高三专题复习元素周期表和元素周期律

1、高三专题复习元素周期表和元素周期律考点1、原子结构与化学键原子质子数相 同的情况下，原子的构成1、原子组成决定原子种类一*同位素质量数一近似相对原子质陵核电荷数f决定元素种类核舛，电 子(决定整个原子是否显电性 厚子的电子式淡定主族元素的北学性质2、原子或离子中各微粒间的数量关系西工姓质子2个原子(%)原子核小：, f亦人中子(兑- Z) T;核外电子 2个AZX的含义：代表一个质量数为 A、质子数为Z的原子。(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)质子数=阳离子的核外电子数十阳离子所带正电荷数。(4)质子数=阴离子的核外电子数一阴离

2、子所带负电荷数。3.元素、核素、同位素之间的关系y一具有相同核电荷数的同类原子的总称，种元素可有多种核素/ 元素具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子闩、质子数相同但中子数不同的同元素 、同位素的不同原子互称为同位素(1)同种元素的质子数：核素 1=核素2=-=核素no(2)同种元素的中子数：核素1N核素2W核素no(3)同位素的特点同种元素，可以有若干种不同的核素。至今已发现了 110多种元素，但发现的核素远多于这些元素的种类。核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。8O是一种核素，而不是一种同位素。/

3、O 8170、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同， 其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。(4)元素的相对原子质量：概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。计算式：Ar(E) = Ar(El) - a%+Ar(E2) b%+Ar(E3) c%+。式中 Ar(El)、Ar(E2)、Ar(E3)分 别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以

4、上计算，则得到元素的近似相对原子质量。4、原子核外电子分层排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高 的电子层(能量最低原理)。(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过 2个电子)。(4)次外层电子数目不能超过 18个(K层为次外层时不能超过 2个)，倒数第三层电子数目不 能超过32个。5、元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系(1)稀有气体的不活泼性； 稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氨是2个电子)，处于

5、稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。(2)非金属性与金属性(一般规律)：最外层电子数得失电子趋势兀素的性质金匕东1V 4易失金属性非金属兀素4易失非金属6、120号元素微粒结构的特点(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与 下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。(2)核外有10个电子的微粒：分子：Ne、HF、H2O、NH 3、CH4阳离子：Mg2+、Na+、Al3+、NH4+、出0+。阴离子：N3、O2、F、OH、NH2。10电子粒子的记忆方法，以Ne为中心进行记忆. . .一. . +. . 2+. . 3 +CH4、

6、NH3、H2O、HF - Na、Mg 、Al l h 111 + ii一十 NeOH、F、NH4、H3O,10电子粒子间的反应若A、B、C、D均为10电子粒子，它们之间存在如下反应：P4则该反应一一定是 NH4 + OH - NH3 忏 H2O故A为NH 4 B为OH C为NH3 D为H2O(3)元素的原子结构的特殊性：1原子核中无中子的原子：1H。最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。最外层有2个电子的元素：Be、Mg、He。最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。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。电子层数与最

7、外层电子数相等的元素：H、Be、Alo电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。7 .化学键与物质类型关系(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A1C13；只由非金属元素形成的化合物不一定都是共价化合物，如俊盐。(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、溶解性等。考点2:元

8、素周期表.编排原则：按原子序数递增的顺序从左到右排列将电子层数相同 的各元素从左到右排成一横行。把最外层电子数相同 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。(1)周期序数=电子层数(2)质子数=原子序数(3)主族序数=原子最外层电子数(4)主族元素的最高正价=主族序数(O、F除外)最低负价=主族序数-8.结构特点：核外电子层数兀素种类,同期12种兀素(短周期 彳第二周期28种元素周期第三周期38种元素元 (7个横行)第四周期418种兀素素 (7个周期)长周期 原子半径越大=原子核对核外电子的吸引力 越弱 = 失电子能力增强，得电子能力减弱= 金属性增强，非金属性减弱。在同一周期中，从左到

9、右，电子层数相同，质子数越大 n原子半径越小 = 原子核对核外 电子的引力越强 =失电子能力减弱，得电子能力增强=金属性减弱，非金属性增强。根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此葩（Cs）是自然界里最活泼的金属 （舫在自然界不能稳定存在 ）；越靠右方和上方的元素，其元素 的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。可见，在周期表中金属元素集中在左下半部（含所有副族元素），非金属元素集中的右上部 （包括氢），而在金属与非金属的交界处的 元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如 Be,B,Al,Si,Ge等。特殊的相似规律：对角线规律（也叫斜线

10、规则）在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期mA族与铝斜线相对。已知 Al显两性，则可推知 Be也显两性，Be（OH）2, 与Al（OH） 3相似，也是两性氢氧化物。元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性皮。元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体 材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂 和耐高温、耐腐蚀材料。考点4:元素金属性、非金属

11、性强弱的判断方法金属性强弱的比较。根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置。根据金属与盐溶液的置换反应，若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。根据原电池的正、负极。根据金属与 H2O（或酸）反应置换出氢的难易，金属与水（或非氧化性酸）反应越剧烈，其金 属性越强。根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。金属的还原性越强（或金属阳离子的氧化性越弱 ），其金属性越强。（2）非金属性强弱的比较。依据非金属之间的置换反应。如2F2 + 2H2O =4HF+O2,则非金属性F O。依据非金属单质与H2化合的难易（

12、或生成氢化物的稳定性），如稳定性：HFHClHBrHI ,则非金属性：FCl BrL依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H2SiO3VH3P04VH2SO4,则非金属性 Si v P1时，元素显非金属性，且 K值越大，元素的非金属性越强。考点5:微粒半径大小的比较规律会比较五种情况下粒子半径的大小（1）同周期元素的原子或最高价阳离子半径或简单阴离子半径从左至右逐渐减小（稀有气体元素除外），如 NaMgAlSi; Na+Mg2+Al3+; N3 。2 F。（2）同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大，如LiNaK ; Li Na K+； F F Na+Mg2+Al 3+o 3+ _

13、 2+-一 （4）核电荷数相同（即同种元素）的粒子，电子数越多，半径越大，如 Fe Fe ; ClvCl。（5）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Al =与S”的半径大小，可选 O2为参照，可知：Al3+ O2 Y + , Y X+ , Y + M2+ , M2+X + o则可推断：因四种元素都是短周期元素，N为非金属，应位于元素周期表的右边，由X、Y、M的离子半径关系，则可以推知四种元素在元素周期表中与N的位置关系，转化为周期表片段：XN(1)YMN(2)N(3)则N可能和Y不在同一周期，也可能和 Y、M在同一周期。 【例题1】已知33AS、35Br位于同一周期。下

14、列关系正确的是（PSClAsBrA,原子半径：AsClPB.热稳定性：HClAsH 3HBr 2 一 0一一 C.还原性：As S ClD.酸性：H3AsO4H2SO4H 3PO4【答案】C【解析】选C 同一周期中原子半径从左到右依次减小，A项中P的半径大于Cl, A错误;非金属性越强，其气态氢化物越稳定，其最高价氧化物对应水化物酸性越强，故B项中热稳定THClHBrAsH 3, D 项中酸性 HzSO4H3PO4H3AsO4, B、D 均错误；C 项，单质 氧化性：Cl2SAs ,故阴离子的还原性： As3 S2 Cl , C项正确。【例题2】下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下

15、列说法正确的是A.原子半径:ZY XB.气态氢化物的稳定性： RWWX 3和水反应形成的化合物是离子化合物Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应【答案】BD【解析】选BD 由图表中各元素的化合价及原子序数由左到右依次增大等信息，可以判断X为O, 丫为Na, Z为Al , W为S, R为Cl。原子半径为 NaAl O, A项错误。Cl元素 的非金属性大于 S元素，则HCl的稳定性强于H2S, B项正确。SO3与水发生反应生成 H2SO4, H2SO4为共价化合物，C项错误。Na、Al元素的最高价氧化物对应的水化物分别为 NaOH、 Al(OH) 3, Al(OH) 3为两性氢氧化物，能与

16、NaOH反应，D项正确。【例题3四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有 M为金属元素。下列说法 不正确的是()A,原子半径ZSiNO , A项正确；因为N的非金属性比Si强，所以HNO3 的酸性比H2SiO3强，B项错误；因为 O的非金属性比 Si强，所以气态氢化物的热稳定性 H2OSiH 4, C项正确；O元素位于周期表的第 2周期、第V1 A族，D项正确。例题4HCl的溶解度比H 2s大HCl的稳定性比H2s强HC1O的酸性比H2SO4弱成FeSCI2能与H2s反应生成S还原性：C1S2A.C.卜列叙述能说明氯元素原子得电子能力比硫元素强的是（）HC1的酸性比H2s强HC1的还原性

17、比H2s强C12与铁反应生成 FeCh,而S与铁反应生在周期表中C1处于S同周期的右侧B.D.【解析】两项不能说明元素原子得失电子能力的强弱；是正确的；项的顺序反了，应该是H2s的还原性比HC1强；项中HC1O不是最高价含氧酸，C1的最高价含氧酸应为 HC1O4； 项中非金属单质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属的价态越高，说明非金属元素原子得电子能力越强； 项中作为氧化剂的非金属单质在水溶液中能置换另一非金属单 质，如：C12+H2s=2HC1 + SJ ,说明C12的氧化性大于S,即非金属性C1S;项是利用 元素在周期表中的相对位置进行判断的；项是利用逆向思维进行判断的。利用规律进

18、行解题时应注意对题目进行细致的分析。例题2短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大， 甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性， 乙位于第VA族，甲与丙同主族，丁原子最外层电子数和电子层数相等，则 （）A.原子半径：丙丁乙B.单质的还原性：丁 丙 甲C.甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物D.乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应【答案】AD【解析】根据题意首先判断四种元素分别是：甲为 H,乙为N,丙为Na, 丁为A1,所以AD正确，B项应该为：丙丁甲，C项丙的氧化物应该为离子化合物，故选 AD。【例题3】根据表中信息，判断以下叙述正确的是（）部分短周期元素的原子半径及主要化合价兀素代号LM

19、QRT原子半径/nm0.1660.1430.1120.1040.066主要化合价+ 2+ 3+ 2+ 6、- 2-2A.氢化物的沸点为 H2TH2RB .单质与稀盐酸反应的速率为LBe, B错；L”为10电子结构而R”为18电子结构，D错。例题4X、Y、Z是3种短周期元素，其中 X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。X原子的 最外层电子数是其电子层数的3倍。Z原子的核外电子数比 Y原子少1。下列说法正确的是( )A.元素非金属性由弱到强的顺序为ZVYVXY元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO43种元素的气态氢化物中， Z的气态氢化物最稳定 D.原子半径由大到小的顺序为 ZYX【答案】AD【解析】在解有关周期表的题目时，首先要确定元素在周期表中的位置，实在推不出具体的位置，推出相对位置也可以。因 X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，所以在本题中的突破口就能推出 X元素即为O,