高三专题复习 元素周期表和元素周期律

高三专题复习 元素周期表和元素周期律
考点1、原子结构与化学键 原子的构成 1、原子组成
2、原子或离子中各微粒间的数量关系
A
Z X 的含义：代表一个质量数为A 、质子数为Z 的原子。

(1)质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。

(2)质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)
(3)质子数＝阳离子的核外电子数＋阳离子所带正电荷数。

(4)质子数＝阴离子的核外电子数－阴离子所带负电荷数。

3．元素、核素、同位素之间的关系
(1)同种元素的质子数：核素1＝核素2＝…＝核素n 。

(2)同种元素的中子数：核素1≠核素2≠…≠核素n 。

(3)同位素的特点
①同种元素，可以有若干种不同的核素。

至今已发现了110多种元素，但发现的核素远多于
原子质子数相同的情况下，
这些元素的种类。

②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。

③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原子。

④817O是一种核素，而不是一种同位素。

816O、817O、818O是氧元素的三种核素，互为同位素。

⑤同一种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化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

(4)元素的相对原子质量：
①概念：根据元素天然同位素原子所占的百分数和有关核素的相对原子质量，计算出该元素的相对原子质量。

②计算式：A r(E)＝A r(E1)·a%+A r(E2)·b%+A r(E3)·c%+…。

式中A r(E1)、A r(E2)、A r(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子所占原子个数的百分比。

如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。

4、原子核外电子分层排布的一般规律
在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：
(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。

(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。

(3)原子最外层电子数目不超过8个(K层为最外层时不能超过2个电子)。

(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

5、元素的性质与元素的原子核外电子排布的关系
(1)稀有气体的不活泼性；稀有气体元素的原子最外层有8个电子(氦是2个电子)，处于稳定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其他物质发生化学反应。

(2)非金属性与金属性(一般规律)：
最外层电子数得失电子趋势元素的性质金属元素＜4 易失金属性
非金属元素
＞4 易失 非金属
6、1～20号元素微粒结构的特点
(1)稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，与下一周期的金属元素形成的阳离子的电子层结构相同。

(2)核外有10个电子的微粒：
①分子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4。

②阳离子：Mg 2+、Na +、Al 3+、NH 4+、H 3O +。

③阴离子：N 3—
、O 2—
、F —
、OH —
、NH 2—。

10电子粒子的记忆方法，以Ne 为中心进行记忆 CH 4、NH 3、H 2O 、HF OH －、F －、NH ＋4、H 3O ＋Ne 23Na Mg Al −−−−−−→＋＋＋
、、,
10电子粒子间的反应
若A 、B 、C 、D 均为10电子粒子，它们之间存在如下反应：
则该反应一定是NH ＋
4＋OH
－――→△
NH 3↑＋H 2O
故A 为NH ＋
4 B 为OH － C 为NH 3 D 为H 2O (3)元素的原子结构的特殊性： ①原子核中无中子的原子： 1
1H 。

②最外层有1个电子的元素：H 、Li 、Na 。

③最外层有2个电子的元素：Be 、Mg 、He 。

④最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be 、Ar 。

⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C ；是次外层电子数3倍的元素：O ；是次外层电子数4倍的元素：Ne 。

⑥电子层数与最外层电子数相等的元素：H 、Be 、Al 。

⑦电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be 。

⑧次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Si。

⑨内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。

7．化学键与物质类型关系
(1)离子化合物中一定存在离子键，可能存在共价键；共价化合物中一定不含离子键。

(2)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定都是离子化合物，如AlCl3；只由非金属元素形成的化合物不一定都是共价化合物，如铵盐。

(3)分子中不一定都有化学键，如稀有气体分子为单原子分子，不存在化学键。

(4)化学键分为离子键和共价键，不仅对物质的化学性质有影响，有些情况下对物理性质也有影响，如熔点、硬度、溶解性等。

考点2：元素周期表
1.编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同
．．．．．．．．的元素按电子层数
．．。

③把最外层电子数相同
．．．．．．的各元素从左到右排成一横行
递增的顺序从上到下排成一纵行
．．。

(1)周期序数＝电子层数
(2)质子数＝原子序数
(3)主族序数＝原子最外层电子数
(4)主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)
最低负价＝主族序数－8
2.结构特点：
核外电子层数元素种类
第一周期 1 2种元素
短周期第二周期 2 8种元素
周期第三周期 3 8种元素
元（7个横行）第四周期 4 18种元素
素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素
周第六周期 6 32种元素
期不完全周期第七周期7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族
族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族
（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间
（16个族）零族：稀有气体
考点3：元素周期律
1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）
随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电
．．．．．．．．．．
子排布的周期性变化
．．．．．．．．．的必然结果。

2.同周期元素性质递变规律
第三周期元素11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar
(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加
(2)原子半径原子半径依次减小—
(3)主要化合价＋1 ＋2 ＋3 ＋4
－4 ＋5
－3
＋6
－2
＋7
－1
—
(4)金属性、非金属
性
金属性减弱，非金属性增加—
(5)单质与水或酸置换难易冷水
剧烈
热水
与
酸快
与酸
反
应慢
———
(6)氢化物的化学
式
——SiH4PH3H2S HCl —
(7)与H2化合的难
易
——由难到易—
(8)氢化物的稳定
性
——稳定性增强—
(9)最高价氧化物的化学式Na2O MgO Al2O3SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物(10)化学
式
NaOH Mg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4 H2SO4 HClO4
—(11)酸碱
性
强碱中强
碱
两性
氢氧
化物
弱酸中强
酸
强酸很强
的酸—
(12)变化
规律
碱性减弱，酸性增强—
第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）
第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）
①上表所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。

②上述性质之间关系可以用下述方式来理解：
在同一主族中，从上到下，电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱失电子能力增强，得电子能力减弱金属性增强，非金属性减弱。

在同一周期中，从左到右，电子层数相同，质子数越大原子半径越小原子核对核外电子的引力越强失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强。

③根据上表得出的推论：在周期表中越靠左方和下方的元素，其元素的金属性愈强，因此铯(Cs)是自然界里最活泼的金属(钫在自然界不能稳定存在)；越靠右方和上方的元素，其元素的非金属性愈强，因此，氟是最活泼的非金属元素。

可见，在周期表中金属元素集中在左下半部(含所有副族元素)，非金属元素集中的右上部(包括氢)，而在金属与非金属的交界处的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质，如Be,B,Al,Si,Ge等。

④特殊的相似规律：对角线规律(也叫斜线规则)
在周期表中，左上向右下的斜线方向上相邻元素的性质相似，这个规律称为对角线规律，如Be位于第二周期ⅢA族与铝斜线相对。

已知Al显两性，则可推知Be也显两性，Be(OH)2，与Al(OH)3相似，也是两性氢氧化物。

⑤元素的结构决定了元素在周期表中的位置，元素在周期表中位置的反映了原子的结构和元素的性质特点。

我们可以根据元素在周期表中的位置，推测元素的结构，预测元素的性质。

元素周期表中位置相近的元素性质相似，人们可以借助元素周期表研究合成有特定性质的新物质。

例如，在金属和非金属的分界线附近寻找半导体材料，在过渡元素中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀材料。

考点4：元素金属性、非金属性强弱的判断方法
(1)金属性强弱的比较。

①根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置。

②根据金属与盐溶液的置换反应，若一种金属能把另一种金属从其盐溶液中置换出来，则前者的金属性强于后者的金属性。

③根据原电池的正、负极。

④根据金属与H 2O(或酸)反应置换出氢的难易，金属与水(或非氧化性酸)反应越剧烈，其金属性越强。

⑤根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱，金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，一般金属性越强。

⑥金属的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，其金属性越强。

(2)非金属性强弱的比较。

①依据非金属之间的置换反应。

如2F 2＋2H 2O ===4HF ＋O 2，则非金属性F ＞O 。

②依据非金属单质与H 2化合的难易(或生成氢化物的稳定性)，如稳定性：HF ＞HCl ＞HBr ＞HI ，则非金属性：F ＞Cl ＞Br ＞I 。

③依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，如酸性H 2SiO 3＜H 3PO 4＜H 2SO 4，则非金属性Si ＜P ＜S 。

④非金属单质的氧化性越强(或非金属阴离子还原性越弱)，元素的非金属性越强。

(2) 主族元素的经验公式K ＝
n
m
（其中m 是最外层电子数，n 为电子层数）巧断法： ①当K ＜1时，元素显金属性，且K 值越小，元素的金属性越强 ②当K ＝1时，元素显两性。

③当K ＞1时，元素显非金属性，且K 值越大，元素的非金属性越强。

考点5：微粒半径大小的比较规律 会比较五种情况下粒子半径的大小
(1)同周期元素的原子或最高价阳离子半径或简单阴离子半径从左至右逐渐减小(稀有气体元素除外)，如Na ＞Mg ＞Al ＞Si ；Na ＋
＞Mg 2＋
＞Al 3＋
；N 3－
>O 2－
>F －。

(2)同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大， 如Li<Na<K ；Li ＋<Na ＋<K ＋；F －
＜Cl
－
＜Br －。

(3)电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加而减小，如O 2－
＞F －
＞Na ＋
＞Mg 2＋
＞Al 3＋。

(4)核电荷数相同(即同种元素)的粒子，电子数越多，半径越大，如 Fe 3＋
＜Fe 2＋
；Cl ＜Cl －。

(5)电子层数和所带电荷都不同的，可选相近的离子参照比较，如：比较Al 3＋
与S 2－
的半径大
小，可选 O 2－
为参照，可知：Al 3＋
＜O 2－
、O 2－
<S 2－
，故Al 3＋
＜S 2－。

(6)惰性元素的原子半径与其它元素的原子半径的测定标准不同，因而没有可比性。

考点6、关于元素周期表“细部特征”的四大经验规律 1．同周期相邻两主族元素原子序数差值
通常情况为1，但是同周期第ⅡA 、ⅢA 两主族较复杂，序数差为1、11、25三种情况。

2．同主族相邻两周期元素原子序数差值
第ⅠA 、ⅡA 两主族同主族相邻两周期元素原子序数差等于上一周期元素种数，第ⅢA 族及以后各主族原子序数(包括零族)差等于下一周期元素种数。

3．零族元素原子序数的应用
各周期零族元素原子序数分别为2、10、18、36、54、86，并推测第7周期的稀有气体元素原子序数为118。

记住这些数据对推断已知原子序数的某些元素在元素周期表中的位置帮助很大。

4．元素原子序数的奇偶性与族序数奇偶性的关系
原子序数为奇数，元素原子最外层电子数目也为奇数，且处于奇数族(Ⅷ族除外)；反之，原子序数为偶数，元素原子最外层电子数目也为偶数，且处于偶数族(Ⅷ族、零族除外)。

考点7、将文字信息转化为周期表片段的应用
在一些比较类型的题目中，由文字信息推断出某种元素后，可以先在图表中固定其位置，再根据其他元素的有关信息确定与该元素在周期表中的位置关系，即转化成周期表片段的形式，再进行比较，则很直观地得出结论。

如X ＋
、Y ＋
、M 2＋
、N 2－
均为含若干电子的短周期
元素的简单离子，离子半径的大小关系为：N 2－
＞Y ＋
，Y ＋
＞X ＋
，Y ＋
＞M 2＋
，M 2＋
＞X ＋。

则
可推断：因四种元素都是短周期元素，N 为非金属，应位于元素周期表的右边，由X 、Y 、M 的离子半径关系，则可以推知四种元素在元素周期表中与N 的位置关系，转化为周期表片段：
X … N(1) Y M … N(2)
…
N(3)
则N 可能和Y 不在同一周期，也可能和Y 、M 在同一周期。

【例题1】已知33As 、35Br 位于同一周期。

下列关系正确的是( ) A ．原子半径：As>Cl>P B ．热稳定性：HCl>AsH 3>HBr C ．还原性：As 3－
>S 2－
>Cl －
D ．酸性：H 3AsO 4>H 2SO 4>H 3PO 4 【答案】C
【解析】选C 同一周期中原子半径从左到右依次减小，A 项中P 的半径大于Cl ，A 错误；非金属性越强，其气态氢化物越稳定，其最高价氧化物对应水化物酸性越强，故B 项中热稳定性：HCl>HBr>AsH 3，D 项中酸性H 2SO 4>H 3PO 4>H 3AsO 4，B 、D 均错误；C 项，单质氧化性：Cl 2>S>As ，故阴离子的还原性：As 3－
>S 2－
>Cl －
，C 项正确。

P S Cl As Br
【例题2】下图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是()
A．原子半径：Z＞Y＞X
B．气态氢化物的稳定性：R>W
C．WX3和水反应形成的化合物是离子化合物
D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应
【答案】BD
【解析】选BD由图表中各元素的化合价及原子序数由左到右依次增大等信息，可以判断X为O，Y为Na，Z为Al，W为S，R为Cl。

原子半径为Na＞Al＞O，A项错误。

Cl元素的非金属性大于S元素，则HCl的稳定性强于H2S，B项正确。

SO3与水发生反应生成H2SO4，H2SO4为共价化合物，C项错误。

Na、Al元素的最高价氧化物对应的水化物分别为NaOH、Al(OH)3，Al(OH)3为两性氢氧化物，能与NaOH反应，D项正确。

【例题3】四种短周期元素在周期表中的位置如右图，其中只有M为金属元素。

下列说法不正确的是()
A．原子半径Z<M
B．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱
C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小
D．Z位于元素周期表中第2周期、第ⅥA族
【答案】B
【解析】选B本题考查物质结构、元素周期律知识，意在考查考生的推断能力、信息的挖掘能力、解决综合问题的能力。

由题给信息可知，M为Al元素，X为Si元素，Y为N元素，Z为O元素。

原子半径Al>Si>N>O，A项正确；因为N的非金属性比Si强，所以HNO3的酸性比H2SiO3强，B项错误；因为O的非金属性比Si强，所以气态氢化物的热稳定性H2O>SiH4，C项正确；O元素位于周期表的第2周期、第ⅥA族，D项正确。

【例题4】
下列叙述能说明氯元素原子得电子能力比硫元素强的是()
①HCl的溶解度比H2S大②HCl的酸性比H2S强
③HCl的稳定性比H2S强④HCl的还原性比H2S强
⑤HClO的酸性比H2SO4弱⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS
⑦Cl2能与H2S反应生成S ⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧
⑨还原性：Cl－<S2－
A．③④⑤⑦⑧⑨B．③⑥⑦⑧
C．③⑥⑦⑧⑨D．①②③④⑤⑥⑦⑧⑨
【答案】C
【解析】
①②两项不能说明元素原子得失电子能力的强弱；③是正确的；④项的顺序反了，应该是H2S的还原性比HCl强；⑤项中HClO不是最高价含氧酸，Cl的最高价含氧酸应为HClO4；
⑥项中非金属单质在相同条件下与变价金属反应，产物中变价金属的价态越高，说明非金属元素原子得电子能力越强；⑦项中作为氧化剂的非金属单质在水溶液中能置换另一非金属单质，如：Cl2＋H2S===2HCl＋S↓，说明Cl2的氧化性大于S，即非金属性Cl>S；⑧项是利用元素在周期表中的相对位置进行判断的；⑨项是利用逆向思维进行判断的。

利用规律进行解题时应注意对题目进行细致的分析。

【例题2】
短周期元素甲、乙、丙、丁的原子序数依次增大，甲和乙形成的气态化合物的水溶液呈碱性，乙位于第V A族，甲与丙同主族，丁原子最外层电子数和电子层数相等，则()
A．原子半径：丙>丁>乙
B．单质的还原性：丁>丙>甲
C．甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物
D．乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应
【答案】AD
【解析】根据题意首先判断四种元素分别是：甲为H，乙为N，丙为Na，丁为Al，所以AD正确，B项应该为：
丙>丁>甲，C项丙的氧化物应该为离子化合物，故选AD。

【例题3】根据表中信息，判断以下叙述正确的是()
部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号L M Q R T 原子半径/nm 0.166 0.143 0.112 0.104 0.066 主要化合价＋2 ＋3 ＋2 ＋6、－2 －2 A. 氢化物的沸点为H2T<H2R
B．单质与稀盐酸反应的速率为L<Q
C．M与T形成的化合物具有两性
D．L2＋与R2－的核外电子数相等
【答案】C
【解析】
根据半径和价态分析五种元素分别是：Mg、Al、Be、S、O。

氢化物沸点H2O>H2S，A错；与稀盐酸反应速率Mg>Be，B错；L2＋为10电子结构而R2－为18电子结构，D错。

【例题4】
X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。

X原子的
最外层电子数是其电子层数的3倍。

Z原子的核外电子数比Y原子少1。

下列说法正确的是（）
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
【答案】AD
【解析】在解有关周期表的题目时，首先要确定元素在周期表中的位置，实在推不出具体的
位置，推出相对位置也可以。

因X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，所以在本题
中的突破口就能推出X元素即为O，而在短周期中能与O同主族的就只有S元素，即为Y,
而Z原子的核外电子数比Y原子少1,也就不难得出Z元素即为P元素，A选项中三元素非金属性由弱到强的顺序为P＜S＜O，S的最高价氧化物对应水化物的分子式为H2YO4，三种
元素的气态氢化物中，最稳定的是H2O，而不是磷化氢；D选项中半径大小比较是正确的，最后本题的答案为AD。

【例题5】
现有下列短周期元素性质的数据：
元素
编号
元素
性质
①②③④⑤⑥⑦⑧
原子半径
/10－10m
0.74 1.02 1.52 1.10 0.99 1.86 0.75 1.43
最高或最低化合价
＋6 ＋1 ＋5 ＋7 ＋1 ＋5 ＋3 －2 －2 －3 －1 －3
试回答下列问题：
(1)元素③在周期表中的位置是________；元素①②④⑦的气态氢化物中最稳定的是________(填化学式)；
(2)上述元素形成的单核离子中半径最大的是________，半径最小的是________；
(3)元素①与元素⑥按照原子个数比为1:1形成的化合物与水反应的化学方程式__________________________；
(4)元素⑤形成的单质加入到元素②的氢化物的水溶液中，反应生成两种强酸的离子方程式________________。

【答案】
(1)第二周期第ⅠA族H2O
(2)P3－Li＋
(3)2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
(4)4Cl2＋H2S＋4H2O===10H＋＋8Cl－＋SO2－4
【解析】
首先根据元素的化合价可判断：元素①②为ⅥA主族，元素④⑦为ⅤA主族，元素⑤为ⅦA
主族，再结合原子半径的大小关系可确定元素①为O、元素②为S，元素④⑦分别为P、N，元素⑤为Cl、元素③为Li、元素⑥为Na，元素⑧为Al。

题设问题再结合元素及化合物相关知识解答。