4周期表及周期律
高三化学 元素周期律与元素周期表【精选】
3.位，构，性
原子结构
电子层数 金属性 原子序数= 核电荷数 最外层电子数 非金属性
周期数= 电子层数
(主族)最外层电子数
主族序数=最外层电子数
= 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
3，对应的碱 的碱性
3，对应的酸的 酸性
元素周期律的应用
1、预测新元素的性质。 2、根据原子序数推测在周期表中
的位置。 3、启发人们在一定在区域内寻找新
物质，培养正确的学习习惯。
根据稀有气体元素原子序数确定
记住稀有气体元素的原子序数（He-2，Ne-10，Ar-18，Kr36，Xe-54，Rn-86），就可以确定元素所在的的周期和族。
）。
A. n=m+1 B. n=m+11 C.n=m+25 D. n=m+10
练习
2、主族元素R可形成两种氯化物，[RCla、RClb]， 它们化学式式量相差71。 （1）求a和b的关系 （2） RCla中氯的质量分数为85.3%，而RClb中氯 的质量分数为77.45%，求R的相对原子量。
S Cl Ar
3
强
11钠 12镁 13铝 14硅 15磷 16硫 17氯 18氩
K Ca
4
19钾 20钙
Br 35溴
Rb
5
37铷
强置换弱
I 53碘
Cs
6
55铯
IA
非金属性增强
0
H
He
非 1 1氢
IIA
IIIA IVA VA
VIA VIIA 2氦
四元素周期表及其应用
四元素周期表及其应用自从迈耶和门捷列夫提出了元素周期律理论以来，人类对于元素的探索和认识一直没有停止。
在长期的研究中，科学家们发现，元素周期表并不仅仅只有三个维度，还存在着一个重要的维度——反应性。
基于这一发现，综合各种元素物理性质的研究结果，科学家提出了四元素周期表，即基于电负性、原子尺寸、金属性和非金属性的分类法。
本文将介绍四元素周期表及其应用。
一、四元素周期表的基础四元素周期表是从元素物理性质出发，按一定规律排列的一张表格。
它不同于传统的三元素周期表，它基于电负性、原子尺寸、金属性和非金属性分类，具有更系统化、更完整的性质描述。
电负性是指原子对电子的亲和力，原子尺寸是指原子的半径大小，金属性和非金属性是指元素在化合物中的化学行为。
四元素周期表按照这四个物理性质的值大小进行排列，每个元素的位置都可以对应到这四个维度上。
二、四元素周期表的特点相比三元素周期表，四元素周期表有自己的独特性质。
首先，四元素周期表强调的是所有元素性质的综合表现，每个元素的位置既为化学元素本身提供了一种新的描述方式，也为化学家在元素特性、化合物的构建、反应机理和性质研究中提供了更好的方法。
其次，四元素周期表的规律性更加完整，它不仅能够解释传统元素周期表中的规律，还能够预测新元素的性质及其载体、还原、氧化状态、反应活性等情况，有助于化学家更好地控制其性质。
当然，四元素周期表同样有自己的不足，例如在实验的验证上比三元素周期表更具挑战性。
三、四元素周期表的应用四元素周期表的应用相对比较广泛，涵盖了多个科学领域，如化学、地球化学、环境科学、生命科学、工程等。
在以下几个方面，四元素周期表的应用尤为明显。
1. 合成材料研究合成材料是一种“人造化合物”，其性质相对单一，具有极高的应用价值。
在化学领域，四元素周期表可用于设计新的合成材料，如锂离子电池正极材料、催化剂以及微纳制造等。
四元素周期表不仅可以预测载体、还原、氧化状态、反应活性等信息，还可以通过其金属、非金属、电性、内在反应等属性进行多维度分析，优化合成材料的结构，提高其性质。
周期表、周期律
一、元素周期表一、必记知识1．能迅速的画出元素周期表的框架，要记住每一周期、每一族的的位置、名称（包括别称）。
要记住0族元素的符号、序号。
要记住每一周期的元素种类数。
要记住金属与非金属的分界线。
要记住镧系锕系的位置及元素种类数。
要记住112号元素的位置。
要将学过的及常见的元素能填进所画的周期表中（尤其是前20号元素）。
二、规律、技巧1．奇偶规律：原子序数是奇数的主族元素，位于奇数族，主要化合价是奇数。
原子序数是偶数的主族元素，位于偶数族，主要化合价是偶数。
2.相邻规律：①二、三周期同族元素原子序数相差8；②三、四周期同族元素中，ⅠA、ⅡA族相差8，其他族相差18；③四、五周期同族元素原子序数相差18；④五、六周期同族元素中，ⅠA、ⅡA族相差18，其他族相差32；⑤六、七周期同族元素原子序数相差32。
3.元素在周期表中的位置推断根据原子序数以0族元素为基准给元素定位0 族元素 He Ne Ar Kr Xe Rn所在周期数一二三四五六原子序数 2 10 18 36 54 86①元素周期数=稀有气体元素周期数（相近且小）+1元素原子序数—稀有气体原子序数（相近且小）=元素的纵行数例如:判断41号元素在周期表中的位置。
分析：原子序数比41小的0族元素有2号、10号、18号、36号，36号离41号最近（相近且小），则有41—36=5 则该元素在周期表中的位置为第五周期，第ⅤB族（第五纵行为第ⅤB族）。
注意：使用此法应先判断周期数，若为第六、七周期，判断族序数时再减去14（六、七周期分别含有镧系和锕系元素，各有15个元素但只占了周期表中一个位置）4.周期表中特殊位置的短周期元素①最高正化合价不等于族序数的元素：O、F②族序数等于周期序数的元素：H、Be、Al；③族序数等于周期序数2倍的元素：C、S；④周期序数是族序数2倍的元素：Li；⑤族序数等于周期序数3倍的元素：O；⑥最高正价与最低负价代数和等于零的元素：C、Si；⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：S；5.常见的一些特征元素① O：地壳中含量最多的元素；② N：空气中含量最多的元素；③ C：自然界中形成化合物种类最多，单质硬度最大的元素；④ Al：地壳中含量最多的金属元素；⑤ F：最活泼的非金属元素；⑥Cs：最活泼的金属元素；⑦H：单质密度最小的元素；⑧Na：焰色反应呈黄色的元素；⑨K：焰色反应呈紫色的元素。
周期律知识点总结
周期律知识点总结一、周期律的基本概念周期律是描述元素周期表中元素性质规律的概念，它最早由门捷列夫在1869年提出，并在之后得到了孟德莱耶夫、莫丹塔夫、门捷列夫等科学家的深入研究和发展。
周期律的基本概念包括元素周期表的构造原则和元素周期性规律。
1. 元素周期表的构造原则元素周期表是按元素的原子序数大小依次排列的一种表格，最早由门捷列夫提出。
元素周期表的构造遵循以下原则：(1) 按原子序数大小排列。
原子序数是元素的重要标识，它代表了元素原子核中质子的数量，也是元素在同一周期内的位置标识。
元素周期表中元素的排列顺序与它们的原子序数大小呈正比，原子序数从左到右逐渐增加。
(2) 周期表的主要构造原则是周期律规则。
元素周期表的构造中，周期律规则是构造的基础原则。
周期律规则包括：周期性规律、元素周期法则、主族元素和次族元素等。
2. 元素周期性规律元素周期性规律是指元素周期表中相邻元素化学性质的变化规律。
周期性规律主要有原子半径周期性规律、电子亲和能周期性规律、离子化能周期性规律和原子量周期性规律。
(1) 原子半径周期性规律。
原子半径是指原子的外层电子云的平均距离，原子半径的大小与原子核电荷数和外层电子数有关。
元素周期表中原子半径随着原子序数的增加而呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(2) 电子亲和能周期性规律。
电子亲和能是指原子或原子离子吸收外层电子形成负离子的能力，电子亲和能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。
元素周期表中电子亲和能也随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(3) 离子化能周期性规律。
离子化能是指原子或原子离子失去一个或多个外层电子形成正离子的能力，离子化能的大小与原子核吸引外层电子的能力有关。
元素周期表中离子化能随着原子序数的增加呈现规律性的变化，整体呈现出周期性变化。
(4) 原子量周期性规律。
原子量是指元素的相对原子质量，原子量的大小与原子核的质子和中子数量有关，元素周期表中原子量也呈现出周期性变化规律。
周期律周期表(竞赛辅导用)
5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe
铷锶 钇 锆铌 钼 锝 钌 铑钯银 镉 铟 锡 锑 碲 碘 氙
变化规律： 主族元素：从左到右 r 减小；
从上到下 r 增大。 过渡元素：从左到右r 缓慢减小；
从上到下r略有增大。
2、 电离能
基态气体原子失去电子成为带一 个正电荷的气态正离子所需要的能量 称为第一电离能，用 I 1表示。
由+1价气态正离子失去电子成为 带+2价气态正离子所需要的能量称为 第二电离能，用 I 2表示。
1
1
主族：族数=ns+np电子数。 例：16号S：最外层结构为3s23p4 ⅥA
17号Cl：最外层结构为3s23p5 ⅦA 副族：ⅢB---ⅦB 族数=(n-1)d+ns电子数。 例：25号Mn： 1s22s22p63s23p63d5 4s２ ⅦB ⅠB、ⅡB族：族数=(n-1)d10后ns的电子数 例：29号Cu： 1s22s22p63s23p63d10 4s1 ⅠB
超铀元素：在锕系元素中92号元素铀U以后各种元素， 多数是人工制得的元素，称之为“超铀元素”
区： 长式周期表的主表从左到右可分
为s区，d区，ds区，p区4个区，有 的教科书把ds区归入d区；副表(镧 系和锕系)是f区元素。
s
p
d
ds
f
周期表中区的划分： 最后一个电子填充在什么类型的轨
道上，就是该元素所在的区。 ⅠA、ⅡA：s区； ⅢA---ⅦA：p区； ⅢB---Ⅶ B 、Ⅷ：d区； ⅠB、ⅡB：ds区； 镧系、锕系（超长周期）：f区。
元素周期表读音81804
第一周期元素：1 氢(qīng) 2氦(hài)第二周期元素：3 锂(lǐ) 4铍(pí) 5硼(péng) 6碳(tàn) 7氮(dàn) 8氧(yǎng) 9 氟(fú) 10氖(nǎi)第三周期元素：11 钠(nà) 12镁(měi) 13铝(lǚ) 14硅(guī) 15磷(lín)16 硫(liú) 17氯(lǜ) 18氩(yà) 第四周期元素：19 钾(jiǎ) 20 钙(gài) 21钪(kàng) 22钛(tài) 23钒(fán) 24铬(gè) 25锰(měng) 26铁(tiě) 27钴(gǔ) 28 镍(niè) 29铜(tóng) 30锌(xīn) 31镓(jiā) 32锗(zhě) 33砷(shēn) 34硒(xī) 35溴(xiù) 36氪(kè)第五周期元素：37 铷(rú) 38 锶(sī) 39钇(yǐ) 40锆(gào) 41铌(ní) 42 钼(mù) 43锝(dé) 44钌(liǎo) 45铑(lǎo) 46钯(bǎ) 47银(yín) 48镉(gé) 49 铟(yīn) 50锡(xī) 51锑(tī) 52碲(dì) 53碘(diǎn) 54氙(xiān)第六周期元素：55 铯(sè) 56 钡(bèi) 57镧(lán) 58铈(shì) 59镨(pǔ) 60钕(nǚ) 61钷(pǒ) 62钐(shān) 63铕(yǒu) 64钆(gá) 65铽(tè) 66 镝(dī) 67钬(huǒ) 68铒(ěr) 69铥(diū) 70镱(yì) 71镥(lǔ) 72铪(hā) 73钽(tǎn) 74 钨(wū) 75铼(lái) 76锇(é) 77铱(yī) 78铂(bó) 79金(jīn) 80汞(gǒng) 81 铊(tā) 82铅(qiān) 83铋(bì) 84钋(pō) 85 砹(ài) 86氡(dōng)第七周期元素：87 钫(fāng) 88镭(léi) 89锕(ā) 90钍(tǔ) 91镤(pú) 92铀(yóu) 93镎(ná) 94钚(bù) 95镅(méi) 96锔(jú) 97锫(péi) 98 锎(kāi) 99锿(āi) 100镄(fèi) 101钔(mén) 102锘(nuò) 103铹(láo) 104鈩(lú) 105 (dù) 106 (xǐ) 107 (bō) 108 (hēi) 109 䥑(mài) 110鐽(dá) 111錀(lún) 112鎶(gē)［暂定］104-109为钅卢(lú)钅杜(dù)钅喜(xǐ)钅波(bō )钅黑(hēi)钅麦(mài)1原子半径(1)除第1周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；(2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
元素周期律+元素周期表
元素周期律+元素周期表⼀、元素周期律数量关系：质⼦数 = 核电荷数 = 核外电⼦数 = 原⼦序数。
质量关系：质量数（A） = 质⼦数（Z） + 中⼦数（P）≈相对原⼦质量。
电量关系：核外电⼦数 = 质⼦数 ± 离⼦电荷数。
周期序数 = 核外电⼦层数 = 能级组序数。
主族序数 = 最外层电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数 = 最⾼正价。
副族序数 = 最多可失去的电⼦数/价电⼦数/特征电⼦数。
元素周期律： 定义：元素性质随原⼦序数递增呈周期性变化的规律。
发现者：门捷列夫。
内容： ①原⼦半径：同周期从左到右，原⼦半径越来越⼩。
同主族从上到下，原⼦半径越来越⼤。
分类：共价半径、⾦属半径、范德华（Van Der Waals）半径。
共价半径： 定义：相邻两同种原⼦以共价单键相连时核间距的⼀半。
共价半径 < 真实半径。
⾦属半径： 定义：⾦属晶体中相邻两同种原⼦核间距的⼀半。
⾦属半径 = 真实半径。
范德华半径： 定义：相邻两同种原⼦以范德华⼒相连时核间距的⼀半。
范德华半径 > 真实半径。
适⽤范围：稀有⽓体。
②化合价：同周期从左到右，最⾼正价越来越⼤，最低负价越来越⼩。
同主族从上到下，最⾼正价和最低负价不变。
③第⼀电离能（势）：同周期从左到右，第⼀电离能（势）越来越⼤，同主族从上到下，第⼀电离能（势）越来越⼩。
特例：铍 > 硼。
氮 >氧。
镁 > 铝。
磷 > 硫。
砷 > 硒。
定义：⽓态基态原⼦失去⼀个电⼦变为⽓态⼀价正离⼦时吸收的能量。
符号：I。
单位：国际单位（SI）：焦（尔）每摩（尔）（J/mol）。
常⽤单位：千焦（尔）每摩（尔）（kJ/mol）。
第⼀电离能（势）越⼤，失电⼦能⼒越弱，得电⼦能⼒越强，⾦属性越弱，⾮⾦属性越强。
第⼀电离能（势）越⼩，失电⼦能⼒越强，得电⼦能⼒越弱，⾦属性越强，⾮⾦属性越弱。
④第⼀电⼦亲和能（势）：同周期从左到右，第⼀电⼦亲合能（势）越来越⼤。
周期表和周期律
第VIII 族：第8、9、10三个纵行，位于Ⅶ B
与ⅠB中间
零族： 稀有气体元素
七主、七副、八、零族
主族序数 = 最外层电子数
周 期
I A
1 1 IIA
234
主 元素周期表
0
族
2 III IV VA VI VII
AA
AA
K
2
副
族
5
6
7
8
9
10
L K
8 2
M 18
3 11 12 III
找催化剂、耐高温、耐腐蚀材料：
过渡元素 Fe Ni Pt Pd Rh
1—18号元素的结构性质特点
(1)H： ①原子半径最小的元素； ②核外电子数=周期序数的元素； ③电子总数=电子层数的元素； ④单质可由金属与酸反应得到的元素； ⑤在化合物中该原子的数目虽有改变，但该元素原子质 量分数改变不大的元素； ⑥原子序数最小的元素； ⑦没有中子的元素； ⑧成酸、碱必需的元素； ⑨单质密度最小，最轻的气体的元素；
④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。 如Na+＜Na；Cl＜Cl- 。 ⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径 越小。如Fe>Fe2+>Fe3+。
“位”、“构”、“性”
理论
（族）纵
最外层电子数
原
位
子 序
置
数 （周期）横
性质
结 构
电子层数
相似性
递变性
1.主要化合价 2.最高价氧化物及其水化物的组成 3.氢化物组成
⑩与氧可形成两种液体的元素 H2O、H2O2
(2)He： ①最外层属饱和结构，但唯一一个不是8电子的元素；
周期表和周期律
元素周期表哪一位科学家首先制得了第一张元素周期表？1.元素周期表编制原则①按的顺序从左到右排列。
②将的元素排成一个横行。
③将的元素按的顺序从上到下排成纵行。
④表的行和列的别名行——__________、列——___________。
2、周期：元素周期表共有个横行，每一横行称为一个，故元素周期表共有个周期①周期序数与电子层数的关系：②周期的分类元素周期表中，我们把1、2、3周期称为，周期称为长周期。
第7周期称为3.族①概念：周期表中的纵行称为族。
②有多少纵行？每个纵行称为一个族吗？③A、B、0、Ⅷ有什么意义？族序数在写法上有何不同？④根据观察，同一主族元素的原子结构有何特点，与其族序数、化合价、最外层电子数有何关系？4.小结周期个（共个横行）元素周期表族个（共个纵行）元素周期律（1）一、原子核外电子的排布：1.表示方法电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7对应符号2.排布规律⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②②第2层最多排____个电子③③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有____个)⑵(*)根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。
二、化合价的周期性变化[科学探究1]标出1—18号元素的化合价，找出规律。
原子序数最高正价或最低负价的变化1~2 +13~10 +1 +4 +5-4 -111~18 +1 +4 +5 +7-4 -1结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
三、原子半径的递变规律元素符号H He原子半径0.037nm元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071nm元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099nm总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
元素周期律
元素周期律元素周期表是化学中一个非常重要的工具，用于组织和管理元素。
它将元素按照一定的规律排列，使得我们可以快速地了解元素的性质和特点。
在这篇文章中，我们将探讨元素周期表中的下半部分，从第四周期开始。
第四周期的元素依次是钾(K)、钙(Ca)、钪(Sc)、钛(Ti)、钒(V)、铬(Cr)、锰(Mn)、铁(Fe)、钴(Co)、镍(Ni)和铜(Cu)。
这些元素都是过渡金属，具有相似的化学性质。
它们的原子结构中有一部分外层电子分布在d轨道上。
这些元素广泛应用于工业、生活和科学领域，例如钛被用于制造飞机、汽车和人工关节，铁被用于制造钢铁等等。
第五周期的元素包括银(Ag)、镉(Cd)、铟(In)、锡(Sn)、锑(Sb)、碲(Te)和碘(I)，它们也都是过渡金属。
这些元素的化学性质相对较活泼，可以形成多种化合物。
例如，碘可以和钠反应产生可溶于水的碘化钠。
第六周期的元素依次是铯(Cs)、钡(Ba)、镧(La)、铈(Ce)、镨(Pr)、钕(Nd)、钍(Th)、钚(Pu)、镤(Pm)和锔(Cm)。
其中铯和钡是碱金属，它们具有非常活泼的化学性质。
而镧系元素(lanthanides)和锕系元素(actinides)则是一组稀土元素，它们在自然界中非常稀少。
第七周期的元素包括铯(Cs)、钡(Ba)、镧(La)、铈(Ce)、镨(Pr)、钍(Nd)、钼(Mo)、锝(Tc)、钌(Ru)、铑(Rh)、钯(Pd)、银(Ag)和镉(Cd)。
它们都是过渡金属，具有相似的化学性质。
最后，第八周期的元素是镱(Y)、铟(In)、锑(Sb)、碲(Te)、碘(I)、氙(Xe)和氡(Ra)。
在这个周期中，氡是唯一的放射性元素，它是自然界中最稀有的元素，几乎不会在地球上找到。
除了这些元素，还有一些人工合成的元素被添加到了元素周期表中。
最有名的例子就是镭(Ra)，这是通过放射性衰变来合成的，它的发现对于理解原子核结构的演化非常重要。
总而言之，元素周期表是化学家们探索和发现新材料、新反应和新性质的关键工具。
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高考考查方式之一 “位”、“构”、“性” 理论
（族）纵 原 子 序 数 最外层电子数
位 置
（周期）横
结 构
电子层数
性质
相似性
递变性
1.金属性与非金属性
2.“水化物”的酸碱性 3.氢化物的稳定性
1.主要化合价
2.最高价氧化物及其水化物的组成
3.氢化物组成
练习1 砹（At) 是第六周期ⅦA的元素，推测砹和砹 的化合物最不可能具有的性质是（ A ） A HAt很稳定
B 砹易溶于某些有机溶剂
C AgAt 不溶于水
D砹是有色固体
练习2： 1、同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应， 生成该元素的单质和水的元素可能是： S 或N 2、同一元素的气态氢化物和最高价氧化物对应 的水化物生成盐的元素一定是： N 3、最高氧化物对应的水化物既能和强酸反应， 又能和强碱反应的元素是： Al
(3) E是所有含18个电子的粒子中氧化能力最强的分子，其分子式
是__________。 (4) F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式是________， 电子式是_________。 (5) G分子中含有4个原子，其分子式是_________。
(6) H分子中含有8个原子，其分子式是_________。
“2电子”的粒子：He、H－、Li+ 、Be2+
（4） 等质子粒子
F 、OH
—
—
+、H O+和NH +；HS—和Cl—； 和NH2 ；Na 3 4
—
N2、CO和C2H2；S和O2。 ☏具有双核10个电子的共价化合物的化学式是 HF ， 三核10个电子的共价化合物的化学式是 H2O ， 四核10个电子的共价化合物的化学式是 NH3 ， 五核10个电子的共价化合物的化学式是 CH4 。 以上四种化合物的热稳定性由小到大的顺序是 CH4 NH3 H2O HF 。 （5）质子数相同，电子总数相同的粒子互称等电子体， 它们结构相似，物质性质相近。 如N2和CO；N2O和CO2；苯和无机苯(B3N3H6)
练习6
A
微粒半径大小比较
A B C D
下列说法正确的是：
(1) 电子层数相同的原子，随核电荷数递增，原子半径减小。
rNa >rMg>rAl
(2) 最外层电子数相同的原子，随电子层数增加半径增大。 B rLi <rNa <rK < rRb <rCs
(3) 阳离子半径小于相应原子半径， 阴离子半径大于相应原子半径。
H2S PH3 Ar SiH4 分子：HCl______________________________ F2 H2O2 CH3CH3 N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3F
（3）.其他等电子数的粒子 “9电子”的粒子：—F、—OH、—NH2、— CH3（取代基）
“14电子”的粒子：Si、N2、CO、C2H2
练习7
（2007〃全国Ⅱ理综）
用A+、B－、C2-、D、E、F、G和H分别表示含有18个电子的八种 粒子（离子或分子）。请回答： (1) A元素是_______、B元素是_______、C元素是_______ (用 元素符号表示)。 (2) D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是__________。
［点评］ 准确推断出元素是解答这类题的关键，还要特别注意C 元 素 形 成 的 一 些 特 殊 化 合 物 ， 如 CH2O 、 CH2O2 、 C2H2O2 、 C2H2O3、C2H2O4等。
高考考查方式之二元素金属性非金属性递变
练习4、下列排列顺序中，错误的( AB ) A、稳定性： PH3＞H2S＞NH3 B、水溶液的酸性： H3PO4 ＞ H2SO4 ＞HClO4 C、原子半径：O＜S ＜ Na D、水溶液的碱性： Al(OH)3 ＜ Mg(OH)2 ＜ NaOH
O2— F— OH— NH2— 阴离子：N3－________________________ H2O NH3 CH4 Ne 分子：HF__________________________ （2） 核外电子总数为18个电子的微粒
阳离子：K+________ Ca2+
2— Cl— HS— 3－_____________________ S 阴离子：P
（08北京卷） X、Y均为元素周期表中前20号元素，其 简单离子的电子层结构相同，下列说法正 确的是( B )
练习5
A．由mXa＋与nYb－得，m＋a=n－b B．X2－的还原性一定大于Y－
C．X、Y一定不是同周期元素
D．若X的原子半径大于Y，则气态氢化 物的稳定性HmX一定大于HnY
高考考查方式之 三
C
rNa rNa
r，随核电荷数递增，离子半径减小。
D
rF rNa rMg2
rS2 rCl rK rCa 2
高考考查方式之四 核外电子数相同的微粒
（1） 核外电子总数为10个电子的微粒 Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+ 阳离子：Na+___________________________
高三化学组
陈胜
【考 试大纲】
1、掌握元素周期律的实质,了解与元素周 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 素性质的递变与原子结构的关系；以ⅠA 和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
元素周期表复习 • 1.画出元素周期表的前四周期， 并标明族序数。 • 2.在表内写出第三周期各元素 的符号。
练习3
（08· 四川延考区）
X、Y、Z三者均为短周期元素，已知X元素有一种同位
素不含中子，Y元素原子的最外层电子数是次外层电子 数的2倍，Z元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 3倍。下列化学式XYZ3 ②XYZ2 ③X2YZ3 ④X2Y2Z2 ⑤ X2Y2Z4 ⑥X4Y2Z2 中 ， 并 非 都 存 在 的 一 组 分 子 是 D．②④ （ ）A．①② B．④⑥ C．③⑤ A