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易错点14 元素周期表和元素周期律易错题【01】元素周期表的结构①基态原子最外层电子排布相同的原子对应元素不一定处于同主族，如He、Be的最外层均有2个电子，前者处于0族，后者处于第IIA族。
②第IA族和0族不是含元素种类最多的族，应是第ⅢB族，共有32种元素。
③第VIII族属于副族，但表示时仍表示“VIII族”；过渡元素包括8个副族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个。
易错题【02】周期表的分区分区价层电子排布s区n s1～2p区n s2n p1～6(除He外)d区(n－1)d1～9n s1～2(除钯外)ds区(n－1)d10n s1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2n s2易错题【03（1）电离能：同周期从左到右，第一电离能呈增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能逐渐减小。
①判断元素金属性的强弱：第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n。
例如，钠元素的I2≫I1，故钠元素的化合价为＋1。
③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。
当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。
④第二、三、四周期中，第IIA族、第V A族元素的第一电离能比相邻主族元素都大。
（2）电负性：一般来说，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。
易错题【04】元素金属性（非金属性）相对强弱的判断规律元素的性质本质判断的一般依据元素的原子失电子的能力（与失电子的数目无与水或酸(非氧化性)反应置换出氢的难易最高价氧化物对应水化物的碱性强弱元素金属性关），原子越容易失去电子，元素金属性越强；反之则弱水溶液中单质间的置换反应原电池中的正负极(Mg—Al---NaOH溶液例外)阳离子在电解池中阴极上的放电顺序元素的非金属性元素的原子得电子的能力（与得电子的数目无关），原子越容易得到电子，元素非金属性越强；反之则弱。
学员编号：年级：高一课时数： 2 学员姓名：辅导科目：化学学科教师：授课类型T 元素周期表 C 元素的性质和结构T 核素授课日期及时段教学内容引导回顾在元素周期表中涉及到了哪些知识点呢？我们一起来回顾一下吧！本周知识点本周解题方法1.元素周期表的结构 1. 熟悉元素周期表的结构2.常见族的特别名称 2. 熟记各族名称3.元素的结构和性质 3. 元素结构与性质随周期的变化4.核素 4. 辨析核素和同位素5.元素周期律 5. 熟悉元素周期表及其变化规律同步讲解本章主要内容及其相互关系如下所示●重点难点本章的学习重点是元素周期表的结构和元素周期律的实质，元素的性质、原子结构和元素在周期表中的位置三者之间关系以及离子键和共价键等知识。
本章的学习难点是同周期、同主族元素性质的递变规律，“位、构、性”三者之间的关系和离子键、共价键的本质。
1、元素周期表的结构2、常见族的特别名称第ⅠA族________元素，第ⅦA族________元素，O族______元素，第______族和________族称为过渡元素。
答案：碱金属卤族稀有气体第Ⅷ族所有副●问题探究1．元素周期表提供了每种元素的哪些信息？提示：在元素周期表中，每一种元素均占据一格。
对于每一格，均包含元素的原子序数，元素符号，元素名称，外围电子排布，相对原子质量(或质量数)等内容。
此外，在周期表中，还用不同的颜色来表示金属，非金属或过渡元素等。
若元素符号呈红色表明该元素是放射性元素。
2．第一个元素周期表是谁排成的？跟现在的元素周期表排列方式一样吗？提示：历史上第一个元素周期表是1869年，俄国化学家门捷列夫排成的；他是将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行。
通过分类、归纳，制成了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系。
第一个元素周期表跟现在使用的元素周期表排列方式不一样。
主要区别是元素周期表中元素的排序依据由相对原子质量改为原子的核电荷数。
促敦市安顿阳光实验学校第1课时元素周期律1.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.了解元素性质与原子结构的关系。
3．掌握微粒半径大小比较的规律。
1．原子序数(1)概念：元素在元素周期表中的序号。
(2)与其他量的关系原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。
2．1～18号元素性质变化的规律性(1)最外层电子的排布规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳结构时的最外层电子数1～2 1 1―→2 23～10 2 1―→8811～18 3 1―→88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(2)原子半径的变化规律原子序数原子半径的变化3～90.134 nm―→0.071 nm大―→小(填“大”或“小”，下同)11～17 0.154 nm―→0.099 nm大―→小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化(3)化合价的变化规律原子序数化合价的变化(常见)1～2 ＋1(H)―→0(He)3～10最高正价：＋1―→＋5(O、F无最高正价)最低负价：－4―→－1Ne：011～18最高正价：＋1―→＋7最低负价：－4―→－1Ar：0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化3.元素周期律(1)概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
(2)实质：元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化。
1．判断正误(1)元素原子半径最小的是氢。
( )(2)氧、氟两元素的最高正化合价分别为＋6、＋7。
( )(3)原子半径：r(C)＜r(N)＜r(O)。
( )(4)离子半径：r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)。
( )(5)电子层越多，半径越大。
( )答案：(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×2．元素X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述一正确的是( )A．X、Y、Z原子的核内质子数依次增大B．X、Y、Z的最高正化合价依次升高C．X、Y、Z原子的原子半径依次增大D．X、Y、Z单质的金属活动性依次增强解析：选A。
高二化学元素周期表解析1. 元素周期表简介元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它按照原子序数递增的顺序排列元素，并展示了元素之间的关系。
周期表中的元素可以分为金属、非金属和半金属（或类金属）三大类。
2. 周期表的结构2.1 周期周期表中的水平行称为周期。
每个周期代表了元素原子的最外层电子的能量级。
周期数等于元素原子的最外层电子数。
2.2 族垂直列称为族（或族群）。
每个族代表了具有相同价电子数的元素。
价电子是元素原子中最外层电子，它们决定了元素的化学性质。
3. 元素周期表的排列规律3.1 周期规律从左到右，周期表中的元素原子序数逐渐增加。
同一周期内，随着原子序数的增加，元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。
3.2 族规律从上到下，同一族元素的原子序数逐渐增加。
同一族元素具有相似的化学性质，因为它们的最外层电子数相同。
4. 重要元素群4.1 碱金属族第1A族，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
它们都是金属，具有良好的导电性和热性。
4.2 碱土金属族第2A族，包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。
它们也是金属，具有较高的熔点和硬度。
4.3 卤素族第17A族，包括氟、氯、溴、碘、砹和石田。
它们都是非金属，具有较高的电负性。
4.4 稀有气体族第18A族，包括氦、氖、氩、氪、氙和氡。
它们都是非金属，具有稳定的原子结构。
5. 应用实例5.1 钠（Na）钠属于碱金属族，具有低熔点和良好的导电性。
它广泛应用于照明（如钠灯）、制造化学品（如烧碱）和电池（如碱性电池）。
5.2 铁（Fe）铁属于第8族，是地球上最常见的金属元素。
它广泛应用于建筑、交通工具制造、机械制造和电子产品等领域。
6. 总结元素周期表是化学中的重要工具，通过周期和族的排列，展示了元素之间的关系和性质。
掌握周期表的结构和规律，可以帮助我们更好地理解元素的化学性质和应用。
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。
练案[14] 第14讲元素周期表元素周期律一、选择题：本题共10小题，每小题只有一个选项符合题目要求。
1．(2023·湖南模拟)某同学设计了如图所示元素周期表，已知Z元素的最外层电子数是次外层的3倍。
空格中均有对应的元素填充。
下列说法正确的是( C )A．白格中都是主族元素，灰格中都是副族元素B．X、Y分别与Z形成的化合物都只有两种C．X、Y元素最高价氧化物对应的水化物酸性：X>YD．X、Y、Z的气态氢化物中最稳定的是X的氢化物[解析]根据Z元素的最外层电子数是次外层的3倍知Z为O，则X为N，根据图示可得出X、Y同族，则Y为P。
按照图示，白格填充的为主族元素和稀有气体元素，灰格填充的为副族元素和Ⅷ族元素，A错误；X和Z可以形成NO、NO2、N2O5等氮氧化物，不止两种，B错误；X的最高价氧化物对应的水化物为HNO3，Y的最高价氧化物对应的水化物为H3PO4，则酸性HNO3>H3PO4，C正确；元素非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，同主族元素，从上到下非金属性减弱，同周期元素，从左到右非金属性增强，则非金属性强弱顺序为O>N>P，气态氢化物最稳定的是Z的气态氢化物，即H2O，D错误。
2．(2023·北京朝阳模拟)下列关于元素及元素周期律的说法，不正确的是( B ) A．同主族元素的原子，最外层电子数相等B．同周期元素的原子，随原子序数递增半径逐渐增大C.10 4Be的中子数为6D．56Ba(OH)2的碱性强于38Sr(OH)2[解析]元素周期表中，最外层电子数或价电子数相同的元素在同一族，则同一主族元素的最外层电子数相等，具有相似的化学性质，选项A正确；同周期元素从左向右原子半径减小，则同周期元素中，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，选项B不正确；10 4Be的质量数为10，质子数为4，则中子数为10－4＝6，选项C正确；金属性Sr<Ba，则碱性38Sr(OH)2<56Ba(OH)2，选项D正确。
元素周期表1869年以前，科学家已经陆续发现了63种元素，这些元素之间似乎没有任何联系，好像互不相干。
俄国科学家门捷列夫(Dmitry Ivanovich Mendeleev,1834～1907)在前人工作的基础上，对元素及其性质进行了系统的研究，他将当时已知的63种元素依据相对原子质量大小规律进行排列，制成的表格成为现代元素周期表的雏形。
利用周期表，门捷列夫成功预测了当时尚未发现的元素(镓、钪、锗)。
1913年英国科学家莫色勒利用阴极射线撞击金属产生X射线，发现原子序数越大，X 射线的频率就越高，因此他认为原子核的正电荷数决定了元素的化学性质，并把元素依照核内正电荷数(即质子数)排列，经过多年修订后才成为当代的元素周期表。
随着人们对元素地进一步认识，元素周期表得到了完善，现在元素周期表已经成为人们研究化学、研究物质的一个必备的工具。
在化学学科领域中使用的元素周期表提供的信息更突出了元素的原子结构信息。
让我们走进教材，充分认识元素周期表。
一、元素周期表的出现和发展1．元素周期表的出现和发展：2．原子序数：(1)含义：按照元素在周期表中的顺序给元素的编号。
(2)原子序数与原子结构的关系。
原子序数＝核电荷数＝__质子数__＝__核外电子数__。
二、认识元素周期表的结构1．编排原则：2．周期表中周期的划分和一般特点：请将族所含元素与其名称用线连接。
①第ⅠA族(除氢)a．稀有气体元素②第ⅦA族b．碱金属元素③0族c．卤族元素答案：①—b②—c③—a1．19世纪中叶，俄国化学家门捷列夫的突出贡献是(B)A．提出原子学说B．编制出第一张元素周期表C．提出分子学说D．发现氧气解析：俄国化学家门捷列夫发现元素周期律，并编制出第一张元素周期表，所以选B。
2．第5周期ⅡA族元素的原子序数为(C)A．36 B．37C．38 D．39解析：因周期数等于电子层数，主族序数等于最外层电子数，则原子结构示意图为，所以选C。
3．铝元素在周期表中的位置是(B)A．第2周期ⅣA族B．第3周期ⅢA族C．第3周期ⅥA族D．第2周期ⅢA族解析：铝为13号元素，其原子结构示意图为，周期数等于电子层数，主族序数等于最外层电子数，所以选B。
第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表本章内容是继氧化还原反应和离子反应之后又一个化学的理论知识点，通过本章的学习可以体会化学也是有规律可循的，本节内容是本章的基础，也是整个周期表周期律的基础，这一节学不好，就很难体会化学上结构决定性质的奥秘，也就很难体会化学的规律性，本节内容共有13个重点内容，静下心来慢慢体会吧！一、核外电子排布的表示方法(1)原子结构示意图①小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数。
②弧线表示电子层。
③弧线内数字表示该层中的电子数。
(2)离子结构示意图①当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与少一个电子层的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成与电子层数相同的稀有气体元素原子相同的电子层结构。
（2020·上海市奉贤区奉城高级中学高一期末）有四种微粒的结构示意图，下列叙述中错误的是（）它们属于不同种元素它们的核外电子排布相同它们都是离子它们都具有稀有气体原子的稳定结构【答案】C【分析】根据结构示意图分析可得，四种微粒分别为O2-、Ne、Mg2+和Al3+。
【详解】由分析可知，它们属于不同元素，故A不选；根据结构示意图，它们的核外电子排布相同，故B不选；由分析可知，第二种微粒不是离子，是氖原子，故C选；稀有气体原子最外层有8个电子（氦有2个），是稳定结构，第二种微粒就是Ne，其他几种微粒都和Ne的原子结构相同，故D不选；故选C。
二、明确符号A Z X±c n±m中各个字母的含义并了解它们之间的关系(1)质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)，质量数可近似地代替原子的相对原子质量。
(2)原子的核外电子总数＝质子数＝核电荷数＝原子序数。
(3)阳离子M n＋的核外电子数＝质子数－n；阴离子N n－的核外电子数＝质子数＋n。
（2020·福建南安市·高一期中）科学研究表明，月球上有丰富的He资源，可开发利用作未来的新型能源。
第14讲元素周期律和元素周期表【学科核心素养】1.宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识物质的多样性；能从元素和原子，分子水平认识物质的组成、结构和性质，形成“结构决定性质”的观念；能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律；能基于元素周期律理解元素周期表的编排方法，能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识：在探究同周期、同主族元素性质递变性的实验中，要明确探究目的，设计实验方案，并在探究中学会合作，结合核外电子排布，元素第一电离能的特殊性等异常现象提出自己的见解。
【核心素养发展目标】1.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.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和ⅠA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.4.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律.【知识点解读】知识点一元素周期表及其应用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。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则(1)把电子层数相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。
(2)把不同横行中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，共有18纵行。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)(2)族(18个纵行，16个族)【特别提醒】Ⅰ含元素种类最多的族是第ⅠB族，共有32种元素。
Ⅰ过渡元素包括7个副族和第Ⅰ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
Ⅰ最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
(3)元素周期表中元素的分区Ⅰ分界线：如图所示，沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
Ⅰ各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
Ⅰ分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(4)元素周期表中的特殊位置4．元素周期表的三大应用(1)科学预测为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料(3)用于工农业生产对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。
知识点二元素周期律及其应用1．元素周期律（1）元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
（2）元素周期律的实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的结果。
2．主族元素的周期性变化规律3．元素周期律的两大应用(1)比较不同周期、不同主族元素的性质 Ⅰ比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法：金属性：Mg>Al ，Ca>Mg ，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
Ⅰ比较H 2O 和SiH 4的稳定性强弱的方法：非金属性：C>Si ，O>C ，则氢化物稳定性：H 2O>CH 4>SiH 4。
(2)预测未知元素的某些性质Ⅰ已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
Ⅰ已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 难溶于水。
【典例剖析】高频考点一 元素周期表的结构及应用例1. （2020·浙江卷）X 、Y 、Z 、M 、Q 五种短周期元素，原子序数依次增大。
Y 元素的最高正价为+4价，Y 元素与Z 、M 元素相邻，且与M 元素同主族；化合物24Z X 的电子总数为18个；Q 元素的原子最外层电子数比次外层少一个电子。
下列说法不正确．．．的是( ) A. 原子半径：Z Y M <<B. 最高价氧化物对应水化物的酸性：Z Y M >>C. 22X Z ZX -易溶于水，其水溶液呈碱性D. X 、Z 和Q 三种元素形成的化合物一定是共价化合物 【答案】D【解析】X 、Y 、Z 、M 、Q 为五种短周期元素，原子序数依次增大。
Y 元素的最高正价为+4价，则证明该元素为第IV A 族元素，又知Y 元素与Z 、M 元素相邻，且与M 同族，则在元素周期表位置应为，故推知Y为C元素，Z为N元素，M为Si元素；化合物Z2X4的电子总数为18，则推知，X为H，该化合物为N2H4；Q元素的原子最外层电子总数比次外层电子数少一个电子，推出Q为Cl元素，据此结合元素周期律与物质的结构与性质分析作答。
根据上述分析可知，X为H、Y为C元素、Z为N元素、M 为Si元素、Q为Cl元素，则同周期元素从左到右原子半径依次减小，同主族元素从上到下原子半径依次增大，则原子半径比较：Z(N)<Y(C)<M(Si)，故A正确；同周期元素从左到右元素非金属性依次增强，同主族元素从上到下元素非金属性依次减弱，因元素的非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性：Z(N)＞Y(C)＞M(Si)，则最高价氧化物对应水化物的酸性：Z(N)＞Y(C)＞M(Si)，故B正确；N2H4的结构简式可表示为H2N-NH2，分子中含两个氨基，可与酸反应，具有碱性，且该分子具有极性，与水分子间也存在氢键，根据相似原理可知，N2H4易溶于水，故C正确；X、Z和Q三种元素组成的化合物有很多，不一定都是共价化合物，如氯化铵属于铵盐，为离子化合物，故D错误；答案选D。
【方法技巧】同主族、邻周期元素的原子序数差的关系Ⅰ第ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。
Ⅰ第ⅠA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。
Ⅰ第ⅠA～ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。
【变式探究】下列叙述不正确的是()A．Ca原子核外有4层电子，Ca位于第四周期B．元素周期表中只有短周期与长周期C．每个短周期都既有金属元素又有非金属元素D．短周期中，同周期元素随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)【答案】C【解析】Ca原子核外电子排布为2、8、8、2，有4层电子，所以钙元素位于第四周期，A项正确；元素周期表中第一、二、三周期为短周期，第四、五、六、七周期为长周期，B项正确；第一周期只有H、He两种元素，均为非金属元素，C项错误；短周期中，同周期元素(稀有气体元素除外)随着原子序数的递增，原子核对核外电子的吸引力增强，从而导致原子半径逐渐减小，D项正确。
高频考点二元素在周期表中的位置推测例2.（2021·浙江卷）已知短周期元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如下所示，其中Y的最高化合价为+3。
下列说法不正确．．．的是A ．还原性：24ZQ <ZRB ．X 能从2ZO 中置换出ZC ．Y 能与23Fe O 反应得到FeD ．M 最高价氧化物的水化物能与其最低价氢化物反应 【答案】A【解析】根据短周期元素X 、Y 、Z 、M 、Q 和R 在周期表中的相对位置，以及Y 的最高化合价为+3，可推知，X 为：Mg ，Y 为：Al ，Z 为：C ，M 为：N ，Q 为：S ，R 为：Cl ，据此分析答题。
2ZQ 为：2CS ，4ZR 为：4CCl ，2CS 中硫的还原性强于4CCl 中的氯元素，A 错误；Mg 和2CO 发生下述反应：22Mg+CO =2MgO+C 点燃，B 正确；Al 和23Fe O 发生铝热反应如下：23232Al+Fe O =Al O +2Fe 高温，C 正确； M 为：N ，N 的最高价氧化物的水化物为：3HNO ，最低价氢化物为：3NH ，二者发生如下反应：3343HNO NH NH NO +=，D 正确；答案为A 。
【变式探究】下图是周期表中短周期的一部分，已知Y 原子与Z 原子核外电子总数为X 原子核外电子数的4倍，以下推断正确的是( )A ．X 、Y 、Z 三者均为金属元素B ．X 、Y 、Z 三者核外电子数之和为40C ．X 与Y 、Y 与Z 均可形成离子化合物D ．Y 与Z 只能形成一种共价化合物 【答案】B【解析】设X 原子核外电子数为x ，Y 、Z 原子核外电子数分别为x ＋7、x ＋9，由已知条件可得(x ＋7)＋(x ＋9)＝4x ，解得x ＝8，则X 为O 元素，Y 为P 元素，Z 为Cl 元素，三种元素都是非金属元素，故A 错误；X 为O ，Y 为P ，Z 为Cl ，三者核外电子数之和为8＋15＋17＝40，故B 正确；P 与O 、O 与Cl 均可以形成共价化合物P 2O 5、Cl 2O 7，故C 错误；P 与Cl 可以形成PCl 3、PCl 5等多种共价化合物，故D 错误。
【方法技巧】由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
例如Ⅰ35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为4，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅠA族，为溴元素。
Ⅰ87号元素(相邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，为钫元素。
【变式探究】俄罗斯科学家用含20个质子的钙的一种原子轰击含95个质子的镅原子，结果4次成功合成4个第115号元素的原子。
这4个原子生成数微秒后衰变成第113号元素。
下列有关叙述正确的是() A．115号元素在第六周期B．113号元素在第七周期ⅠA族C．115号和113号元素都是非金属元素D．镅元素和115号元素不在同一周期【答案】B【解析】95号元素镅、115号元素、113号元素，原子序数都大于86而小于118，所以都在第七周期；115号元素比118号元素原子序数少3，应在第ⅠA族，113号元素在第ⅠA族；113号元素和115号元素都是金属元素。
高频考点三金属性、非金属性的强弱比较例3. （2020·新课标Ⅰ）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。
下列叙述正确的是A. 非金属性：W> X>Y> ZB. 原子半径：Z>Y>X>WC. 元素X的含氧酸均为强酸D. Y的氧化物水化物为强碱【答案】D【解析】根据题干信息可知，W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，则WX3为NH3，WZ为HCl，所以W为H元素，X为N元素，Z为Cl元素，又四种元素的核外电子总数满足X+Y=W+Z，则Y的核外电子总数为11，Y为Na元素，据此分析解答。
