2010高考化学二轮复习 专题5《元素周期律 元素周期表》

专题五物质结构元素周期律明·课程标准MINGKECHENGBIAOZHUN对应学生用书学案P471．能画出1～20号元素的原子结构示意图，能用原子结构解释元素性质及其递变规律，并能结合实验及事实进行说明。

2．能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。

3．能判断简单离子化合物和共价化合物中的化学键类型，能基于化学键解释某些化学反应的热效应。

品·高考真题PINGAOKAOZHENTI对应学生用书学案P47真题细研1．(2022·全国甲卷)Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。

Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。

下列说法正确的是(D)A．非金属性：X>QB．单质的熔点：X>YC．简单氢化物的沸点：Z>QD．最高价含氧酸的酸性：Z>Y【解析】Q、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Q与X、Y、Z不在同一周期，Y原子最外层电子数为Q原子内层电子数的2倍，则Q应为第二周期元素，X、Y、Z位于第三周期，Y的最外层电子数为4，则Y为Si元素，X、Y相邻，且X的原子序数小于Y，则X为Al元素，Q、X、Y、Z的最外层电子数之和为19，则Q、Z的最外层电子数之和为19－3－4＝12，主族元素的最外层电子数最多为7，若Q的最外层电子数为7，为F元素，Z的最外层电子数为5，为P元素，若Q的最外层电子数为6，为O元素，则Z 的最外层电子数为6，为S元素，若Q的最外层电子数为5，为N元素，Z的最外层电子数为7，为Cl元素；综上所述，Q为N或O或F，X为Al，Y为Si，Z为Cl或S或P，据此分析解题。

X为Al，Q为N或O或F，同一周期从左往右元素非金属性依次增强，同一主族从上往下依次减弱，故非金属性：Q>X，A错误；由分析可知，X为Al属于金属晶体，Y为Si属于原子晶体或共价晶体，故单质熔点Si>Al，即Y>X，B错误；含有氢键的物质沸点升高，由分析可知Q为N或O或F，其简单氢化物为H2O或NH3或HF，Z为Cl或S 或P，其简单氢化物为HCl或H2S或PH3，由于前者物质中存在分子间氢键，而后者物质中不存在，故沸点Q>Z，C错误；元素的非金属性越强，其最高价含氧酸的酸性越强，P、S、Cl的非金属性均强于Si，因此最高价含氧酸酸性：Z>Y，D正确。

专题05 物质结构元素周期律考点热度★★★★★【化学素养要求】【考纲导向】1．了解元素、核素和同位素的含义。

2．依据原子构成了解原子序数、核电核数、质子数、核外电子数的彼此关系和质子数、中子数、质量数之间的相互关系。

3．了解原子核外电子排布。

4．了解元素周期表的结构。

5．通过同周期、同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系，理解元素周期律的实质。

6．通过金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变规律，理解位、构、性三者之间的关系。

7．通过离子键、共价键的形成过程认识化学键。

【命题分析】对原子结构、化学键的考查主要集中在各微粒数量间的关系，微粒的结构示意图、电子式的表示方法及化学键、化合物类型的判断等方面上，试题难度不大，一般属于了解层次。

元素周期表和元素周期律这一部分内容主要以元素周期表为工具考查“位、构、性”三者的关系，该部分内容既能对原子结构、元素周期表和元素周期律进行单独考查，同时也能将元素及其化合物联系起来进行综合考查，试题的综合度较高，命题的空间大。

题型以选择题为主，难度适中。

该部分内容是过去命题的热点，未来将是一个必考点。

题型依然会以选择题为主，难度变化不大。

核心考点一微粒结构与化学键1．抓住描述对象判断“四同”(1)同位素——原子，如11H、21H、31H。

(2)同素异形体——单质，如O2、O3。

(3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。

(4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。

2．原子结构中易混淆的4个问题(1)同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。

(2)元素有多少种核素，就有多少种原子。

(3)同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。

(4)同一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的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

3．理清化学键与物质类别的关系(1)从图中可以看出，离子化合物一定含有离子键，离子键只能存在于离子化合物中。

专题5 物质结构元素周期律第一节元素周期表一．元素周期表的结构周期序数＝核外电子层数主族序数＝最外层电子数原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数短周期（第1、2、3周期）周期：7个（共七个横行）周期表长周期（第4、5、6、7周期）主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行）零族（1个）稀有气体元素【练习】1．主族元素的次外层电子数（除氢）A．一定是8个B．一定是2个C．一定是18个D．是2个、8个或18个2．若某ⅡB族元素原子序数为x，那么原子序数为x+1的元素位于A．ⅢB族B．ⅢA族C．ⅠB族D．ⅠA族3．已知A元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B元素原子的次外层电子数是最外层电子数的2倍，则A、B元素A．一定是第二周期元素B．一定是同一主族元素C．可能是二、三周期元素D．可以相互化合形成化合物二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1．原子结构相似性：最外层电子数相同，都为_______个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多2．碱金属化学性质的相似性：点燃4Li + O2 Li2O点燃2Na + O2 Na2O22 Na + 2H2O ＝2NaOH + H2↑2K + 2H2O ＝2KOH + H2↑2R + 2 H2O ＝2 ROH + H2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。

结论：碱金属元素原子的最外层上都只有_______个电子，因此，它们的化学性质相似。

3．碱金属化学性质的递变性：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐_____，原子失去电子的能力______，即金属性逐渐______。

所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。

结论：1）原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

2）金属性强弱的判断依据：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

高考化学二轮复习元素周期律和元素周期
表专题总结
1.元素周期表的结构
掌握元素周期表的结构中各族的排列顺序，结合惰性气体的原子序数，我们可以推断任意一种元素在周期表中的位置。

记住各周期元素数目，我们可以快速确定惰性气体的原子序数。

各周期元素数目依次为2、8、8、18、18、32、32（如果第七周期排满），则惰性气体原子序数依次为2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108。

2.元素周期律
3.同周期、同主族元素性质的递变规律
4.简单微粒半径的比较方法
5.元素金属性和非金属性强弱的判断
1。

高考化学元素周期律知识利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强下面是小编为大家整理的关于高考化学元素周期律知识，希望对您有所帮助。

欢迎大家阅读参考学习!高考化学元素周期律知识第一片：概述1.概念：元素的性质随原子序数的递增，呈现周期性的变化。

2.决定因素：周期表中元素核外电子排布的周期性变化3.内容同周期(左→右)同主族(上→下)核外电子排布电子层数相同，最外层电子数从1逐渐增加至稳定结构电子层数逐渐增加，最外层电子数相同元素化合价最高正价从+1逐渐增加到+7(一、二周期除外)从第ⅣA族出现-4逐渐增加至-1，最后以0价结束最高正价及最低负价相同，最高正价等于其族序数原子半径逐渐减小逐渐增大金属性、非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱电负性逐渐变大逐渐变小电离能逐渐增大逐渐减小第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(1)1.化合价知识：⑴数值是化合物中原子得失电子(离子化合物)或形成共用电子对(形成共价化合物)的数目⑵单质化合价为0，但化合价为0的不一定是单质，如HCHO、C2H4O2中的C的化合价等(也可能是分数→氧化数)⑶金属只有正价，有负价的一定的非金属⑷主族元素最高正价等于其族序数(F、O除外)⑸F是唯一没有正价的元素(O有+2价，OF2)⑹化合物中各元素化合价代数和等于0⑺通常元素的最高正价+∣最低负价∣=8⑻共价化合物中，若最外层电子数+∣化合价∣=8的原子，为8电子稳定结构。

2.粒子(包括原子和阴、阳离子)半径大小对比：通常情况是：先对比电子层数，电子层数愈多，其半径愈大;电子层数相同时，再对比核电荷数，核电荷数愈大，其粒子半径愈小。

第二片：中学阶段需要知道的几个相关问题(2)3.元素金属性、非金属性的强弱对比⑴金属性强弱对比标准：①利用金属活动性顺序表判断：靠前的金属金属性强②利用元素周期表判断：周期表中同周期靠前、同主族靠下的金属，金属性强③和水或酸反应产生氢气剧烈的金属性强④置换反应中，被置换的金属，金属性弱⑤原电池中负极金属的金属性强⑥电解池中阴极优先放电(即氧化性强)的金属阳离子的金属性弱(Fe3+→Fe2+例外)⑦最高价氧化物对应的水化物的碱性强的金属，金属性强。

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4．1—18号元素的有关知识5．金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。

如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。

元素周期表和元素周期律元素周期律：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无正价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。

（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。

元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；c.金属单质间的置换反应例：比较1：①镁与2mL1mol/L 盐酸反应②铝与2mL1mol/L 盐酸反应32222l 6l 2l l 3g 2HCl MgCl H A HC A C H ↑↑＋＝＋反应比较容易M ＋＝＋反应更加容易所以金属性：l Mg A ＞ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】2222222()22()Na H O NaOH H Mg H O Mg OH H ++↑++↑冷＝碱性：2aOH Mg(OH)N ＞金属性：Na Mg Al ＞＞②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。

元素非金属性强弱判断的实验依据：a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应非金属性：l r F C ＞＞B ＞I对于同一周期非金属元素：如2i l S P S C 、、、等非金属单质与2H 反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：432i l S H PH H S HC ＜＜＜上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：2334244i l H S O H PO H SO HC O ＜＜＜非金属性：i l S P S C ＜＜＜ 结论： a g l i l N M A S P S C金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

元素周期律与元素周期表1．某化合物(结构如图所示)是一种家用杀虫剂。

X 、Y 、Z 、W 、R 为原子序数逐渐增大的短周期元素，Z 与R 不在同一周期。

下列叙述正确的是A ．Z 、W 的氢化物均很稳定B ．阴离子的还原性：R>XC ．W 、R 两种元素均可形成能使品红溶液褪色的化合物，且褪色原理相同D ．元素Y 与元素R 均能形成三种以上的含氧酸盐2．X 、Y 、Z 、V 、W 五种短周期元素，原子序数依次增大，其中Z 的原子半径最大，Z 的单质在W 的单质中燃烧产生黄色火焰，生成ZW 型化合物；五种元素可以组成一种有机盐(如图所示)。

下列说法正确的是A ．Y 与W 形成的分子空间结构为三角锥B ．V 单质微溶于Y 与V 组成的二元化合物C ．原子半径的大小关系为：Z>V>WD ．热稳定性：X 与V 组成的二元化合物>X 与W 组成的二元化合物3．根据下表中有关短周期元素性质的数据，下列说法正确的是 ① ① ① ① ① ① ① ① 原子半径(1010m -) 0.74 1.601.52 1.10 0.99 1.86 0.75 0.82 主要化合价 最高价 — +2+1 +5 +7 +1 +5 +3 最低价 2- — — 3- 1- — 3-— A ．①的简单氢化物沸点大于①的简单氢化物B ．①号元素简单离子半径大于①号元素简单离子半径C ．①号元素最高价氧化物对应水化物的酸性最强D ．①和①号元素形成的类似金刚石结构的化合物中两种原子杂化类型不同4．如图是元素周期表的一部分，X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素，若Z 原子序数是Y 的两倍，则下列说法正确的是A ．X 元素的简单氢化物分子内可以形成氢键B ．Y 元素与X 、Z 、W 元素均可形成两种以上的化合物，且都能溶于水C ．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>WD ．阴离子半径由大到小的顺序为：Z>W>X>Y5.R、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号元素。

一．元素周期表1.原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数2.主族元素最外层电子数=主族序数3.电子层数=周期序数4.碱金属元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐变大,自上而下反应越来越剧烈银白色金属,密度小,熔沸点低,导电导热性强5.判断元素金属性强弱的方法:单质与水(酸)反应置换出氢的难易程度最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱单质间的置换6.卤族元素:密度逐渐增大,熔沸点逐渐升高与氢气反应剧烈程度越来越弱,生成氢化物稳定性渐弱7.判断元素非金属性强弱的方法:与氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性最高价氧化物的水化物的酸性单质间的置换8.质量数:核内所有质子和中子的相对质量取近似整数相加9.核素:具有一定数目质子和一定数目的中子的一种原子10.同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素天然稳定存在的同位素,无论是游离态还是化合态各同位素所占的原子个数百分比一般是不变的在相同状况下,各同位素的化学性质基本相同(几乎完全一样),物理性质有所不同12.原子相对原子质量=1个原子的质量/（1/12 C12的原子质量）13.原子的近似相对原子质量=质量数14.元素的相对原子质量=各同位素的相对原子质量的平均值= A·a％+B·b％…15.元素的近似相对原子质量=各同位素质量数的平均值= A·a％+B·b％…二．元素周期律1.K、L、M、N、O、P、Q（1,2,3,4,5,6，7，）层数越大，电子离核越远，其能量越高2.能量最低原理3.各电子层最多容纳电子数：2n^24.最外层不超过8，次外层18，倒数第三层325.原子半径：同周期主族元素，原子半径从左到右逐渐减小同主族元素，元素原子半径从上到下逐渐增大6.元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的结果（实质）7.同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子的能力逐渐增强8.同一主族，自上而下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径增大9.最高正价=最外层电子数最低负价=8—最外层电子数10.各周期元素种类：2,8,8,18,32,3211.稀有气体原子序数;2,10,18,36,54,8612.同族上下相邻的原子序数差：2，8,18,3213.同周期IIA族与IIIA族原子序数相差：1,1,11,11,2514.电子层数不同，原子序数（核电荷数）均不同时，电子层数越多，半径越大15.电子层数相同，原子序数（核电荷数）不同时，原子序数（核电荷数）越大，半径越小16.电子层数，原子序数（核电荷数）均相同时，核外电子数越多，半径越大17.电子排布相同的离子，离子半径随核电荷数递增而减小选修三.原子结构与性质1.原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.2.电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.3.原子核外电子排布原理.①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.4.洪特规则的特例:对于一个能级，当电子排布为充满、半充满或全空时，是比较稳定的5.元素电离能：第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。