高考化学元素周期律、表知识点总结

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

⑴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。

⑵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。

⑶镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。

⑷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

⑸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

⑴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。

⑵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

⑴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。

⑵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。

⑶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）。

⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；

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

⑴电子层数等周期序数；

⑵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

⑴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。

⑵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。

【易错提醒】解答元素周期律(表)的6大误区

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盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。

④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。

⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。

⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强。

⑦金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

2．元素非金属性强弱比较方法

①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。

②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。

③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。

④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。

【易错提醒】元素金属性、非金属性强弱的判断

【特别提醒】①通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据得、失电子的多少来判断。

②通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。

③非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如通常是Cl2比O2活泼，但非金属性：O>Cl，原因是O===O中存在双键，比Cl—Cl单键难断裂，所以O2不如Cl2活泼。

五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律

⑴影响原子（或离子）半径大小的因素

①电子层数越多，半径越大； ②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

⑵具体规律

①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F- Na+>Mg2+>Al3+。

④同种元素的微粒半径：阳离子Fe3+。

⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。

六、位构性的关系

1．从元素周期表归纳电子排布规律

(1)最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素．

(2)最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族元素或0族元素氦．

(3)最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期．

(4)某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期．

(5)电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期．

2．从元素周期表归纳元素化合价的规律

(1)主族元素的最高正价数等于主族序数，等于主族元素原子的最外层电子数，其中氟无正价．非金属元素除氢外，均不能形成简单阳离子，金属元素不能形成简单阴离子．

(2)主族元素的最高正价数与最低负价数的绝对值之和为8，绝对值之差为0、2、4、6的主族依次为ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA族．

(3)非金属元素的正价一般相差2，如氯元素正化合价有＋7、＋5、＋3、＋1等，某些金属也符合此规律，如锡元素正化合价有＋4、＋2价．

(4)短周期元素正价变化随原子序数递增，同周期有一个＋1到＋7价的变化(ⅠA～ⅦA族)；长周期有两个＋1到＋7价的变化(ⅠA～ⅦB族，ⅠB～ⅦA族)．

七、原子结构与化学键

1.构成原子或离子的微粒间的数量关系

(1)质子数(Z)＋中子数(N)＝质量数(A)＝原子的近似相对原子质量

(2)原子的核外电子数＝核内质子数＝核电荷数

(3)阳离子核外电子数＝核内质子数－阳离子所带电荷数

(4)阴离子核外电子数＝核内质子数＋阴离子所带电荷数

2．元素、同位素、核素之间的联系和区别

3．物质中化学键的存在规律

(1)离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。如(NH4)2SO4、NH4NO3、NaOH、Na2O2等。

(2)共价化合物中只有共价键，一定没有离子键，如HCl、CH4、CO2、H2SO4等。

(3)在非金属单质中只可能有共价键，如Cl2、O2、金刚石等。

(4)构成稀有气体的单质分子，分子中不存在化学键。

(5)完全由非金属元素也可以形成离子键，如NH4Cl等。

4．化学键与物质类别关系

(1)只含非极性共价键的物质：非金属元素构成的单质，稀有气体除外，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

(2)只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。

(3)既有极性键又有非极性键的物质，如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等。

(4)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。

(5)既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、CaC2等。

(6)由强极性键构成但又不是强电解质的物质：如HF等。

(7)只含有共价键，而无范德华力的化合物：如原子晶体SiO2、SiC等。

(8)无化学键的物质为稀有气体，如Ar等。

5．用电子式表示化合物的形成过程

(1)离子化合物

①AB型 如：

②AB2型 如：

③A2B型 如：

(2)共价化合物

如：

八、元素的推断

1.根据原子结构推断

根据原子结构推断主族元素的基本依据是三个等式：核内质子数＝原子序数；电子层数＝周期数；最外层电子数＝主族序数。复习时要在掌握核外电子排布规律的基础上，灵活运用以下规律：

(1)最外层电子数规律

(2)“阴三阳四”规律

某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。若为阳离子，则位于第四周期。

(3)“阴上阳下”规律

电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期——“阴上阳下”规律。

2. 由周期表的“片断结构”推断

给出一小部分元素周期表推断元素是一种常见题型，需要根据题目明确给出的信息或周期表结构中“隐藏”的信息进行推断。如第一周期只有两端有元素，如果某元素上方有相邻元素，则或为第三周期元素或为Li或为Ne。解题时，应先根据题示信息推出某种元素，然后顺藤摸瓜，由元素的位置关系确定其他元素。

(1)元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族左侧无元素分布；

(2)He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。

利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。

如已知X、Y、Z、W四种短周期元素的位置关系如图：

则可以推出X为He，再依次推知Y为F、Z为O、W为P。

3.由元素及其化合物的特性推断

元素及其化合物的一些特征性质可以成为推断的突破口，需要归纳记忆，熟练掌握。

三年真题重现：

16年

1．【2016年高考江苏卷】短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子的最外层有6个电子，Y是迄今发现的非金属性最强的元素，在周期表中Z位于IA族，W与X属于同一主族。下列说法正确的是（ ）

A．元素X、W的简单阴离子具有相同的电子层结构

B．由Y、Z两种元素组成的化合物是离子化合物

C．W的简单气态氢化物的热稳定性比Y的强

D．原子半径：r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W）

2．【2016年高考上海卷】硼的最高价含氧酸的化学式不可能是（ ）

A．HBO2 B．H2BO3 C．H3BO3 D．H2B4O7

3．【2016年高考上海卷】下列各组物质的熔点均与所含化学键的键能有关的是（ ）

A．CaO与CO2 B．NaCl与HCl C．SiC与SiO2 D．Cl2与I2

4．【2016年高考上海卷】已知W、X、Y、Z为短周期元素，原子序数依次增大。W、Z同主族，X、Y、Z同周期，其中只有X为金属元素。下列说法一定正确的是（ ）

A．原子半径：X＞Y＞Z＞W

B．W的含氧酸的酸性比Z的含氧酸的酸性强

C．W的气态氢化物的稳定性小于Y的气态氢化物的稳定性

D．若W与X原子序数差为5，则形成化合物的化学式为X3W2

5．【2016年高考新课标Ⅰ卷】短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r是由这些元素组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01 mol·L–1 r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是（ ）

A．原子半径的大小WY

C．Y的氢化物常温常压下为液态 D．X的最高价氧化物的水化物为强酸

6．【2016年高考新课标Ⅱ卷】a、b、c、d为短周期元素，a的原子中只有1个电子，b2-和C+离子的电子层结构相同，d与b同族。下列叙述错误的是（ ）

A．a与其他三种元素形成的二元化合物中其化合价均为+1

B．b与其他三种元素均可形成至少两种二元化合物

C．c的原子半径是这些元素中最大的

D．d和a形成的化合物的溶液呈弱酸性

7．【2016年高考新课标Ⅲ卷】四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W、X的简单离子具有相同电子层结构，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，W与Y同族，Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是（ ）

A．简单离子半径：W< Xc>b>aB．4种元素中b的金属性最强

C．c的氧化物的水化物是强碱D．d单质的氧化性比a单质的氧化性强

3．【2017新课标3卷】短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外层电子数之和为21。下列关系正确的是

A．氢化物沸点：WW

C．化合物熔点：Y2X3