元素周期表知识点总结
化学元素周期表知识点概括
化学元素周期表知识点概括元素周期表是化学中重要的工具之一，用于系统地组织，分类和显示化学元素及其特性。
它是化学学习的基础，具有广泛的应用。
本文将对化学元素周期表的概念，组织结构，元素特性以及元素周期表的应用进行详细介绍。
一、化学元素周期表的概念化学元素周期表是包含了所有已知化学元素的表格。
它是由德国化学家门德莱耶夫于1869年发明的，通过将元素按照一定的规律排列在表格中，使得具有相似化学性质的元素排列在一起，方便科学家和学生的学习和研究。
二、化学元素周期表的组织结构1. 元素的原子序数：元素周期表中的元素按照原子序数的大小从小到大排列。
原子序数表示了元素原子核中的质子数，也是元素的特征标志。
2. 元素的周期性：元素周期表中的元素按照周期性排列。
即，具有相似化学性质的元素经常出现在同一周期中。
3. 元素的族群：元素周期表中的元素按照族群进行分类。
每个族群包含具有相似性质的元素，并且有共同的化学反应模式。
三、元素周期表的元素特性1. 元素符号：元素周期表中的每个元素都有一个独特的符号，用于表示该元素。
符号通常由元素名称的第一个或前两个大写字母组成。
2. 元素名称和原子序数：元素周期表中的每个元素都有一个独特的名称和原子序数。
名称用于识别元素，原子序数表示元素原子核中的质子数。
3. 原子量：元素周期表中的每个元素都有一个相对原子质量或原子量。
原子量表示元素一个原子的平均质量，以碳12的质量为基准。
4. 电子层结构：元素周期表中的每个元素都有一种特定的电子层结构。
电子层结构决定了元素的化学性质和反应能力。
5. 元素的化学性质：元素周期表中的每个元素都具有一系列的化学性质。
这些性质包括原子半径，电负性，金属性，化合价等。
四、元素周期表的应用1. 预测元素特性：通过元素周期表，人们可以预测元素的一些基本特性。
例如，通过查找元素所在的周期和族群，可以推测出元素的原子半径和化合价。
2. 辅助化学计算：元素周期表还可以用于进行化学计算。
完整版元素周期律知识点总结
”核外电子（Z 个）1.微粒间数目关系最外层电子数决定元素的化学性质质子数（Z ）=核电荷数=原子数序原子序数：按质子数由小大到的顺序给元素排序，所得序号为元素的原子序数。
质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数4.电子总数为最外层电子数 2倍：4Be 。
4.1~20号元素组成的微粒的结构特点元素周期律决定原子种类，中子N （不带电荷）, ________________________f 原子核- 质量数（A=N+ZI 质子Z （带正电荷）丿T 核电荷数 ____________豪同位素（核素）—近似相对原子质量事元素 T 元素符号原子结构 ： （A x ） 「最外层电子数决定主族元素的■■ f 电子数（Z 个）:丿1 ---〔化学性质及最高正价和族序数-■体积小，运动速率高（近光速），无固定轨道核外电子J 运动特征 JL 电子云（比喻）——> 小黑点的意义、小黑点密度的意义。
排布规律 T 电子层数兰J 周期序数及原子半径 ■表示方法 T 原子（离子）的电子式、原子结构示意图决定原子呈电中性原子(AZ X)_______ 2质子（Z 个）］——决定元素种类 原子核卜中子 （A-Z ）个决定同位素种类中性原子：质子数=核外电子数 离子：质子数 =核外电子数+ 所带电荷数 离子：质子数=核外电子数一所带电荷数2. 原子表达式及其含义Xd ±表示X 原子的质量数；Z 表示元素X 的质子数；d 表示微粒中X 原子的个数；c ±表示微粒所带的电荷数；±）表示微粒中X 元素的化合价。
3.原子结构的特殊性 （1~18号元素）1. 原子核中没有中子的原子:2 •最外层电子数与次外层电子数的倍数关系。
①最外层电子数与次外层电子数相等:4Be 、i8Ar ;②最外层电子数是次外层电子数 2倍：6C ；③最外层电子数是次外层电子数3倍：80;④最外层电子数是次外层电子数10Ne ;⑤最外层电子数是次外层电子数 1/2倍：3Li 、14Si 。
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。
化学竞赛常用知识点总结
化学竞赛常用知识点总结一、元素周期表1. 元素周期表的结构和元素的排列规律元素周期表是按照元素的原子序数从小到大排列的一张表，原子序数是指元素原子核中质子的数量。
元素周期表的横向周期数称为周期，竖向的行称为族。
元素周期表中元素的排列是按照其原子序数递增的顺序排列的，按照周期数分为七个周期，按照族分为18个族。
2. 元素的周期性特征元素周期表中，同一周期的元素，其外层电子的能级相同；同一族元素，其外层电子数相同。
根据这一规律，可以总结出元素周期表中元素的周期性特征，如原子半径的变化规律、电负性的变化规律、电离能的变化规律等。
3. 元素周期表中主要族的特征主族元素的特征包括原子半径、电负性、电离能、化合价等方面的周期性规律。
其中，碱金属元素的化合价为+1，从上到下原子半径逐渐增加，电离能逐渐减小；碱土金属元素的化合价为+2，从上到下原子半径逐渐增加，电离能逐渐减小。
4. 元素周期表中的过渡金属过渡金属是指元素周期表中位于主族元素与稀土元素之间的一组元素。
过渡金属具有几种原子价态，同时具有两种或更多的氧化态，容易形成多种阳离子。
过渡金属具有一定的金属性质，同时也具有一定的非金属性质。
5. 元素周期表中的稀土元素稀土元素是指元素周期表中镧系和钪系元素的元素。
这些元素在化学性质上表现出相似的特点，具有较强的金属性质和一定的发光性能。
稀土元素广泛应用于核工业、航天航空、电子技术和光学材料等领域。
二、化学键1. 化学键的种类和性质化学键包括共价键、离子键、金属键等。
共价键是指共用电子对形成的化学键，具有方向性和极性。
离子键是指离子之间的静电作用形成的化学键，通常由金属和非金属元素形成。
金属键是指金属原子之间的电子云形成的化学键，具有自由移动性。
2. 共价键的特点和性质共价键是由原子间共用电子对形成的化学键。
共价键具有极性和方向性，共价键中的原子存在特定的电负性差异。
根据原子间电负性的不同，可以区分出非极性共价键、极性共价键和离子键。
化学元素周期表知识点大全
化学元素周期表知识点大全化学元素周期表知识点大全元素周期表是化学中非常重要的一种工具，它展示了所有已知的元素，并按照它们的原子结构和化学性质进行分类。
以下是元素周期表中一些重要的知识点：1. 原子序数（原子量）：这是元素周期表中每个元素的一个重要指标，它代表了元素原子核中的质子数。
每个元素都有一个不同的原子序数。
例如，氢元素的原子序数是1，因为它的原子核只含有一个质子。
2. 周期和族：元素周期表中的所有元素都按照它们的电子排布和原子结构进行排列。
这些元素按照一定的格式排列成了周期和族。
周期是指元素中原子的能级数量，而族则是指元素中原子的电子结构相同的列。
例如，氧气和硫酸盐元素在同一族中，它们的原子都有6个外层电子。
3. 金属元素和非金属元素：元素周期表将所有的元素分为金属和非金属两大类。
金属元素通常具有良好的导电性和热传导性，并且通常在室温下是固体，如铜、铁、钠等。
非金属元素通常不具备导电性和热传导性，并且通常在室温下是气体或液体，如氢、氧、氮等。
例子：1. 原子序数：碳元素的原子序数是6，表示其原子核中含有6个质子和6个中子。
2. 周期和族：氖元素位于元素周期表中的第8个周期和第18个族中。
它有8个电子壳层，并且是一种无色、无味的气体元素。
3. 金属元素和非金属元素：钠元素通常是一种银色金属，具有良好的导电性和热传导性，因此它通常用于制造化合物，例如钠盐或碱金属化合物。
相比之下，氧气通常是一种无色、无味的气体元素，它在化学反应中容易与其他元素发生反应。
4. 化合价：元素周期表中每个元素的化合价代表了其在化学化合物中发生化学反应的可能性。
化合价可以是正数、负数或零。
通常，元素周期表中右侧的元素更有可能具有负化合价，而左侧的元素则更有可能具有正化合价。
例如，氢元素的化合价通常是+1，与氧元素结合后，氧元素通常具有-2的化合价，形成水分子。
5. 原子半径：元素周期表中元素大小的比较通常是通过原子半径进行确定。
高一化学必修2《元素周期表》知识点总结
高一化学必修2《元素周期表》知识点总结知识回首：1、原子的构造：原子是由原子核和电子构成；原子核由质子和中子构成原子的质量集中在原子核上，电子的质量很小，几乎能够忽视不计一个质子带一个单位的正电荷，一个电子带一个单位的负电荷，中子不带电，因此原子对外显中性2、元素的定义：拥有同样核电荷数（质子数）的一类原子的总称一、元素周期表的构造1、原子序数原子序数 =核电荷数 =质子数 =核外电子数2、周期按原子序数递加的次序，把电子层数同样的元素自左向右排成横行，每行叫做一个周期。
元素周期表共有七个周期，从上到下挨次命名为第一周期、第二周期等各周期内的信息表从上到下名称元素种数原子的电子同周期内元素原子序数变行数常用名别名层数化规律1第一周期短周期21从左到右挨次增大2第二周期823第三周期834第周围期长周期1845第五周期1856第六周期3267第七周期73、族按电子层数递加的次序，把不一样横行中最外层电子数同样的元素由上而下排成纵行，每一个纵行称为一个族.共 18行元素周期表共有十八个纵行，除8、9、10 三个纵行叫第Ⅷ族外，其他每个纵行各为一个族，它们又被区分为十六个族。
族分为主族和副族，主族用罗马数字加“ A”表示，如Ⅰ A族；副族用罗马数字加”来表示，如ⅡB。
0 族和Ⅷ族则不加“A”或“ B”各族内的信息以下表B”列数123456789101112131415161718类型主族副族Ⅷ族副族主族0 族名称ⅠAⅡAⅢ BⅣ BⅤBⅥ BⅦ BⅧⅠ BⅡ BⅢ AⅣ AⅤ AⅥ AⅦA0 族注意：①②1 ， 2 行对应为ⅠA，ⅡA； 13---17行对应为Ⅲ3---7行对应为Ⅲ B---Ⅶ B；11，12行对应为A--- Ⅶ AⅠ B，Ⅱ B。
③8 ， 9， 10 对应为Ⅷ④ 18 行对应 0族二、元素的性质与原子构造1、碱金属元素知识回首： Na 的物理性质和化学性质从上到下原子的电子层数在增添，原子半径渐渐增大，因此失电子的能力渐渐加强从上到下金属性渐渐加强（金属性包含碱金属元素的化学性质R+2HO====2ROH+H4Li+O 2====2Li 2 O4Na+O2====2NaO(迟缓氧化 )Na+O2==△ ===Na2O2碱金属的主要物理性质碱金属单质颜色和状态密度熔点℃沸点℃Li银白色，柔嫩1347Na银白色，柔嫩K银白色，柔嫩774Rb银白色，柔嫩688Cs略带金属光彩，柔嫩2、卤族元素卤族元素的主要物理性质卤素单质颜色和状态密度熔点/℃沸点/℃2淡黄绿色气体-1(15 ℃)FCl 2黄绿色气体-1(0 ℃)-101Br 2深红棕色液体-3 (20℃)I 2紫黑色固体 4.93 g.cm -3从上到下电子层数挨次增添，原子半径挨次增添，因此得电子的能力也挨次减弱，即非金属性挨次减弱（非金属性包含单质溴是独一在常温常压下呈液态的非金属单质卤素的化学性质X- +Ag+======AgX↓ (AgCl 为白色积淀，A gBr 为淡黄色积淀，AgI 为黄色积淀 ) X2+H2O=====HX+HXOF2+H2O=====HF+O2Fe+Cl 2=====2FeCl3Fe+I 2=====FeI 2三、核素1、质量数将原子核内全部质子和中子的相对证量取近似整数值相加，所获得的数值叫质量数质量数（ A）=质子数（ Z） +中子数（ N）2、核素拥有必定数量质子和必定数量中子的一种原子叫做核素以下表所示3、同位素质子数同样而中子数不一样的同一元素的不一样原子互为同位素当某种元素拥有两种或两种以上天然、稳固的同位素时，不论是在单质仍是在化合物里，随意一种同位素在该元素内所占的原子数量百分比都不变4、同素异形体指同种元素形成的不一样单质，它们之间互称为同素异性体。
高中化学知识点总结元素
高中化学知识点总结元素一、元素周期表1. 元素周期表的结构- 周期表由7个周期和18个族组成。
- 每个周期代表电子能级，从上到下电子能级递增。
- 每个族代表元素的最外层电子数，从左到右递增。
2. 元素的分类- 主族元素：1-2族和13-18族，它们的最外层电子数与族数相同。
- 过渡金属：3-12族，具有不完全的d轨道。
- 镧系和锕系元素：位于周期表的底部，具有特殊的电子排布。
二、元素的基本性质1. 原子结构- 原子由原子核和电子云组成。
- 原子核包含质子和中子，质子带正电，中子不带电。
- 电子云由围绕核的电子组成，电子带负电。
2. 原子量和相对原子质量- 原子量是原子质量的度量，单位为原子质量单位（u）。
- 相对原子质量是元素的平均原子质量与1/12个碳-12原子质量的比值。
3. 元素的化学性质- 元素的化学性质主要由最外层电子数决定。
- 元素的化合价等于其最外层电子数。
- 元素的氧化还原性质与其电子排布有关。
三、元素的化学变化1. 化学反应- 化学反应是原子间重新排列形成新化合物的过程。
- 反应过程中，原子的核不变，只有电子的重新分布。
2. 氧化还原反应- 氧化还原反应涉及电子的转移。
- 氧化指失去电子，还原指获得电子。
- 氧化剂获得电子，还原剂失去电子。
3. 酸碱反应- 酸碱反应是氢离子（H+）转移的反应。
- 酸是能够提供H+的物质，碱是能够提供OH-的物质。
- 中和反应是酸与碱反应生成水和盐的过程。
四、元素的化合物1. 无机化合物- 无机化合物通常不含有碳。
- 包括氧化物、酸、碱、盐等。
- 例如：水（H2O）、硫酸（H2SO4）、氯化钠（NaCl）。
2. 有机化合物- 有机化合物含有碳。
- 包括烃、醇、酮、酸、酯等。
- 例如：甲烷（CH4）、乙醇（C2H5OH）、丙酮（CH3COCH3）。
五、元素的提取与应用1. 金属提取- 金属提取通常通过矿石的冶炼过程。
- 包括热分解法、湿法冶炼、电解法等。
化学元素周期表知识点
化学元素周期表知识点化学元素周期表是指将化学元素按一定规律排列的表格。
它是化学研究的基础，对于理解化学元素的性质和规律非常重要。
本文将介绍化学元素周期表的基本结构、元素的周期性规律以及一些常用的元素的特性。
一、化学元素周期表的基本结构化学元素周期表通常按照元素的原子序数（或称为核电荷数）进行排序。
原子序数是指元素原子核中质子的数目，也等于元素的电子数目。
通常的周期表由18个纵列（也称为族）和7个横行（也称为周期）组成。
每一个元素的位置由其原子序数和周期数决定。
化学元素周期表的主要结构如下图所示：（图片仅作参考）在周期表中，元素按照升序排列。
纵列（族）由元素的性质相近而组成，每一周期表示一个能量层次。
周期表中最左侧的第一周期称为1A族或称碱金属，而最右侧的第十八周期称为18A族或称稀有气体。
二、元素的周期性规律元素周期表的排列不仅仅是有序的，还存在一定的规律。
这些规律被称为元素的周期性规律，主要包括原子半径、电离能、电负性和金属活性等方面。
1. 原子半径：随着周期数的增加，元素的原子半径逐渐减小；在同一周期中，元素的原子半径从左到右逐渐减小。
2. 电离能：随着周期数的增加，元素的第一电离能增加；在同一周期中，元素的第一电离能从左到右逐渐增加。
3. 电负性：随着周期数的增加，元素的电负性逐渐增加；在同一周期中，元素的电负性从左到右逐渐增加。
4. 金属活性：随着周期数的增加，元素的金属活性逐渐减弱；在同一周期中，元素的金属活性从左到右逐渐减弱。
以上规律的发现对于预测元素的化学性质和化合物的性质非常重要，有助于深入理解元素和化合物间的相互作用。
三、常用元素的特性除了周期性规律外，一些常见的元素拥有独特的性质和应用。
1. 氢（H）：是宇宙中最常见的元素之一，是化学反应和能源制备过程中的重要原料。
2. 氧（O）：是呼吸和燃烧过程中必须的元素，也是水（H2O）和许多其他化合物的组成部分。
3. 碳（C）：是有机化合物的基础，构成了生物体中的许多重要化合物，如蛋白质、脂肪和碳水化合物等。
高一化学元素周期表知识点_高一化学知识点总结
高一化学元素周期表知识点_高一化学知识点总结一、元素周期表熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列;②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期;③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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数=电子层数;主族序数=最外层电子数口诀：三短三长一不全;七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易;元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱; 置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性;最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱; 置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
(同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同)二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大(最主要因素)②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向(次要因素)③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数(氟氧元素无正价)负化合价数 = 8—最外层电子数(金属元素无负化合价)3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性(金属性)逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→ 逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物;只含有共价键的化合物才是共价化合物。
元素周期表知识点总结笔记
元素周期表知识点总结笔记1. 元素周期表的发现和演变元素周期表是化学元素按照一定规律排列的表格，最早由德国化学家门-梅耳兹于1869年提出。
梅耳兹将已知的元素按照原子量从小到大排列，并且发现了元素周期性规律，并提出了元素周期律。
在此基础上，俄国化学家门-德列耳耶夫于1869年独立提出了元素周期表，并将元素按照原子量和化学性质排列，形成了近似于现代元素周期表的形式。
20世纪初，亨利•莫塞利用了原子序数和元素的化学性质将元素周期表进行了整理和完善，提出了现代元素周期表的雏形。
2. 元素周期律的基本概念元素周期律是指元素在周期表中按照一定规律重复出现的性质。
最早由门-梅耳兹发现，他发现元素的原子量存在周期性变化，并提出了元素周期律。
莫塞利将元素按照原子序数排列后，发现了元素性质的周期性规律。
在元素周期表中，周期性的现象主要体现在周期表的周期和族上。
周期中，元素的原子序数逐渐增加，族中，元素的外层电子数相同。
3. 元素周期表的基础结构元素周期表的基础结构是由周期和族组成的。
周期表中有7个周期，从第一周期的氢和氦到第七周期的镧系和锕系元素。
周期表中的周期代表了元素的外层电子层数，可以从周期表中的位置推断出元素的电子排布。
元素周期表中的族代表了元素的外层电子数，具有相同族的元素具有相似的化学性质。
4. 元素周期表中的主族元素和副族元素元素周期表中的主族元素是指周期表中1A、2A、3A、4A、5A、6A和7A族元素，它们的最外层电子数分别为1、2、3、4、5、6和7，副族元素是指3B、4B、5B、6B和7B 族元素，它们的最外层电子数分别为3、4、5、6和7。
5. 元素的周期性规律和周期表中的周期性现象元素周期性规律是指周期表中元素的周期性变化。
元素的原子半径、离子半径、电负性、金属活性和化合价等性质都具有周期性变化。
例如，周期表中，原子半径随着周期数的增加呈现出递减的趋势，而在同一周期中，随着族数的增加，原子半径逐渐增大。
元素周期表知识点总结
元素周期表知识点总结元素周期表知识点总结导语：化学元素周期表是根据原子序数从小至大排序的化学元素列表。
下面是小编收集整理的元素周期表知识点总结，希望对你有帮助!1、原子结构（1）．所有元素的原子核都由质子和中子构成。
正例：612C、613C、614C三原子质子数相同都是6，中子数不同，分别为6、7、8。
反例1：只有氕（11H）原子中没有中子，中子数为0。
（2）．所有原子的中子数都大于质子数。
正例1：613C、614C、13H等大多数原子的中子数大于质子数。
正例2：绝大多数元素的相对原子质量（近似等于质子数与中子数之和）都大于质子数的2倍。
反例1：氕（11H）没有中子，中子数小于质子数。
反例2：氘（11H）、氦（24He）、硼（510B）、碳（612C）、氮（714N）、氧（816O）、氖（1020Ne）、镁（1224Mg）、硅（1428Si）、硫（1632S）、钙（2040Ca）中子数等于质子数，中子数不大于质子数。
（3）．具有相同质子数的微粒一定属于同一种元素。
正例：同一元素的不同微粒质子数相同：H+、H-、H等。
反例1：不同的中性分子可以质子数相同，如：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。
反例2：不同的阳离子可以质子数相同，如：Na+、H3O+、NH4+。
反例3：不同的阴离子可以质子数相同，如：NH4+、OH-和F-、Cl和HS。
2、电子云（4）．氢原子电子云图中，一个小黑点就表示有一个电子。
含义纠错：小黑点只表示电子在核外该处空间出现的机会。
3、元素周期律（5）．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律。
概念纠错：元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
（6）．难失电子的元素一定得电子能力强。
反例1：稀有气体元素很少与其它元素反应，即便和氟气反应也生成共价化合物，不会失电子，得电子能力也不强。
反例2：IVA的非金属元素，既不容易失电子，也不容易得电子，主要形成共价化合物，也不会得失电子。
元素周期律知识点总结
元素周期律知识点总结元素周期律学问点总结 1一．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=核外电子数二．元素的性质和原子结构（一)碱金属元素：2.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渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子失去电子的力量增加，即金属性渐渐增加。
所以从Li到Cs的金属性渐渐增加。
结论：1)原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
2)金属性强弱的推断依据：与水或酸反应越简单，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。
3.碱金属物理性质的相像性和递变性：1)相像性：银白色固体、硬度小、密度小(轻金属)、熔点低、易导热、导电、有展性。
2)递变性(从锂到铯)：①密度渐渐增大(反常) ②熔点、沸点渐渐降低3)碱金属原子结构的相像性和递变性，导致物理性质同样存在相像性和递变性(二)卤族元素：2.卤素单质物理性质的递变性：从F2到I21)卤素单质的颜色渐渐加深;2)密度渐渐增大;3)单质的熔、沸点上升3.卤素单质与氢气的反应： X2 + H2 = 2 HX卤素单质与H2 的猛烈程度：依次减弱;生成的氢化物的稳定性：依次减弱4. 非金属性的强弱的推断依：1. 从最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与H2反应的难易程度以及氢化物的稳定性来推断。
2. 同主族从上到下，金属性和非金属性的递变：同主族从上到下，随着核电核数的增加，电子层数渐渐增多，原子核对最外层电子的引力渐渐减弱，原子得电子的力量减弱，失电子的力量增加，即非金属性渐渐减弱，金属性渐渐增加。
3. 原子结构和元素性质的关系：原子结构打算元素性质，元素性质反应原子结构。
同主族原子结构的相像性和递变性打算了同主族元素性质的相像性和递变性。
三.核素(一)原子的构成：(1)原子的质量主要集中在原子核上。
(2)质子和中子的相对质量都近似为1，电子的质量可忽视。
-元素周期律_知识点总结
元素周期表与周期律知识总结知识结构图：一·周期表结构二·“位，构，性”的相互推导元素周期律三·原子结构四·碱金属五·卤素一.周期表结构1.元素周期表注意：A元素周期表的上界②金属与非金属的边界线B元素周期表中几个量的关系：（1）原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数（2）周期序数=核外电子层数（3）主族序数=最外层电子数=元素的最高正价数（F无正价，O一般也无正价）（4）非金属元素：|最高正价数|+|负价数|=8C主族元素化合价(1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同（3）主族元素的最高正价和+最低负价的绝对值=82. 推断元素位置的规律判断元素在周期表中位置应牢记的规律：（1）元素周期数等于核外电子层数；（2）主族元素的序数等于最外层电子数；（3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。
最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。
3推算元素的原子序数的简便方法同一主族相邻两元素原子序数差值（上周期的元素种类数）同一周期相邻两主族元素的原子序数差值4.每个周期元素的总数和每个周期过渡元素的总数二.“位、构、性”的相互推导失电子能力↓⇒金属性↑1.结构与性质 原子半径↑⇒F↓得电子能力↓⇒非金属性↓（1）原子核对最外层电子的引力核电核数↓ ⇒F↓半径↓ 半径↑ （主）同周期 F↓ 同主族 F↓ 质子数↑ 质子数↓（次）2.位置与结构（1） 周期数=电子数主族序数=3位置与性质①、核外电子排布②、原子半径性质递变 ③、主要化合价④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性电子层数 相同条件下，电子层越多，半径越大。
高中化学元素周期律知识点规律大全
高中化学元素周期律知识点规律大全1.元素周期律：元素周期律是按照原子核中质子数的大小和电子排布的规律，将所有元素按照一定的顺序排列成周期表。
2.元素周期表的结构：周期表由周期和组成两个维度组成。
周期是指原子核中质子数的递增顺序，组是指元素化学性质相似的元素在竖列方向上排列。
3.周期表分区：周期表分为s区（1-2组），p区（3-8组），d区（3-12组）和f区（内过渡金属区）。
4.元素周期表中的元素符号：元素周期表中的元素符号是代表元素的化学符号，比如氧元素的符号是O，碳元素的符号是C。
5.元素的周期和原子序数：元素周期表中的周期数表示元素的电子层数，原子序数表示元素的质子数或核电荷数。
6.主、副、次副周期：周期表中的s区是用户主周期，p区作为副周期，d区和f区则是次副周期。
7.元素周期表的横向周期规律：周期表横向周期数增加，元素的原子半径、电负性、电子亲和能等性质呈周期性变化。
8.元素周期表的纵向周期规律：周期表纵向组数增加元素以周期性地重复出现，一个新的主能级开始填入电子。
9.原子半径的周期性变化：原子半径在周期表中从左到右递减，从上到下递增。
10.电离能的周期性变化：第一电离能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
11.电子亲和能的周期性变化：电子亲和能在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
12.电负性的周期性变化：电负性在周期表中从左到右增加，从上到下减小。
13.元素周期表的强氧化剂和强还原剂：在周期表中，元素越往上和越往右，越容易成为氧化剂；而越往下和越往左，越容易成为还原剂。
14.元素周期表的金属性和非金属性：在周期表中，金属性元素主要位于周期表左下角，非金属性元素主要位于周期表右上角。
15.主族元素和过渡元素：周期表中的s区和p区的元素称为主族元素，d区的元素称为过渡元素。
16.键合：通过元素周期表，我们可以预测元素之间的化学键合方式，如金属与非金属之间通常是离子键，非金属与非金属之间通常是共价键。
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。
高中必修二化学知识点归纳总结
高中必修二化学知识点归纳总结一、元素周期表和元素周期律。
1. 元素周期表的结构。
- 周期：具有相同的电子层数而又按照原子序数递增的顺序排列的一系列元素。
周期数 = 电子层数。
短周期（1、2、3周期），长周期（4、5、6周期），不完全周期（7周期）。
- 族：元素周期表中的纵行称为族。
主族（A族）：由短周期元素和长周期元素共同构成；副族（B族）：完全由长周期元素构成。
还有0族（稀有气体元素）和Ⅷ族。
主族序数=最外层电子数。
2. 元素周期律。
- 原子半径：同周期从左到右原子半径逐渐减小（稀有气体除外）；同主族从上到下原子半径逐渐增大。
- 化合价：主族元素最高正化合价 = 主族序数（O、F除外），最低负化合价=主族序数 - 8。
- 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。
判断金属性强弱的依据：单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度；最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
判断非金属性强弱的依据：单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
- 元素周期表和元素周期律的应用：预测元素的性质；寻找新材料（如半导体材料在金属与非金属分界线附近）等。
二、化学键。
1. 离子键。
- 概念：阴阳离子间通过静电作用形成的化学键。
- 形成条件：活泼金属（如第ⅠA族、第ⅡA族）与活泼非金属（如第ⅥA族、第ⅦA族）之间。
- 离子化合物：由离子键构成的化合物。
常见的离子化合物有强碱、大多数盐、活泼金属氧化物等。
2. 共价键。
- 概念：原子间通过共用电子对所形成的化学键。
- 共价化合物：只含有共价键的化合物。
如HCl、H₂O、CO₂等。
- 共价键的分类：- 极性共价键：不同种原子形成的共价键，共用电子对发生偏移，如HCl中的H - Cl键。
- 非极性共价键：同种原子形成的共价键，共用电子对不发生偏移，如H₂中的H - H键。
元素周期表知识点总结
过 18 个；倒数第三层不超过 32 个。
（3）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能
量高的电子层排布。
※元素周期表结构记忆方法：
横行叫周期（现有一至七）：三短三长一未完。
纵列称作族（18 纵行 16 族）：7 主、7 副Ⅷ和“0”；Ⅷ族最贪婪（8、9、10 列占）；
产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
（2）递变性：从上到下（从 Li 到 Cs）：金属性 增强 ，单质与水、与酸、与氧气反应的剧烈程 度 增强 ；其元素的最高价氧化物的水化物的碱性 增强 。
※碱金属从上到下（从 Li 到 Cs）：物理性质、化学性质的递变规律总结如下表：
2
元 核 最 电 原 密 熔 与水 与氧 吸引 失去 最 高 还 金
制造氢弹
示踪原子
6
（1）已知条件：①氯元素有几种同位素？（两种：3157 Cl
和
37 17
Cl
）
35 17
Cl：34.969
②每种同位素的相对原子质量
37 17
Cl：36.966
35 17
Cl：75.77%
③每种同位素占的原子百分数
37 17
Cl：24.23%
（2）氯元素的相对原子质量：等于各种同位素的相对原子质量与其原子百分数的乘积之和。
__0_族（ 1 个， 纵 列）
3.原子核外电子的排布 3.1 在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。
1
3.2 电子总是尽先排布在能量最低的电子层里。
3.3 核外电子的排布规律
（1）各电子层最多容纳的电子数是 2n2（n 表示电子层）
（2）最外层电子数不超过 8 个（K 层是最外层时，最多不超过 2 个）；次外层电子数目不超
2023年元素周期表知识点总结
第一章元素周期表知识点总结一、原子构造二、元素周期表和元素周期律三、化学键四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体旳元素符号及其化合价专题一元素及性质旳推断1. 推断元素位置旳思绪根据原子构造、元素性质及有关已知条件, 可推算原子序数, 判断元素在元素周期表中旳位置等, 基本思绪如下：2. 推断元素及物质旳“题眼”总结(1)含量与物理性质①地壳中含量最高旳非金属元素是氧(O), 居于第二位旳是硅(Si), 含高旳金属元素是铝(Al)。
②金属单质中, 常温下呈液态旳是汞(Hg)。
③非金属单质中, 常温下呈液态旳是溴(Br2)。
④天然物质中硬度最大旳单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性旳气态氢化物一般是NH3。
⑥沸点最高旳非金属元素氢化物是H2O。
⑦形成旳化合物种类最多旳元素是碳(C)。
⑧最高价氧化物对应旳水化物酸性最强旳是HClO4。
(2)化学性质与用途①单质与水反应最剧烈旳非金属元素是氟(F)。
②气态氢化物与最高价氧化物对应旳水化物能起化合反应旳是氮(N):NH3＋HNO3===NH4NO3。
③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素旳单质旳元素是硫(S):2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。
④气态氢化物旳水溶液可雕刻玻璃旳元素是氟(F)。
⑤能导电旳非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
⑥能与强碱溶液作用旳单质有Al、Cl2.Si:2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2OSi＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑专题二化学键类型旳判断(1)化学键与物质①并不是所有旳物质中都存在化学键。
由于稀有气体是单原子分子, 故稀有气体是没有任何化学键旳物质。
②离子化合物与化学键旳关系对于离子化合物而言, 由于存在着阴、阳离子, 因此肯定有离子键, 如NaCl旳构成微粒是Na＋、Cl－, 它们之间唯一旳作用就是离子键。
b．离子化合物中存在旳阴、阳离子, 既可像NaCl同样只有简朴旳Na＋、Cl－, 也也许像NaOH这样具有复杂旳阴、阳离子, 此时, 离子化合物中既有Na＋与OH－之间旳离子键, 又有氢原子与氧原子之间旳共价键。
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第一章元素周期表知识点总结一、原子结构二、元素周期表和元素周期律三、化学键四、背诵前20号元素和七主族和稀有气体的元素符号及其化合价专题一元素及性质的推断1．推断元素位置的思路根据原子结构、元素性质及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在元素周期表中的位置等，基本思路如下：2．推断元素及物质的“题眼”总结(1)含量与物理性质①地壳中含量最高的非金属元素是氧(O)，居于第二位的是硅(Si)，含高的金属元素是铝(Al)。
②金属单质中，常温下呈液态的是汞(Hg)。
③非金属单质中，常温下呈液态的是溴(Br2)。
④天然物质中硬度最大的单质是金刚石。
⑤溶于水后溶液显碱性的气态氢化物一般是NH3。
⑥沸点最高的非金属元素氢化物是H2O。
⑦形成的化合物种类最多的元素是碳(C)。
⑧最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是HClO4。
(2)化学性质与用途①单质与水反应最剧烈的非金属元素是氟(F)。
②气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能起化合反应的是氮(N)：NH3＋HNO3===NH4NO3。
③气态氢化物与其低价氧化物能反应生成该元素的单质的元素是硫(S)：2H2S＋SO2===3S↓＋2H2O。
④气态氢化物的水溶液可雕刻玻璃的元素是氟(F)。
⑤能导电的非金属单质有石墨(C)和晶体硅(Si)。
⑥能与强碱溶液作用的单质有Al、Cl2、Si：2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2OSi＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑专题二化学键类型的判断(1)化学键与物质①并不是所有的物质中都存在化学键。
因为稀有气体是单原子分子，故稀有气体是没有任何化学键的物质。
②离子化合物与化学键的关系a．对于离子化合物而言，因为存在着阴、阳离子，所以肯定有离子键，如NaCl的构成微粒是Na＋、Cl－，它们之间唯一的作用就是离子键。
b．离子化合物中存在的阴、阳离子，既可像NaCl一样只有简单的Na＋、Cl －，也可能像NaOH这样含有复杂的阴、阳离子，此时，离子化合物中既有Na＋与OH－之间的离子键，又有氢原子与氧原子之间的共价键。
所以，离子化合物中肯定有离子键，可能有共价键，而且离子键只能存在于离子化合物中。
③共价化合物与化学键的关系共价化合物的构成微粒是分子或原子，不存在离子，所以共价化合物中不可能存在离子键，只有共价键。
专题二化学键类型的判断(1)化学键与物质①并不是所有的物质中都存在化学键。
因为稀有气体是单原子分子，故稀有气体是没有任何化学键的物质。
②离子化合物与化学键的关系a．对于离子化合物而言，因为存在着阴、阳离子，所以肯定有离子键，如NaCl的构成微粒是Na＋、Cl－，它们之间唯一的作用就是离子键。
④单质与化学键的关系除稀有气体外，其他任何单质都存在化学键，如金属中存在金属键(不作要求)，某些非金属单质(如石墨等)中存在共价键。
无论是金属还是非金属单质，它们均不可能存在离子键。
(2)化学键与元素一般来说，除少数几种物质如AlCl3、FeCl3等外，含有金属元素的化合物中往往存在离子键。
除少数几种物质如NH4Cl等外，只有非金属元素的化合物中往往存在共价键。
(3)存在离子键的化合物一定是离子化合物。
(4)离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键，如NaOH、Na2O2、(NH4)2SO4等。
(5)全部由非金属元素组成的化合物中也可能存在离子键，如NH4Cl、NH4NO3等铵盐，铵根离子和酸根离子之间以离子键相结合。
【巩固深化】第Ⅰ卷(选择题，共48分)一、选择题(本题共16小题，每小题3分，共48分)1．下列有关化学用语表示正确的是()A．原子核内含有77个质子、115个中子的铱(Ir)原子：115 77IrB．CO2的电子式是C．次氯酸的结构式为H—Cl—OD.18 8O2－离子结构示意图：2．核素2H、15N、18O、34S常被用作陆地生态分析研究。
下列说法中正确的是() A．16O和18O是同一种核素B．1H182O的摩尔质量为20C．34S和15N核内的中子数相差9D．2H＋核外电子数为03．[2016·天门实验高中期中]下列有关元素周期表、元素周期律的说法中不正确的是()A．元素周期表分为7个主族、7个副族、1个0族、1个Ⅷ族，共18个纵行B．已知As元素位于第四周期ⅤA族，故NH3比AsH3稳定C．已知Sr元素位于第五周期ⅡA族，故Sr(OH)2碱性比Mg(OH)2弱D．副族元素中没有非金属元素4．科学家研究发现普通盐水在无线电波的照射下可以燃烧，未来将有望解决人类的能源危机。
其原理是无线电频率可以削弱盐水中所含元素原子之间的“结合力”，释放出氢原子和氧原子，一旦点火，氢原子就会在这种频率下持续燃烧。
上述中“结合力”的实质是()A．离子键B．极性共价键C．非极性共价键D．离子键与共价键5．两种元素可以形成AB2型共价化合物的是()A．无中子的原子与最外层有6个电子的短周期元素的原子B．核电荷数分别为12和17的元素C．ⅣA族和ⅥA族原子半径最小的元素D．最高正价都为奇数的两种短周期元素6.右图中，a、b、c、d、e正确的是()A．元素b位于ⅥA族，有＋6、－2两种常见化合价B．五种元素中，元素e的性质最稳定C．元素c和d的最高价氧化物对应水化物的酸性：c>dD．元素c和e的气态氢化物的稳定性：c>e7．下列事实不能说明X元素比Y元素的非金属性强的是()A．与H2化合时X单质比Y单质容易B．X的最高价氧化物对应水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来8．A、B、C、D、E是原子序数依次增大的5种短周期元素，A、E的原子核外最外层电子数之和为13，D原子的最外层电子数是C原子最外层电子数或电子层数的2倍，B与C同周期但不相邻。
下列说法正确的是()A．B、D的最高价氧化物的水化物分别为强碱、弱酸B．E的单质能从水中置换出O2C．C的氧化物可溶于B、D、E的最高价氧化物对应的水化物溶液中D．5种元素的最高正化合价都等于其所在的族序数9．A、B分别为同一主族第3周期、第4周期的不同元素的原子，它们原子核内质子数均等于中子数。
若A位于ⅡA族，其质量数为x，则B的质子数为Z；若A位于ⅣA族，其质子数为y，则B的质量数为N。
Z和N为下列哪一组值()A．Z：x2＋18，N：2y＋18B．Z：x2＋8，N：2y＋18C．Z：x2＋8，N：2y＋36D．Z：x2＋18，N：2y＋3610．根据元素周期表和元素周期律，下列推断中错误的是()A．砹是一种有色固体，它的气态氢化物很不稳定B．F2与水反应比Cl2与水反应剧烈C．铷的最高价氧化物的水化物一定是强碱D．由盐酸的酸性比氢硫酸强可推知氯的非金属性强于硫11．现有如下说法：①在水分子内氢、氧原子间均以化学键相结合；②金属和非金属化合一定形成离子键；③离子键是阳离子和阴离子化合而形成的；④根据电离方程式HCl===H＋＋Cl－，可知HCl分子里存在离子键；⑤H2分子和Cl2分子的反应过程是H2、Cl2分子里共价键发生断裂生成H、Cl原子，而后H、Cl原子形成离子键的过程。
上述各种说法正确的是()A．①②⑤正确B．都不正确C．④正确，其他不正确D．仅①正确12．元素周期表的形式多种多样，如下图所示是扇形元素周期表的一部分(1～36号元素)，对比中学常见元素周期表，思考扇形元素周期表的填充规律，下列说法不正确的是()A．简单离子半径：②>⑧>⑨B．简单氢化物的稳定性：⑤>⑧C．最高价氧化物对应的水化物的酸性：⑨>⑧>⑦D．①与⑤可形成既含极性键又含非极性键的化合物13．几种短周期元素的原子半径和主要化合价见下表，下列说法中正确的是()A.2B．Y与Q形成的化合物不能跟氢氧化钠溶液反应C．Z的氢化物的稳定性强于L的氢化物的稳定性D．在化学反应中，M原子与其他原子易形成共价键而不易形成离子键14．X、Y、Z、R、W是5种短周期元素，原子序数依次增大，它们可组成离子化合物Z2Y和共价化合物RY3、XW4，已知Y、R同主族，Z、R、W同周期。
下列说法不正确的是()A．原子半径：Z>R>WB．元素最高价氧化物对应水化物的酸性：R>XC．简单气态氢化物的稳定性：H m W>H n RD．Y、Z形成的化合物中只可能存在离子键15．[2016·长春高一检测]PASS是新一代高效净水剂，它由X、Y、Z、W、R五种短周期元素组成，五种元素原子序数依次增大。
X原子是所有原子中半径最小的，Y、R同主族，Z、W、R同周期，Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，Z是常见的金属，电子层数等于主族序数，W单质是人类将太阳能转变为电能的常用材料。
下列说法正确的是()A．Z与Y形成的化合物可作为耐高温材料B．WY2能与碱反应，但不能与任何酸反应C．原子半径按X、Y、Z、R、W的顺序依次增大D．熔沸点：X2R>X2Y第Ⅱ卷(非选择题，共52分)二、非选择题(本题共5小题，共52分)17．(7分)如图所示是从元素周期表中截取的一个片段，其中X、Y、Z、W均属于短周期元素。
请回答下列问题：(1)若X单质为空气的主要成分之一，则W的原子结构示意图为________________。
(2)若Y、W、Z的最高价氧化物对应的水化物依次为一元酸、二元酸、三元酸，则这三种酸的正盐的含氧酸根离子中，有两种电子数相等，这两种离子的离子符号分别为________、________。
(3)若Na与Y和Z的单质分别反应可以生成相对分子质量相同的两种化合物，其中Na与Y形成的化合物的电子式为__________________，所含化学键的类型为________________。
18．(8分)已知Cs元素位于元素周期表中第六周期第ⅠA族，请回答下列问题：(1)铯的原子序数为______________。
(2)铯单质与H2O反应的化学反应方程式为__________________。
(3)预测铯单质的还原性比钠单质的还原性________(填“弱”或“强”)。
(4)下列推断正确的是________(填字母)。
A．与铯处于同一主族的元素都是金属元素B．铯单质发生反应时，铯原子易失去电子C．碳酸铯是一种可溶性碱D．铯离子的氧化性强于钾离子19．(12分)X、Y、Z、W是第3周期元素，原子序数依次增大，其中有两种为金属元素，X原子的最外层电子数与最内层电子数相等，X与W、Y与Z的最外层电子数之和为9。
(1)X、Y、Z、W对应元素的原子半径由小到大的顺序是____________(用元素符号填写)。