元素周期律知识点总结.docx
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元素周期律知识点总结
物质结构 元素周期律
●考纲解读
1．了解元素、核素和同位素的含义。
2．了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核处电子数以及它们之间的相互关系；了解原子核外电子排布。
3．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。
4．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。
5．以第ⅠA族和第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。
6．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。
7．了解化学键的定义。
了解离子键和共价键的形成。
●真题链接
1．（2013·天津卷·3）下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（ ）
A．ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物
B．第二周期元素从左到右，最高正价从＋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
解析：
从元素周期表的结构和元素周期律角度分析、解决问题。
ⅠA族和ⅦA族元素如：
H、Na与Cl可形成HCl和NaCl，两者分别属于共价化合物和离子化合物，A正确。
第二周期F元素无正价，B错。
如第ⅦA族的元素中，还原性F－I－，C错。
同周期金属元素从左到右化合价升高，其还原性减弱，原子失电子能力减弱，D错。
答案：
A
2．（2013·山东卷·8）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如下所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知（ ）
W
X
Y
Z
A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y
B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y
C．X元素形成的单核阴离子还原性大于Y
D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性
解析：
根据W元素的相关信息及四种元素在周期表中的位置关系确定具体元素，再结合元素周期律知识分析、解决问题。
W、X、Y、Z均为短周期元素，且W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，则W为N元素，结合四种元素在周期表中的相对位置可知，X为O元素，Y为S元素，Z为Cl元素。
B项，Cl元素的非金属性强于S元素，则Cl元素最高价氧化物对应水化物的酸性一定强于S元素最高价
氧化物对应水化物的酸性，但Cl元素的低价态氧化物对应水化物的酸性不一定强于S元素，如HClO的酸性比H2SO3的弱。
C项，O元素的非金属性比S元素强，O2的氧化性强于S单质，则O2－的还原性比S2－弱。
D项，Cl2中Cl元素为0价，处于中间价态，与强氧化剂（如酸性KMnO4溶液等）反应表现还原性，与强还原剂（如Fe、H2等）反应表现氧化性，Cl2与NaOH溶液的反应中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。
答案：
A
●名校模拟
3．（2013·北京市海淀区第二学期期末·9）X、Y、Z均为短周期元素，其简单离子X＋、Y3＋、Z2－的核外电子层结构相同。
下列说法不正确的是（ ）
A．原子序数：
Y＞X＞Z
B．碱性：
XOH＞Y（OH）3
C．单质的还原性：
X＞Y
D．离子半径：
X＋＞Y3＋＞Z2－
解析：
根据题意，X为Na元素、Y为Al元素、Z为O元素。
A项，原子序数：
Al＞Na＞O；B项，碱性：
NaOH＞Al（OH）3；C项，单质的还原性：
Na＞Al；D项，离子半径：
O2－＞Na＋＞Al3＋。
答案:
D
4．（2013·杭州市第二次质检·26）A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期元素，其性质或结构信息如下表：
试回答以下问题：
（1）B在周期表中的位置是________。
B的氢化物与E的氢化物比较，沸点较高的是________（填化学式），在水中溶解度较大的是________（填化学式）。
（2）写出D3B与甲反应所得溶液呈________（填“酸性”“碱性”或“中性”），原因是__________________（用学方程式表示）。
（3）写出丙的电子式为________。
说明丙的水溶液在放置过程中其酸性会增强的原因：
__________________（用离子方程式表示）。
（4）由A、B、C、D四种元素中的三种元素组成的一种盐丁，其外观与氯化钠相似，丁的水溶液呈碱性。
可用来鉴别丁和氯化钠的试剂有________。
A．氢碘酸和淀粉的混合液
B．AgNO3溶液
C．甲基橙试剂
D．稀硫酸
（5）将光亮的铜丝插入丁溶液中，没有现象发生，如用盐酸酸化，反应迅速发生，铜丝缓慢溶解生成深绿色溶液，写出该反应的离子方程式：
________________________________。
解析：
由题意知D为钠元素，而A和D同主族，则A为氢元素，Na3B中离子为Na＋和B3－，两种离子的电子层结构相同，则B为氮元素，C为氧元素，与氢元素形成的化合物甲为H2O，乙为H2O2，乙有弱酸性，丙相对于空气的密度为3.0，则丙的相对分子质量为87，溶于水得到弱酸性溶液且光照条件下放置酸性增强为HClO，说明E为氯元素，丙的化学式为Cl2O。
（1）NH3分子之间容易形成氢键，所以沸点较高，NH3分子与水分子间容易形成氢键，所以在水中的溶解度较大。
（2）Na3N在水中水解产生NH3和NaOH，所得溶液显碱性。
（3）次氯酸见光分解，生成盐酸，酸性增强。
（4）丁为NaNO2，NaNO2能与I－发生氧化还原反应生成碘单质，使淀粉变蓝，A正确，AgNO3与两种盐都能产生白色沉淀，B错误，甲基橙变色范围是3.1～4.4，所以加入到两种盐溶液中均显黄色，C错误，NaNO2溶液中滴加稀硫酸，试管内液面上方有红棕色气体产生，且能嗅到刺激性气味，而氯化钠溶液不会产生此现象，D正确。
（5）由题意可知，产物中有Cu2＋，则NO
被还原为NO气体。
答案：
（1）第二周期ⅤA族 NH3 NH3
（2）碱性 Na3N＋3H2O===NH3↑＋3NaOH
高频考点·大整合
●考点整合
1．原子的组成
2．原子中基本微粒间的五个关系
（1）质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数
（2）质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）
3．元素周期表的结构（7个周期，16个族）
4．元素周期表中元素性质的递变规律
5.“位、构、性”之间的关系
（1）结构—明确原子结构中的四个数量关系
电子层数＝周期序数
质子数＝原子序数
最外层电子数＝主族序数
主族元素的最高正价＝主族序数（O、F除外）
最低负
（2）位置—掌握确定元素位置的方法
只要记住了稀有气体元素的原子序数（He2、Ne10、Ar18、Kr36、Xe54、Rn86），就可确定主族元素的位置。
①若元素原子序数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第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素88－86＝2，则88号元素应在第七周期第ⅡA族。
价＝主族序数－8
②若元素原子序数比相应的稀有气体元素的原子序数少1～5时，则应处在同周期的第ⅦA族～第ⅢA族，如84号元素，应在第六周期第ⅥA族。
③若预测新元素，可与未发现的第七周期最后一种元素（118号）比较，按上述方法推测知：
如114号元素，应为第七周期第ⅣA族。
（3）性质—熟悉原子结构和性质的递变规律
①元素金属性、非金属性强弱的比较
A．金属性强弱的比较
a．根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置；
b．根据金属与盐溶液的置换反应；
c．根据原电池的正负极；
d．根据金属与H2O（或酸）反应置换出氢的难易；
e．根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
B．非金属性强弱的比较
a．依据非金属之间的置换反应
如2F2＋2H2O===4HF＋O2，则非金属性F＞O。
b．依据非金属单质与H2化合的难易（或生成氢化物的稳定程度），如稳定性：
HF＞HCl＞HBr＞HI，非金属性：
F＞Cl＞Br＞I。
c．依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4，非金属性Si＜P＜S。
②微粒半径的大小比较
A．同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小（稀有气体元素除外），如：
Na＞Mg＞Al＞Si；Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
B．同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大，如：
Li＜Na＜K；F－＜Cl－＜Br－。
C．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加而减小，如：
O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。
D．核电荷数相同（即同种元素）的微粒，电子数越多，半径越大，如：
Fe3＋＜Fe2＋，Cl＜Cl－。
E．电子层数和所带电荷都不同的，可选相近的离子参照比较，如：
比较Al3＋与S2－的半径大小，可选O2－为参照，可知：
Al3＋＜O2－＜S2－，故Al3＋＜S2－。
6．核外电子数相同的粒子小结（常作为元素推断题的突破口）
（1）核外有10电子的粒子
分子：
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子：
Mg2＋、Na＋、Al3＋、NH
、H3O＋
阴离子：
N3－、O2－、F－、OH－、NH
①可按物质的状态记忆10电子的粒子
Ne、HF、NH3、CH4在常温常压下为气态，H2O在常温常压下为液态。
②可按粒子中原子数目记忆10电子的粒子
单核：
N3－、O2－、F－、Mg2＋、Na＋、Al3＋、Ne
双核：
HF、OH－
三核：
H2O、NH
四核：
NH3、H3O＋
五核：
CH4、NH
③“10e－＋10e－===10e－＋10e－”的反应：
NH
＋OH－
NH3↑＋H2O
（2）核外有18电子的粒子
分子：
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4
阳离子：
K＋、Ca2＋
阴离子：
P3－、S2－、HS－、Cl－、O
（3）核外有14电子的粒子
N2、CO、Si、C2H2
（4）核外电子总数与质子数均相同的离子组
①Na＋、NH
、H3O＋；②F－、OH－、NH
7．化学键与物质的关系
（1）只有非极性键的物质：
H2、O2、N2、Cl2、金刚石、晶体硅、白磷、硫等，都是由同种非金属元素组成的单质。
（2）只有极性键的物质：
HCl、HBr、NO、NH3、H2O、CS2、CO2、BF3等，都是由不同种非金属元素组成的化合物
（3）既有极性键又有非极性键的物质：
H2O2、CH3CH2OH、CH3COOH、CHCH、CH2CH2等。
（4）只有离子键的物质：
NaCl、KCl、CsCl、Na2O、K2S、NaH等，都是由活泼金属元素和活泼非金属元素组成的离子化合物。
（5）既有离子键又有非极性键的物质：
Na2O2、FeS2、CaC2等。
（6）既有离子键又有极性键的物质：
NaOH、Na2CO3、HCOONa等。
（7）有离子键、极性键和非极性键的物质：
CH3COONa等。
（8）无化学键的物质：
稀有气体。
8．离子键和共价键的比较
●方法归纳
1．元素推断的常见突破口
（1）短周期元素的原子结构的特殊性
①原子核中无中子的原子：
H。
②最外层有1个电子的元素：
H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素：
He、Be、Mg。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素：
Be、Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：
C；是次外层电子数3倍的元素：
O；是次外层电子数4倍的元素：
Ne。
⑥最外层电子数是内层电子总数一半的元素：
Li、P。
⑦电子层数与最外层电子数相等的元素：
H、Be、Al。
⑧电子总数为最外层电子数2倍的元素：
Be。
⑨次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：
Li、Si。
⑩族序数等于周期数2倍的元素：
C、S。
11、族序数等于周期数3倍的元素：
O。
12、周期数是族序数3倍的元素：
Na。
13、最高正价与最低负价代数和为零的元素：
C、Si。
14、最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：
S。
（2）1～20号元素中某些元素的性质的特殊性
①原子半径最大的是K，最小的是H。
②单质硬度最大的，熔、沸点最高的，形成化合物品种最多的，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素都是C。
③单质密度最小的，原子核中只有质子没有中子的，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的都是H。
④气态氢化物最稳定且只有负价而无正价的是F。
⑤最高价氧化物的水化物酸性最强的是Cl，碱性最强的是K。
⑥气态氢化物在水中的溶解度最大，其水溶液呈碱性的是N。
⑦单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。
⑧具有两性的元素是Al、Be。
⑨最轻的金属是Li。
2．判断元素金属性、非金属性强弱的一般方法
（1）金属性强弱的判断方法
理论推断：
①原子结构：
原子半径越大，最外层电子数越少，金属性越强。
②在周期表中位置：
同主族由上到下金属性逐渐增强；同周期由左到右金属性逐渐减弱。
实验标志：
①单质从水或非氧化性酸中置换出H2的难易程度。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
③盐溶液中金属单质间的置换反应。
④单质的还原性或简单阳离子的氧化性。
⑤原电池中的正负极。
（2）非金属性强弱的判断方法
非金属性是指元素得电子的能力。
非金属单质的活泼性是指单质分子与其他物质反应的难易。
二者不一定一致，如非金属性N＞P，而单质的活泼性N2＜P4。
理论推断：
①原子结构：
原子半径越小，最外层电子数越多，非金属性越强。
②在周期表中位置：
同主族由上到下非金属性逐渐减弱；同周期由左到右非金属性逐渐增强。
实验标志：
①单质与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定强弱（如卤化氢）。
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
③盐溶液中非金属单质间的置换反应。
④单质的氧化性或简单阴离子的还原性。
⑤单质与变价金属单质反应，所得产物中金属元素表现出的价态高低。
如2Cu＋S
Cu2S，Cu＋Cl2
CuCl2。
3．判断化学键类型的方法
（1）离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键；共价化合物中一定不含离子键。
（2）金属元素与非金属元素形成的化合物不一定都是离子化合物，如AlCl3；只由非金属元素形成的化合物不一定都是共价化合物，如铵盐。
（3）分子中不一定都有化学键，如稀有气体分子为单原子分子，不存在化学键。
（4）化学键分为离子键和共价键，不仅对物质的化学性质有影响，有些情况下对物理性质也有影响，如熔点、硬度等。
●易错警示
1．忽视氢原子的特殊性
H原子核只有质子，没有中子；H属于非金属，不属于碱金属元素，所以ⅠA族元素不等同于碱金属元素。
2．在判断“8”电子稳定结构时，忽视了特殊原子
1～5号元素H、He、Li、Be、B与其他原子结合后，一定达不到“8”电子稳定结构，所以在判断最外层是否达到8电子结构时，一定要注意这几种原子。
3．混淆元素周期表的结构
元素周期表ⅡA族与ⅢA族并不相邻，中间隔着副族，所以同一周期的ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差可能为1、11、25。
4．混淆用酸性强弱比较非金属性强弱的条件
判断元素非金属性强弱，若根据酸性强弱进行判断，一定要用其对应的最高价含氧酸（最高价氧化物对应的水化物）酸性进行判断，如硫酸的酸性＞磷酸，可以判断出S的非金属性＞P，但H2SO3的酸性＞HClO、HCl的酸性＞H2S均不能判断元素的非金属性强弱。
5．错误认为离子键的实质是阴阳离子的静电吸引力
离子键的实质是静电作用力，包括吸引力和排斥力。
6．误认为金属原子失去的电子数越多，金属性越强，非金属原子得到的电子数越多，非金属性越强
判断金属性与非金属性强弱是以得失电子的难易程度为依据，和得失电子多少无关，如Na与Mg、Cl与S等。
7．易忽视各类规律中的特殊性。
如Al是金属，其氧化物为两性氧化物。
8．对某些元素化合物的特殊结构或性质掌握不准确。
9．错误认为主族元素的最高正价一定等于族序数，但是F无正价。
10．误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。
但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难，得电子也难。
11．误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有ⅣA族的某些元素。
忽视了ⅠA族的H的最高正价为＋1价，最低负价为－1价。
12．元素周期表的特殊部位把握不准，如金属与非金属的分界线、过渡元素的位置等。
13．误认为元素周期表有9个横行，也即9个周期。
实际镧系和锕系分别属于第六、七两个周期。
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