专题01 元素周期表 元素周期律（知识清单）（全国通用）2026年高考化学一轮复习讲练测

专题01 元素周期表 元素周期律 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】元素周期表 【知能解读02】元素周期律 【知能解读03】元素“位—构—性”关系及元素推断 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】原子结构与元素周期表的关系 【重难点突破02】微粒半径大小比较 【重难点突破03】元素金属性和非金属性强弱比较 【重难点突破04】电离能和电负性规律及应用 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】元素周期表及应用易混易错点 【易混易错02】元素的性质比较和判断易混易错点 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】根据元素周期表推断元素 【方法技巧02】根据文字描述信息推断元素 【方法技巧03】根据分子（离子）结构推断元素 01 元素周期表 1．元素周期表的结构 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝__________＝_______＝__________。 (2)编排原则 ①周期：把__________相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 ②族：把__________相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 (3)元素周期表的结构 ①周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 ②族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 Ⅷ族 第__________列，共_____个纵列 0族 第_____纵列 2．原子结构与元素周期表的关系 (1)原子结构与族的关系 族 价层电子排布式 规律 主族 ⅠA、ⅡA 族序数＝__________ ⅢA～ⅦA 0族 _______(He除外) 最外层电子数＝_____ 副族 ⅠB、ⅡB 最外层ns轨道上的电子数＝族序数 ⅢB～ⅦB (n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外) 价层电子数＝族序数 Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列 (2)元素周期表的分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 3．元素周期表的应用 (1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素 (2)预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2_____Al(OH)3、Ca(OH)2_____Mg(OH)2，则Ca(OH)2_____Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2_____；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢____化合，HAt____稳定，水溶液呈____性，AgAt____溶于水等。 (3)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 【跟踪训练】 1．(1)铝元素在周期表中的位置是__________________________________________________。 (2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b＝________(用含a的代数式表示)。 2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　) A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径：Ge＞Si C．As可作半导体材料 D．Po位于第六周期第ⅥA族 3．A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为____________(填元素符号)。 4．已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。 元素 元素符号 原子序数 区 周期 族 A：1s22s22p63s1 B: C：3d104s1 D：[Ne]3s23p4 E：价层电子轨道表示式为 02 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着__________的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是_______________周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐_______ 逐渐__________ 电子层数 均相同 逐渐__________ 原子半径 逐渐__________ 逐渐__________ 离子半径 阳离子逐渐__________ 阴离子逐渐__________ 阳离子(或阴离子) 逐渐__________ (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐__________ 逐渐__________ 非金属性 逐渐__________ 逐渐__________ 气态氢化物的稳定性 逐渐__________ 逐渐__________ 第一电离能 呈__________趋势 逐渐__________ 电负性 逐渐__________ 逐渐__________ 注意：(1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 3．电离能 (1)第一电离能 ①含义：_____基态原子失去一个电子转化为_____基态正离子所需要的__________。 符号：_____，单位：__________ ②元素第一电离能的变化规律 同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈_____的趋势，其中第_____族、第_____族元素的第一电离能出现反常。 同族元素：从上到下第一电离能逐渐_____。 ③应用： 判断元素金属性的强弱：第一电离能越小，金属越容易_____电子，金属性_____；反之金属性_____。 (2)元素的逐级电离能 ①变化规律：同种元素的逐级电离能越来越_____。 ②应用 a．判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为_____，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为_____。 b．判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4．电负性 (1)含义：不同元素的原子____________________的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力_____。 (2)标准：以氟的电负性为_____和锂的电负性为_____作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐_____，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐_____。 ②金属元素的电负性一般__________，非金属元素的电负性一般__________，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越_____，金属元素的电负性越小，金属性越_____； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现_____价，电负性小的元素呈现_____价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为_____键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为_____键。 5．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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 【跟踪训练】 1．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)： (1)金属性：K________Na________Mg； 非金属性：F________O________S。 (2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2___________KOH。 (3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。 (4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。 (5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。 (6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。 2．根据元素周期律判断，下列说法正确的是(　　) A．C、N、O的原子半径逐渐增大 B．Na、Mg、Al的金属性逐渐增强 C．HF、HCl、HBr的稳定性逐渐增强 D．Li、Na、K核外电子层数逐渐增多 3．下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　) 选项 事实 结论 A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D T ℃时，Br2＋H22HBr　K＝5.6×107 I2＋H22HI　K＝43 非金属性：Br＞I 4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 5．根据信息回答下列问题： 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。 (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3_________，AlCl3____________，AlBr3___________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是__________________ ________________________________________________________________________。 03 元素的“位—构—性”关系及元素的推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=_____序数 电子层数=_____序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易_____电子，金属性越_____ 最外层电子数越多，电子层数越少→越易_____电子，非金属性越_____ (3)位置、结构和性质的关系 【跟踪训练】 1．已知aAn＋、bB(n＋1)＋、cCn－、dD(n＋1)－是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是( ) A．离子半径：A>B>C>D B．原子序数：b>a>c>d C．原子半径：D>C>B>A D．四种元素一定属于短周期元素 2．已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是(　　) A．第一电离能：Z>M B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键 C．最高正价：X<Z<M D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y<Z 01 原子结构与元素周期表的关系 1．元素周期表中元素的原子序数的差值关系 (1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 (2)相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素， A、B所在周期分别有m和n种元素。如右图： 当A、B在第ⅠA或第ⅡA族时，y＝x＋m。当A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。 2．元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为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。 ③原子最外层比次外层电子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，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 【跟踪训练】 1．确定下列指定元素的原子序数 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为__________________。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是___________________。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为______________________。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。 2．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且该元素是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是( ) A．该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2 B．该元素为V C．该元素属于ⅢA族元素 D．该元素属于过渡元素 3．元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是(　　) A．该元素位于d区 B．该元素为金属元素 C．该元素位于第四周期第ⅢA族 D．该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 4．周期表将价电子排布相似的元素集中起来，以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，共分5区。下列说法正确的是( ) A．最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化 C．所有非金属元素都分布在p区 D．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 02 微粒半径大小比较 微粒半径大小的比较方法 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 【跟踪训练】 1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)： (1)Si________N________F。 (2)Li________Na________K。 (3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。 (4)F－________Cl－________Br－。 (5)Cl－________O2－________Na＋。 (6)H－________Li＋________H＋。 2．下列各组微粒中微粒半径由大到小的是( ) A．N、P、Si、Al 　 B.O2－、F－、Na＋、Mg2＋ C．Al3＋、Mg2＋、K＋、Li＋ D.F、Cl、Br、I 03 元素金属性和非金属性强弱比较 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 【跟踪训练】 1．位于同一短周期的X、Y、Z三种元素，它们的最高价氧化物的水化物依次是H3XO4、H2YO4、HZO4，下列判断正确的是( ) A．三种元素简单阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序依次增强 B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序依次减弱 C．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序依次增强 D．酸性强弱顺序为H3XO4>H2YO4>HZO4 2．镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是(　　) A．镭的原子半径比钙的大 B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气 D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强 3．W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX2是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是(　　) A．原子半径：X>W B．简单氢化物的沸点：X<Z C．Y与X可形成离子化合物 D．Z的最高价含氧酸是弱酸 4．下列实验不能作为判断依据的是( ) A．向等物质的量浓度的NaNO3溶液和Na2SiO3溶液中分别滴加3滴酚酞溶液，观察溶液的颜色，判断N和Si的非金属性强弱 B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱 C．硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀。判断碳酸与硅酸的酸性强弱 D．根据Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱 5．C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题。 (1)C元素的一种同位素可以测定文物年代，这种同位素的符号为_______。 (2)用“大于”“小于”或“等于”填空。 ①离子半径 O2－______Al3＋ ②酸性 H2SO4______HClO4 ③得电子能力 35Cl______37Cl (3)在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中，稳定性最差的简单氢化物的电子式为__________。 (4)利用如图所示装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 ①仪器A的名称为____________，干燥管D的作用是____________。 ②若要证明非金属性：Cl>I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4，KMnO4与浓盐酸常温下可反应生成Cl2，该反应的化学方程式为__________________________________________，C中加淀粉KI混合溶液，观察到C中溶液____________ (填现象)，即可证明，该反应的离子方程式为__________________。从环境保护的角度考虑，此装置缺少尾气处理装置，请描述你的改进措施：______________________________。 ③若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液，有同学认为观察到C中溶液中出现白色沉淀，即可证明。你是否同意该同学的观点？_________(填“同意”或“不同意”，若“同意”下一问不必作答，若“不同意”请在后面的横线上说明理由) _________________________________ ______________________________。 04 电离能和电负性规律及应用 1．电离能的三个重要应用 (1)判断元素金属性的强弱：第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 (2)判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 (3)判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 特例：同周期元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势。当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，为相对稳定结构，对应元素的第一电离能大于同周期相邻的元素，如第一电离能：N>O>C。 2．电负性的三个重要应用 (1)判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强； (2)判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价； (3)判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为离子键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为共价键。 【跟踪训练】 1．祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是(　　) A．半径大小：r(Al3＋)>r(O2－) B．电离能大小：I1(F)<I1(O) C．电负性大小：χ(P)>χ(Si) D．碱性强弱：Ca(OH)2<Al(OH)3 2．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 3．下列说法正确的是(　　) A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41 C．某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293 D．原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F 01 元素周期表及其应用易混易错点 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。 (3)过渡元素是指元素周期表中ⅢB族(第3列)到ⅡB族(第12列)，共10列所含元素。过渡元素全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。由于镧系和锕系的原因，第6、7周期的ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差为25。 (6)能层数＝电子层数＝周期序数，主族序数＝价电子数。 (7)对于主族元素，价电子就是最外层电子，而对于过渡元素原子(Pd除外)就不仅仅是最外层电子，如Fe的价电子排布式为3d64s2。 (8)氢原子最外层有1个电子，H是ⅠA族元素；He原子最外层有2个电子，He是0族元素；Fe原子最外层有2个电子，Fe是Ⅷ族元素；Zn原子最外层有2个电子，Zn是ⅡB族元素。 (9)同主族元素原子最外层电子数相同，但0族最外层电子数为2或8，不相同。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)元素周期表共18个纵列，18个族，7个周期。( ) (2)原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族元素或0族元素氦。( ) (3)价电子排布为5s25p1的元素位于第5周期ⅠA族，是s区元素。( ) (4)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素。( ) (5)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1。( ) (6)同族元素原子的最外层电子数—定相同。( ) (7)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。( ) (8)ⅠA族包含元素种数最多且全部是金属元素。( ) (9)从元素周期表的分区中可以看出，非金属性最强的是F，金属性最强的是Cs(放射性元素除外)。( ) (10)对于可能存在的第119号元素，有人称之为“类钫”。根据周期表结构及元素性质变化趋势判断，单质遇水剧烈反应，可能发生爆炸。( ) (11)人们可以在周期表的过渡元素中寻找催化剂和耐腐蚀、耐高温的合金材料。( ) (12)金属元素和非金属元素分界线右侧都是非金属元素，左侧都是金属元素。( ) (13)每个周期的价电子排布都是从ns1开始，到ns2np6结束。( ) (14)元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素。( ) (15)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。( ) 02 元素的性质比较和判断易混易错点 (1)第二周期元素中，O没有最高正价，F没有正价。 (2)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (3)金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指金属单质在水溶液中失去电子能力的性质，两者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。 (4)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，但其水溶液的酸性与元素非金属性没有必然联系。 (5)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属元素的阳离子半径逐渐减小，但金属阳离子核外电子层数比同周期非金属元素的阴离子核外电子层数少1，所以金属阳离子半径小于同周期非金属元素的阴离子半径。 (6)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断元素原子电离能的大小。 (7)同一周期元素中，第ⅡA、VA族中由于元素价电子排布处于全空和半满状态，表现出的第一电离能比同周期相邻元素的大，如I(N)>I(O)。 (8)每一周期第一电离能最大的为稀有气体元素。 (9)元素的电负性大，第一电离能不一定大。如N元素的电负性小于氧元素的电负性。但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素。 (10)钠元素的第一电离能小于镁元素的第一电离能，但是第二电离能大于镁。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。( ) (2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。( ) (3)元素的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强，氢化物水溶液的酸性也就越强。( ) (4)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。( ) (5)可以根据金属活动性顺序表判断元素原子电离能的大小。( ) (6)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。( ) (7)同一周期元素，从左至右，元素的第一电离能逐渐增大。( ) (8)Ga与As位于同一周期，原子序数Ga<As，则根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( ) (9)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大。( ) (10)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。( ) (11)I的原子半径大于Br，HI的热稳定性比HBr强。( ) (12)P的非金属性强于Si，H3PO4的酸性比H2SiO3强。( ) (13)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。( ) (14)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。( ) 01 根据元素周期表推断元素 1．结合“片段型”元素周期表推断短周期主族元素 (1)直接相邻的“┬”型、“┴”型结构片段 表格中上一行元素处于第二周期，下一行元素处于第三周期，原子序数的关系如图所示： (2)相接相邻的“”型结构片段 表格中上一行元素处于第二周期，下一行元素处于第三周期，同主族上下两种元素的原子序数相差8。 2．元素周期表的“四个关系式” a．电子层数＝周期数； b．质子数＝原子序数； c．最外层电子数＝主族序数； d．主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 3．掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”； b．各周期元素种类； c．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置； d．同主族上下相邻元素原子序数的关系。 【跟踪训练】 1．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径大小顺序：r(Q)>r(W)>r(X)>r(Y)>r(Z) B．第一电离能：I1(X)>I1(Y)>I1(W)>I1(Q) C．元素X、Y、W、Q的简单氢化物都是极性分子 D．元素W与Y形成的阴离子W2Y具有较强的氧化性，W显＋7价 2．甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( ) A．原子半径：丁>戊>乙 B．非金属性：戊>丁>丙 C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应 3．（2025·广东卷）元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是( ) A．a和g同主族 B．金属性： C．原子半径： D．最简单氢化物沸点： 02 根据文字描述信息推断元素 元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 【跟踪训练】 1．W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Z>X>Y B．W与Y能形成含有非极性键的化合物 C．X和Y的最简单氢化物的沸点：X>Y D．由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性 2．Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。下列说法正确的是( ) A．非金属性：X>Q B．单质的熔点：X>Y C．简单氢化物的沸点：Z>Q D．最高价含氧酸的酸性：Z>Y 3．（2025·湖北卷）某化合物的分子式为XY2Z。X、Y、Z三种元素位于同一短周期且原子序数依次增大，三者的原子核外电子层数之和与未成对电子数之和相等，Z是周期表中电负性最大的元素。下列说法正确的是( ) A．三者中Z的原子半径最大 B．三者中Y的第一电离能最小 C．X的最高化合价为 D．与键角相等 4．（2025·云南卷）钙霞石是一种生产玻璃陶瓷的原料，所含M、Q、R、T、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号主族元素，M是原子半径最小的元素，Q是形成物质种类最多的元素，R是地壳中含量最高的元素，T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，Z的原子序数等于M、R和T的原子序数之和。下列说法正确的是( ) A．M与Z可形成离子化合物 B．原子半径： C．QR2是极性分子 D．电负性： 03 根据分子（离子）结构推断元素 分子(离子)结构与元素推断的关键——成键情况与化合价信息 (1)化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 (2)根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 (3)化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 【跟踪训练】 1．W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们形成的某种化合物的结构如图所示，其中X、Z同主族、W、X、Y同周期。下列有关四种元素说法不正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Y>X B．非金属性最强的元素是Y C．简单离子半径：Z>W>X D．最简单氢化物的稳定性：Y>X>W 2．科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是(　　) A．原子半径：X>Y>Z B．非金属性：Y>X>W C．Z的单质具有较强的还原性 D．原子序数为82的元素与W位于同一主族 3．（2025·安徽卷）某化合物的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Z位于同一主族。下列说法错误的是( ) A．元素电负性： B．该物质中Y和Z均采取杂化 C．基态原子未成对电子数： D．基态原子的第一电离能： 1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$ 专题01 元素周期表 元素周期律 目录 01知识脑图·学科框架速建 02考点精析·知识能力全解 【知能解读01】元素周期表 【知能解读02】元素周期律 【知能解读03】元素“位—构—性”关系及元素推断 03 攻坚指南·高频考点突破 【重难点突破01】原子结构与元素周期表的关系 【重难点突破02】微粒半径大小比较 【重难点突破03】元素金属性和非金属性强弱比较 【重难点突破04】电离能和电负性规律及应用 04 避坑锦囊·易混易错诊疗 【易混易错01】元素周期表及应用易混易错点 【易混易错02】元素的性质比较和判断易混易错点 05 通法提炼·高频思维拆解 【方法技巧01】根据元素周期表推断元素 【方法技巧02】根据文字描述信息推断元素 【方法技巧03】根据分子（离子）结构推断元素 01 元素周期表 1．元素周期表的结构 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 (2)编排原则 ①周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 ②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 (3)元素周期表的结构 ①周期(7个横行，7个周期) 短周期 长周期 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 ②族(18个纵列，16个族) 主族 列 1 2 13 14 15 16 17 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列 3 4 5 6 7 11 12 族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族 第8、9、10列，共3个纵列 0族 第18纵列 2．原子结构与元素周期表的关系 (1)原子结构与族的关系 族 价层电子排布式 规律 主族 ⅠA、ⅡA ns1～2 族序数＝最外层电子数 ⅢA～ⅦA ns2np1～5 0族 ns2np6(He除外) 最外层电子数＝8 副族 ⅠB、ⅡB (n－1)d10ns1～2 最外层ns轨道上的电子数＝族序数 ⅢB～ⅦB (n－1)d1～5ns1～2(镧系、锕系除外) 价层电子数＝族序数 Ⅷ (n－1)d6～9ns1～2(钯除外) 除0族元素外，若价层电子数分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的8、9、10列 (2)元素周期表的分区 各区价层电子排布特点 分区 价层电子排布 s区 ns1～2 p区 ns2np1～6(除He外) d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外) ds区 (n－1)d10ns1～2 f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 3．元素周期表的应用 (1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素 (2)预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 (3)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 【跟踪训练】 1．(1)铝元素在周期表中的位置是__________________________________________________。 (2)已知X为第ⅡA族元素(前四周期)，其原子序数为a，Y与X位于同一周期，且为第ⅢA族元素，写出Y的原子序数b＝________(用含a的代数式表示)。 答案　(1)第三周期第ⅢA族　(2)a＋1或a＋11 2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　) A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径：Ge＞Si C．As可作半导体材料 D．Po位于第六周期第ⅥA族 答案　A 解析　B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，位于第六周期第ⅥA族，故D正确。 3．A、B、C均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如图所示。已知B、C元素的原子序数之和是A元素原子序数的4倍，则A、B、C分别为____________(填元素符号)。 答案　O、P、Cl 解析　设A的原子序数为x，则B的原子序数为x＋8－1，C的原子序数为x＋8＋1，由(x＋8－1)＋(x＋8＋1)＝4x，解得x＝8，所以A为O元素，B为P元素，C为Cl元素。 4．已知下列元素基态原子的核外电子排布，分别判断其元素符号、原子序数并指出其在元素周期表中的位置。 元素 元素符号 原子序数 区 周期 族 A：1s22s22p63s1 B: C：3d104s1 D：[Ne]3s23p4 E：价层电子轨道表示式为 答案　A：Na　11　s　三　ⅠA B：Fe　 26　d　四　 Ⅷ C：Cu　29　ds　四　ⅠB D：S　 16　 p　三　ⅥA E：Cl　17　p　 三　ⅦA 02 元素周期律 1．元素周期律的内容及实质 (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 2．主族元素的原子结构和元素性质的变化规律 (1)原子结构的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 核电荷数 逐渐 增大　 逐渐 增大　 电子层数 均相同 逐渐 增大　 原子半径 逐渐 减小　 逐渐 增大　 离子半径 阳离子逐渐 减小　 阴离子逐渐 减小　 阳离子(或阴离子)逐渐 增大　 (2)元素性质的变化规律 名称 同周期(左→右) 同主族(上→下) 金属性 逐渐 减弱　 逐渐 增强　 非金属性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 气态氢化物的稳定性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 第一电离能 呈 增大　趋势 逐渐 减小　 电负性 逐渐 增强　 逐渐 减弱　 注意：(1)影响原子半径的因素 ①能层数——能层数越多，原子半径越大； ②核电荷数——能层数相同，核电荷数越大，原子半径越小(0族除外)。 (2)F无正价，O无最高正价。 3．电离能 (1)第一电离能 ①含义：气态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。 符号：I1，单位：kJ·mol－1。 ②元素第一电离能的变化规律 同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈增大的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。 同族元素：从上到下第一电离能逐渐变小。 ③应用： 判断元素金属性的强弱：第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 (2)元素的逐级电离能 ①变化规律：同种元素的逐级电离能越来越大。 ②应用 a．判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 b．判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 4．电负性 (1)含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 (3)变化规律 ①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大，同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。 ②金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (4)应用 ①判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强； ②判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价； ③判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为离子键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为共价键。 5．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(如图)的有些性质是相似的，这种相似性被称为对角线规则。 【跟踪训练】 1．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)： (1)金属性：K________Na________Mg； 非金属性：F________O________S。 (2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2___________KOH。 (3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。 (4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。 (5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。 (6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。 答案　(1)>　>　>　>　(2)<　<　(3)>　>　(4)<　<　(5)>　<　(6)>　> 2．根据元素周期律判断，下列说法正确的是(　　) A．C、N、O的原子半径逐渐增大 B．Na、Mg、Al的金属性逐渐增强 C．HF、HCl、HBr的稳定性逐渐增强 D．Li、Na、K核外电子层数逐渐增多 答案　D 解析　同周期元素从左到右原子半径依次减小，C、N、O的原子半径逐渐减小，故A错误；同周期元素从左到右，元素金属性逐渐减弱， Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱，故B错误；同主族元素从上到下，元素非金属性逐渐减弱，气态氢化物稳定性逐渐减弱，HF、HCl、HBr的稳定性逐渐减弱，故C错误；同主族元素从上到下，电子层数依次增多， Li 有2个电子层、 Na 有3个电子层、 K 有4个电子层，故D正确。 3．下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　) 选项 事实 结论 A 与冷水反应，Na比Mg强烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2 非金属性：S＞C D T ℃时，Br2＋H22HBr　K＝5.6×107 I2＋H22HI　K＝43 非金属性：Br＞I 答案　C 解析　SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2，说明亚硫酸的酸性比碳酸的酸性强，不能说明S与C的非金属性的强弱，C项错误；相同温度时，溴与碘和氢气化合的难易程度可说明溴的非金属性比碘的非金属性强，D项正确。 4．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 答案　C 解析　由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距较大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。 5．根据信息回答下列问题： 不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值： 元素 符号 Li Be B C O F Na Al Si P S Cl 电负 性值 1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0 (1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。 (2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系：__________________________________。 (3)推测AlF3、AlCl3、AlBr3是离子化合物还是共价化合物： AlF3_________，AlCl3____________，AlBr3___________。 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显________(填“正”或“负”)价，理由是__________________ ________________________________________________________________________。 答案　(1)0.9～1.5 (2)非金属性越强，电负性越大；金属性越强，电负性越小 (3)离子化合物　共价化合物　共价化合物 (4)负　Cl的电负性大于P，Cl对键合电子的吸引能力强 03 元素的“位—构—性”关系及元素的推断 1．元素的“位—构—性”关系 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下 2．“位－构－性”关系的应用 (1)结构与位置的关系 最外层电子数=主族序数 电子层数=周期序数 (2)结构与性质的关系 最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强 最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强 (3)位置、结构和性质的关系 【跟踪训练】 1．已知aAn＋、bB(n＋1)＋、cCn－、dD(n＋1)－是具有相同的电子层结构的离子，关于A、B、C、D四种元素的叙述正确的是( ) A．离子半径：A>B>C>D B．原子序数：b>a>c>d C．原子半径：D>C>B>A D．四种元素一定属于短周期元素 答案 B 解析　由于四种离子具有相同的电子层结构，可以推知四种元素在周期表中的位置关系如图： …… D C A B …… 原子序数b>a>c>d；具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径D>C>A>B；原子半径A>B>D>C；A和B可以为第四周期元素，故B项正确。 2．已知X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数是p能级的两倍，M原子核外有8种运动状态不同的电子，Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素。下列说法不正确的是(　　) A．第一电离能：Z>M B．Q与M形成的化合物中可能含有非极性共价键 C．最高正价：X<Z<M D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y<Z 答案　C 解析　Y的 s 能级电子数是 p 能级的两倍，则电子排布式为 1s22s22p2 , Y 为 C ；X的 2s 轨道全充满，则X可能为Be及其之后的元素，其原子序数小于Y，则X可能为Be或B；M原子核外有8种运动状态不同的电子，说明M核外有8个电子，则M为O；X、Y、Z、M、Q是原子序数依次增大的短周期元素，则Z为N；Q是短周期中除稀有气体元素外原子半径最大的元素，则为Na。N的电子排布式为 1s22s22p3 且p轨道为半充满稳定结构，第一电离能：N>O ，A正确； Na 与 O 可以形成 Na2O2 ，含有氧氧非极性共价键，B正确；O无最高正价，C错误；最高价氧化物对应水化物的酸性：H2CO3<HNO3 ，D正确。 01 原子结构与元素周期表的关系 1．元素周期表中元素的原子序数的差值关系 (1)同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差有三种情况：第二、三周期(短周期)相差1，第四、五周期相差11，第六、七周期相差25。 (2)相邻周期，同一主族元素的原子序数可能相差2、8、18、32。若A、B是同主族相邻周期元素， A、B所在周期分别有m和n种元素。如右图： 当A、B在第ⅠA或第ⅡA族时，y＝x＋m。当A、B在ⅢA～0族时，y＝x＋n。 2．元素周期表与原子结构的规律 (1)电子排布规律 ①最外层电子数为3～7的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 ②最外层为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。 ③原子最外层比次外层电子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，该元素位于第三周期。 ⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。 (2)化合价规律 ①主族元素的最高正化合价＝它所在的族序数＝最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 ②只有非金属元素才有负价，非金属元素(H除外)的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 【跟踪训练】 1．确定下列指定元素的原子序数 (1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，则m、n的关系为__________________。 (2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是___________________。 (3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为______________________。 (4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是________(填字母)。 答案　(1)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29 (2)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32 (3)y＝x＋m或y＝x＋n (4)B 2．某元素的最外层电子数为2，价电子数为5，并且该元素是同族中原子序数最小的元素，关于该元素的判断错误的是( ) A．该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2 B．该元素为V C．该元素属于ⅢA族元素 D．该元素属于过渡元素 答案 C 解析　主族元素的最外层电子数＝价电子数，而题给元素的最外层电子数为2，价电子数为5，所以该元素不属于主族元素，而属于过渡元素，又因其是同族中原子序数最小的元素，所以在第四周期，其价电子排布式为3d34s2，为ⅤB族元素V。该元素原子的电子排布式为[Ar]3d34s2，A项正确；该元素是V，B项正确；该元素属于ⅤB族元素，C项错误；该元素属于过渡元素，D项正确。 3．元素周期表完美地将元素的结构、位置与性质结合在一起，根据元素的原子序数就能推断出该元素在周期表中的位置，进而推断出该元素原子的结构和性质。下列关于33号元素的说法正确的是(　　) A．该元素位于d区 B．该元素为金属元素 C．该元素位于第四周期第ⅢA族 D．该元素基态原子的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3 答案　D 解析　33号元素，根据原子序数＝质子数＝原子核外电子数，则该元素基态原子的核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s24p3，能层数等于电子层数，价层电子排布式为4s24p3，最外层5个电子，则该元素位于第四周期第ⅤA族，为非金属元素，故D正确。 4．周期表将价电子排布相似的元素集中起来，以最后填入电子的轨道能级符号作为该区的符号，共分5区。下列说法正确的是( ) A．最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．同一主族元素从上到下，金属性呈周期性变化 C．所有非金属元素都分布在p区 D．元素周期表中第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 答案 D 解析　最外层电子数为2的元素不一定分布在s区，如He分布在p区，Fe等元素分布在d区，A错误；同一主族元素从上到下，金属性逐渐增强，不是呈周期性变化，B错误；非金属元素H分布在s区，C错误；元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素是过渡元素，都是金属元素，D正确。 02 微粒半径大小比较 微粒半径大小的比较方法 (1)原子半径大小比较 ①同一周期元素，电子层数相同，从左到右，核电荷数增大，原子半径减小。如：r(N)＞r(O)＞r(F)。 ②同一主族元素，最外层电子数相同，从上到下，电子层数增大，原子半径增大。如：r(Li)＜r(Na)；r(F)＜r(Cl)。 (2)核电荷数相同，核外电子数越多，微粒半径越大。 ①r(阴离子)＞r(原子)，如：r(H－)＞r(H)； ②r(原子)＞r(阳离子)，如：r(H)＞r(H＋)； ③(低价阳离子)＞r(高价阳离子)，如：r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 (3)离子半径大小比较 ①离子的电子层数越多，离子半径越大。如：r(Li＋)＜r(Na＋)；r(O2－)＜r(S2－)。 ②电子层结构相同的微粒，核电荷数越多，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(Na＋)；r(S2－)＞r(K＋)。 【跟踪训练】 1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)： (1)Si________N________F。 (2)Li________Na________K。 (3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。 (4)F－________Cl－________Br－。 (5)Cl－________O2－________Na＋。 (6)H－________Li＋________H＋。 答案　(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞　(4)＜　＜　(5)＞　＞　(6)＞　＞ 2．下列各组微粒中微粒半径由大到小的是( ) A．N、P、Si、Al 　 B.O2－、F－、Na＋、Mg2＋ C．Al3＋、Mg2＋、K＋、Li＋ D.F、Cl、Br、I 答案 B 解析　同主族元素，从上到下原子半径依次增大，同周期元素，从左到右原子半径依次减小，则原子半径由大到小的顺序为铝、硅、磷、氮，故A错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径由大到小的顺序为氧离子、氟离子、钠离子、镁离子，故B正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，则铝离子的离子半径小于镁离子，故C错误；同主族元素，从上到下原子半径依次增大，则原子半径由大到小的顺序为碘、溴、氯、氟，故D错误。 03 元素金属性和非金属性强弱比较 1．元素金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的金属性逐渐增强。 ②同一周期，从左到右：元素的金属性逐渐减弱。 (2)根据金属活动性顺序判断 金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。 (3)根据单质及其化合物的性质判断 ①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强。 (4)金属单质间的置换反应 较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来，如Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu，则金属性：Zn＞Cu。 (5)根据离子的氧化性强弱判断 金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱，如氧化性：Cu2＋＞Fe2＋，则金属性：Cu＜Fe。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)根据元素周期表判断 ①同一主族，从上到下：元素的非金属性逐渐减弱。 ②同一周期，从左到右：元素的非金属性逐渐增强。 (2)根据单质及其化合物的性质判断 ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定)，元素的非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强。 (3)非金属单质间的置换反应 活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液或氢化物中置换出来，如Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2，则非金属性：Cl＞Br。 (4)根据离子的还原性强弱判断 非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱，如还原性：Cl－＜I－，非金属性：Cl＞I。 【跟踪训练】 1．位于同一短周期的X、Y、Z三种元素，它们的最高价氧化物的水化物依次是H3XO4、H2YO4、HZO4，下列判断正确的是( ) A．三种元素简单阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序依次增强 B．单质的氧化性按X、Y、Z的顺序依次减弱 C．气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序依次增强 D．酸性强弱顺序为H3XO4>H2YO4>HZO4 答案 C 解析　最高价氧化物对应水化物是H3XO4、H2YO4、HZO4，则Z为第ⅦA族元素，Y为第ⅥA族元素，X为第ⅤA族元素，则X为P、Y为S、Z为Cl，同一周期的元素，从左到右元素非金属性增强，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，气态氢化物的稳定性逐渐增强，据此分析解答。根据上述分析可知：X为P、Y为S、Z为Cl元素。同一周期元素，元素的原子序数越大，元素的非金属性越强。元素的非金属性越强，其相应的离子的还原性越弱。元素的非金属性X<Y<Z，故它们相应的简单阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序依次减弱，A错误；元素的非金属性越强，其相应的单质的氧化性就越强。元素的非金属性：X<Y<Z，则单质的氧化性：X<Y<Z，B错误；元素的非金属性：X<Y<Z，元素的非金属性越强，其对应的氢化物稳定性就越强，故气态氢化物的稳定性：XH3<H2Y<HZ，C正确；元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的酸性越强。元素的非金属性：X<Y<Z，所以最高价氧化物对应的水化物的酸性：H3XO4<H2YO4<HZO4，D错误。 2．镭(Ra)位于元素周期表中第七周期第ⅡA族，下列关于镭元素单质及其化合物的性质推测错误的是(　　) A．镭的原子半径比钙的大 B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气 D．氢氧化镭的碱性比氢氧化钙强 答案　C 3．W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX2是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是(　　) A．原子半径：X>W B．简单氢化物的沸点：X<Z C．Y与X可形成离子化合物 D．Z的最高价含氧酸是弱酸 答案　C 解析　分析题干知，W为N，X为O，Y为Mg，Z为S。同周期元素从左往右，原子半径依次减小，所以原子半径：W＞X，A错误；X的简单氢化物为H2O，能形成分子间氢键，Z的简单氢化物为H2S，不存在氢键，所以简单氢化物的沸点：X＞Z，B错误；Y与X可形成MgO，为离子化合物，C正确；Z为S，硫的最高价含氧酸为硫酸，是强酸，D错误。 4．下列实验不能作为判断依据的是( ) A．向等物质的量浓度的NaNO3溶液和Na2SiO3溶液中分别滴加3滴酚酞溶液，观察溶液的颜色，判断N和Si的非金属性强弱 B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱 C．硅酸钠溶液中通入CO2产生白色沉淀。判断碳酸与硅酸的酸性强弱 D．根据Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱 答案 B 解析　观察溶液颜色可知，Na2SiO3溶液呈碱性，NaNO3溶液呈中性，则硝酸的酸性强于硅酸，则非金属性N>Si，A项正确；铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液是先和水反应，生成的氢氧化钠再和CuSO4反应，不能置换出铜，所以不能据此判断钠与铁的金属活动性强弱，B项错误；CO2通入硅酸钠溶液中，发生强酸制取弱酸的反应，生成硅酸沉淀，由此可知碳酸的酸性强于硅酸，C项正确；卤素单质与氢气化合越容易，卤素的非金属性越强，可用Br2和I2分别与H2反应的难易，判断溴与碘的非金属性强弱，D项正确。 5．C、O、Na、Al、Si、S、Cl是常见的几种元素。请回答下列问题。 (1)C元素的一种同位素可以测定文物年代，这种同位素的符号为_______。 (2)用“大于”“小于”或“等于”填空。 ①离子半径 O2－______Al3＋ ②酸性 H2SO4______HClO4 ③得电子能力 35Cl______37Cl (3)在C、O、Si、S、Cl元素形成的简单氢化物中，稳定性最差的简单氢化物的电子式为__________。 (4)利用如图所示装置可验证同主族元素非金属性的变化规律。 ①仪器A的名称为____________，干燥管D的作用是____________。 ②若要证明非金属性：Cl>I，则A中加浓盐酸，B中加KMnO4，KMnO4与浓盐酸常温下可反应生成Cl2，该反应的化学方程式为__________________________________________，C中加淀粉KI混合溶液，观察到C中溶液____________ (填现象)，即可证明，该反应的离子方程式为__________________。从环境保护的角度考虑，此装置缺少尾气处理装置，请描述你的改进措施：______________________________。 ③若要证明非金属性：C>Si，则在A中加盐酸、B中加CaCO3、C中加Na2SiO3溶液，有同学认为观察到C中溶液中出现白色沉淀，即可证明。你是否同意该同学的观点？_________(填“同意”或“不同意”，若“同意”下一问不必作答，若“不同意”请在后面的横线上说明理由) _________________________________ ______________________________。 答案 (1) 4C (2)大于 小于 等于 (3) (4)①分液漏斗 防止倒吸 ②2KMnO4＋16HCl===2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋8H2O 变为蓝色 Cl2＋2I－===I2＋2Cl－　在C的试管口放置一团浸有浓NaOH溶液的棉团　 ③不同意 盐酸具有挥发性，挥发出的HCl气体进入C中也会产生硅酸白色沉淀 [解析]　(1)14C可以测定文物年代。 (2)O2－、Al3＋为核外电子排布相同的离子，离子核电荷数越大，半径越小，则离子半径O2－大于Al3＋；非金属性Cl>S，元素的非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，则酸性H2SO4小于HClO4；同种元素原子得电子能力相同，则得电子能力35Cl等于37Cl。 (3)非金属性越弱，其简单氢化物的稳定性越差，非金属性最弱的是Si元素，SiH4是共价化合物，Si和H共用1对电子对，其电子式为。 (4)①仪器A的名称为分液漏斗；气体在溶液中反应会导致装置内压强减小，容易发生倒吸，干燥管D的作用是防止倒吸；②KMnO4与浓盐酸常温下反应生成氯气，该反应的化学方程式为2KMnO4＋16HCl===2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋8H2O；氯气的氧化性强于碘单质的，氯气能够将碘离子氧化成碘单质，观察到C中溶液变蓝的现象，该反应的离子方程式为Cl2＋2I－===I2＋2Cl－；氯气有毒，不能直接排放，需要用NaOH溶液进行尾气处理，改进措施为在C的试管口放置一团浸有浓NaOH溶液的棉团；③制备的二氧化碳中含有氯化氢，干扰实验，需要用饱和的碳酸氢钠溶液除去，否则不能证明非金属性C>Si。 04 电离能和电负性规律及应用 1．电离能的三个重要应用 (1)判断元素金属性的强弱：第一电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。 (2)判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 (3)判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突变时，电子层数就可能发生变化。 特例：同周期元素从左到右，元素的第一电离能呈增大趋势。当能量相同的原子轨道在全空、半充满和全充满状态时，为相对稳定结构，对应元素的第一电离能大于同周期相邻的元素，如第一电离能：N>O>C。 2．电负性的三个重要应用 (1)判断金属性和非金属性的强弱：金属元素的电负性越大，非金属性越强，金属元素的电负性越小，金属性越强； (2)判断元素在化合物中的化合价：电负性大的元素呈现负价，电负性小的元素呈现正价； (3)判断化学键的类型：电负性差值（Δχ）大于1.7，一般为离子键，电负性差值（Δχ）小于1.7，一般为共价键。 【跟踪训练】 1．祖母绿(主要成分Be3Al2Si6O18)被称为宝石之王，与其相似的天然绿色宝石有萤石(主要成分CaF2)、磷灰石[主要成分Ca5(PO4)3F]。下列说法正确的是(　　) A．半径大小：r(Al3＋)>r(O2－) B．电离能大小：I1(F)<I1(O) C．电负性大小：χ(P)>χ(Si) D．碱性强弱：Ca(OH)2<Al(OH)3 答案　C 2．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2……表示，单位为kJ·mol－1)。 I1 I2 I3 I4 …… R 740 1 500 7 700 10 500 下列关于元素R的判断中一定正确的是(　　) A．R的最高正价为＋3价 B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族 C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素 D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 答案　C 解析　由表中数据可知，R元素的第三电离能与第二电离能的差距最大，故最外层有2个电子，最高正价为＋2价，位于第ⅡA族，可能为Be或Mg元素，故A、B、D错误；短周期第ⅡA族(ns2np0)的元素，因np轨道处于全空状态，比较稳定，故其第一电离能大于同周期相邻主族元素，C正确。 3．下列说法正确的是(　　) A．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 B．在①P、S，②Mg、Ca，③Al、Si三组元素中，每组中第一电离能较大的元素的原子序数之和为41 C．某主族元素的电离能I1～I7数据如表所示(单位：kJ·mol－1)，可推测该元素位于元素周期表第ⅤA族 I1 I2 I3 I4 I5 I6 I7 578 1 817 2 745 11 575 14 830 18 376 23 293 D．原子半径由小到大的顺序：Mg、Si、N、F 答案　B 解析　元素的非金属性越强，其简单氢化物越稳定，非金属性：F>Cl>S>P，所以HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次减弱，故A错误；①中由于P原子3p能级半充满，所以第一电离能较大；②同主族元素自上而下第一电离能逐渐减小，所以Mg的第一电离能较大；③同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势，所以Si的第一电离能较大，P、Mg、Si的原子序数之和为15＋12＋14＝41，故B正确；根据表格数据可知该元素的第三电离能和第四电离能相差较大，所以应为第ⅢA族元素，故C错误；一般电子层数越多，原子半径越大，电子层数相同，核电荷数越小，原子半径越大，所以原子半径由大到小的顺序为Mg、Si、N、F，故D错误。 01 元素周期表及其应用易混易错点 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，氢元素不属于碱金属元素。 (2)元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族。 (3)过渡元素是指元素周期表中ⅢB族(第3列)到ⅡB族(第12列)，共10列所含元素。过渡元素全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数等于主族的族序数。 (5)同一周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数可能相差1(2、3周期)或11(4、5周期)或25(6、7周期)。由于镧系和锕系的原因，第6、7周期的ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差为25。 (6)能层数＝电子层数＝周期序数，主族序数＝价电子数。 (7)对于主族元素，价电子就是最外层电子，而对于过渡元素原子(Pd除外)就不仅仅是最外层电子，如Fe的价电子排布式为3d64s2。 (8)氢原子最外层有1个电子，H是ⅠA族元素；He原子最外层有2个电子，He是0族元素；Fe原子最外层有2个电子，Fe是Ⅷ族元素；Zn原子最外层有2个电子，Zn是ⅡB族元素。 (9)同主族元素原子最外层电子数相同，但0族最外层电子数为2或8，不相同。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)元素周期表共18个纵列，18个族，7个周期。( × ) (2)原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族元素或0族元素氦。( √ ) (3)价电子排布为5s25p1的元素位于第5周期ⅠA族，是s区元素。( × ) (4)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素。( √ ) (5)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1。( √ ) (6)同族元素原子的最外层电子数—定相同。( × ) (7)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。( × ) (8)ⅠA族包含元素种数最多且全部是金属元素。( × ) (9)从元素周期表的分区中可以看出，非金属性最强的是F，金属性最强的是Cs(放射性元素除外)。( √ ) (10)对于可能存在的第119号元素，有人称之为“类钫”。根据周期表结构及元素性质变化趋势判断，单质遇水剧烈反应，可能发生爆炸。( √ ) (11)人们可以在周期表的过渡元素中寻找催化剂和耐腐蚀、耐高温的合金材料。( √ ) (12)金属元素和非金属元素分界线右侧都是非金属元素，左侧都是金属元素。( × ) (13)每个周期的价电子排布都是从ns1开始，到ns2np6结束。( × ) (14)元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素。( × ) (15)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。( × ) 02 元素的性质比较和判断易混易错点 (1)第二周期元素中，O没有最高正价，F没有正价。 (2)金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性又有非金属性。 (3)金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指金属单质在水溶液中失去电子能力的性质，两者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。 (4)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，但其水溶液的酸性与元素非金属性没有必然联系。 (5)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，金属元素的阳离子半径逐渐减小，但金属阳离子核外电子层数比同周期非金属元素的阴离子核外电子层数少1，所以金属阳离子半径小于同周期非金属元素的阴离子半径。 (6)金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序表判断元素原子电离能的大小。 (7)同一周期元素中，第ⅡA、VA族中由于元素价电子排布处于全空和半满状态，表现出的第一电离能比同周期相邻元素的大，如I(N)>I(O)。 (8)每一周期第一电离能最大的为稀有气体元素。 (9)元素的电负性大，第一电离能不一定大。如N元素的电负性小于氧元素的电负性。但N元素原子2p能级为半满稳定状态，第一电离能大于O元素。 (10)钠元素的第一电离能小于镁元素的第一电离能，但是第二电离能大于镁。 【跟踪训练】 易错辨析：正确的打“√”，错误的打“×”。 (1)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强。( × ) (2)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。( × ) (3)元素的气态氢化物越稳定，元素的非金属性越强，氢化物水溶液的酸性也就越强。( × ) (4)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。( × ) (5)可以根据金属活动性顺序表判断元素原子电离能的大小。( × ) (6)Cl－、S2－、Ca2＋、K＋半径依次减小。( × ) (7)同一周期元素，从左至右，元素的第一电离能逐渐增大。( × ) (8)Ga与As位于同一周期，原子序数Ga<As，则根据元素周期律，原子半径Ga小于As，第一电离能Ga大于As。( × ) (9)最外层电子排布为ns2np6(当只有K层时为1s2)的原子，第一电离能较大。( √ ) (10)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大。( × ) (11)I的原子半径大于Br，HI的热稳定性比HBr强。( × ) (12)P的非金属性强于Si，H3PO4的酸性比H2SiO3强。( √ ) (13)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。( × ) (14)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。( × ) 01 根据元素周期表推断元素 1．结合“片段型”元素周期表推断短周期主族元素 (1)直接相邻的“┬”型、“┴”型结构片段 表格中上一行元素处于第二周期，下一行元素处于第三周期，原子序数的关系如图所示： (2)相接相邻的“”型结构片段 表格中上一行元素处于第二周期，下一行元素处于第三周期，同主族上下两种元素的原子序数相差8。 2．元素周期表的“四个关系式” a．电子层数＝周期数； b．质子数＝原子序数； c．最外层电子数＝主族序数； d．主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 3．掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”； b．各周期元素种类； c．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置； d．同主族上下相邻元素原子序数的关系。 【跟踪训练】 1．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径大小顺序：r(Q)>r(W)>r(X)>r(Y)>r(Z) B．第一电离能：I1(X)>I1(Y)>I1(W)>I1(Q) C．元素X、Y、W、Q的简单氢化物都是极性分子 D．元素W与Y形成的阴离子W2Y具有较强的氧化性，W显＋7价 答案 C 解析　依据短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置可知，X为氮元素，Y为氧元素，Z为铝元素，W为硫元素，Q为氯元素。X(N)价电子排布式为2s22p3，p轨道电子半满，属于洪特规则特例，所以I1(N)>I1(O)，同周期的ⅥA和ⅦA族元素第一电离能排序没有反常情况，I1(Cl)>I1(S)，B错误；元素X、Y、W、Q的简单氢化物分别是NH3、H2O、H2S、HCl，都是由极性键构成的极性分子，C正确；元素W与Y形成的阴离子W2Y为S2O，含有过氧根离子，具有较强的氧化性，S显＋6价，D错误。 2．甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示；戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是( ) A．原子半径：丁>戊>乙 B．非金属性：戊>丁>丙 C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应 答案 C 解析　甲～戊是短周期元素，戊中的最高价氧化物对应水化物为强酸，则该强酸可能是硫酸或高氯酸，若是高氯酸，则戊为Cl元素、甲为N元素、乙为F元素、丙为P元素、丁为S元素；若是硫酸，则戊为S元素、甲为C元素、乙为O元素、丙为Si元素、丁为P元素。根据电子层数越多半径越大，电子层数相同，核电荷数越多半径越小的规律，则原子半径：丁>戊>乙，A正确；根据同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊>丁>丙，B正确；甲的氢化物可能为氨气，可能为甲烷、乙烷等，若是氨气，则遇氯化氢一定有白烟产生；若是甲烷、乙烷等，则遇HCl不反应，没有白烟生成，C错误；丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸，也可能是磷酸，都一定能与强碱反应，D正确。 3．（2025·广东卷）元素a~i为短周期元素，其第一电离能与原子序数的关系如图。下列说法正确的是( ) A．a和g同主族 B．金属性： C．原子半径： D．最简单氢化物沸点： 【答案】B 【分析】同周期中第一电离能中第IIA族和第VA族比相邻元素的第一电离能大，0族元素的第一电离能在同周期中最大，可以推断a~i分别是B、C、N、O、F、Ne、Na、Mg、Al。 【详解】A．a是B，g是Na，二者不同主族，A错误；B．Na、Mg、Al属于同周期，从左到右金属性依次减弱，B正确；C．e、d、c分别是F、O、N，属于同周期元素，同周期主族元素从左到右原子半径依次减小，原子半径c>d>e，C错误；D．b为C，c为N，NH3分子间存在氢键，沸点高，沸点NH3>CH4，D错误；答案选B。 02 根据文字描述信息推断元素 元素位、构、性推断关系中的四个关注 (1)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 (2)关注关键词“最高价”，根据元素的氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物。 (3)关注关键词“最简单”“稳定性”，通过氢化物比较元素非金属性的强弱时，必须是最简单气态氢化物的稳定性，注意C、N等有多种氢化物，稳定性与熔、沸点无关。 (4)关注结构特点和特殊性质的描述，对核外电子排布特点(如价层电子排布、未成对电子、成对电子等)或物质特殊性质的描述往往是推断的突破口。 【跟踪训练】 1．W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，Y的原子序数等于W与X的原子序数之和，Z的最外层电子数为K层的一半，W与X可形成原子个数比为2∶1的18e－分子。下列说法正确的是( ) A．简单离子半径：Z>X>Y B．W与Y能形成含有非极性键的化合物 C．X和Y的最简单氢化物的沸点：X>Y D．由W、X、Y三种元素所组成化合物的水溶液均显酸性 答案 B 解析　简单离子半径：X(N3－)>Y(O2－)>Z(Na＋)，A错误；W与Y能形成H2O2，其为含有非极性键的化合物，B正确；X和Y的最简单氢化物的沸点：X(NH3)<Y(H2O)，C错误；W、X、Y三种元素所组成的化合物有NH3·H2O，其水溶液显碱性，D错误。 2．Q、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期主族元素，其最外层电子数之和为19。Q与X、Y、Z位于不同周期，X、Y相邻，Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍。下列说法正确的是( ) A．非金属性：X>Q B．单质的熔点：X>Y C．简单氢化物的沸点：Z>Q D．最高价含氧酸的酸性：Z>Y 答案 D 解析　由题意可知，Q为第二周期元素，X、Y、Z为第三周期元素，再依据Y原子最外层电子数是Q原子内层电子数的2倍，可推知Y为Si元素，由“X、Y相邻”，且X的原子序数小于Y，可推知X为Al元素，最后依据原子序数的大小关系和四种元素最外层电子数之和为19可推知，若Q为O元素，则Z为S元素；若Q为N元素，则Z为Cl元素；若Q为F元素，则Z为P元素。非金属性：Al<O(或N或F)，A项错误；单质的熔点：Al<Si，B项错误；由于H2O或NH3或HF分子间存在氢键，而H2S或HCl或PH3分子间只有范德华力，则简单氢化物的沸点：H2S<H2O(或HCl<NH3或PH3<HF)，C项错误；由于非金属性：S>Si(或Cl>Si或P>Si)，所以最高价含氧酸的酸性：H2SO4>H2SiO3(或HClO4>H2SiO3或H3PO4>H2SiO3)，D项正确。 3．（2025·湖北卷）某化合物的分子式为XY2Z。X、Y、Z三种元素位于同一短周期且原子序数依次增大，三者的原子核外电子层数之和与未成对电子数之和相等，Z是周期表中电负性最大的元素。下列说法正确的是( ) A．三者中Z的原子半径最大 B．三者中Y的第一电离能最小 C．X的最高化合价为 D．与键角相等 【答案】B 【分析】Z是周期表中电负性最大的元素，Z为F，电子层数为2，未成对电子数为1；X、Y、Z三种元素位于同短周期且原子序数依次增大，三者的原子核外电子层数之和与未成对电子数之和相等，则X和Y未成对电子数之和为5，X为C和Y为N或X为N和Y为O；化合物分子式为XY2Z，则X和2个Y总化合价为+1价，NO2F符合，故X为N，Y为O，Z为F。 【详解】A．X为N，Y为O，Z为F，N、O、F位于同周期，F在最右边，F的原子半径最小，A错误；B．X为N，Y为O，Z为F，同周期从左往右，第一电离能呈增大趋势，N的2p轨道半充满，第一电离能大于O，故三者中O的第一电离能最小，B正确；C．X为N，N的最高正化合价为+5，C错误；D．X为N，Z为F，NF3和NH3的中心原子均为sp3杂化，孤电子对数均为1，前者成键电子对离中心N较远，成键电子对之间的斥力较小，键角较小，D错误；答案选B。 4．（2025·云南卷）钙霞石是一种生产玻璃陶瓷的原料，所含M、Q、R、T、X、Y、Z为原子序数依次增大的前20号主族元素，M是原子半径最小的元素，Q是形成物质种类最多的元素，R是地壳中含量最高的元素，T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，Z的原子序数等于M、R和T的原子序数之和。下列说法正确的是( ) A．M与Z可形成离子化合物 B．原子半径： C．QR2是极性分子 D．电负性： 【答案】A 【分析】M是原子半径最小的为H，Q是形成物质种类最多，则为C， R是地壳中含量最高，为O， T、X、Y同周期且原子序数递增。Q（C）和X均与Y相邻，结合Z的原子序数Z = M + R + T = 1 + 8 + T，Z ≤ 20，得T = 11（Na），Z = 20（Ca）。又因为T、X、Y同周期，Q、X均与Y相邻，可推出 Q（C）与Y（Si）同主族相邻，X（Al）与Y（Si）相邻且T（Na）、X（Al）、Y（Si）同属第三周期， 故推出M为H、Q为C、R为O、T为Na、X为Al、Y为Si、Z为Ca，据此解答。 【详解】A．H与Ca形成CaH2，为活泼金属形成的氢化物，为离子化合物，A正确；B．同周期原子半径从左到右逐渐减小，同主族原子半径从上到下逐渐增大，R为O、T为Na、X为Al，则它们的原子半径大小为O＜Al＜Na，即R＜X＜T，B错误；C．QR2为CO2，为直线型的非极性分子，C错误；D．同周期电负性从左到右逐渐增大，同主族电负性从下到上逐渐增大，Q为C、R为O、Y为Si，则电负性Si＜C＜O，正确顺序为Y＜Q＜R，D错误；故选A。 03 根据分子（离子）结构推断元素 分子(离子)结构与元素推断的关键——成键情况与化合价信息 (1)化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 (2)根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 (3)化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 【跟踪训练】 1．W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素，它们形成的某种化合物的结构如图所示，其中X、Z同主族、W、X、Y同周期。下列有关四种元素说法不正确的是( ) A．最简单氢化物的沸点：Y>X B．非金属性最强的元素是Y C．简单离子半径：Z>W>X D．最简单氢化物的稳定性：Y>X>W 答案 A 解析　X、Z可形成Z===X键，X、Z同主族，且Z可形成6个共价键，则Z是S元素，X为O元素，W形成3个共价键，则W是N元素，Y形成1个共价键且原子序数比O大，则Y是F元素。Y、X最简单氢化物分别是HF、H2O，两者都存在氢键，但水的沸点更高，A项错误；同周期从左到右，元素的非金属性逐渐增强，同主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱，非金属性最强的元素位于周期表右上方，是Y，B项正确；电子层数越多，离子半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径Z>W>X，C项正确；元素非金属性越强，其最简单氢化物越稳定，D项正确。 2．科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示)，X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是(　　) A．原子半径：X>Y>Z B．非金属性：Y>X>W C．Z的单质具有较强的还原性 D．原子序数为82的元素与W位于同一主族 答案　C 解析　由共价化合物的结构可知，X、W形成4个共价键，Y形成2个共价键，Z形成1个共价键，X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，W的原子序数等于X与Y的原子序数之和，则X为C元素、Y为O元素、Z为F元素、W为Si元素。同周期元素从左到右原子半径依次减小，则C、O、F的原子半径：C＞O＞F，故A正确；同周期元素从左到右元素的非金属性依次增强，同主族元素从上到下元素的非金属性依次减弱，则C、O、Si的非金属性：O＞C＞Si，故B正确；氟元素的非金属性最强，单质具有很强的氧化性，故C错误；原子序数为82的元素为铅元素，与硅元素都位于元素周期表第ⅣA族，故D正确。 3．（2025·安徽卷）某化合物的结构如图所示。W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Z位于同一主族。下列说法错误的是( ) A．元素电负性： B．该物质中Y和Z均采取杂化 C．基态原子未成对电子数： D．基态原子的第一电离能： 【答案】D 【分析】W、X、Y、Z是原子序数依次增大的短周期元素，其中X、Z位于同一主族，且X、Z均形成2个共价键，则X为O，Z为S；Y形成5个共价键且原子序数位于O、S之间，则Y为P；W形成1个共价键，原子序数最小，则W为H； 【详解】A．同周期从左向右电负性逐渐增大，同主族从上向下电负性逐渐减小，故元素电负性O>S>P，即X>Z>Y，A项正确；B．由该物质结构可知，P形成4个σ键，P上没有孤电子对，P原子的价层电子对数为4，为sp3杂化，S形成2个σ键，S上有2对孤电子对，S原子的价层电子对数为4，为sp3杂化，B项正确；C．基态H原子未成对电子数为1，基态O原子的价电子排布式为2s22p4，未成对电子数为2，基态P原子的价电子排布式为3s23p3，未成对电子数为3，则基态原子未成对电子数，即，C项正确；D．基态原子的第一电离能同周期从左向右逐渐增大，由于VA族原子的p轨道处于半充满状态，第一电离能大于同周期相邻主族元素，即P>S，D项错误；故选D。 1 / 17 学科网（北京）股份有限公司 $$