元素周期律最全版

元素周期表及其周期律常考点一、原子结构、离子结构是物质结构的核心内容。1．突破原子或离子微粒组成的“数量关系”中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数2．正确把握一个信息丰富的符号如过氧根离子：3．辨析“四同”概念同位素同素异形体同分异构体同系物概念质子数相同，中子数不同的同一种元素的原子之间互为同位素同种元素组成的结构不同的单质之间互为同素异形体分子式相同，结构不同的化合物互为同分异构体结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称同系物对象原子之间单质之间一般为有机化合物之间有机化合物化学性质几乎完全相同相似，一定条件下可以相互转变可能相似也可能不同相似实例11H、21H、31H金刚石、石墨、C60；红磷、白磷；O2与O3CH3COOH与HCOOCH3如甲烷、乙烷、丙烷；乙烯、丙烯；甲酸、乙酸4.注意易混淆的问题（1）同种元素，可以有若干种不同的核素，即核素种类远大于元素种类。（2）元素有多少种核素，就有多少种原子。（3）同位素是同一元素不同原子的互相称谓，不指具体原子。（4）同一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的化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。5．巧记10e－、18e－微粒10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。以Ne为中心记忆10电子体：————————————————————————————→CH4、NH3、H2O、HFOH－、O2－、N3－、F－、NH＋4、H3O＋、NH－2Ne、Na＋、Mg2＋、Al3＋,以Ar为中心记忆18电子体：————————————————→SiH4、PH3、H2S、HClHS－、Cl－、S2－、P3－、O2－2Ar——————→K＋、Ca2＋此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。6．正确理解微粒间的相互作用力（1）当一个化合物中只存在离子键时，该化合物是离子化合物。（2）当一个化合物中同时存在离子键和共价键时，该化合物是离子化合物。（3）当化合物中只存在共价键时，该化合物才是共价化合物。（4）在离子化合物中一般既含有金属元素又含有非金属元素(铵盐除外)；共价化合物一般只含有非金属元素，但个别含有金属元素，如AlCl3也是共价化合物；只含有非金属元素的化合物不一定是共价化合物，如铵盐。（5）非金属单质只有共价键(稀有气体除外)。（6）气态氢化物是共价化合物，只含共价键，而金属氢化物(如NaH)是离子化合物，含离子键。（7）离子晶体熔化时破坏离子键，原子晶体熔化时破坏共价键，而分子晶体熔化时破坏分子间作用力。（8）分子的稳定性与分子间的作用力无关，而与分子内部的化学键的强弱有关。二、元素周期律1、概念：元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。2、实质：元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。3、对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1递增到7相同主要化合价最高正价由+1→+7（O、F除外）负价由-4→-1最高正价相同原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大金属性与非金属性金属性逐渐减弱非金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属的气态氢化物生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得失电子能力得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强第一电离能逐渐增大（特例：BeB,NO,MgAl，PS）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小5、电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（3）变化规律：①同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如BeB，NO，MgAl，PS。②同一族从上到下元素的第一电离能变小。6．电负性（1）键合电子：原子中用于形成化学键的电子。（2）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。（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。（4）变化规律①同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。②同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。（5）应用①判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性1.8;金属的电负性1.8;类金属的电负性在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。②判断化学键的类型：元素的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键；元素的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。三、元素周期律的运用1、实例（1）碱金属①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系元素LiNaKRbCs相似性结构原子的最外层都只有1个电子化学性质都表现出较强的还原性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是+1。递变性结构从Li→Cs，核外电子层数逐渐增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，因此元素的原子失去电子的能力逐渐增强。化学性质从Li→Cs，元素的金属性逐渐.①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂②与水反应置换出水中的氢越来越容易②单质物理性质的比较A．碱金属元素的单质一般呈银白色，密度小，熔、沸点低，导电、导热性良好。B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐增大，熔沸点逐渐降低。C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：Li大于100℃。（2）卤素①原子结构特点相同点：最外层都是7个电子。不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。②卤素单质的物理性质递变规律按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高；密度逐渐增大。③卤素单质的化学性质F2Cl2Br2I2与H2化合H2＋X2=2HX冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定强光下爆炸化合，生成的HCl稳定高温下缓慢化合，生成的HBr较不稳定持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定与H2O反应2F2＋2H2O==4HF＋O2Cl2＋H2O==HCl＋HClO与水反应，但较氯气缓慢与水只起微弱反应置换反应Cl2＋2NaBr==2NaCl＋Br2Br2＋2NaI==2NaBr＋I2不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来结论非金属性逐渐减弱四、正确把握元素周期表、多角度运用元素周期律。1．强化认识元素周期表的结构（1）记住元素周期表的18个纵行及对应的族（2）记住元素周期表的边界（3）记住元素周期表的一些特点①短周期元素只有前三周期；②主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；③ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；④元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；⑤长周期不一定是18种元素，第六周期有32种元素。2．探究元素周期表中的规律（1）电子排布规律最外层电子数为1或2的原子可以是ⅠA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～7的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。（2）序数差规律①同周期相邻主族元素原子的“序数差”规律a．除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。b．同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为第二、三周期时相差1，第四、五周期时相差11，第六、七周期时相差25。②同主族相邻元素的“序数差”规律a．第二、三周期的同族元素原子序数相差8。b．第三、四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第ⅠA族、ⅡA族相差8，其他族相差18。c．第四、五周期的同族元素原子序数相差18。d．第五、六周期的同族元素原子序数镧系之前的相差18，镧系之后的相差32。e．第六、七周期的同族元素原子序数相差32。（3）半径大小比较规律在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。例：r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs)r(O2－)r(S2－)r(Se2－)r(Te2－)r(Na)r(Na＋)r(Fe)r(Fe2＋)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。例：r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl)r(O2－)r(F－)r(Na＋)r(Mg2＋)r(Al3＋)“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。例：r(Cl－)r(Cl)r(Fe2＋)r(Fe3＋)（4）元素金属性、非金属性强弱规律金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强判断依据①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y金属性比X强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强判断依据①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④An－＋B―→Bm－＋A，则B非金属性比A强五、“位—构—性”综合应用1、“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下（1）原子结构与元素在周期表中的位置关系①主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。主族元素的最低负化合价=最高正化合价-8。②核外电子层数=周期数。③质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。④最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。⑤最外层有1个或2个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。（2）性质与位置互推是解题的关键熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，主要包括：①元素的金属性、非金属性。②气态氢化物的稳定性。③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。（3）结构和性质的互推是解题的要素①电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。②同主族元素最外层电子数相同，性质相似。③正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。④判断元素金属性和非金属性的方法。2、元素“位、构、性”规律中的特例在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；（1）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。（2）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。（3）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素却未发现稳定的同位素。（4）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如18Ar的相对原子质量为39．95,大于19K的39.10。（5）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N2比白磷、红磷稳定得多。3、推断元素在周期表位置的常用方法（1）根据核外电子排布规律①最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。②最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦。③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于