高中学业水平考试化学专题复习——元素周期表专题

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学业水平考试 第四讲 元素周期表

学业水平考试 第四讲 元素周期表

第四讲元素周期表教学目标:1.了解元素、同位素的含义。

2.了解原子结构。

了解原子序数、核电荷数、质子数、种子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3.了解原子核外电子排布。

4.了解元素周期律的实质。

了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)。

一、元素、核素、同位素1.元素:具有相同__________________________的同一类原子的总称。

2.核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种________。

3.同位素:_______数相同而_______数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(即同一元素的不同核素互称为同位素)。

注意:同位素的“同”的含义是指质子数相同,电子数、电子排布相同,原子的化学性质相同,元素符号相同,在元素周期表中位置相同。

二、原子结构1.原子质子:_____个原子核原子(Z A X)中子:_____个核外电子决定元素种类的是_____________,决定元素化学性质的是____________。

2.构成原子的各种微粒的相互关系(1)质量数= _______数+ _______数;(2)原子中:质子数= ___________数= ___________数;(3)阳离子中:阳离子的核外电子数= 质子数–阳离子电荷数(4)阴离子中:阴离子的核外电子数= 质子数+ 阳离子电荷数三、原子核外电子排布1.原子的核外电子在不同的电子层内运动,人们把这种现象叫做核外电子的。

把电子经常出现的区域称为________。

2.电子层数:一、二、三、四、五、六、七K L M N O P Q从左到右离核距离:由()到();能量高低:由()到()3.现在发现元素的原子核外电子层最少的有层,最多的有7层。

第一层电子数不超过____个,第二层电子数不超过____个,最外层电子数最多不超过个(只有1层的不超过个)。

4.原子结构示意图的含义及画法含义:在原子结构示意图中,圆圈及圈内的数字表示,弧线表示,弧线上的数字表示。

高中化学学业水平测试复习课件第一单元第七讲元素周期律和元素周期表

高中化学学业水平测试复习课件第一单元第七讲元素周期律和元素周期表

周期, 个长周期, 个未完成周期。 元素周期表中有 18 个纵行,包括有 7 主族,
7
个副族, 1
个零族, 1
个Ⅷ族, 16 共个族。
【练习】
写出第Ⅰ~Ⅶ主族的表示方法
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA
2. 元素在周期表中的位置与原子结构的关系: 周期序数= 电子层数 ; 最外层电子数 = 元素的最高正化合价 主族序数= 【练习】 ①按顺序写出1~20号元素的元素符号: H Li Na K He Ne Ar
原子序数
1 3 2 10
电子层数
1 2
最外层电子数
1 1 2 8
最高或最低化合价的变化
+1 +1 +5 -4 -1 0 0
+1
11 18 3 1 8 -4
+7 -1 0
3. 元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 同主族元素从到下金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
第一单元
第七讲
基本概念
基本理论
元素周期律和元素周期表
【课标要求】
1. 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律,
了解原子结构与元素性质的关系。(必修2)
2. 能描述元素周期表的结构,知道金属、非金
属在乙酸酯元素周期表的位置及其性质的递变
规律。(必修2)
一. 元素周期律表 1. 元素周期表的结构: 元素周期表中共有 短 3 7 个周期,其中有 1 3

Be Mg Ca
B Al
C Si
N P
O S
F Cl
② ⅠA族的元素是: ⅡA族的元素是:
Li、Na、K、Rb、Cs
; ;
Be、Mg、Ca、Sr、Ba

合格考化学复习元素周期表知识整理

合格考化学复习元素周期表知识整理

元素周期表知识整理一、元素周期表的结构1元素所在的周期序数= _________________。

(1)具有相同电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫_______。

2、族(七主七副零八族)(1)周期表一共有_________纵行,除第8、9、10三个纵行叫作_______外,其余15个纵行,每个纵行标作一族。

(2)主族:由_________和_________共同构成的族,符号是_______。

主族元素所在的族序数=______________。

(3二、元素的性质与它在周期表中的位置关系1、同一周期元素的原子(稀有气体元素除外),核外电子层数相同,核电荷数越多→原子半径越_____→原子核对核外电子的吸引力越_____→失电子能力_____,得电子能力____→金属性_____,非金属性______。

2、同一主族元素的原子,最外层电子数相同,核电荷数的增大→电子层数逐渐_____→原子半径逐渐_____→失电子能力_____,得电子能力____→金属性_____,非金属性______。

1.下列化学符号表示同一种元素的是 ( )①X 3517 ②X 3717 ③ ④A .①③B .②③C .①②③D .全部2.下列说法正确的是 ( ) A .非金属元素都是主族元素 B .主族元素的次外层电子数都是8 C .稀有气体元素都是非金属元素 D .主族元素都是短周期元素3.某元素X ,它的原子最外层电子数是次外层电子数的2倍,则X 在周期表中位于( ) A .第二周期 B .第三周期 C .ⅣA 族 D .ⅤA 族4.X 、Y 为同周期元素,如果X 的原子半径大于Y ,则下列判断不正确的是 ( ) A .如X 、Y 均为金属元素,则X 的金属性强于YB .如X 、Y 均为金属元素,则X 的阳离子氧化性比Y 形成的阳离子强C .如X 、Y 均为非金属元素,则Y 的气态氢化物比X 的稳定D .如X 、Y 均为非金属元素,则最高价含氧酸的酸性Y 强于X5.下列有关稀有气体的描述不正确的是:①原子的最外层都有8个电子;②其原子与同周期 第ⅠA 族、ⅡA 族阳离子具有相同的核外电子排布;③有些稀有气体能跟某些物质反应;④原子半径比同周期ⅦA 族元素原子的大 ( ) A .只有① B .①和③ C .①和② D .②和④6.X 和Y 属短周期元素,X 原子的最外层电子数是次外层电子数的一半,Y 位于X 的前一周期,且最外层只有一个电子,则X 和Y 形成化合物的化学式为 ( ) A .XY B .XY 2 C .XY 3 D .XY 47.右图是元素周期表的一部分,下列说法中正确的是 ( ) A .元素①位于第二周期第ⅣA 族B .气态氢化物的稳定性:④>②C .最高价氧化物对应水化物酸性:⑤>④D .元素的最高正化合价:③=⑤8.如图所示是元素周期表的一部分,X 、Y 、Z 、W 均为短周期元素,若w 原子最外层电子数是其内层电子数的7/10,则下列说法中不正确的是 ( ) A .原子半径由大到小排列顺序Z>Y>XB .Y 元素的两种同素异形体在常温下都是气体C .最高价氧化物对应水化物的酸性W>ZD .阴离子半径由大到小排列顺序Z>W>X>Y9.同一短周期的X 、Y 、Z 三种元素的最高价氧化物对应的酸性强弱的顺序为:HZO 4>H 2YO 4>H 3XO 4,则下列说法正确的是 ( ) A .三种元素的阴离子的还原性按X 、Y 、Z 的顺序增强 B .它们单质的氧化性按X 、Y 、Z 的顺序减弱 C .它们的原子半径按X 、Y 、Z 的顺序减小D .它们的气态氢化物的稳定性按X 、Y 、Z 的顺序增强B C D 1.在第三周期中,置换氢能力最强的元素的符号为 ,化学性质最稳定的元素的符号是________,最高价氧化物的水化物酸性最强的酸的化学式是 ________,碱性最强的化学式是__________,显两性的氢氧化物的化学式是 _______ ,该两性氢氧化物与盐酸、烧碱溶液分别反应的离子方程式为 __________________________________________。

2024年高考化学元素周期表知识点总结

2024年高考化学元素周期表知识点总结

2024年高考化学元素周期表知识点总结一、元素周期表的基本结构1. 元素周期表的构成:元素周期表是按照元素的原子序数(即,元素的核外电子数)排列的一张表格。

每个水平行称为一个周期,每个垂直列称为一个族。

2. 元素周期表的分区:元素周期表分为s区、p区、d区和f 区。

s区和p区称为主族,d区称为过渡族,f区称为内过渡族或稀土族。

3. 元素周期表的分组:元素周期表按照元素的性质和电子组态分为18个组,分别为IA~VIIIA。

其中,IA~VIIIA为主族元素,IB~VIIIB和IBB~VIIB为过渡元素,以及IIIB~VIIIB为富集区。

二、s区和p区元素的性质和应用1. IA族元素(碱金属):具有极强的金属性质,易损毁和氧化。

常见的元素有锂、钠、钾等。

主要应用于制备合金、工业和学术研究等领域。

2. IIA族元素(碱土金属):较强的金属性质,但比碱金属稳定。

常见的元素有镁、钙、锶等。

广泛应用于制备合金、研究玻璃、陶瓷等。

3. IIIA族元素(硼族元素):物理性质多样,常见元素有硼、铝等。

硼是轻质高强度材料的重要成分,铝广泛用于制备合金和建筑材料。

4. IVA族元素(碳族元素):碳是自然界中广泛存在的元素,具有多种形态和性质。

硅广泛用于制备光伏材料等。

5. VA族元素(氮族元素):氮是大气中最丰富的元素之一,广泛用于化肥和爆炸物制造等。

磷广泛用于生化、农业等领域。

6. VIA族元素(氧族元素):氧是生命中最重要的元素之一,广泛应用于燃烧、氧化、酸碱中和等。

硫是化肥、杀虫剂等的重要成分。

7. VIIA族元素(卤素):卤素是一种具有强氧化性的元素,常见的元素有氯、溴等。

氟在医药、农业等方面有广泛的应用。

8. VIIIA族元素(稀有气体):稀有气体是极为稳定的元素,常见的元素有氩、氪等。

氦广泛用于美容、制冷等方面。

三、d区元素的性质和应用1. 过渡元素的特点:过渡元素的元素特点是原子半径和原子核电荷较大,电子外层有未填满的d轨道。

高中学业水平考试化学知识点

高中学业水平考试化学知识点

高中学业水平考试化学知识点一、知识概述《化学元素与化合物》①基本定义:化学元素就是具有相同核电荷数(质子数)的一类原子的总称。

像氧元素,不管是氧气里的氧还是水里的氧原子,都是氧元素。

化合物呢,是由两种或两种以上不同元素组成的纯净物,比如说水,就是由氢和氧这两种元素组成的化合物。

②重要程度:这是化学学科的基石,如果不知道元素和化合物,化学就像没有砖瓦的大楼。

很多化学反应、化学理论都是建立在对元素和化合物的认识上的。

③前置知识:得先有原子结构的基础知识,知道原子是由原子核和电子组成的等知识。

像要理解钠元素活泼的性质,就需要了解钠原子最外层电子数少,容易失去电子。

④应用价值:在生活里到处都是。

比如铁元素的不同化合物,铁锈就是氧化铁,它影响铁制品的使用,我们就可以根据铁元素的化学性质来防锈。

在工业上制造各种化工产品也离不开对元素和化合物的把握。

二、知识体系①知识图谱:元素和化合物的知识贯穿整个化学学科,从化学基本概念到复杂的化学反应、化学平衡等都离不开它们。

②关联知识:和化学方程式的书写有密切联系,因为写方程式得知道反应物和生成物是什么元素和化合物的组合。

还和化学实验有关系,比如做制取二氧化碳的实验,就需要知道碳酸钙和盐酸这些化合物的性质。

③重难点分析:掌握起来有一定难度的是一些元素化学性质的记忆,像卤族元素的性质既相似又有差异。

关键点是理解元素原子结构和化学性质的关系,结构决定性质嘛。

④考点分析:在高中学业水平考试里非常重要,经常以选择题、填空题、简答题的形式考查。

比如直接考查某个元素在化合物中的化合价,或者写出某种化合物参与反应的化学方程式。

三、详细讲解(按【理论概念类】框架)①概念辨析:元素强调的是原子的质子数相同,而化合物重点在它是由不同元素组成的纯净物。

别把化合物和混合物搞混了,混合物是多种物质混合的,像空气是氮气、氧气等多种物质组成的混合物,而水是纯净的化合物。

②特征分析:元素有原子序数、相对原子质量等特征。

高中学业水平考试化学专题复习——元素周期表专题

高中学业水平考试化学专题复习——元素周期表专题

学考专题复习——元素周期表一、周期表中特殊的周期和族1、没有金属元素的周期是第一周期;含金属元素最多的族是IIIB 族;2、非金属元素种类最多的.族是0 族。

非金属元素种类最多的周期是第二周期。

3、全为金属元素的主族是第IIA 族;4、全为非金属元素的主族是第VIIA 族;5、在常温时,全为气态的族是0 族。

6、形成化合物种类最多的族是IVA 族;形成化合物种类最多的周期是第二周期。

7、最外层有3 个电子的原子一定位于IIIA 族,最外层电子数为2 个的原子可能位于IIA ,0 族( He)、过渡元素区。

二、碱金属元素性质的特殊性1、Na、K 需保存于煤油中,但Li 的密度比煤油小,所以Li 必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡332、碱金属中,从Li Cs,密度呈增大的趋势,但ρ(K)=0.862g/cm3<p(Na)=0.971e /cm3。

3、碱金属单质熔点都较低,只有Li 高于100℃。

4、氧化产物的特殊性。

碱金属在空气中燃烧,只有Li 氧化成Li 2O;其余的生成过氧化物(如Na2O2)或更复杂的氧化物(如K 2O)。

5、Li 与Mg 的性质相似,Li 2CO3 难溶于水且受热易分解;LiOH 溶解度小,受能热分解。

6、K 、Na 在常温下是固态,但二者的合金在常温下为液态,可作为原子反应堆的导热剂。

7、酸式盐的溶解度一般大于正盐,但溶解度NaHCO 3<Na2CO 3。

8、氧在化合物中一般显-2 价,氢显+1 价,但Na2O2 、H2O2中的氧显-1 价,NaH、CaH2中的氢显[-1] 价。

9、试剂瓶中的药品取出后,一般不能放回原瓶,但IA 金属Na 、K 等除外。

10、一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属,但对IA 非常活泼的金属Na、K 等除外。

如:2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH) 2↓+ H2↑+N2aSO4。

三、卤族单质和化合物的特殊性1、氟⑴无正价和含氧酸,非金属性最强,F-的还原性最弱。

2024届高考化学学业水平测试复习专题四第二节元素周期表元素周期律课件

2024届高考化学学业水平测试复习专题四第二节元素周期表元素周期律课件
B
2.(2019年1月·广东学考)元素周期表是学习和研究化学的重要 工具。短周期元素甲~戊在元素周期表中的相对位置如表所示, 下列判断正确的是( )





A.原子半径:丙>甲 B.原子核外电子层数:戊<丁 C.原子核外最外层电子数:丙>戊>丁 D.元素的最高价氧化物的水化物的酸性:戊<丁 C
3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系 (1)同主族元素的最高正价和最外层电子数相同。(O、F除外) (2)主族元素最高正化合价=主族序数=最外层电子数。(O、F 除外) (3)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8。(H 最低价为-1,O、F除外) 二、元素周期表和周期律的应用 1.预测元素及其化合物的性质 2.指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质
考点3 元素周期表和元素周期律的应用
一、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律 1.元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属性强的元素在周期表的左下方,最强的是Cs(放射性元 素除外),非金属性强的元素在周期表的右上方(稀有气体除外), 最强的是F。 (2)分界线附近的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现 出一定的非金属性,故元素的金属性和非金属性之间没有严格 的界线。 2.元素周期表与元素周期律的关系 (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式,反映了元素之 间的内在联系。 (2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律。 同周期元素由左向右金属性减弱,非金属性增强;同主族元素 由上向下金属性增强,非金属性减弱。
B
考点2 元素性质的周期性变化规律
1.元素周期律 (1)内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质:元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布呈周 期性变化的必然结果。 2.钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性

高中化学学业水平合格考第九讲 元素周期律和元素周期表

高中化学学业水平合格考第九讲 元素周期律和元素周期表

条目解析
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二、元素周期表
1.元素周期表的编排依据
元素周期律。
2.元素周期表的结构
(1)周期:具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的横行
叫周期。
X T 学考标准 UEKAOBIAOZHUN
条目解析
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(2)族:元素周期表中每一纵行叫族(第Ⅷ族例外)。



X T 学考标准 UEKAOBIAOZHUN
条目解析
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注意①对于同周期(稀有气体元素除外)或同主族元素,原子半径 越大,越易失电子,金属性越强;原子半径越小,越易得电子,非金属性 越强。
②得失电子能力与得失电子多少没有关系,与难易相关。



X T 学考标准 UEKAOBIAOZHUN
项错误;硫的常见氧化物有SO2、SO3,C项错误;空气中含量最多的气体单质
是N2。故选D。
关闭
D
解析 答案
X T 学考标准 UEKAOBIAOZHUN
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三、元素周期表的发展史、意义与作用
1.1869年,俄国化学家门捷列夫提出了初步的元素周期律,并根据 元素的原子量(相对原子质量)排列出第一张元素周期表。
①主族:7个,由短周期和长周期元素共同构成的族,符号为A。即
ⅠA~ⅦA,分别在第1、2、13、14、15、16、17列。
②副族:7个,完全由长周期元素构成的族,符号为B。即ⅢB、ⅣB、
ⅤB、ⅥB、ⅦB、ⅠB、ⅡB,分别在第3、4、5、6、7、11、12列。

高考化学元素周期表常见考点总结

高考化学元素周期表常见考点总结

高考化学元素周期表常见考点总结元素周期表是高考化学中的重要内容,理解和掌握其相关考点对于高考化学的备考至关重要。

以下是对高考化学元素周期表常见考点的详细总结。

一、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。

周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。

其中,第 1、2、3 周期称为短周期,第 4、5、6、7 周期称为长周期。

2、族元素周期表共有 18 个纵行,分为 16 个族。

7 个主族(ⅠA 族至ⅦA 族)、7 个副族(ⅠB 族至ⅦB 族)、1 个第Ⅷ族(包含 3 个纵行)和 1 个 0 族(稀有气体元素)。

主族元素的族序数等于其最外层电子数。

3、分区元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。

s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族,价电子构型为 ns1 2;p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族和 0 族,价电子构型为 ns2 np1 6;d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族和第Ⅷ族,价电子构型为(n 1)d1 9 ns1 2;ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族,价电子构型为(n 1)d10 ns1 2;f 区为镧系和锕系元素。

二、元素周期律1、原子半径同周期从左到右,原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外);同主族从上到下,原子半径逐渐增大。

2、元素的主要化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数(O、F 除外),最低负化合价等于其族序数减去 8。

3、金属性和非金属性同周期从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强;同主族从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。

金属性越强,单质与水或酸反应越剧烈,最高价氧化物对应水化物的碱性越强;非金属性越强,单质与氢气化合越容易,气态氢化物越稳定,最高价氧化物对应水化物的酸性越强。

4、电负性元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

同周期从左到右,电负性逐渐增大;同主族从上到下,电负性逐渐减小。

电负性差值大于 17 的两种元素通常形成离子键,小于 17 的通常形成共价键。

高考化学元素周期表知识点总结

高考化学元素周期表知识点总结

高考化学元素周期表知识点总结元素周期表是化学中的一个重要工具,根据元素的物理和化学性质,以及元素的原子结构,将元素按一定的顺序排列起来。

元素周期表可以提供大量的化学信息,对于深入理解和学习化学知识非常重要。

以下是高考化学中与元素周期表相关的知识点总结。

1. 元素周期表的结构元素周期表的结构由7个“周期”和18个“族”组成。

周期是一横行,代表原子核周围电子层的数量;族是一竖行,代表元素的性质和化学反应的特点。

元素周期表中的元素按从左到右及从上到下的顺序排列。

2. 主族元素和过渡元素元素周期表可以分为主族元素和过渡元素两大类。

主族元素指1A、2A和13A到18A族元素,它们化合价数和氧化态的变化规律比较明显;过渡元素指3B到12B族元素,它们的价态和氧化态变化规律比较复杂。

3. 周期性规律元素周期表的排列使得元素的性质和周期性规律更加明显。

(1) 原子半径:原子半径随着周期数增加而减小,随着族数增加而增大。

(2) 电离能和电负性:电离能随着周期数增加而增大,随着族数增加而减小;电负性随着周期数增加而增大,随着族数增加而减小。

(3) 金属性和非金属性:依据周期表可以将元素大致分为金属性元素和非金属性元素。

金属性元素位于周期表左下角和中间区域,非金属性元素位于周期表右上角和边缘位置。

4. 周期性规律的解释(1) 周期性规律的解释——原子核电荷数增加:周期表的排列可以解释元素性质的周期性变化。

原子核的电荷数随着周期数增加而增加,增加的正电荷吸引外层电子,导致原子半径减小,电离能增大,电负性增大,金属性减小。

(2) 周期性规律的解释——屏蔽效应:原子核外还有一些电子,这些电子对外层电子的吸引力较小,被称为屏蔽效应。

原子核电荷数一定的条件下,屏蔽效应增加,原子半径增大,电离能减小,电负性减小,金属性增加。

5. 周期表中的异常规律(1) 周期表中的异常规律——过渡元素:过渡元素中的某些元素的电子构型不符合一般规律,具有较大的半径,较小的电离能等异常性质。

2019-2020学年广东高中学业水平合格考试化学必修部分 第5章 专题11 元素周期律与元素周期表

2019-2020学年广东高中学业水平合格考试化学必修部分 第5章 专题11 元素周期律与元素周期表

专题十一 元素周期律与元素周期表1.元素周期律 (1)元素周期律的含义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)元素周期律的表现元素的原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

2.元素周期表(1)元素周期表与元素周期律的关系 元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

(2)元素周期表的结构 ①周期元素周期表有7个横行,即7个周期。

元素周期表中共有18个纵列,16个族,包括7个主族,7个副族,1个0族,1个Ⅷ族。

注意:ⅢB 族到ⅡB 族共10列统称为过渡元素,包括Ⅷ族和七个副族,是从左边主族向右边主族过渡的元素。

[学考真题对练]1.(2019·6月广东学考)根据元素周期律判断,下列元素的原子半径最小的是( )A.Cl B.SC.Na D.MgA[Na、Mg、S、Cl位于同一周期,从左到右,原子半径逐渐减小。

]2.(2019·1月广东学考)元素周期律是科学家根据元素的原子结构和性质总结出来的重要规律。

下列元素中金属性最强的是()A.Mg B.PC.Al D.Cl答案:A3.(2018·6月广东学考)依据元素的原子结构和性质的变化规律,推断下列元素金属性最强的是()A.Al B.OC.Na D.SC[所给选项中,Na原子最外层电子数是1,且最易失去,其元素金属性最强。

]4.(2014·6月广东学考)陶瓷家族中有“全能冠军”之称的工程陶瓷由氮元素与X元素组成,其化学式为X3N4。

已知X为第三周期元素且原子最外层有4个电子,则X元素为()A.C B.AlC.O D.Si答案:D5.(2015·广东学业水平考试)甲、乙、丙、丁4种元素在周期表中的位置如下表所示。

其中能形成两性氧化物的是()A.元素甲B.元素乙C.元素丙D.元素丁C[能形成两性氧化物的元素为Al,位于第三周期ⅢA 族。

]6.(多选)(2016·6月广东学考)短周期非金属元素甲~戊在元素周期表中相对位置如下表所示,下列判断正确的是()A.原子半径:甲>乙B.原子核外电子层数:乙<丁C.原子最外层电子数:丙>丁>戊D.元素的最高价氧化物对应水化物的酸性:丙<戊答案:ABD元素周期表与原子结构的关系(1)原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。

高考化学元素周期律和元素周期表(精练)一轮复习(解析版)

高考化学元素周期律和元素周期表(精练)一轮复习(解析版)

元素周期律和元素周期表(精练)完卷时间:50分钟一、选择题(每小题只有一个正确选项,共12*5分)1.(2020年全国统一考试化学试题(新课标Ⅲ))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> Z B.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。

根据上述分析可知,W为H元素,X为N元素,Y 为Na元素,Z为Cl元素,则A.Na为金属元素,非金属性最弱,非金属性Y<Z,A选项错误;B.同周期元素从左至右原子半径依次减小,同主族元素至上而下原子半径依次增大,则原子半径:Na>Cl>N>H,B 选项错误;C.N元素的含氧酸不一定全是强酸,如HNO2为弱酸,C选项错误;D.Y的氧化物水化物为NaOH,属于强碱,D选项正确;答案选D。

2.(北京市2020年普通高中学业水平等级性考试)已知:33As(砷)与P为同族元素。

下列说法不正确的是A.As原子核外最外层有5个电子B.AsH3的电子式是C.热稳定性:AsH3<PH3D.非金属性:As<Cl【答案】B【解析】A.As与P为同族元素,为VA族元素,则其原子核外最外层有5个电子,A说法正确;B.AsH3属于共价化合物,电子式与氨气相似,为,B说法不正确;C.非金属的非金属性越强,其气体氢化物越稳定,非金属性As<P,热稳定性:AsH3<PH3,C说法正确;D.同周期元素,原子序数越小,非金属性越强,非金属性:As<Cl,D说法正确;答案为B。

2024年高考化学元素周期表知识点总结

2024年高考化学元素周期表知识点总结

2024年高考化学元素周期表知识点总结2024年高考化学考试中,元素周期表是一个重要的考点。

掌握元素周期表的基本知识,理解元素周期表的结构和规律,对于解答选择题和计算题等各类试题都至关重要。

下面是2024年高考化学考试的元素周期表知识点总结。

一、元素周期表的分类元素周期表是按照元素的原子序数(即核外电子的数目)和相似性等规律排列的。

在2024年高考中,会考察以下几个方面的分类:1. 元素的主族和副族:元素周期表分为A族(主族)和B族(副族)两大类。

主族元素是周期表的第1A至8A组,副族元素是周期表的1B至8B组。

2. 元素的金属、非金属和类金属:元素周期表中,大多数元素为金属,少数元素为非金属,还有一部分元素是类金属(也称过渡元素)。

3. 元素的周期和组:元素的周期是指横向排列的行数,而元素的组则是指纵向排列的列数。

在元素周期表中,周期从1至7,组从1到18。

二、元素周期表的结构和规律1. 周期表的横向趋势规律:元素周期表的每个周期代表了一层电子壳,周期数越大,电子壳层数越多。

同时,周期表中,原子半径逐渐增大,离原子核越远,电子云也相应扩大。

2. 周期表的纵向趋势规律:元素周期表的每个主族代表了一个电子云中最外层电子的主要能级。

向下排列的元素,原子半径逐渐增大,电子云扩大;而向上排列的元素,原子半径逐渐减小,电子云缩小。

3. 元素周期表的原子半径和电离能规律:元素周期表中,原子半径随着周期数的增加而减小,原子半径随着组数的增加而增大。

电离能则是指原子失去一个电子所需要的能量,电离能随着周期数的增加而增大,电离能随着组数的增加而减小。

4. 元素周期表的化合价规律:元素的化合价一般是由元素的主族和副族决定的。

主族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数;而副族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数减去10。

三、常见元素和其特点以下是一些常见元素和其特点的简要总结:1. 氢(H):最轻的元素,原子量为1。

高考化学元素周期表知识点

高考化学元素周期表知识点

高考化学元素周期表知识点元素周期表是化学学科中重要的基础知识,对于高考化学的学习和考试具有重要的意义。

本文将对高考化学中与元素周期表相关的知识点进行详细介绍。

一、元素周期表的结构和特点元素周期表是将元素按照一定规律排列的表格,其结构和特点如下:1. 表格结构:元素周期表可以分为横行(周期)和竖列(族)两个维度。

横行称为周期,竖列称为族。

目前常用的元素周期表为18个竖列,其中1-2族为s族,13-18族为p族。

周期数(横行)表示元素的电子层次,族数(竖列)表示元素的电子外层排布规律。

2. 周期性规律:元素周期表中的元素按照一定的周期性规律排列。

周期性规律主要体现在原子半径、电离能、电负性和金属性等性质上。

基本上,周期表中从左到右,原子半径递减,电离能递增,电负性递增,金属性递减。

3. 主族元素和过渡元素:元素周期表中的元素可以分为主族元素和过渡元素。

主族元素是周期表中1A-8A族的元素,其化合物的性质较为明确,易于预测。

过渡元素是周期表中3B-2B族的元素和内层电子填满的金属元素,具有多种不同价态和复杂的化合物。

二、元素周期表中的重要区块元素周期表中有一些重要的区块,这些区块包括:1. s区块:s区块位于周期表的左侧,包含着1-2族元素。

这些元素的外层电子排布为ns1-2,它们通常是电子亲和能低、活泼的金属。

其中,1A族元素是碱金属,2A族元素是碱土金属。

2. p区块:p区块位于周期表的右上角,包含着13-18族元素。

这些元素的外层电子排布为ns2np1-6,它们既包含金属又包含非金属,化合物性质复杂多样。

3. d区块:d区块位于周期表的中间,包含着3B-2B族元素。

这些元素的外层电子排布为(n-1)d1-10ns0-2,它们是过渡金属,具有多种不同价态。

4. f区块:f区块位于周期表的最下方,包含着稀土元素和锕系元素。

这些元素的外层电子排布为(n-2)f1-14(n-1)d0-1ns2。

三、常见的元素周期表应用元素周期表在化学学科中应用广泛,常见的应用有:1. 元素的命名和符号:元素周期表给每个元素都赋予了唯一的名称和符号,使得化学家们可以准确地命名和表示各种物质。

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学考专题复习——元素周期表一、周期表中特殊的周期和族1、没有金属元素的周期是第一周期;含金属元素最多的族是IIIB族;2、非金属元素种类最多的.族是0族。

非金属元素种类最多的周期是第二周期。

3、全为金属元素的主族是第IIA族;4、全为非金属元素的主族是第VIIA族;5、在常温时,全为气态的族是0族。

6、形成化合物种类最多的族是IV A族;形成化合物种类最多的周期是第二周期。

7、最外层有3个电子的原子一定位于IIIA族,最外层电子数为2个的原子可能位于IIA,0族(He)、过渡元素区。

二、碱金属元素性质的特殊性1、Na、K需保存于煤油中,但Li的密度比煤油小,所以Li必须保存在密度更小的石蜡油中或密封于石蜡2、碱金属中,从Li Cs,密度呈增大的趋势,但ρ(K)=0.862g/cm3<p(Na)=0.971e/cm3。

3、碱金属单质熔点都较低,只有Li高于100℃。

4、氧化产物的特殊性。

碱金属在空气中燃烧,只有Li氧化成Li2O;其余的生成过氧化物(如Na2O2)或更复杂的氧化物(如K2O)。

5、Li与Mg的性质相似,Li2CO3难溶于水且受热易分解;LiOH溶解度小,受能热分解。

6、K、Na在常温下是固态,但二者的合金在常温下为液态,可作为原子反应堆的导热剂。

7、酸式盐的溶解度一般大于正盐,但溶解度NaHCO3<Na2CO3。

8、氧在化合物中一般显-2价,氢显+1价,但Na2O2、H2O2中的氧显-1价,NaH、CaH2中的氢显[-1]价。

9、试剂瓶中的药品取出后,一般不能放回原瓶,但IA金属Na、K等除外。

10、一般活泼金属能从盐中置换出不活泼金属,但对IA非常活泼的金属Na、K等除外。

如:2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+ H2↑+Na2SO4。

三、卤族单质和化合物的特殊性1、氟⑴无正价和含氧酸,非金属性最强,F-的还原性最弱。

⑵2F2+2H2O=4HF+O2,与H2反应在暗处即爆炸。

⑶HF酸是弱酸,能腐蚀玻璃,保存在塑料瓶中,HF在HX中沸点最高,因为分子间存在氢键。

⑷CaX2—只有CaF2不溶于水,CaCl2作干燥剂2、氯⑴Cl2易液化。

⑵含氧酸中,高价的酸性强,低价的氧化性强。

酸性:HClO4> HClO3> HClO2> HClO;氧化性:HClO > HClO2> HClO3 > HClO4。

3、溴⑴溴—深红棕色,唯一的常温呈液态的非金属,易挥发保存时加水抑制挥发。

⑵易溶于有机溶剂。

4、碘⑴加热时易升华。

⑵遇淀粉溶液变蓝色。

⑶易溶于有机溶剂。

⑷食盐中的加入KIO3可防治甲状腺肿大。

⑸碘与有变价的金属反应生成低价化合物。

四、短周期元素中具有特殊性排布的原子⑴最外层有一个电子的非金属元素:H。

⑵最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar。

⑶最外层电子数是次外层电子数2、3、4倍的元素:依次是C、O、Ne。

⑷电子总数是最外层电子数2倍的元素:Be。

⑸最外层电子数是电子层数2倍的元素:He、C、S。

⑹最外层电子数是电子层数3倍的元素:O。

⑺次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si 。

⑻内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li、P。

⑼电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al。

五、粒子半径大小比较1、同种元素的原子或单核离子,化合价越高,半径越小例如,半径:Fe3+<Fe2+<Fe2、具有相同电子层结构的原子或离子,核电荷数越大,半径越小例如,半径:S2->Cl->K+>Ca2+3、同主族元素的原子,随核电荷数的增加,半径逐渐增大例如,半径:Li <Na <K <Rb <Cs 半径:F <Cl <Br <I4、带相等电荷数的同主族元素的离子,随核电荷数的增加,半径逐渐增大例如,半径:Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+ F-<Cl-<Br-<I-5、同周期元素的原子(稀有气体除外),随核电荷数的增加,半径逐渐减小例如,半径:Na >Mg >Al >Si >P >S >Cl小结:简单粒子半径大小比较的“三看”规律:一看电子层数,最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大;二看核电荷数,当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小;三看核外电子数,当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。

六、熟记常见等电子粒子1、核外有10个电子的微粒:(1)分子:Ne、HF、H2O、NH3、CH4。

(2)阳离子:Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(3)阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

2、核外有18个电子的微粒:⑴比10电子粒子多一个电子层的对应粒子①分子:Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4。

②阳离子:K+、Ca2+②阴离子:S2-、Cl-、SH-。

⑵“9+9”规律9电子基团:—CH3、—OH、—NH2、—F18电子分子:C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH3、核外有14个电子的微粒N2、CO、C2H2、Si、HCN、C22-、CN-等七、元素金属性、非金属性强弱的判断1、金属性强弱的依据⑴根据在周期表中的位置①同周期元素,从左至右随原子序数的增加,金属性减弱。

②同主族元素,从上至下随原子序数的增加,金属性增强。

⑵实验依据①单质跟水或酸置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度)。

反应越易,说明其金属性就越强。

②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

碱性越强,说明其金属性也就越强,反之则弱。

③金属间的置换反应。

依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的金属性比乙强。

④金属阳离子氧化性的强弱。

阳离子的氧化性越强,对应金属的金属性就越弱。

⑤根据电化学原理:不同金属形成原电池时,作负极的金属活泼;在电解池中的惰性电极上,先析出的金属其对应的元素金属性弱。

2、非金属性强弱的依据⑴根据在周期表中的位置①同周期元素,从左至右随原子序数的增加,非金属性增强。

②同主族元素,从上至下随原子序数的增加,非金属性减弱。

⑵实验依据①单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性。

越易与反应,生成的氢化物也就越稳定,氢化物的还原性也就越弱,说明其非金属性也就越强。

②最高价氧化物对应水化物酸性的强弱。

酸性越强,说明其非金属性越强。

③非金属单质间的置换反应。

非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来,说明甲的非金属性比乙强。

④非金属元素的原子对应阴离子的还原性。

还原性越强,元素的非金属性就越弱。

八、根据元素性质、存在、用途的特殊性。

1、形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素:C。

2、空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素:N。

3、地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素:O。

4、最活泼的非金属元素:F;最活泼的金属元素:Cs;最轻的单质的元素:H;最轻的金属元素:Li;单质的着火点最低的非金属元素是:P。

5、短周期中与水剧烈反应的单质是Na和F2。

6、地壳中含量最多的金属元素;或既能与酸又能与碱反应放出氢气的常见金属是Al。

7、常温下单质呈液态的非金属是Br2,金属是Hg。

8、元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物能反应的是N、P。

九、化学键与物质类别关系规律1、只含非极性键的物质:同种非金属元素构成的单质,如:I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

2、只含有极性键的物质: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等。

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

5、既有离子键又有非极性键的物质。

如:Na2O2、Na2S2、CaC2等。

6、既有离子键又有极性键的物质,如NaOH等。

7、由离子键、共价键、配位键构成的物质,如:NH4Cl等。

8、由强极性键构成但又不是强电解质的物质。

如HF等。

9、无化学键的物质:稀有气体。

10、离子化合物中并不存在单个的分子,例如:NaCl,并不存在NaCl分子。

(4)B、D两种元素简单离子形成的化合物所含的化学键为。

2、下表是元素周期表中的一部分,回答下列问题:(1)元素①的氢化物的化学式是;该元素的一种氧化物是红棕色气体,请写出该气体溶于水时发生反应的离子方程式。

(2)原子半径:②③(填“>”“ <”或“=”)。

(3)元素④的名称是。

(4)元素的非金属性:⑤⑥(填“>”或“<”)。

(2)写出A元素的最高价氧化物的化学式,电子式。

(3)写出C的气态氢化物与A的最高价氧化物反应的化学方程式。

4、元素①-⑤在元素周期表中的位置如下:回答下列问题:(1)元素③-⑤中,原子半径最大的是 (填元素符号)。

(2)元素②和⑤分别形成的简单氢化物中,热稳定性较强的是 (填化学式)。

(3)元素②和③形成的化合物(原子个数比为1:2)中含有的化学键类型为 。

(4)常温下,少量元素④的单质可溶于 (填序号)。

a.元素①的最高价氧化物对应的水化物浓溶液中b.元素③的最高价氧化物对应的水化物浓溶液中c.元素⑤的最高价氧化物对应的水化物浓溶液中5、右图为部分元素在元素周期表中的相对位置。

据此回答相关问题: (1)其中非金属性最强的是 (填元素符号)。

(2)N 、P 两种元素的最高价氧化物对应的水化物的 酸性:HNO 3 H 3PO 4(填“>”、“=”或“<”)。

(3)O 位于元素周期表中的第 族。

(4)S 、Cl 两种元素氢化物的稳定性:H 2S HCl (填“>”、“=”或“<”)。

6、右图为元素周期表的一部分,图中① ~(1)六种元素中,非金属性最弱的是(填元素符号)。

(2)元素③在周期表中的位置是;元素⑤的最高价氧化物对应水化物的化学式是。

(3)元素⑥的单质与水反应的化学方程式为。

7、现有部分短周期元素的性质或原子结构如下表:(1)X元素和Y元素可以形成最简单的有机物,其化学式为______________。

(2)元素x与元素z形成的化合物的化学式是_____________,所含化学键类型是_____________。

(3)元素Z与元素T相比,非金属性较强的是_____________(用元素符号表示)(4)写出用MnO2和浓盐酸制取T单质的化学方程式________________________。

8、下表为元素周期表的一部分,a、b、c、d、e、f六种元素在周期表中的位置如下。

请回答下列问题:(1)b的元素符号为;(2)f的单质分子的电子式为;(3)c、d、e的原子半径由大到小的顺序为(用元素符号表示);(4)a、e形成的最简单化合物分子中,化学键类型为(填“离子键”或“共价键”)。

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