子后，相差二个电子层，则电子层数少的那种元素必为金属元素，电子层数多的那种元素必为非金属元素。
四、晶体类型的判断
例4. 下列各组物质各自形成的晶体，都属于分子晶体的化合物的是（）
A. H2O、HD、C3H8
B. P2O5、CO2、H3PO4
C. SO2、SiO2、CS2
D. CCl4、（NH4）2S、H2O2
解析：本题的关键是审题要细心。HD是氢气，A错；SiO2为原子晶体，C错；（NH4）2S为离子晶体，D错。只有B正确。
评析：判断晶体的类型，通常有下列几种方法：
（1）根据晶体晶格质点和质点间作用力判断
离子晶体晶格质点是阴、阳离子，质点间作用力是离子键；原子晶体晶格质点是原子，原子间作用力是共价键；分子晶体晶格质点是分子，分子间作用力是范德华力；金属晶体晶格质点是金属离子（自由电子），作用力是金属键。
（2）根据物质分类判断
金属氧化物（如K2O、Na2O2等）、强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数盐类是离子晶体，大多数非金属单质、气态氢化物、非金属氧化物、绝大多数有机物是分子晶体。常见原子晶体单质有金刚石、晶体硅等，常见的原子晶体化合物有二氧化硅、碳化硅等；常见金属晶体是除汞外的金属单质。
（3）依据熔沸点判断
离子晶体熔点较高，一般是数百甚至是一千多摄氏度；原子晶体熔点最高，可达一千到几千摄氏度；分子晶体熔点最低，一般在几百摄氏度以下；金属晶体一般熔点也较高，个别的很低。
（4）依据导电性判断
离子晶体熔化或水溶液能导电，原子晶体一般为非导体（石墨除外），分子晶体为非导体，但有的是电解质，溶于水电离也能导电。金属晶体是电的良导体。
（5）根据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大且脆，原子晶体硬度大，分子晶体硬度小且脆。金属晶体多数硬度大，个别较小，有延展性。
五、化学键的判断
例5. 下列物质中，只含离子键的是（）
A. NaOH
B. NaCL
C. AlCl3
D. Na2O2
解析：A中，NaOH既含离子键，又含极性共价键；B中，NaCl只含离子键；C中，AlCl3虽然含有金属元素，但Al与Cl之间存在的是共价键；D中，Na2O2既含离子键，又含非极性共价键。故答案为B。
评析：要正确分析物质中所含的化学键及作用力，必须掌握下列知识：
1. 单质
（1）非金属单质
①构成双原子分子或多原子分子
如：H2、O2、O3等，原子间通过形成共用电子对（电子云重叠）而形成分子。由于同种元素原子核对外层电子的吸引力相同，因此共用电子对位于两原子的中央，形成非极性键。分子间只存在微弱的作用力，即范德华力。
②构成单原子分子
稀有气体，如：He、Ne、Ar、Kr等，由于它们的最外层已达到相对稳定结构，因此原子间不再形成化学键，只存在微弱的范德华力。
③不能构成分子
如：金刚石，每个碳原子与周围的四个碳原子通过电子云重叠而形成四个非极性共价键，构成空间网状结构。
如：石墨，每个碳只拿出最外层的三个电子与周围的三个碳原子形成三个非极性共价
键，构成平面网状结构。另外的那个最外层电子就成为自由电子，而使它具有导电性，类似于金属晶体中的金属键。层与层之间只存在微弱的范德华力。
（2）金属单质
金属通常以金属离子和自由电子的形式存在，有的以原子的形式存在。金属离子和自由电子之间通过金属键相结合。
2. 化合物
（1）共价化合物
①分子型如：HCl、H2O等。原子间存在极性共价键，分子间存在范德华力。再如：H2O2中，H、O原子核间存在极性共价键，两个O原子间存在非极性键，H2O2分子间存在范德华力。
②原子型如：SiO2、SiC，它们构成原子晶体，原子间仅存在极性共价键。
（2）离子化合物
由阴、阳离子构成，阴、阳离子间存在离子键。若阳离子为，内部存在共价键和配位键。若阴离子为复杂离子，还存在共价键。如OH-，O与H原子间存在极性共价键；如与O原子间存在非极性共价键。
六、微粒半径大小的比较
例6. 下列微粒半径的大小关系，不正确的是（）
A.Na>Be>C>F
B. S2->S>O>F
C. S2->Cl->K+>Ca2+
D. Cl>Li>N>He
解析：A中，Na原子半径大于Li，Li大于Be，Be、C、F在周期表中同周期，A正确。B中，S、O同主族，O、F同周期，半径大于S原子半径，B正确。C中，四者的电子层结构相同，核电荷数依次增大，半径依次减小，C正确。D中，虽然Cl的电子层数比Li 多，但半径却比Li小，N的原子半径也小于He的原子半径，D不正确。
评析：要正确判断微粒半径的大小，应掌握以下规律：
1. 不同元素
（1）同周期元素的原子、离子
从左到右，随着核电荷数的递增，原子半径依次减小，阳离子半径依次减小，阴离子半径依次减小。如：Na>Mg>Al>Si，Na+>Mg2+>Al3+，S2->Cl-。
（2）同主族元素的原子、离子
从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径依次增大，阳离子半径依次增大，阴离子半径依次增大。如：Li 随着核电荷数的递增，离子半径依次减小。如：S2-> Cl-> K+>Ca2+，F->Na+>Mg2+>Al3+。 （4）无共同点的元素 可借助参照物进行比较如：S2-与AL3+可借助于O2-，Al3+ 2. 同种元素 阳离子＜中性原子＜阴离子。价态越高的微粒半径越小，如：Fe3+ 总结以上各点，可以得到以下规律： 要判断微粒半径的大小，首先应看电子层数。一般情况下，电子层数越多，半径越大； 若电子层数相同，则看核电荷数，核电荷数越大，半径越小，若电子层数相同，核电荷数也相同，则看核外电子数，核外电子数越多，半径越大。通常稀有气体元素的原子半径反常，原因是：①一般非金属元素的原子半径为形成共价键的分子内两原子核间距离的一半，由于电子云重叠，导致原子半径的测定值偏小。②稀有气体元素原子核的最外层已达相对稳定结构，受外界条件的影响小。 七、元素推断 例7. 某元素X最高价含氧酸的相对分子质量为98，且X的氢化物的分子式不是，则下列说法正确的是（） A. X的最高价含氧酸的分子式可表示为H3XO4 B. X是第二周期V A族元素 C. X是第二周期VIA族元素 D. X的最高化合价为+4 解析：此题考查了原子结构、元素在周期表中的位置与物质性质的关系。最高价含氧酸的相对分子质量为98的酸常见有两种：硫酸和磷酸。且磷元素的氢化物的分子式不是H2X，而是PH3，故X应为磷。答案为A。 例8. 下列元素中一定为主族元素的是（） （1）最高正价为+6价，并且不能与氢形成气态氢化物 （2）最外层电子数为1，并且有+1、+2两种化合价 （3）除最外层外，其余各电子层都达到了饱和 （4）次外层电子数是最外层电子数的3倍 （5）最外层电子数为3的一种元素 （6）能形成气态氢化物的一种元素 （7）最高价氧化物对应的水化物是酸的一种元素 A. （1）（3）（5）（6）（7） B. （2）（4）（6）（7） C. （4）（5）（6） D. （1）（3）（4）（5）（6）（7） 解析：（1）化合价为+6价的可能是主族元素，也可能为副族元素。 （2）最外层电子数为1，并且有+1、+2两种化合价，一定为过渡元素。 （3）除最外层外，其余各电子层都达到了饱和，可能是主族元素，也可能是过渡元素，如铜、锌等。 （4）次外层电子数是最外层电子数的3倍，一定为硒。 （5）最外层电子数为3的一种元素，一定是主族元素，因为过渡元素的最外层电子数都不大于2。 （6）能形成气态氢化物的一种元素，一定是非金属元素，因为只有非金属元素才能形成气态氢化物。 （7）最高价氧化物对应的水化物是酸的一种元素，可能为过渡元素，如锰、铬等。 故答案为C。 例9. A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大。B原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍；C的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X；E与A同主族；A、B、C这三种元素，每一种与D都能形成元素的原子个数比不相 同的若干种化合物。 （1）写出下列元素的元素符号：A___________，E___________； （2）D在周期表中位于第___________周期，第___________纵行； （3）B的最高价氧化物的电子式为___________； （4）E和D形成的化合物与水反应的化学方程式为___________； （5）盐X的水溶液显___________（填“酸”“碱”或“中”）性，其原因用离子方程表示是：______________________。 解析：由“B原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍”，可确定其为6号元素碳。 由“C的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X”可确定其为氮，因为只有氮元素的氢化物的水溶液呈碱性。 由“A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大”和“E与A同主族”可知，A只可能为“H、Li、Be、B”，又由“A、B、C这三种元素，每一种与D都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物”知，D应为氧。能与氧生成多种氧化物的只有H，故E为Na。 答案为：（1）H，Na （2）2，16 （3） （4） （5）酸； 评析：要迅速推断元素，应明确知识点是如何设置在试题中的。元素推断题知识点的设置通常有下列四种模式： 1. 知识点设置在原子结构的特殊性上 （1）族序数等于周期数的元素是H、Be、Al等； （2）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素是C、Si； （3）最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是S； （4）除H外，原子半径最小的元素是F； （5）最高正价不等于族序数的元素是O、F等。 （6）只表现负价的元素是F。 2. 知识点设置在元素的性质、用途和存在上 （1）形成化合物种类最多的元素或单质是自然界硬度最大的元素，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氢化物的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，无正价的元素或气态氢化物最稳定的元素——F； （6）最活泼的金属元素，最高价氧化物对应的水化物碱性最强的元素或阳离子氧化性最弱的元素——Cs； （7）常温下呈液态的非金属元素——Br； （8）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； （9）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素——N； （10）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； （11）常见的能形成同素异形体的元素有：C、P、O、S； （12）最易形成阳离子的元素是IA、IIA族的活泼金属；最易形成简单阴离子的元素 是VIA、VIIA族的活泼非金属；最难形成离子而易形成共价化合物的是第IVA族的C和Si； （13）对角相似的现象，如Be和Al、B和Si、O和Cl等。 3. 知识点设置在化学计算中 比如告诉某一反应中两种物质的某个量的关系，或最高价氧化物和氢化物中元素的质量分数。通过化学计算可求出此元素的质量数或相对原子质量，再利用质子数与中子数的关系求出原子序数，最后确定该元素。 4. 知识点设置在周期表的整体框架上 此类试题往往是学生最感头疼的，因为待推断的元素不能根据一句话推出，必须构建周期表的整体框架，然后确定它们在周期表中的位置，进行综合推断。 八、分子极性的判断 例10. PtCl2（NH2）2有两种分子结构，它可以形成两种固体。实验发现：一种固体为淡黄色，另一种固体为黄绿色。 做溶解性实验发现，淡黄色固体在水中溶解度很小，而在汽油中溶解度较大；黄绿色固体易溶于水，而难溶于汽油。 根据上述实验现象推断两种固体的分子构型： 淡黄色固体：______________________； 黄绿色固体：______________________。 解析：水是极性分子，淡黄色固体在水中溶解度小，说明其为非极性分子；黄绿色固体易溶于水，说明其为极性分子。 答案为：淡黄色固体为： 黄绿色固体为：（都为平面结构） 评析：对于多种元素形成的分子，我们可以将其转化为两种元素组成的化合物的形式。两种元素形成的多原子分子的极性，通常采用下列方法加以判断： 1. 从分子结构判断 结构对称的为非极性分子，结构不对称的为极性分子。 2. 从正负电荷的重心是否重合判断 正、负电荷重心重合，为非极性分子；正、负电荷重心不重合，为极性分子。 如：三氧化硫为平面正三角形结构，硫原子位于正三角形的中心，三个氧原子位于正三角形的三个顶点上，结构对称，正负电荷重心重合，因此三氧化硫为非极性分子。 3. 从中心原子形成的共价键数目是否等于其最外层电子数判断 若中心原子的最外层电子全部形成共价键，即最外层有几个电子，就形成几个共价键，则为非极性分子。 若中心原子的最外层电子没有全部形成共价键，也就是最外层存在孤对电子，孤对电子必然对共用电子对产生排斥作用，从而使分子结构不对称，此分子为极性分子。如PCl5，形成三角双锥结构，P原子位于三角双锥的中心，五个Cl原子位于三角双锥的五个顶点上，它结构对称，正负电荷重心重合，因此PCl5为非极性分子。再如PCl3，为三角锥形结构，P原子位于三角锥的一个顶点上，三个Cl原子位于三角锥的另外三个顶点上，结构不对称，正负电荷的重心不重合，因此PCl3为极性分子。 4. 从中心原子的化合价考虑 若中心原子显正价，正价的数值与最外层电子数相等，则为非极性分子；否则，为极性分子。 若中心原子显负价，负价的数值与最外层电子数相等，则为非极性分子；否则为极性分子。 如：CH4中H为+1，C为价，C的最外层有4个电子，负化合价的数值等于最外层电子数，则为非极性分子。再如NH3中H为+1价，N为价，N的最外层有5个电子，负化合价数值与最外层电子数不等，为极性分子。 5. 从分子在某溶剂中的溶解性考虑 根据相似相溶原理，极性分子构成的溶质易溶于极性分子构成的溶剂，非极性分子构成的溶质易溶于非极性分子构成的溶剂。通过溶剂是否有极性，就可判断出分子是否有极性。如：苯易溶于四氯化碳，而难溶于水。我们知道，水为极性分子，则苯为非极性分子，四氯化碳为非极性分子。 元素周期表与元素周期律知识点归纳 1、元素周期表共有横行，个周期。其中短周期为、、。所含元素种类为、、。长周期包括、、。所含元素种类为、、。 第七周期为不完全周期，如果排满的话有种元素。 2元素周期表有个纵行个族。包括个主族，个副族，一个族，一个第Ⅷ族（包括个纵行）按从左到右的顺序把16个族排列 。过度元素共包括个纵行（第纵行到第纵行）。包括哪些族。过渡元素全为元素。又称为。 3、写出七个主族和0族元素的名称和元素符号 ⅠA族 ⅡA族 ⅢA族 ⅣA族 ⅤA族 ⅥA族 ⅦA族 0族 4.同一周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数之间的关系 若元素位于第二、三周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第四、五周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 若元素位于第六周期，第ⅡA族的原子序数为a，则第ⅢA族的原子序数为 5、同一主族上下相邻两个周期原子序数之间的关系 若A在B的上一周期，设A的原子序数为a ⑴若A、B位于第ⅠA族或ⅡA族（过度元素的左边）则B的原子序数为。 ⑵若A、B位于第ⅢA族——ⅦA族（过度元素的右边）则B的原子序数为。 。 6、微粒半径大小判断的方法 。 。 。 7 与He原子电子层结构相同的简单离子。 与Ne原子电子层结构相同的简单离子。 与Ar原子电子层结构相同的简单离子。 阳离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。阴离子与周期稀有气体原子的电子层结构相同。 8、阴上阳下规律 9原子得电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子得电子能力越强——单质的氧化性——元素的非金属性——阴离子的还原性——单 质与氢气化和的能力——生成的气态氢化物越——最高价氧化物对应水化物的酸性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断得电子能力的强弱 如Cl2+Na2S=2NaCl+S得电子能力ClS 10、原子失电子能力强弱判断的方法 ⑴、原子失电子能力越强——单质的还原性——元素的金属性——阳离子的氧化性——单质与水或酸反应置换出氢的能力——最高价氧化物对应水化物的碱性。 ⑵、另外可以通过单质间的置换反应判断失电子能力的强弱 如Fe+CuSO4=FeSO4+Cu失电子能力FeCu 11、同一主族元素及其化合物性质的递变性： 同主族元素的原子，最外层电子数，决定同主族元素具有的化学性质。从上到下原子的核电荷数依次，原子的电子层数依次，原了半径逐渐；原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐；原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐。气态氢化物的稳定性逐渐。 12、同一周期元素及其化合物性质的递变性： 在同一周期中，各元素原子的核外电子层数，但从左到右核电荷数依次，最外层电子数依次，原子半径逐渐（稀有气体元素除外）。原子失电子能力逐渐，元素的金属性逐渐，单质的还原性逐渐，对应阳粒子的氧化性逐渐，单质与水或酸反应置换出氢气的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐。 原子得电子能力逐渐，元素的非金属性逐渐，单质的氧化性逐渐，对应阴离子的还原逐渐，单质与氢气化合的能力逐渐，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐，气态氢化物的稳定性逐渐。 1.位、构、性的关系 根据原子结构、元素周期表的知识及相关条件可推算原子序数，判断元素在周期表中的位置等。 2.周期表中数字与性质的关系 （1）由原子序数确定元素位置的规律：只要记住稀有气体元素的原子序数就可以确定主族元素的位置。 He：2、Ne：10、Ar：18、Kr：36、Xe：54、Rn：86 ①若比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2，则应处在下一周期的ⅠA或ⅡA，如88号元素，88-86=2，则应在第7周期第ⅡA。 ②若比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时，则应在第ⅦA~ⅢA，如84号元素在第6周 专题六元素周期率与元素周期表 【考点分析】 1．掌握元素周期率的实质，了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）。 2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质（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；以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 3．以上知识是高考必考内容，常以选择题、简答题和推断填空题的形式出现。 【典型例题】 【例1】例1（2003上海理综）在人体所需的16种微量元素中有一种被称为生命元素的R 元素，对延长人类寿命起着重要的作用。已知R元素的原子有四个电子层，其最高价氧化物分子式为RO3，则R元素的名称 A．硫B．砷C．硒D．硅 【备选1】：周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差1，它们形成化合物时，原子数之比为1﹕2，写出这些化合物的化学式______________ 【备选2】：X、Y、Z为短周期元素，这些元素原子的最外层电子数分别为1、4、6，则由这三种元素组成的化学式不可能是 A. XYZ B.X2YZ C.X2YZ2 D.X3YZ3 【例2】下列有关物质的性质比较正确的是 (1)同主族元素的单质从上到下，非金属性减弱，熔点增高 (2)元素的最高正化合价在数值上等于它所在的族序数 (3)同周期主族元素的原子半径越小，越难失去电子 (4)元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强 (5)还原性：S2-＞Se2-＞Br-＞Cl- (6)酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3 A.(1)(3) B.(2)(4) C.(3)(6) D.(5)(6) 【备选1】下表是X、Y、Z三种元素的氢化物的某些性质： 元素熔点/℃沸点/℃与水的反应导电性(纯液体) X -283 -162 不反应不导电 Y -102 19 放热反应，形成酸性溶液不导电 Z 680 / 剧烈反应，生成H2，并形成碱性溶液导电 若X、Y、Z这三种元素属于周期表中的同一周期，则它们的原子序数递增的顺序是 元素周期律和元素周期表的重要意义 元素周期律和周期表，揭示了元素之间的内在联系，反映了元素性质与它的原子结构的关系，在哲学、自然科学、生产实践各方面都有重要意义。 （1）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。元素周期表是周期律的具体表现形式，它把元素纳入一个系统内，反映了元素间的内在联系，打破了曾经认为元素是互相孤立的形而上学观点。通过元素周期律和周期表的学习，可以加深对物质世界对立统一规律的认识。 （2）在自然科学方面，周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过渡元素结构、镧系和锕系结构理论、甚至为指导新元素的合成、预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，首先是化学、物理学、生物学、地球化学等方面，都是重要的工具。 （3）在生产上的某些应用 由于在周期表中位置靠近的元素性质相似，这就启发人们在周期表中一定的区域内寻找新的物质。 ①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 ②半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 ③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。进一步研究发现，这些元素的催化性能跟它们原子的d轨道没有充满有密切关系。于是，人们努力在过渡元素（包括稀土元素）中寻找各种优良催化剂。例如，目前人们已能用铁、镍熔剂作催化剂，使石墨在高温和高压下转化为金刚石；石油化工方面，如石油的催化裂化、重整等反应，广泛采用过渡元素作催化剂，特别是近年来发现少量稀土元素能大大改善催化剂的性能。 ④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅥB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 ⑤矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序的元素较多，奇数原子序的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。在岩浆演化过程中，电负性小的、离子半径较小的、熔点较高的元素和化合物往往首先析出，进入晶格，分布在地壳的外表面。 有的科学家把周期表中性质相似的元素分为十个区域，并认为同一区域的元素往往是伴生矿，这对探矿具有指导意义。 元素周期表与元素周期律专题复习 【考点突破】 一、高考风向标 物质结构与元素周期律这部分知识主要出现在选择题及填空题中。在选择题中，主要是有关原子结构的计算、同位素、元素周期律中物质或元素性质的递变规律、元素在周期表中的位置与其性质的关系、化合物中原子的电子排布、分子的结构、晶体的结构和性质、新发现的元素等。在非选择题中，主要考查元素的推断，物质的结构、性质、位置三者的关系。在高考卷中，本部分试题一般3个左右，分值为25分（03年，3道27分；04，2道12分；05年，三套试题中：第I套3道27分；第II套3道25分；第III套没有出现）由于本章内容是对元素化合物知识的概括和总结，同时对元素化合物性质的学习和归纳又具有积极的指导意义，所以我们在复习本章知识时，一定要注意总结规律、找出特例，明确失分点及其产生的原因，有目的、有针对性地进行复习。 可以预测2006年高考试题中，元素位、构、性三者的关系仍是高考命题的主要依据，对这三者的关系，高考常以原子序数大小、原子或离子半径大小、离子氧化性或还原性强弱等比较型试题和物质的组成、元素位置及化合价、化合物的性质、结构推断等题型进行考查，此类知识点常以选择题和推断题的形式出现。 二、高考考点逐个突破 1. 考查原子结构 例1. （05上海高考）下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（） A. D3O+ B. Li+ C. OD- D. OH- 解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D 评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质子数小于电子数。至于质子数与中子数的关系，必须知道粒子的质子数和质量数，只要有一个不清楚，二者的关系就不能确定。 2. 考查原子半径 例2. （02江苏综合）下列叙述正确的是（） A. 同周期元素中VIIA族元素的原子相对质量大 B. VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 C. 室温时，零族元素的单质都是气体 D. 所有主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等 解析：此题主要考查元素周期表中，同周期同主族元素性质的一些递变规律，在同周期中零族元素的原子半径最大，而在同主族中，半径越大，越难得到电子。单原子离子的化合价和它的族序数不一定相等，如IV A族铅形成的Pb2+。答案为C。 评析：对于同主族元素来说，从上到下，原子半径及相对应的离子半径依次增大；总的来说，相对原子质量依次增大；零族元素的单质全部为气体，IIA族、IIIA族、IV A族元素的单质全部为固体，V A、VIA族元素中只有氮气和氧气常温下呈气态（其余都为固态），VIIA族元素的单质既有气体、液体、还有固体。 微专题--元素周期表结构新题答案 一、单选题 1、【答案】C 【解析】本题考查原子结构和元素周期律关系，侧重考查原子结构、元素周期表结构、元素化合物性质，正确推断Y元素是解本题的关键，题目难度中等。 【解答】W、X、Y、Z为同一短周期元素，根据图知，X能形成4个共价键、Z能形成1个共价键，则X位于第IVA族、Z位于第VIIA族，且Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半，Z最外层7个电子，则X原子核外有14个电子，为Si，Z为Cl，该阴离子中Cl显?1价、X显+4价，根据阴离子中化合价的代数和为?1价，知Y为?3价，所以Y为P，根据阳离子所带电荷知，W为Na，通过以上分析知，W、X、Y、Z分别是Na、Si、P、Cl元素。 A.WZ为NaCl，NaCl的水溶液呈中性，故A错误； B.同一周期元素非金属性随着原子序数增大而增强，则非金属性Cl>P>Si，所以非金属性Z>Y>X，故B错误； C.Y为P，Y的最高价氧化物的水化物H3PO4为中强酸，故C正确； D.Y为P，其最外层有5个电子，P原子形成2个共价键且该阴离子得到W原子一个电子，所以P原子达到8电子结构，即Y原子达到8电子稳定结构，故D错误； 2、【答案】C 【解析】本题考查常见元素推断、同周期元素性质的递变规律、化学键类型的判断等，题目难度中等，熟练掌握元素周期表和元素周期律的知识是解题的关键。 【解答】由有机物分子结构式知，Y原子形成3个共价键，X能形成4个共价键，Z原子形成2个共价键，R形成一个共价键，再结合原子序数排序，R为氢或锂元素，Y为氮或磷元素，X为碳元素，Z为氧或硫元素。又因为R、Y的简单阴离子相差一个电子层，X、Y、Z位于同周期，所以R为氢元素，Y 为氮元素，Z为氧元素。 A.同周期从左到右原子半径逐渐减小，H原子半径最小，所以原子半径：C>N>O>H，故A错误； B.C同周期从左到右非金属性逐渐增强，C、N、O的非金属性依次增强，故B错误； C.H和O组成的简单化合物为H2O，只含极性共价键，故C正确； D.N的含氧酸中HNO2是弱酸，故D错误。 3、【答案】A 【解析】本题考查了离子键、共价键、离子化合物、共价化合物的判断，难度不大，注意离子化合物中可能含有共价键，但共价化合物中一定不含离子键。 【解答】A.根据电子式知，该物质中含有阴阳离子，所以是离子化合物，故A正确； B.根据电子式知，该物质中含有阴阳离子，所以是离子化合物不是共价化合物，故B错误； C.氢离子和铵根离子间存在离子键，铵根离子中氮原子和氢原子间存在共价键，故C错误； D.氢离子和铵根离子间存在离子键，铵根离子中氮原子和氢原子间存在共价键，故D错误。 4、【答案】A 【解析】本题考查原子结构与元素周期律，把握元素的性质、原子结构来推断元素为解答的关键，侧重分析与应用能力的考查，注意规律性知识及元素化合物知识的应用。 【解答】根据W、X、Y、Z为短周期原子序数依次增大的主族元素，W与X、Y、Z都能形成共价化合物，W应该为氢元素；Y、W形成的化合物溶于水显碱性，Y为N，Y、W形成的常见化合物为NH3；Z、W形成的化合物溶于水显酸性，Z可能为F、S、Cl，根据四种元素形成化合物的结构式为 可知，Z不可能为S；根据其原子序数之和为30，且W、X、Y、Z原子序数依次增大判 定Z不可能为F元素，故Z为Cl元素，则X为B元素。A.X为硼元素，选项A错误； B.Y为N，不属于第ⅣA族元素，选项B正确； C.Y、Z分别与W形成的常见化合物为NH3和HCl，它们能反应生成NH4Cl，属于盐，选项C正确； D.Z、Y最高价氧化物对应的水化物分别为HClO4、HNO3，酸性HClO4>HNO3，选项D正确。 5、【答案】A【解析】略 6、【答案】D 【解析】本题考查了原子结构与元素周期律的知识，侧重考查学生元素推断和知识迁移能力，难度中等。根据甲的结构与性质推断其原子结构是解答本题的关键。 【解答】根据题给信息可知，W、X、Y、Z位于三个不同的周期，且原子序数依次增大，X与Z的核外电子数之和是Y的核外电子数的2倍，W与Y同主族，则W为H，Y为Na。结合化合物甲结构可知，Z最外层有4个电子，则Z为Si，W为H，X为O，Y为Na。 A项，钠离子和氧离子的电子层数相同，且钠的原子序数大于氧的原子序数，相同电子层数时原子序数越大，离子半径越小，则离子半径：r(O2?)>r(Na+)，故A错误； B项，同周期从左到右元素非金属性逐渐增大，同主族从上到下元素非金属性逐渐减小，则非金属性：O>S>Si，所以非金属性：O>Si，故B错误； C项，化合物甲为Si(OH)4，H原子最外层不满足8电子稳定结构，故C错误； D项，由W、X、Y三种元素形成的化合物为NaOH，NaOH溶液能与硅单质反应，故D正确； 7、【答案】C 【解析】本题考查结构性质位置关系，根据元素周期律进行分析，难度中等． 【解答】由题意推知，Y原子的最外层电子数为次外层电子数的2倍，则Y为C，根据R的结构式，知道这些元素的成键个数，Y(C)成4键，W成双键且和Y处于同一周期则W为O，X成1键且周期数小于Y(C)，则X为H，Z处于Y(C)和W(O)之间，则Z为N，所以X、Y、Z、W分别为H、C、N、O； A.同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：C>N>O，A项正确； B.同周期元素从左到右非金属性依次增强，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强；非金属性：N>C，酸性：HNO3>H2CO3，B项正确； C.氮的氧化物不具有两性，C项错误； D.化合物R为氨基乙酸，其中的羧基具有酸性，能与NaOH溶液反应，D项正确； 8、【答案】C 【解析】本题考查位置、结构和性质的关系，为高频考点，题目难度不大，正确判断元素是解本题关键，试题侧重考查学生的分析能力及逻辑推理能力。 【解答】根据结构可知，X共用4对电子，W共用6对电子，Y共用2对电子，Z共用1对电子，因为Y和W同主族，所以为ⅥA族，根据原子序数大小关系，Y为O元素，W为S元素；因为原子半径 r(X)>r(Y)>r(Z)，则X、Y、Z同周期，X为C元素，Z为F元素。 A.X为C元素，C的氢化物可以是甲烷、乙烷、丙烷等，有极性键，也可能含有非极性键，A错误； B.该物质为LiSO3CF3，O元素的化合价为?2价，B错误； C.Z为F元素，Y为O元素，2F2+2H2O=4HF+O2，C正确： D.Y为O元素，W为S元素，S2?的还原性大于O2?，D错误。 《元素周期表和元素周期律》专题训练 1. 230Th和232Th是钍的两种同位素，232Th可以转化成233U。 下列有关Th的说法正确的是( ) A. Th 元素的质量数是232 B. Th 元素的相对原子质量是231 C. 232Th 转换成233U是化学变化 D. 230Th和232Th的化学性质相同 2．下列有关元素的性质及其底边规律正确的是( ) A、IA族与VIIA族元素间可形成共价化合物或离子化合物 B、最高第二周期元素从左到右，正价从+1递增到+7 C、同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大 D、同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强 3．下列排序正确的是( ) A．酸性：H2CO3＜C6H5OH＜H3COOH B．碱性:Ba(OH)2＜Ca(OH)2＜KOH C．熔点：MgBr2＜SiCl4＜BN D．沸点：PH3＜NH3＜H2O 4．短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是() A．最简单气态氢化物的热稳定性：R>Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q 元素周期表中知识点及误区判断 高中化学作为高中生必修课程,主要目的是提高学生的化学素质、创 新能力和实践能力，其中对化学方程式的掌握是至关重要的。下面有途高考 网小编整理了《元素周期表中知识点及误区判断》，希望对你有帮助。 ?1、原子结构(1).所有元素的原子核都由质子和中子构成。正例：612C 、613C 、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。反例1：只有氕(11H)原子中没有中子，中子数为0。(2).所有原子的中子数都大 于质子数。正例1：613C 、614C 、13H 等大多数原子的中子数大于质子数。正例2：绝大多数元素的相对原子质量(近似等于质子数与中子数之和)都大于 质子数的2倍。反例1：氕(11H)没有中子，中子数小于质子数。反例2：氘(11H)、氦(24He)、硼(510B)、碳(612C)、氮(714N)、氧(816O)、氖(1020Ne)、镁(1224Mg)、硅(1428Si)、硫(1632S)、钙(2040Ca)中子数等于质子数，中子数不大于质子数。(3).具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。正例：同一 元素的不同微粒质子数相同：H+ 、H- 、H等。反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 。反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+ 。反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+ 、OH-和F-、Cl和HS。2、电子云(4).氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空 间出现的机会。3、元素周期律(5).元素周期律是指元素的性质随着相对原子 质量的递增而呈周期性变化的规律。概念纠错：元素周期律是指元素的性质 随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。(6).难失电子的元素一定得电子 能力强。反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生 1．（2019·浙江高考真题）2019年是门捷列夫提出元素周期表150周年。根据元素周期律和元素周期表， 下列推断不合理 ．．．的是 A．第35号元素的单质在常温常压下是液体 B．位于第四周期第ⅤA族的元素为非金属元素 C．第84号元素的最高化合价是＋7 D．第七周期0族元素的原子序数为118 【答案】C 【解析】A．35号元素是溴元素，单质Br2在常温常压下是红棕色的液体，合理；B．位于第四周期第ⅤA 族的元素是砷元素（As），为非金属元素，合理；C．第84号元素位于第六周期ⅥA族，为钋元素（Po），由于最高正价等于主族序数，所以该元素最高化合价是+6，不合理；D．第七周期0族元素是第七周期最后一个元素，原子序数为118，合理。故答案选C。 2．（2015·浙江高考真题）右下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、Z、W为短周期元素，W元素的核电荷数为X元素的2倍。下列说法正确的是（） A．X、W、Z元素的原子半径及它们的气态氢化物的热稳定性均依次递增 B．Y、Z、W元素在自然界中均不能以游离态存在，它们的最高价氧化物的水化物的酸性依次递增C．YX2晶体熔化、液态WX3气化均需克服分子间作用力 D．根据元素周期律，可以推测T元素的单质具有半导体特性，T2X3具有氧化性和还原性 【答案】D 【解析】从表中位置关系可看出，X为第2周期元素，Y为第3周期元素，又因为X、W同主族且W元素的核电荷数为X的2倍，所以X为氧元素、W为硫酸元素；再根据元素在周期表中的位置关系可 专题23 位构性之 元素周期表相关推断 推知：Y为硅元素、Z为磷元素、T为砷元素。A、O、S、P的原子半径大小关系为：P＞S＞O，三种元素的气态氢化物的热稳定性为：H2O＞H2S＞PH3，A不正确；B、在火山口附近或地壳的岩层里，常常存在游离态的硫，B不正确；C、SiO2晶体为原子晶体，熔化时需克服的微粒间的作用力为共价键，C不正确；D、砷在元素周期表中位于金属元素与非金属的交界线附近，具有半导体的特性，As2O3中砷为+3价，处于中间价态，所以具有氧化性和还原性，D正确。答案选D。3．（2019·全国高考真题）今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是 A．原子半径：W 第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 重难点一 元素周期表 1．构成原子(离子)的微粒间关系 (1)原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数(原子中)。 (2)离子电荷数＝质子数－核外电子数。 (3)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。 (4)质子数(Z)＝阳离子的核外电子数＋阳离子的电荷数。 (5)质子数(Z)＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数。 2．元素周期表的结构 (1)周期 周期 短周期 长周期 一 二 三 四 五 六 七 对应行数 1 2 3 4 5 6 7 所含元素种 类 2 8 8 18 18 32 32 (排满时) 元素原子序数起止号(若排满) 1～2 3～10 11～18 19～36 37～54 55～86 87－118 每周期0族元素原子序 数 2 10 18 36 54 86 (2)族 族 主族(A) 副族(B) Ⅷ 0 族数 7 7 1 1 列序号 1 2 13 14 15 16 17 3 4 5 6 7 11 12 8 9 10 18 族序号 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ (3)过渡元素 元素周期表中从ⅢB 到ⅡB 共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。 特别提醒 族序数为Ⅱ、Ⅲ的地方是主族和副族的分界线，第一次分界时主族在副族的前面，第二次分界时副族在主族的前面。 “第一次”指ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB Ⅷ依次排列。 “第二次”指ⅠB ⅡB ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0依次排列。 重难点二 零族定位法确定元素的位置 1．明确各周期零族元素的原子序数 周期 一 二 三 四 五 六 七 原子序数 2 10 18 36 54 86 118 2.比大小定周期 比较该元素的原子序数与0族元素的原子序数大小，找出与其相邻近的两种0族元素，那么该元素就和序数大的0族元素处于同一周期。 3．求差值定族数 (1)若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA 族或ⅡA 族。 (2)若比相应的0族元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA ～ⅦA 族。 (3)若差其他数，则由相应差值找出相应的族。 重难点三 元素的性质与原子结构 1．碱金属单质的相似性和递变性 (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。 2．卤素单质的相似性、递变性和特性 (1)相似性 ①与H 2反应生成相应的氢化物：X 2＋H 2===2HX 。 ②与活泼金属(Na 等)反应生成相应的金属卤化物： 2Na ＋X 2=====点燃 2NaX 。 元素周期律和元素周期表易错知识点 【判断正误】 1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素 2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定 3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA 4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大 5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间 6．原子量是原子质量的简称 7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径 8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大 9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构 10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是： （1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子 11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数） 12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强 13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强 14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以的酸性逐渐减弱 15．ⅠA族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。 16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。 18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子 19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数 20．IA族元素都是碱金属； 21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数 22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强 23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N （对） 24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。 25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族 26．HClO的结构式为H-Cl-O 27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素 28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素 29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n 30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY 31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 化学键易错知识点 【判断正误】 1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物 2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物； 3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物； 4．共价键和离子键都只有存在于化合物中 5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物 6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成 6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成 7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键 8．任何分子内一定存在化学键 9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键 一、选择题(每小题3分，共42分，每小题有1－2个正确选项) 1．下列有关现在的长式元素周期表的判断中正确的是( ) A．从左向右数第七纵行是ⅦA族 B．从左向右数第十一纵行是ⅠB族 C．ⅠA族全部是金属元素 D．ⅦA族的全部元素只能表现非金属元素的性质 解析：A.它应是ⅦB族。C.氢元素在ⅠA族中。D.砹(At)是既能表现非金属性又能表现金属性的元素的典型之一。 答案：B 2．主族元素在周期表中的位置，取决于元素原子的( ) A．相对原子质量和核电荷数 B．电子层数和中子数 C．电子层数和最外层电子数 D．金属性和非金属性的强弱 解析：原子的电子层数决定其所在的周期；原子的最外层电子数决定它所在的族。 答案：C 3．下列关于现在的长式元素周期表的判断中不正确的是( ) A．所含元素种数最少的周期是第一周期所含元素种数最多的周期是第六周期C．所含元素种数最多的族是Ⅷ族 D．所含元素种数最多的族是ⅢB族 答案：C 4．下列原子序数所代表的元素中，全属于主族元素的一组是( ) A．22,26,11 B．13,15,38 C．29,31,16 D．18,21,14 答案：B 5．据国外有关资料报道，在独居石(一种共生矿，化学成分为Ce、La、Nd、……的磷酸盐)中，查明有尚未命名的116、124、126号元素。判断其中116号元素应位于周期表中的( ) A．第6周期ⅣA族B．第7周期ⅥA族 C．第7周期Ⅷ族D．第8周期ⅥA族 答案：B 6．(2011·天津卷)以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是( ) A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B．同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小 C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低 解析：137Cs与133Cs是铯的两种同位素，二者质子数相等，中子数相差4，A项错误；同周期元素(除0族外)从左到右，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，B项正确；同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，其对应氢化物的稳定性逐渐减弱，C项错误；碱金属元素的单质，从上到下熔点逐渐降低，而卤族元素的单质，从上到下熔点逐渐升高，D项错误。 答案：B 7．国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。如碱金属元素为第1列，稀有气体元素为第18列。按此规定，下列说法错误的是( ) A．第9列元素中没有非金属元素 B．只有第2列元素原子最外层有2个电子 C．第1列和第17列元素的单质熔沸点变化趋势相反 D．在整个18列元素中，第3列的元素种类最多 解析：根据元素周期表的结构，第9列即原第Ⅷ族中的1个纵行，无非金属元素。而第18列的He元素最外层也有2个电子，所以B项错误。第1列为碱金属元素，第17列为卤素，两者熔沸点的变化趋势确实相反。由于第3列即第ⅢB族，包括镧系和锕系元素，镧系和锕系各包括15种元素，种类最多。 答案：B 点评：了解元素周期表的结构，利用信息进行知识的迁移考查了自学能力。 8．A、B两元素为某周期第ⅡA族和第ⅢA族元素，若A元素的原子序数为x，则B元素的原子序数可能为( ) ①x＋1 ②x＋8 ③x＋11 ④x＋18 ⑤x＋25 ⑥x＋32 A．①③ B．②④ C．①③⑤ D．②④⑥ 解析：在同一周期的前提下，若A、B为第二或第三周期元素，其原子序数之差为1，即B的原子序数为x＋1。若A、B为第四或第五周期元素，其原子序数之差要加上10种过渡元素，B的原子序数为x＋11。若A、B为第六或第七周期元素，其原子序数之差还包括15种镧系或锕系元素，即有24种过渡元素，B的原子序数为x＋25。故答案为C。 答案：C 9．关于卤素(用X表示)的下列叙述正确的是( ) A．卤素单质与水反应均可用X2＋H2O＝HXO＋HX表示 B．HX都极易溶于水，它们的热稳定性随核电荷数增大而增强 主族元素原子依次增大 同 同周期相同 主 族 依 同周期依次增多 相 次 同 增 由 同周期依次减小（0族除外） 多 小 到 同 大 主 族 由 小 到 大 同周期最高正价依次升高负价=n-8(F 除外) 同周期金属性逐渐减弱非金属性增强 同周期增强 同周期酸性逐渐增强碱性减弱 同主族酸性减弱碱性增强 同主族逐渐减弱 同主族金属性逐渐增强；非金属性逐渐 减弱 同主族最高正价相同 原子半径 核电荷数 电子层数最外层电子数 化合价 金属性非金属性 气态氢化物稳定性 最高价氧化物对应水化物酸碱性 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 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。 注意：原子半径在VIB族及此后各副族元素中出现反常现象。从钛至锆，其原子半径合乎规律地增加，这主要是增加电子层数造成的。然而从锆至铪，尽管也增加了一个电子层，但半径反而减小了，这是与它们对应的前一族元素是钇至镧，原子半径也合乎规律地增加（电子层数增加）。然而从镧至铪中间却经历了镧系的十四个元素，由于电子层数没有改变，随着有效核电荷数略有增加，原子半径依次收缩，这种现象称为“镧系收缩”。镧系收缩的结果抵消了从锆至铪由于电子层数增加到来的原子半径应当增加的影响，出现了铪的原子半径反而比锆小的“反常”现象。 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 (3) 所有单质都显零价 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 4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。 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。 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。 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，其氧化物的阳离子氧化性越弱；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 元素周期律和元素周期表 作者：陆秀臣文章来源：本站原创点击数：2278 更新时间：2007-3-23 “新世纪”（鲁科版）必修2 第二节元素周期律和元素周期表 一．教材分析 （一）知识脉络 本节教材采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；再在元素周期律的基础上引导他们发现周期表中元素排布的规律，认识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预测同主族元素的性质奠定基础；同时，以铁元素为例，展示了元素周期表中能提供的有关元素的信息和金属与非金属的分区；最后以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质的异同。 （二）知识框架 （三）新教材的主要特点： 新教材通过对元素周期律的初探，利用图表（直方图、折线图）等方法分析、处理数据，增强了教材的启发性和探究性，注重学生的能力培养，如作图、处理数据能力、总结概括的能力，以及利用数据得出结论的意识。 二．教学目标 （一）知识与技能目标 1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。 2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。 3．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。 （二）过程与方法目标 1．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表（直方图、折线图）分析、处理数据的能力。 2．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。 3．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。 （三）情感态度与价值观目标 1．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。 2．学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。 三、教学重点、难点 （一）知识上重点、难点 元素周期律和元素周期表的结构。 （二）方法上重点、难点 学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。四、教学准备 高考总复习 元素周期表与元素周期律 【考纲要求】 1．掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的结构（周期、族）及其应用。 2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3．以ⅠA 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 【考点梳理】 要点一、元素周期表 1．原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号为原子序数。 原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则 （1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行； （2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。 3．元素周期表的结构（“七横十八纵”） 表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。 4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数 （2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律 1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。 2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。 注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等 3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种 1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行 0族（1个）：表中最右边 族 元素周 期 表元素周期表与元素周期律知识点归纳完美版
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