第01讲 元素周期表、元素周期律（复习讲义）（浙江专用）2027年高考化学一轮复习讲练测

该高中化学高考复习讲义聚焦元素周期表与周期律核心考点，按“命题透视—思维建模—考点精讲—真题溯源”逻辑架构，系统整合周期表结构、周期律实质及“位—构—性”关系，通过知识解构、考向破译、解题妙招、真题演练四环节，帮助学生构建系统知识网络，突破微粒半径比较、元素推断等难点。 讲义突出科学思维培养与实战策略，创新设计“三看”法速判半径、元素推断解题模型等方法，结合变载体、新情境等分层变式题，强化金属性/非金属性比较、电离能/电负性应用等考向训练，通过真题溯源感知命题逻辑，助力学生高效提升分析推理能力，为教师把控复习节奏、精准突破考点提供有力支持。

第01讲 元素周期表、元素周期律 内容导航 01 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 元素周期表 知识解构 知识点1 元素周期表的结构 ∣ 知识点2 元素周期表的应用 考向破译 考向1 考查元素周期表的结构 ∣ 考向2 考查元素周期表的应用 解题妙招1 元素周期表结构巧记口诀 解题妙招2 元素周期表在生产方面的应用 考点二 元素周期律 知识解构 知识点1 元素周期律 ∣ 知识点2 电离能 知识点3 电负性 ∣ 知识点4 元素周期表中的有关规律 知识点5 元素“位—构—性”关系 考向破译 考向1 金属性、非金属性递变规律 ∣ 考向2原子半径、离子半径递变规律 考向3 第一电离能、电负性递变规律 ∣ 考向4 元素周期律应用 考向5 元素综合推断 解题妙招1 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 解题妙招2 “三看”法速判简单微粒半径的大小 解题妙招3 元素推断试题的解题模型 04 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 元素周期表 —— —— 元素周期律 浙江1月卷T5，3分 浙江1月卷T4，3分 浙江1月卷T12，3分 浙江6月卷T10，3分 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题呈现，考查内容主要有以下几个方面：(1)运用元素周期律知识判断元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱比较第一电离能、电负性大小等。(2)元素综合推断，在解答该类试题时先确定该元素在元素周期表中的位置，然后根据该族元素性质的递变规律进行推测判断。 2.从命题思路上看，主要以选择题的形式，利用“位－构－性”的关系考查元素、物质的推断，化学键类型和化合物类型，结合元素周期律比较元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱、气态氢化物的稳定性，比较第一电离能、电负性大小等。 ►复习目标： 1．熟悉元素周期表的结构(周期、族、区)和应用。 2．掌握元素周期律的实质，熟悉同周期、同主族元素性质的递变规律。 3．掌握电离能、电负性的应用。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 元素周期表 知●识●解●构 知识点1 元素周期表的结构 1．元素周期表的编排原则 (1)诞生：1869年，俄国化学家________绘制了第一张元素周期表。 (2)编排原则 ①横行原则：把________数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中________________相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期(横行)：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，称为周期。7个横行分别称为______个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的________相同，即周期序数＝________数。 ②分类：短周期和________周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ (2)族(纵列)：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共______列，分为______个族。 ①主族：共7个，用______表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝____________数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ______ ______ ______ ______ ______ ______ ______ ③Ⅷ族：占据元素周期表的第______、______、______共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第______列。 得分速记 ①碱金属元素位于ⅠA族，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。 ③根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族(含有锕系、镧系元素)，共有32种元素。 ④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 ⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 ⑥电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 3．元素周期表的分区 (1)按价层电子排布分区(一) 说明：各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ____________ ______ 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d区 ⅢB族～Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9 ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ____________ (n－1)d10 ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 (2)根据元素的金属性与非金属性分区(二) 说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为______元素区和____________元素区分界线(______元素除外)。 b.各区位置：分界线左下方为______元素区，分界线右上方为____________元素区。 c.分界线附近元素的性质：既表现______元素的性质，又表现______元素的性质。 (4)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是______元素。 ②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共______种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共______种元素。 ④超铀元素：在______系元素中，______号元素铀(U)以后的各种元素。 得分速记 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)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；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (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)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 知识点2 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2______Al(OH)3、Ca(OH)2______Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2______Al(OH)3。 (2)推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2______溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为______色固体，与氢难化合，HAt______稳定，其水溶液呈______性，AgAt______溶于水等。 (3)制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属分界线附近寻找____________材料，在____________中寻找各种优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找____________材料(如硅、锗、硒等)。 (2)在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找优良的______剂。 (3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的______材料。 (4)研究元素周期表右上角的元素，合成____________。 (5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 (1)同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性______，非金属性______。 (2)同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性______，非金属性______。 得分速记 1．元素金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe 2．元素非金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2=CuCl2，2Cu＋S=Cu2S，知非金属性：Cl>S 考●向●破●译 考向1 考查元素周期表的结构 例11868年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一、下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．迄今人类发现的元素中，金属元素和非金属元素种数相近 B．元素周期表有7个横行，18个纵行 C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期 D．人们在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗等 解题妙招 元素周期表结构巧记口诀 横行叫周期，现有一至七，四长三个短，全部已填满。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。 一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。 镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。 说明：①指ⅠA族、ⅡA族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、Ⅷ族； ②指ⅠB族、ⅡB族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族、0族。 【变式1】【变载体】(2026山东日照期中校际联考)下列有关元素周期表的说法正确的是( ) A．第ⅠB族所含元素种类最多 B．第4、5周期均含有18种元素 C．同族元素的最外层电子数均相同 D．元素周期表的一格中，只包含元素的名称、符号、原子序数3个信息 【变式2】【变载体】(2026湖北黄石高二期中)下列关于元素周期表与原子结构的说法正确的是( ) A．所有非金属元素都分布在p区，最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．N能层中有4s、4p、4d、4f四个能级，共16个轨道，可容纳32种运动状态的电子 C．元素周期表中每一周期元素原子的最外层电子排布均是从ns1过渡到ns2np6 D．元素周期表中从第IIIB族到第IIB族的10个纵列的元素中有一部分是非金属元素 【变式3】【变考法】中国科学家首次合成了Pt单原子催化剂，并证明其在CO氧化反应中具有非凡活性，实现了从“颗粒催化”到“单原子催化”的开创性突破。“单原子催化”是指每个金属原子都成为催化反应的活性中心。Pt在元素周期表中的信息如图所示，下列说法不正确的是( ) A．Pt是第六周期的主族元素 B．基态Pt原子的5d能级有1个未成对电子 C．可在元素周期表中与Pt位置相近的元素中寻找类似的单原子催化剂 D．相同质量的Pt的“单原子催化剂”比“颗粒催化剂”具有更多活性中心 考向2 考查元素周期表的应用 例2元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( ) A．若X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则原子序数：X > Y B．由水溶液的酸性：HCl>H2S，可推断出元素的非金属性：Cl>S C．硅、锗都位于金属与非金属的交界处，都可以做半导体材料 D．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH >Ba(OH)2 解题妙招 元素周期表在生产方面的应用 (1)农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 (2)半导体材料都是周期表里金属与非金属交接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 (3)催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。 (4)耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅣB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 (5)矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序数的元素较多，奇数原子序数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。 【变式1】【变载体】元素周期表和元素周期律是学习化学的重要工具。下列说法正确的是( ) A．元素周期表有7个周期，18个族 B．在周期表金属与非金属元素的分界处可以寻找催化剂材料 C．过渡元素包括第Ⅷ族和全部副族元素，全部为金属元素 D．最外层都只有2个电子的X、Y原子，化学性质一定相似 【变式2】【变载体】下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是( ) A．从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 B．因为钠原子比铝原子容易失去电子，所以钠比铝的还原性强 C．从氯到碘，生成的氢化物熔、沸点逐渐升高，稳定性逐渐增强 D．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的氧化性强 【变式3】【变考法】(2026山东日照期中校际联考)锗(Ge)与铝在元素周期表中的相对位置如图，二者的单质及其化合物的性质相似。下列说法错误的是( ) A．Ge的原子序数为32 B．锗位于金属元素与非金属元素的分界处，能作半导体材料 C．锗的最高价氧化物既可溶于浓盐酸，又可溶于NaOH溶液 D．1 mol锗的最高价氧化物对应水化物与盐酸反应，最多能消耗3 mol HCl 考点二 元素周期律 知●识●解●构 知识点1 元素周期律 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。 3．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐______ 逐渐______ 电子层数 ______ 逐渐______ 原子半径 逐渐______(稀有气体元素除外) 逐渐______ 离子半径 阳离子半径逐渐______，阴离子半径逐渐______，r(阴离子)______r(阳离子) 逐渐______ 性 质 化合价 最高正化合价由______→______(O、F除外)负化合价＝____________(H显－1价) 相同，最高正化合价＝______数(O、F除外) 元素的金属性、非金属性 金属性逐渐______，非金属性逐渐______ 金属性逐渐______，非金属性逐渐______ 第一电离能 ____________ 逐渐______ 电负性 逐渐______ 逐渐______ 气态氢化物的稳定性 逐渐______ 逐渐______ 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐______，酸性逐渐______ 碱性逐渐______，酸性逐渐______ 4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法 三表 元素周期表：金属性“右弱左______，上弱下______，右上弱左下______”；非金属性“左______右强，下______上强，左下______右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐______(其中Pb______Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，____________逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换______的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越______ 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越______，则非金属性越______ 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越______ 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越______ 得分速记 (1)主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 (2)主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 (3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 知识点2 电离能 1．概念 气态原子或气态离子失去____________所需要的最小能量叫做电离能，常用符号______表示，单位是____________。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子______失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越______电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于____________原子失去______电子，生成______价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由____________阳离子再失去____________形成____________所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越______失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越______失去电子。 (3)运用电离能可以判断______原子在气态时______电子的难易程度。 5．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐______的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 6．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1______I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在______电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有______电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1______I2<I3，表明K原子易失去______电子形成______价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性______；I1越小，元素的金属性______。 得分速记 (1)与元素金属性、非金属性变化规律并不完全一致，如同一周期，随原子序数的递增，元素金属性减弱，非金属性增强，第一电离能增大，但金属性Mg>Al，本来第一电离能应该是Al>Mg，但实际是Mg>Al，非金属性N<O，但第一电离能N>O。 (2)判断同周期元素的第一电离能时，注意两个主族：ⅡA族的第一电离能大于ⅢA族、ⅤA族的第一电离能大于ⅦA族。即电离能的几组特殊性：Be＞B、N＞O、Mg＞Al、P＞S，在考试中经常出现。 知识点3 电负性 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中____________能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越______；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越______。 (3)标准：以氟的电负性为______作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐______。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐______。 (3)电负性大的元素集中在周期表的____________，电负性小的元素集中在周期表的____________。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐______的趋势。 3．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般小于______，非金属的电负性一般大于______，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______左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越______；非金属元素的电负性越大，非金属元素越______。 (2)判断元素化合价的正负 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力______，元素的化合价为______值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力______，元素的化合价为______值。 (3)判断化学键的类型 一般认为： ①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成____________。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成____________。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质______。 得分速记 电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 知识点4 元素周期表中的有关规律 1．原子序数规律 (1)同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋______期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋______期元素所在周期的元素种类数目 (2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 ______ ______ _____ _____ _____ ______ ______ 2．元素化合价规律 (1)主族元素的最高正化合价=它所在的______数=____________数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 (2)只有______元素才有负价，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于______。 (3)若某原子的最外层电子数为______数(m)，则正常化合价为______数，从+1价到+m价，若出现偶数则为______化合价，其氧化物为______氧化物，如NO、NO2。 (4)若某原子的最外层电子数为______数(n)，则元素的正常化合价为一系列______数，例如。 3．微粒半径大小比较的一般规律 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐______ Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次______ Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径______ ②原子半径比其阴离子半径______ H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径______ Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 4．元素种类判断规律 (1)周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：______数周期为；______数周期为。如第______周期为种，第______周期为种。 (2)族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝(____________)的绝对值 5．对角线规律 金属与非金属分界线对角(______上角与______下角)的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期(如Li和Mg、Be和Al、B和Si)。 6．相似规律 (1)相邻相似：元素周期表中，____________相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； (2)同族相似；由于同族元素的最外层电子数______，故同族元素性质______。 (3)对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)______．②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径_____． 7．递变规律 (1)同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的______，最外层电子数依次______，原子半径逐渐______，原子失电子能力逐渐______，得电子能力逐渐______，所以，元素的金属性逐渐______，非金属性逐渐______。 (2)同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的______，电子层数依次______，原子半径逐渐______，原子失电子能力逐渐______，得电子能力逐渐______，所以，元素的金属性逐渐______，非金属性逐渐______。 (3)三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8．“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越______，金属性越______； ②＞1时是非金属，越______，非金属性越______； ③＝1时多为______元素 知识点5 元素“位—构—性”关系 1．元素“位—构—性”综合关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置______了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 2．三者的推断关系 (1)结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝____________数。 b．质子数＝____________数。 c．最外层电子数＝____________数。 d．主族元素的最高正价＝____________数。 最低负价＝－|8－____________数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。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。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 (3)结构和性质的互推 ①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 3．应用——元素推断的一般思路 得分速记 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：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。 ②熟练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。 (2)熟记常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、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、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 考●向●破●译 考向1 金属性、非金属性递变规律 例1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剧烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C 由水溶液的酸性：HCl＞H2S 非金属性：Cl＞S D t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI 非金属性：Br＞I 解题妙招 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 (1)认为根据酸性HCl>H2S，可判断非金属性Cl大于S，应根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断。 (2)认为根据失电子数Na<Al，可判断金属性Na<Al，实际金属性强弱是Na>Al，与失电子数多少无关。 (3)认为根据稳定性HF>HCl>HBr>HI，可判断酸性：HF>HCl>HBr>HI，实际是酸性HF<HCl<HBr<HI。 (4)认为同主族从上到下，元素单质熔点逐渐升高，实际上同主族从上到下，金属单质熔点降低，非金属单质熔点升高。 (5)认为元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强，实际上有特例，如N非金属性较强，但N2性质稳定。 【变式1】【变载体】下列各组元素，金属性或非金属性强弱比较正确的是( ) A．金属性：Na＞K B．非金属性：O＞S C．金属性：Mg＜Al D．非金属性：F＜Cl 【变式2】【新情境—实验探究】(2026·广东东莞二模)下列比较第三周期元素金属性、非金属性的实验设计，无法达到实验目的的是( ) A．比较Na、Mg金属性 B．比较Mg、Al金属性 C．比较S、P非金属性 D．比较Cl、S非金属性 【变式3】【变考法】下列实验所涉及的操作或叙述正确的是( ) 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 考向2 原子半径、离子半径递变规律 例2下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是( ) ①基态X原子的结构示意图为 ②基态Y-的价电子排布式为 ③基态Z2-的轨道表示式为 ④基态E+的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 解题妙招 “三看”法速判简单微粒半径的大小 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 【变式1】【变载体】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是( ) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) ④r(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 【变式2】【变考法】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( ) A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+) B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y- D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y 【变式3】【变情景】有7种短周期元素，原子半径及主要化合价如表，下列说法不正确的是( ) 元素代号 X Y Z M W Q R 原子半径/nm 0.186 0.143 0.104 0.099 0.070 0.066 0.032 主要化合价 +1 +3 +6，-2 +7，-1 +5，-3 -2 +1 A．核电荷数：X＜Y B．离子半径：Z2-＞Q2-＞X+＞Y3+ C．Z、W、Q、R四种元素形成的化合物可能含离子键 D．电子层数：X=Y=Z=W 考向3 第一电离能、电负性递变规律 例3(2026·浙江宁波市“十校”高三二模)下列关于元素周期律和元素周期表的认识错误的是( ) A．第一电离能：Na＜Mg＜Al B．电负性：Br＞As C．Be元素位于周期表的s区 D．半径：O2-＞Mg2+ 【变式1】【变载体】(2026·浙江Z20名校联盟考前选考模拟)根据元素周期律，下列说法正确的是( ) A．电负性：Si>H B．碱性：NH3<PH3 C．第一电离能：Mg>A D．离子键成分百分数：AlCl3>Al2O3 【变式2】【变考法】已知X、Y为第三周期元素，且电负性X>Y，下列说法正确的是( ) A．第一电离能Y一定小于X B．简单气态氢化物的稳定性：X>Y C．最高价含氧酸的酸性：Y>X D．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价 【变式3】【变考法】(2026安徽阜阳高二期中)下表是某些元素的第一电离能(I1)和电负性数值。 元素符号 Be N O F Na Mg Al P S Cl Cr 第一电离能，I1(kJ·mol−1) 520 900 1402 1314 1681 496 738 578 1012 1000 1251 电负性 1.0 1.5 3.07 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0 1.6 (1)基态Cr的电子排布式为___________。 (2)基态N、O、F、Na中，未成对电子数最多的是___________(填元素符号)，其最高能级的原子轨道形状为___________。 (3)从原子结构角度解释I1(Mg)＞I1(Al)的原因：___________。 (4)NCl3是一种无机化合物，在造纸领域作为漂白剂来提高纸张的白度。NCl3中的N元素的化合价___________。 (5)写出Mg3N2水解的化学方程式：___________。 (6)在XA3•YA3分子中，与X原子相连的A呈正电性(Aδ+)，与Y原子相连的A呈负电性(Aδ-)，则X、Y、A三种元素的电负性从大到小的顺序___________。 考向4 元素周期律应用 例4(2026·浙江宁波市慈溪中学等校高三二模)根据元素周期律推测，下列说法错误的是( ) A．离子半径：r(Na+)＞r(Mg2+) B．第一电离能：F＞Cl C．键的极性：H2O＞NH3 D．还原性：CH4＞SiH4 【变式1】【变载体】(2026·浙江杭州二中高三6月选考考前热身)据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．热稳定性：HF＞H2O B．碱性：Ca(OH)2＞Mg(OH)2 C．电负性：C＞H D．电离能： I2(Na)＜I1(Ne) 【变式2】【变载体】(2026·浙江稽阳联谊学校高三联考)关于元素周期律的认识不正确的是( ) A．第一电离能：Ca2＋＜Mg2＋ B．酸性：HF＜HCl C．还原性：Br-＜I- D．热稳定性：PH3＜AsH3 【变式3】【变载体】(2026·浙江台州一中高三6月选考适应性考试)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．非金属性：Si<Ge B．热稳定性：H2O>H2S C．碱性：Ca(OH)2<Ba(OH)2 D．第一电离能：Cl>P>S 考向5 元素综合推断 例5(2026·浙江省强基联盟高三联考一模)W、X、Y、Z为四种短周期非金属元素，W原子中电子排布已充满的能级数与最高能级中的电子数相等，X与W同族，Y与X相邻且Y原子比X原子多一个未成对电子，Z位于W的对角线位置。下列说法不正确的是( ) A．原子半径：Z＜W B．电负性：W＜X C．第二电离能：X＜Y D．最简单氢化物的稳定性：Y＜Z 解题妙招 元素推断试题的解题模型 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 (4)解题模型 依据原子结构、元素性质推断元素的解题模型 根据模型推断元素 【变式1】【变载体】(2026·浙江温州平阳高三选考模拟)短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如表所示，其中X元素的基态原子有两个未成对电子，则下列说法正确的是( ) X Y Z W Q A．Y和Q形成的二元化合物都不能用于自来水消毒 B．由X与W组成的某种物质能溶解单质W C．Z单质保存在煤油中 D．X有多种同素异形体，它们的熔沸点都很高 【变式2】【变情境】(2026·浙江省名校协作体高三返校联考)短周期主族元素分布在三个周期且原子序数依次增大，基态Y原子中s能级与p能级的电子数相等，相邻，的价电子数之和为19，Q是第四周期元素，最外层只有1个电子，其内层均填满电子，下列说法正确的是( ) A．Y不可形成含极性共价键的单质 B．键角 C．ZY2M2的空间构型为四面体形 D．Q的基态原子有16种空间运动状态 【变式3】【变考法】(2026·浙江大学附属中学高三模拟考试)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期元素，四种元素组成的XWZY4是一种常见的电极材料，其晶胞结构示意图如图所示。其中Y围绕W和Z分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。Z的第一电离能高于同周期相邻元素，X与Z的最外层电子数之和等于Y元素的最外层电子数，W的价层电子中成对电子数与未成对电子数均为4。下列说法正确的是( ) A．每个晶胞中含有XWZY4的单元数为2 B．Z的氢化物分子之间存在分子间氢键 C．原子半径：X＞Y D．简单氢化物的热稳定性：Z＞Y 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．(2026·浙江1月卷，5，3分)关于元素周期律的认识错误的是( ) A．半径Mg2+＜O2- B．非金属性Si<S C．还原性Br-＜Cl- D．第一电离能K+ < Na+ 2．(2025·浙江1月卷，4，3分)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：N＞O＞S B．化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3 C．碱性：LiOH＞KOH D．化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3 3．(2024·浙江6月卷，10，3分)X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍。下列说法不正确的是( ) A．键角：YX3+＞YX3- B．分子的极性：Y2X2＞X2Z2 C．共价晶体熔点：Y＞M D．热稳定性：YX4＞MX4 4．(2024·浙江1月卷，12，3分)X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是( ) A．沸点：X2Z＞X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．化学键中离子键成分的百分数： M2Z＞M2Q D．YZ3-与QZ32-离子空间结构均为三角锥形 5．(2023·浙江省1月卷，10，3分)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( ) A．电负性： B．最高正价： C．Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 6．(2023·浙江省6月卷，11，3分)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是( ) A．第一电离能： Y＞Z＞X B．电负性： Z＞Y＞X＞W C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z D．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 7．(2020·浙江1月卷，16，2分)下列说法正确的是( ) A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．原子核外电子排布，先排满K层再排L层，先排满M层再排N层 C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐增大 D．同一周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数都相差1 2 / 3 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $ 第01讲 元素周期表、元素周期律 内容导航 01 命题透视·考情前瞻 对标素养，研判高考命题趋势 02 思维建模·脉络梳理 搭建知识框架，构建系统思维 03 考点精讲·靶向突破 拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 元素周期表 知识解构 知识点1 元素周期表的结构 ∣ 知识点2 元素周期表的应用 考向破译 考向1 考查元素周期表的结构 ∣ 考向2 考查元素周期表的应用 解题妙招1 元素周期表结构巧记口诀 解题妙招2 元素周期表在生产方面的应用 考点二 元素周期律 知识解构 知识点1 元素周期律 ∣ 知识点2 电离能 知识点3 电负性 ∣ 知识点4 元素周期表中的有关规律 知识点5 元素“位—构—性”关系 考向破译 考向1 金属性、非金属性递变规律 ∣ 考向2原子半径、离子半径递变规律 考向3 第一电离能、电负性递变规律 ∣ 考向4 元素周期律应用 考向5 元素综合推断 解题妙招1 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 解题妙招2 “三看”法速判简单微粒半径的大小 解题妙招3 元素推断试题的解题模型 04 真题溯源·考向感知 溯源真题逻辑，感知高考考向 命题透视·考情前瞻 ——对标素养，研判高考命题趋势 考情梳理--三年真题 考向梳理 核心考点 2026年 2025年 2024年 元素周期表 —— —— 元素周期律 浙江1月卷T5，3分 浙江1月卷T4，3分 浙江1月卷T12，3分 浙江6月卷T10，3分 考向解读--洞悉趋势 精准预判 ►命题解码： 1．从考查题型和内容上看，高考命题以选择题呈现，考查内容主要有以下几个方面：(1)运用元素周期律知识判断元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱比较第一电离能、电负性大小等。(2)元素综合推断，在解答该类试题时先确定该元素在元素周期表中的位置，然后根据该族元素性质的递变规律进行推测判断。 2.从命题思路上看，主要以选择题的形式，利用“位－构－性”的关系考查元素、物质的推断，化学键类型和化合物类型，结合元素周期律比较元素的金属性、非金属性强弱或比较微粒的半径大小，比较最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱、气态氢化物的稳定性，比较第一电离能、电负性大小等。 ►复习目标： 1．熟悉元素周期表的结构(周期、族、区)和应用。 2．掌握元素周期律的实质，熟悉同周期、同主族元素性质的递变规律。 3．掌握电离能、电负性的应用。 思维建模·脉络梳理 ——搭建知识框架，构建系统思维 考点精讲·靶向突破 ——拆解核心考点，归纳解题范式 考点一 元素周期表 知●识●解●构 知识点1 元素周期表的结构 1．元素周期表的编排原则 (1)诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 (2)编排原则 ①横行原则：把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②纵列原则：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 (1)周期(横行)：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，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 (2)族(纵列)：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 得分速记 ①碱金属元素位于ⅠA族，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。 ③根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族(含有锕系、镧系元素)，共有32种元素。 ④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 ⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 ⑥电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 3．元素周期表的分区 (1)按价层电子排布分区(一) 说明：各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d区 ⅢB族～Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9 ns1～2(Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 (2)根据元素的金属性与非金属性分区(二) 说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 b.各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 c.分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 (4)元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。 得分速记 (1)ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素。 (2)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；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。 (3)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 (4)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 (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)。 (6)过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 知识点2 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 (1)比较不同周期、不同主族元素的性质。如金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 (2)推测陌生元素的某些性质。如已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 (3)制备具有特定性质的新物质。在金属、非金属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、耐腐蚀的合金材料。钒、铂、铑、银组成的物质作催化剂，钛作制造火箭发动机壳体、人造卫星的壳体。 2.在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料(如硅、锗、硒等)。 (2)在过渡元素(副族和Ⅷ族)中寻找优良的催化剂。 (3)在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 (4)研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 (5)位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 (1)同周期(从左到右)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 (2)同主族(自上而下)，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 得分速记 1．元素金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe 2．元素非金属性强弱的比较方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2=CuCl2，2Cu＋S=Cu2S，知非金属性：Cl>S 考●向●破●译 考向1 考查元素周期表的结构 例11868年，俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学史上的重要里程碑之一、下列有关元素周期表的说法不正确的是 A．迄今人类发现的元素中，金属元素和非金属元素种数相近 B．元素周期表有7个横行，18个纵行 C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期 D．人们在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗等 【答案】A 【解析】A．非金属处于元素周期表的右上角和氢，而过渡元素都是金属元素，所以金属元素多于非金属元素，故A错误；B．素周期表有7个横行，18个纵行，16个族，故B正确；C．元素周期表有七个周期，分为短周期和长周期，故C正确；D．在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素，通常既具有金属性又具有非金属性，可以用来做良好的半导体材料，如硅、锗等，故D正确；故选A。 解题妙招 元素周期表结构巧记口诀 横行叫周期，现有一至七，四长三个短，全部已填满。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。 一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。 镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。 说明：①指ⅠA族、ⅡA族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、Ⅷ族； ②指ⅠB族、ⅡB族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族、0族。 【变式1】【变载体】(2026山东日照期中校际联考)下列有关元素周期表的说法正确的是( ) A．第ⅠB族所含元素种类最多 B．第4、5周期均含有18种元素 C．同族元素的最外层电子数均相同 D．元素周期表的一格中，只包含元素的名称、符号、原子序数3个信息 【答案】B 【解析】第ⅢB族(包含镧系、锕系)一共32种元素，是元素种类最多的族，第ⅠB族元素种类远少于第ⅢB族，A错误；元素周期表中第1周期含2种元素，第2、3周期各含8种元素，第4、5周期均含18种元素，第6、7周期各含32种元素，B正确；0族元素中He最外层电子数为2，其余0族元素最外层电子数为8，且部分副族同族元素最外层电子数也存在差异，因此同族元素最外层电子数不一定均相同，C错误；元素周期表的一格中通常还包含相对原子质量等信息，并非只有名称、符号、原子序数3个信息，D错误；故选B。 【变式2】【变载体】(2026湖北黄石高二期中)下列关于元素周期表与原子结构的说法正确的是( ) A．所有非金属元素都分布在p区，最外层电子数为2的元素都分布在s区 B．N能层中有4s、4p、4d、4f四个能级，共16个轨道，可容纳32种运动状态的电子 C．元素周期表中每一周期元素原子的最外层电子排布均是从ns1过渡到ns2np6 D．元素周期表中从第IIIB族到第IIB族的10个纵列的元素中有一部分是非金属元素 【答案】B 【解析】非金属元素H分布在s区，最外层电子数为2的元素如He分布在p区，Zn分布在ds区，A不符合题意；N能层包含4s、4p、4d、4f四个能级，轨道数为1+3+5+7=16，每个轨道最多容纳2个自旋相反的电子，共可容纳32个电子，对应32种运动状态，B符合题意；第一周期元素原子最外层电子排布从1s1过渡到1s2，并非ns2np6，C不符合题意；从第IIIB族到第IIB族的10个纵列为过渡金属元素，均为金属元素，无非金属元素，D不符合题意；故选B。 【变式3】【变考法】中国科学家首次合成了Pt单原子催化剂，并证明其在CO氧化反应中具有非凡活性，实现了从“颗粒催化”到“单原子催化”的开创性突破。“单原子催化”是指每个金属原子都成为催化反应的活性中心。Pt在元素周期表中的信息如图所示，下列说法不正确的是( ) A．Pt是第六周期的主族元素 B．基态Pt原子的5d能级有1个未成对电子 C．可在元素周期表中与Pt位置相近的元素中寻找类似的单原子催化剂 D．相同质量的Pt的“单原子催化剂”比“颗粒催化剂”具有更多活性中心 【答案】A 【解析】由图可知，Pt原子序数为78，位于元素周期表第六周期第Ⅷ族，属于过渡金属元素，A符合题意；由图可知，Pt的5d能级容纳有9个电子，d能级有5个原子轨道，根据洪特规则可知有1个未成对电子，B不符合题意；元素周期表中位置相近的元素性质相似，与Pt位置相近的元素可能用作单原子催化剂，C不符合题意；单原子催化剂中所有Pt原子都可作为活性中心，而颗粒催化剂只有颗粒表面的Pt原子能作为活性中心，因此，相同质量的Pt，单原子催化剂拥有更多活性中心，D不符合题意；故选A。 考向2 考查元素周期表的应用 例2元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法不合理的是( ) A．若X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则原子序数：X > Y B．由水溶液的酸性：HCl>H2S，可推断出元素的非金属性：Cl>S C．硅、锗都位于金属与非金属的交界处，都可以做半导体材料 D．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH >Ba(OH)2 【答案】B 【解析】因X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则X在Y的下一周期，原子序数：X > Y，A项正确；因HCl和H2S均为无氧酸，应依据酸性：HClO4>H2SO4，来推断出元素的非金属性：Cl>S，B项不合理；硅、锗可以做半导体材料，C项正确；依据元素周期表位置，D项正确。 解题妙招 元素周期表在生产方面的应用 (1)农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。 (2)半导体材料都是周期表里金属与非金属交接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。 (3)催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。 (4)耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅣB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。 (5)矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序数的元素较多，奇数原子序数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。 【变式1】【变载体】元素周期表和元素周期律是学习化学的重要工具。下列说法正确的是( ) A．元素周期表有7个周期，18个族 B．在周期表金属与非金属元素的分界处可以寻找催化剂材料 C．过渡元素包括第Ⅷ族和全部副族元素，全部为金属元素 D．最外层都只有2个电子的X、Y原子，化学性质一定相似 【答案】C 【解析】元素周期表有7个周期，但共有16个族(7个主族、7个副族、1个0族、1个Ⅷ族)，18是周期表的纵行总数，A错误；在周期表金属与非金属元素分界处可寻找半导体材料，催化剂材料通常在过渡元素区域寻找，B错误；过渡元素包括第Ⅷ族元素和全部副族元素，所有过渡元素均为金属元素，C正确；最外层只有2个电子的原子化学性质不一定相似，例如He最外层为2个电子稳定结构，化学性质极不活泼，而Mg最外层2个电子，易失去电子表现出强还原性，二者性质差异很大，D错误；故选C。 【变式2】【变载体】下列关于元素周期表和元素周期律的说法不正确的是( ) A．从钠到氯，最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 B．因为钠原子比铝原子容易失去电子，所以钠比铝的还原性强 C．从氯到碘，生成的氢化物熔、沸点逐渐升高，稳定性逐渐增强 D．氧与硫为同主族元素，氧比硫的原子半径小，氧比硫的氧化性强 【答案】C 【解析】A项，根据元素周期律，同周期元素随原子序数的递增，金属性减弱非金属性增强，体现这一规律的具体性质就是元素最高价氧化物对应水化物碱性减弱，酸性增强，描述正确，不符题意；B项，同周期Na元素金属性强于Al元素，所以Na单质还原性更强，更易失去电子，描述正确，不符题意；C项，同主族元素，随着原子序数递增，非金属性减弱，所以卤族元素由氟到碘其氢化物稳定性减弱是正确的，但由于HF分子间存在氢键，所以HF的熔沸点异常高于其它三种卤族氢化物，描述错误，符合题意；D项，氧与硫同主族，原子序数递增，原子半径递增，单质氧化性减弱，描述正确，不符题意；故选C。 【变式3】【变考法】(2026山东日照期中校际联考)锗(Ge)与铝在元素周期表中的相对位置如图，二者的单质及其化合物的性质相似。下列说法错误的是( ) A．Ge的原子序数为32 B．锗位于金属元素与非金属元素的分界处，能作半导体材料 C．锗的最高价氧化物既可溶于浓盐酸，又可溶于NaOH溶液 D．1 mol锗的最高价氧化物对应水化物与盐酸反应，最多能消耗3 mol HCl 【答案】D 【解析】根据锗与铝在元素周期表中的相对位置可知，锗位于第四周期Ⅳ族，故原子序数为32，A正确；锗处于金属元素与非金属元素的分界处，导电性介于导体和绝缘体之间，可作半导体材料，B正确；由题干信息可知Ge的单质及化合物性质与Al相似，其最高价氧化物为两性氧化物，既可溶于浓盐酸，又可溶于NaOH溶液，C正确；Ge的最高价为+4价，其最高价氧化物对应水化物与盐酸反应生成，1mol该水化物反应最多消耗，而非3mol，D错误；故选D。 考点二 元素周期律 知●识●解●构 知识点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。 3．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 性 质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)(H显－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性、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 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 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 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法 三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强 得分速记 (1)主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 (2)主族元素的氢化物及其最高价含氧酸的关系 主族 ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 氢化物 RH4 RH3 H2R HR 最高价氧化物对应的水化物 H2RO3或H4RO4 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4 (3)11~17号元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱比较 元素 Na Mg Al Si P S Cl 化学式 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 (H2SiO3) H3PO4 H2SO4 HClO4 酸碱性强弱 强碱 中强碱 两性氢氧化物 弱酸 中强酸 强酸 酸性更强 知识点2 电离能 1．概念 气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最小能量叫做电离能，常用符号I表示，单位是kJ·mol－1。 2．意义 判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。电离能越小，表示在气态时该原子越容易失去电子；反之，电离能越大，表示在气态时该原子越难失去电子。 3．分类 (1)第一电离能是处于基态的气态原子失去1个电子，生成＋1价气态阳离子所需要的能量，符号为I1；表示为M(g)===M＋(g)＋e－ I1 (2)第二电离能是由＋1价气态阳离子再失去一个电子形成＋2价气态阳离子所需要的能量，符号为I2；表示为M＋(g)===M2＋(g)＋e－ I2 (3)依次还有第三电离能I3，第四电离能I4等。 4．电离能的意义 (1)电离能越小，该气态原子越容易失去电子。 (2)电离能越大，该气态原子越难失去电子。 (3)运用电离能可以判断金属原子在气态时失去电子的难易程度。 5．逐级电离能变化规律 (1)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1< I2< I3<… (2)当相邻逐级电离能突然变大时，说明失去的电子所在电子层发生了变化 6．电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I1≤I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个电子层上(K、L电子层)，且最外层上只有一个电子。 (2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如K：I1≤I2<I3，表明K原子易失去一个电子形成＋1价阳离子。 (3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。 得分速记 (1)与元素金属性、非金属性变化规律并不完全一致，如同一周期，随原子序数的递增，元素金属性减弱，非金属性增强，第一电离能增大，但金属性Mg>Al，本来第一电离能应该是Al>Mg，但实际是Mg>Al，非金属性N<O，但第一电离能N>O。 (2)判断同周期元素的第一电离能时，注意两个主族：ⅡA族的第一电离能大于ⅢA族、ⅤA族的第一电离能大于ⅦA族。即电离能的几组特殊性：Be＞B、N＞O、Mg＞Al、P＞S，在考试中经常出现。 知识点3 电负性 1．电负性 (1)定义：元素的原子在化合物中吸引电子能力的标度。 (2)意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强；反之，电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子的能力越弱。 (3)标准：以氟的电负性为4.0作为标准，得出各元素的电负性。 2．电负性周期性变化规律 (1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐增大。 (2)同一主族，自上而下，元素的电负性逐渐减小。 (3)电负性大的元素集中在周期表的右上角，电负性小的元素集中在周期表的左下角。 (4)同一副族，自上而下，元素的电负性大体上呈逐渐减小的趋势。 3．电负性的应用 (1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱 ①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于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。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素化合价的正负 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 (3)判断化学键的类型 一般认为： ①如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键。 ②如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 4．对角线规则 元素周期表中处于对角线位置的元素电负性数值相近，性质相似。例如， 处于对角线的Li与Mg、Be与Al、B与Si及其化合物性质相似。 得分速记 电负性与第一电离能的关系 电负性用于衡量原子吸引键合电子的能力，电负性大的原子吸引电子的能力强，所以一般来说，电负性大的原子对应元素的第一电离能也大。 原子结构或性质 同一周期(从左到右) 同一主族(从上到下) 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物的稳定性 增强 减弱 第一电离能 增大(但ⅡA族>ⅢA族，ⅤA族>ⅥA族) 减小 电负性 变大 变小 知识点4 元素周期表中的有关规律 1．原子序数规律 (1)同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目 (2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 2．元素化合价规律 (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，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 (3)若某原子的最外层电子数为奇数(m)，则正常化合价为奇数，从+1价到+m价，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物为不成盐氧化物，如NO、NO2。 (4)若某原子的最外层电子数为偶数(n)，则元素的正常化合价为一系列偶数，例如。 3．微粒半径大小比较的一般规律 范围 微粒半径的变化 举例 同周期(0族除外) 原子或离子半径从左到到右逐渐变小 Na＞Mg＞Al 同主族 原子或离子半径从上而下依次增大 Li＜Na＜K；Li＋＜Na＋＜K＋ 同元素 ①原子半径比其阳离子半径大 ②原子半径比其阴离子半径小 H＋＜H＜H－ 电子层结构相同离子 其核电荷数越大，离子半径越小 Al3＋＜Mg2＋＜Na＋＜F－＜O2－ 既不在同周期 又不在同主族 找与一种元素在同周期、与另一种元素在同主族的元素作参照物 如比较F、Na的原子半径，找Cl或Li作参照物：F＜Cl＜Na或F＜Li＜Na 4．元素种类判断规律 (1)周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。 (2)族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝(族序数－2)的绝对值 5．对角线规律 金属与非金属分界线对角(左上角与右下角)的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期(如Li和Mg、Be和Al、B和Si)。 6．相似规律 (1)相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； (2)同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 (3)对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向()，对角相邻的两主族元素(都是金属或非金属)性质(金属性或非金属性)相近．②元素周期表中左上右下()相邻的两金属元素的离子半径相近． 7．递变规律 (1)同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 (2)同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 (3)三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8．“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ①＜1时为金属，值越小，金属性越强； ②＞1时是非金属，越大，非金属性越强； ③＝1时多为两性元素 知识点5 元素“位—构—性”关系 1．元素“位—构—性”综合关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 2．三者的推断关系 (1)结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝周期序数。 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＝最外层电子数。 最低负价＝－|8－最外层电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 (2)性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。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。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 (3)结构和性质的互推 ①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 3．应用——元素推断的一般思路 得分速记 (1)结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：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。 ②熟练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。 (2)熟记常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、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、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 考●向●破●译 考向1 金属性、非金属性递变规律 例1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剧烈 金属性：Na＞Mg B Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2 金属性：Ca＞Mg C 由水溶液的酸性：HCl＞H2S 非金属性：Cl＞S D t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI 非金属性：Br＞I 【答案】C 【解析】A项，与冷水反应，Na比Mg剧烈，说明钠的活泼性比镁活泼，因此金属性：Na＞Mg，不符合题意；B项，根据同主族从上到下，金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物碱性越强，根据Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2，其金属性：Ca＞Mg，不符合题意；C项，判断非金属性可以通过：最高价氧化物对应水化物酸性越强，其非金属性越强，故应比较酸性HClO4＞H2SO4，或：非金属性越强，简单氢化物越稳定，可以通过氢化物的稳定性HCl＞H2S，符合题意；D项，t℃时，Br2＋H2＝2HBr，I2＋H22HI，说明HI的稳定性比HBr的稳定性弱，根据同主族从上到下非金属性逐渐减弱，其气态氢化物稳定性逐渐减弱，因此能得出非金属性：Br＞I，不符合题意。 解题妙招 金属性、非金属性强弱判断的常见误区 (1)认为根据酸性HCl>H2S，可判断非金属性Cl大于S，应根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断。 (2)认为根据失电子数Na<Al，可判断金属性Na<Al，实际金属性强弱是Na>Al，与失电子数多少无关。 (3)认为根据稳定性HF>HCl>HBr>HI，可判断酸性：HF>HCl>HBr>HI，实际是酸性HF<HCl<HBr<HI。 (4)认为同主族从上到下，元素单质熔点逐渐升高，实际上同主族从上到下，金属单质熔点降低，非金属单质熔点升高。 (5)认为元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强，实际上有特例，如N非金属性较强，但N2性质稳定。 【变式1】【变载体】下列各组元素，金属性或非金属性强弱比较正确的是( ) A．金属性：Na＞K B．非金属性：O＞S C．金属性：Mg＜Al D．非金属性：F＜Cl 【答案】B 【解析】A项，同主族元素从上而下金属性逐渐增强，故金属性：Na＜K，选项A错误；B项，同主族元素从上而下非金属性逐渐减弱，故非金属性：O＞S，选项B正确；C项，同周期元素从左而右金属性逐渐减弱，故金属性：Mg＞Al，选项C错误；D项，同主族元素从上而下非金属性逐渐减弱，故非金属性：F＞Cl，选项D错误。故选B。 【变式2】【新情境—实验探究】(2026·广东东莞二模)下列比较第三周期元素金属性、非金属性的实验设计，无法达到实验目的的是( ) A．比较Na、Mg金属性 B．比较Mg、Al金属性 C．比较S、P非金属性 D．比较Cl、S非金属性 【答案】C 【解析】A项，Na与冷水剧烈反应，快速使酚酞变红，Mg与冷水几乎不反应，可证明金属性Na>Mg，A能达到实验目的；B项，Al(OH)3是两性氢氧化物，可溶于NaOH溶液，而Mg(OH)2不溶，说明Al(OH)3碱性弱于Mg(OH)2，可证明金属性Mg>Al，B能达到实验目的；C项，比较非金属性需要比较最高价氧化物对应水化物的酸性，S的最高价为+6价，对应最高价含氧酸是H2SO4，H2SO3不是S的最高价含氧酸，因此无法通过H3PO4和H2SO3的pH比较S和P的非金属性，C不能达到实验目的；D项，Cl2通入H2S溶液会发生置换反应 H2S+Cl2=S↓+2HCl，有淡黄色沉淀生成，说明氧化性 Cl2>S，证明非金属性Cl>S，后接NaOH处理尾气，D能达到实验目的；故选C。 【变式3】【变考法】下列实验所涉及的操作或叙述正确的是( ) 实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒，分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 【答案】C 【解析】A项，不能用润湿的pH试纸测量溶液的pH，且应该测量等浓度的溶液的pH，故A错误；B．常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，故B错误；C．金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割金属钠后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；D．Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应生成偏铝酸钠，不会生成氢氧化铝沉淀，故D错误；故选C。 考向2 原子半径、离子半径递变规律 例2下列所述的粒子(均为36号以前的元素)，按半径由大到小的顺序排列正确的是( ) ①基态X原子的结构示意图为 ②基态Y-的价电子排布式为 ③基态Z2-的轨道表示式为 ④基态E+的最高能级的电子对数等于其最高能层的电子层数 A．②>③>① B．④>③>② C．③>②>④ D．④>②>③ 【答案】C 【解析】①X为F元素，②Y为Cl-元素，③Z为S2-元素，④E为K+元素，F原子核外电子层数为2层，半径最小，电子层数相同的情况下原子序数越大半径越小，所以S2-＞Cl-＞K+＞F，即③＞②＞④＞①。故故选C。 解题妙招 “三看”法速判简单微粒半径的大小 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 【变式1】【变载体】下列关于粒子半径大小关系的判断不正确的是( ) ①r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋) ②r(F)<r(Cl)<r(Br)<r(I) ③r(Na＋)<r(Mg2＋)<r(Al3＋)<r(F－)<r(O2－) ④r(Fe2＋)<r(Fe3＋)<r(Fe) A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③ 【答案】C 【解析】同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴、阳离子半径随着原子序数的增大而逐渐减小，r(Al3＋)<r(Mg2＋)<r(Na＋) <r(F－)<r(O2－)，③错误；对于同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。 【变式2】【变考法】下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是( ) A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+) B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y- D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y 【答案】A 【解析】A项，电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；同一元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大；r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)，A正确；B项，原子X与Y的原子序数X＞Y，若X周期数大于Y，则原子半径X>Y，B错误；C项，电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+<Y-，C错误；D项，同一主族随原子序数变大，原子半径变大；同一主族非金属原子半径X＞Y，则原子序数X＞Y，非金属性：X<Y，D错误；故选A。 【变式3】【变情景】有7种短周期元素，原子半径及主要化合价如表，下列说法不正确的是( ) 元素代号 X Y Z M W Q R 原子半径/nm 0.186 0.143 0.104 0.099 0.070 0.066 0.032 主要化合价 +1 +3 +6，-2 +7，-1 +5，-3 -2 +1 A．核电荷数：X＜Y B．离子半径：Z2-＞Q2-＞X+＞Y3+ C．Z、W、Q、R四种元素形成的化合物可能含离子键 D．电子层数：X=Y=Z=W 【答案】D 【解析】根据化合价和原子半径规律，可推出各元素： R：+1价，原子半径最小→H；Q只有-2价→O；Z有+6、-2价→S；M有+7、-1价→Cl；W有+5、-3价，原子半径介于O和Cl之间→N；X为+1价，原子半径最大→Na；Y为+3价，原子半径介于Na和S之间→Al。即X为Na，Y为Al，Z为S，M为Cl，W为N，Q为O，R为H。A项，X为Na(核电荷数11)，Y为Al(核电荷数13)，核电荷数X＜Y，A正确，不符合题意；B项，离子半径判断规则：电子层数越多半径越大，电子层结构相同时核电荷数越大半径越小。S2−有3个电子层，半径最大；O2−、Na+、Al3+电子层结构相同，核电荷数越大半径越小，故离子半径Z2-＞Q2-＞X+＞Y3+，B正确，不符合题意；C项，四种元素可形成离子化合物如硫酸铵、亚硫酸铵等，均含有离子键，C正确，不符合题意；D项，X、Y、Z为第三周期元素，有3个电子层，W为N属于第二周期元素，有2个电子层，电子层数不相等，D错误，符合题意；故选D。 考向3 第一电离能、电负性递变规律 例3(2026·浙江宁波市“十校”高三二模)下列关于元素周期律和元素周期表的认识错误的是( ) A．第一电离能：Na＜Mg＜Al B．电负性：Br＞As C．Be元素位于周期表的s区 D．半径：O2-＞Mg2+ 【答案】A 【解析】A项，同周期元素第一电离能总体呈增大趋势，但Mg的3s轨道为全满稳定结构，第一电离能大于Al，正确顺序为Na＜Al＜Mg，A错误；B项，同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，Br和As同属第四周期，Br的原子序数更大，电负性Br＞As，B正确；C项，Be的价电子排布为2s2，属于第ⅡA族元素，位于周期表s区，C正确；D项，O2-和Mg2+核外电子层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，故半径O2-＞Mg2+，D正确；故选A。 【变式1】【变载体】(2026·浙江Z20名校联盟考前选考模拟)根据元素周期律，下列说法正确的是( ) A．电负性：Si>H B．碱性：NH3<PH3 C．第一电离能：Mg>A D．离子键成分百分数：AlCl3>Al2O3 【答案】C 【解析】A项，H的电负性约为2.2，Si的电负性约为1.9，电负性Si<H，A错误；B项，N原子半径小于P，NH3中N的孤电子对更易给出，碱性NH3>PH3，B错误；C项，Mg的价电子排布为3s2全满稳定结构，Al的价电子排布为3s23p1，p轨道电子能量更高更易失去，故第一电离能Mg>Al，C正确；D项，电负性O>Cl，Al与O的电负性差值大于Al与Cl的电负性差值，电负性差值越大离子键成分百分数越高，故AlCl3<Al2O3，D错误；故选C。 【变式2】【变考法】已知X、Y为第三周期元素，且电负性X>Y，下列说法正确的是( ) A．第一电离能Y一定小于X B．简单气态氢化物的稳定性：X>Y C．最高价含氧酸的酸性：Y>X D．X和Y形成化合物时，X显正价，Y显负价 【答案】B 【解析】X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，则原子序数X>Y，非金属性X＞Y。A项，同周期自左而右元素的第一电离能呈增大趋势，当能级处于半满、全满稳定状态时，能量较低，第一电离能大于同周期相邻元素，则第一电离能可能Y大于X，如N＞O，故A错误；B项，非金属性越强，气态氢化物越稳定，则简单气态氢化物的稳定性：X＞Y，故B正确；C项，元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强，最高价含氧酸的酸性：X＞Y，故C错误；D.电负性大的元素在化合物中显负价，所以X和Y形成化合物时，X显负价，Y显正价，故D错误；故选B。 【变式3】【变考法】(2026安徽阜阳高二期中)下表是某些元素的第一电离能(I1)和电负性数值。 元素符号 Be N O F Na Mg Al P S Cl Cr 第一电离能，I1(kJ·mol−1) 520 900 1402 1314 1681 496 738 578 1012 1000 1251 电负性 1.0 1.5 3.07 3.5 4.0 0.9 1.2 1.5 2.1 2.5 3.0 1.6 (1)基态Cr的电子排布式为___________。 (2)基态N、O、F、Na中，未成对电子数最多的是___________(填元素符号)，其最高能级的原子轨道形状为___________。 (3)从原子结构角度解释I1(Mg)＞I1(Al)的原因：___________。 (4)NCl3是一种无机化合物，在造纸领域作为漂白剂来提高纸张的白度。NCl3中的N元素的化合价___________。 (5)写出Mg3N2水解的化学方程式：___________。 (6)在XA3•YA3分子中，与X原子相连的A呈正电性(Aδ+)，与Y原子相连的A呈负电性(Aδ-)，则X、Y、A三种元素的电负性从大到小的顺序___________。 【答案】(1)1s22s22p63s23p63d54s1 (或[Ar]3d54s1) (2) N 哑铃形 (3)Mg原子的价电子排布为3s2，s能级为全充满稳定结构，第一电离能较大；Al原子的价电子排布为3s23p1，失去3p能级上的1个电子后可形成稳定的3s2全充满结构，第一电离能较小 (4)-3 (5)Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2↓ +2NH3↑ (6)X＞A＞Y 【解析】(1) Cr为24号元素，根据洪特规则特例，半充满轨道更稳定，基态Cr原子的3d能级填充5个电子、4s能级填充1个电子，电子排布式为1s22s22p63s23p63d54s1(也可简写为[Ar]3d54s1)。 (2) 分别写出四种元素基态原子的电子排布：N：1s22s22p3，未成对电子数为3；O：1s22s22p4，未成对电子数为2；F：1s22s22p5，未成对电子数为1；Na：1s22s22p63s1，未成对电子数为1，因此未成对电子数最多的是N；N的最高能级为2p能级，p轨道的形状为哑铃形。 (3)第一电离能是气态原子失去最外层一个电子的能量：Mg原子基态的价电子排布为3s2，s能级全充满为稳定结构，失去一个电子需要更高能量；Al原子的价电子排布为3s23p1，失去3p上的1个电子即可得到3s2全充满稳定结构，更容易失电子，因此第一电离能Mg大于Al。 (4) 化合物中电负性大的元素显负价，由表中数据可知N的电负性(3.07)大于Cl的电负性(3.0)，因此共用电子对偏向N，N显-3价。 (5)Mg3N2水解，Mg2+结合水中的OH-生成氢氧化镁，N3-结合水中的H+生成NH3，反应方程式为Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2↓ +2NH3↑。 (6)电负性越大，对共用电子对吸引能力越强：在XA3•YA3分子中，与X原子相连的A呈正电性(Aδ+)，说明共用电子对偏向X，故X＞A；与Y原子相连的A呈负电性，说明共用电子对偏向A，故A＞Y，因此电负性顺序为X＞A＞Y。 考向4 元素周期律应用 例4(2026·浙江宁波市慈溪中学等校高三二模)根据元素周期律推测，下列说法错误的是( ) A．离子半径：r(Na+)＞r(Mg2+) B．第一电离能：F＞Cl C．键的极性：H2O＞NH3 D．还原性：CH4＞SiH4 【答案】D 【解析】A项，Na+和Mg2+核外电子排布相同，核电荷数越大对核外电子吸引力越强，离子半径越小，故r(Na+)＞r(Mg2+)，A正确；B项，F原子半径小于Cl，F原子核对最外层电子的吸引力更强，失去1个电子需要的能量更高，故第一电离能F＞Cl，B正确；C项，电负性O＞N，O与H的电负性差值大于N与H的差值，成键原子电负性差越大键的极性越强，故键的极性H2O＞NH3，C正确；D项，同主族从上到下非金属性减弱，气态氢化物的还原性随非金属性减弱而增强，故还原性SiH4＞CH4，D错误；故选D。 【变式1】【变载体】(2026·浙江杭州二中高三6月选考考前热身)据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．热稳定性：HF＞H2O B．碱性：Ca(OH)2＞Mg(OH)2 C．电负性：C＞H D．电离能： I2(Na)＜I1(Ne) 【答案】D 【解析】A项，同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强，非金属性F>O，非金属性越强简单气态氢化物热稳定性越强，故热稳定性HF＞H2O，A正确； B项，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，金属性Ca>Mg，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，故碱性Ca(OH)2＞Mg(OH)2，B正确； C项，CH4中C显负价、H显正价，说明C吸引电子能力强于H，故电负性C＞H，C正确； D项，Ne和Na+电子排布相同，Na+核电荷数为11大于Ne的10，对核外电子吸引力更强，失去电子所需能量更高，故 I2(Na)＞I1(Ne)，D错误；故选D。 【变式2】【变载体】(2026·浙江稽阳联谊学校高三联考)关于元素周期律的认识不正确的是( ) A．第一电离能：Ca2＋＜Mg2＋ B．酸性：HF＜HCl C．还原性：Br-＜I- D．热稳定性：PH3＜AsH3 【答案】D 【解析】A项，同主族元素从上到下离子半径增大，Mg2＋半径小于Ca2＋，原子核最外层电子吸引力更强，镁离子的电离能更大，A正确；B项，H-F键键能远大于H-Cl键，HF在水溶液中更难电离出H+，属于弱酸，HCl是强酸，B正确；C项，同主族ⅦA族元素非金属性Br＞I，单质氧化性越强对应阴离子还原性越弱，C正确；D项，同主族ⅤA族元素非金属性P＞As，非金属性越强简单氢化物热稳定性越强，故热稳定性应为PH3＞AsH3，D错误；故选D。 【变式3】【变载体】(2026·浙江台州一中高三6月选考适应性考试)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．非金属性：Si<Ge B．热稳定性：H2O>H2S C．碱性：Ca(OH)2<Ba(OH)2 D．第一电离能：Cl>P>S 【答案】A 【解析】A项，Si和Ge同属第IVA族，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，故非金属性Si>Ge，A错误；B项，O和S同属第VIA族，同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，简单氢化物热稳定性随非金属性减弱而降低，故热稳定性H2O>H2S，B正确；C项，Ca和Ba同属第IIA族，同主族元素从上到下金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的碱性随金属性增强而增强，故碱性Ca(OH)2<Ba(OH)2，C正确；D项，第三周期元素第一电离能随原子序数增大总体呈上升趋势，但P的3p轨道为半充满稳定结构，第一电离能大于相邻的S，故第一电离能Cl>P>S，D正确；故选A。 考向5 元素综合推断 例5(2026·浙江省强基联盟高三联考一模)W、X、Y、Z为四种短周期非金属元素，W原子中电子排布已充满的能级数与最高能级中的电子数相等，X与W同族，Y与X相邻且Y原子比X原子多一个未成对电子，Z位于W的对角线位置。下列说法不正确的是( ) A．原子半径：Z＜W B．电负性：W＜X C．第二电离能：X＜Y D．最简单氢化物的稳定性：Y＜Z 【答案】C 【解析】W、X、Y、Z为四种短周期非金属元素，W原子中电子排布已充满的能级数与最高能级中的电子数相等，电子排布式为1s22s22p63s23p4，已充满的能级数为1s、2s、2p、3s，共4个，最高能级3p电子数为4，则W为S；X与W同族，则为O；Y与X相邻且Y原子比X原子多一个未成对电子，O有2个未成对电子，Y为N有3个未成对电子；Z位于W的对角线位置，则Z为F元素。A项，Z为F元素、W为S元素，原子半径：F(Z)位于第二周期，S(W)位于第三周期，原子半径S＞F，A正确；B项，X为O元素、W为S元素，同主族元素从上到下电负性减小，O(X)的电负性大于S(W)，B正确；C项，X为O、Y为N，第二电离能取决于O+的电子排布结构2p3与N+的电子排布结构2p2，由于O⁺的电子排布结构2p3为半充满稳定状态，失去1个电子需要的能量更高，N+的电子排布结构2p2失去第二个电子相对容易，因此X(O)的第二电离能大于Y(N)，C错误；D项，Y、Z的最简单氢化物分别为NH3、HF，N-H键比H-F键的键能小，稳定性差，即HF(Z)的稳定性强于NH3(Y)，D正确；故选C。 解题妙招 元素推断试题的解题模型 (1)由元素原子或离子的核外电子排布推断 (2)由元素单质或化合物的性质(特性)推断 (3)由元素在周期表中的位置推断 (4)解题模型 依据原子结构、元素性质推断元素的解题模型 根据模型推断元素 【变式1】【变载体】(2026·浙江温州平阳高三选考模拟)短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如表所示，其中X元素的基态原子有两个未成对电子，则下列说法正确的是( ) X Y Z W Q A．Y和Q形成的二元化合物都不能用于自来水消毒 B．由X与W组成的某种物质能溶解单质W C．Z单质保存在煤油中 D．X有多种同素异形体，它们的熔沸点都很高 【答案】B 【解析】X元素的基态原子有两个未成对电子，结合X在周期表中的位置可知，故X为C(1s22s22p2)，Y为O，Z为P，W为S，Q为Cl，据此分析。A项，Y为O、Q为Cl，二者形成的ClO2是常见的自来水消毒剂，A错误；B项，X为C、W为S，二者形成的CS2(二硫化碳)可溶解单质S，B正确；C项，Z为P，白磷需保存在水中，红磷密封干燥保存即可，无需保存在煤油中，C错误；D项，X为C，其同素异形体中的C60属于分子晶体，熔沸点较低，并非所有同素异形体熔沸点都很高，D错误；故选B。 【变式2】【变情境】(2026·浙江省名校协作体高三返校联考)短周期主族元素分布在三个周期且原子序数依次增大，基态Y原子中s能级与p能级的电子数相等，相邻，的价电子数之和为19，Q是第四周期元素，最外层只有1个电子，其内层均填满电子，下列说法正确的是( ) A．Y不可形成含极性共价键的单质 B．键角 C．ZY2M2的空间构型为四面体形 D．Q的基态原子有16种空间运动状态 【答案】C 【解析】短周期主族元素X、Y、Z、M分布在三个周期且原子序数依次增大，基态Y原子中s能级与p能级的电子数相等，则X为H 、Y为O，Z、M相邻，Y、Z、M的价电子数之和为19，则Z为S，M为Cl， Q是第四周期元素，最外层只有1个电子，其内层均填满电子，则Q为Cu。A项，由分析可知，Y为O，单质O3是极性分子，含有极性共价键，A错误；B项，H2O分子有2对孤对电子，[Cu(H2O)4]2+中H2O的孤对电子与Cu2+形成配位键，孤对电子对成键电子对的排斥作用更减小，键角增大，，B错；C项，SO2Cl2的中心原子S原子的价层电子对数为4，空间构型为四面体形，C正确；D项，基态原子Cu的电子排布式为1s22s22p63s23p63d104s1，共15种空间运动状态，D错误；故选C。 【变式3】【变考法】(2026·浙江大学附属中学高三模拟考试)X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期元素，四种元素组成的XWZY4是一种常见的电极材料，其晶胞结构示意图如图所示。其中Y围绕W和Z分别形成正八面体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。Z的第一电离能高于同周期相邻元素，X与Z的最外层电子数之和等于Y元素的最外层电子数，W的价层电子中成对电子数与未成对电子数均为4。下列说法正确的是( ) A．每个晶胞中含有XWZY4的单元数为2 B．Z的氢化物分子之间存在分子间氢键 C．原子半径：X＞Y D．简单氢化物的热稳定性：Z＞Y 【答案】C 【解析】根据题干信息可知：W的价层电子中成对电子数与未成对电子数均为4，则价层电子轨道排布式为：，电子排布式为：3d64s2，原子序数为26，则W为Fe元素；Z的第一电离能高于同周期相邻元素，则Z可能是Be、N、Mg、P，再根据X与Z的最外层电子数之和等于Y元素的最外层电子数，且Y的原子序数小于Z，则Y和Z不能在同一周期，得到Y在第二周期，Z在第三周期，则Z不可能是Be、N元素，再结合Y围绕Z形成正四面体结构可推出Z为P元素；由四种元素组成的XWZY4(XFePY4)是一种常见的电极材料，则该物质可能为：LiFePO4，将元素代入后发现都满足题设条件，则推断出X为Li元素、Y为O元素。A项，根据晶胞图，Li+位于8个顶点、4个棱心、4个面心，则Li+的个数为：，可以推断出每个晶胞中含有XWZY4的单元数为4，A错误；B项，Z的氢化物为：PH3，PH3分子间不存在氢键，B错误；C项，Li元素和O元素属于同一周期主族元素，从左向右原子半径逐渐减小，则有：Li＞O，C正确；D项，Z元素和Y元素的简单氢化物分别为：PH3和H2O，非金属性O＞P，则热稳定性：H2O＞PH3，D错误；故选C。 真题溯源·考向感知 ——溯源真题逻辑，感知高考考向 1．(2026·浙江1月卷，5，3分)关于元素周期律的认识错误的是( ) A．半径Mg2+＜O2- B．非金属性Si<S C．还原性Br-＜Cl- D．第一电离能K+ < Na+ 【答案】C 【解析】A项，Mg2+和O2-均为10电子离子，核电荷数Mg为12大于O的8，离子半径随核电荷数增大而减小，故半径：Mg2+＜O2-，A正确；B项，Si和S同属第三周期，S位于Si右侧，同周期元素从左到右非金属性增强，故非金属性：Si < S，B正确；C项，同主族从上到下卤素单质氧化性减弱，对应的离子还原性增强，故还原性：Cl-＜Br-，C错误；D项，K+和Na+均为稀有气体电子构型(K+为[Ar]，Na+为[Ne])，K+的最外层位于第三能层，比Na+的第二能层能量高、离核远，更易失去电子，故第一电离能：K+ < Na+，D正确；故选C。 2．(2025·浙江1月卷，4，3分)根据元素周期律，下列说法不正确的是( ) A．第一电离能：N＞O＞S B．化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3 C．碱性：LiOH＞KOH D．化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3 【答案】C 【解析】A项，根据同一周期从左往右元素的第一电离能呈增大趋势，ⅡA与ⅢA，ⅤA与ⅥA反常，故第一电离能：N＞O＞S，A正确；B项，已知同一周期从左往右元素的电负性依次增大，电负性Si＜P＜Cl，电负性差值越大，键的极性越大，故化合物中键的极性：SiCl4＞PCl3，B正确；C项，同一主族从上往下元素的金属性依次增大，金属性Li＜K，故碱性：LiOH＜KOH，C错误；D项，已知同一周期从左往右元素的电负性依次增大，即电负性Mg＜Al，故Mg与O的电负性差值＞Al与O的电负性差值，电负性差值越大离子键百分数越大，故化合物中离子键百分数：MgO＞Al2O3，D正确；故选C。 3．(2024·浙江6月卷，10，3分)X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍。下列说法不正确的是( ) A．键角：YX3+＞YX3- B．分子的极性：Y2X2＞X2Z2 C．共价晶体熔点：Y＞M D．热稳定性：YX4＞MX4 【答案】B 【解析】X、Y、Z、M四种主族元素，原子序数依次增大，分别位于三个不同短周期，Y与M同主族，Y与Z核电荷数相差2，Z的原子最外层电子数是内层电子数的3倍，则Z为O元素，Y为C元素，X为H元素，M为Si元素。A项，YX3+为CH3+，其中C原子的杂化类型为sp2，CH3+的空间构型为平面正三角形，键角为120°；YX3-为CH3-，其中C原子的杂化类型为sp3，CH3-的空间构型为三角锥形，由于C原子还有1个孤电子对，故键角小于109°28´，因此，键角的大小关系为YX3+＞YX3-，A正确；B项，Y2X2为C2H2，其为直线形分子，分子结构对称，分子中正负电荷的重心是重合的，故其为百极性分子；H2O2分子结构不对称，分子中正负电荷的重心是不重合的，故其为极性分子，因此，两者极性的大小关系为Y2X2＜X2Z2，B不正确；C项，金则石和晶体硅均为共价晶体，但是由于C的原子半径小于Si，因此，C—C键的键能大于Si—Si键的，故共价晶体熔点较高的是金刚石，C正确；D项，元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强；C的非金属性强于Si，因此，甲烷的稳定热稳定性较高，D正确； 故选B。 4．(2024·浙江1月卷，12，3分)X、Y、Z、M和Q五种主族元素，原子序数依次增大，X原子半径最小，短周期中M电负性最小，Z与Y、Q相邻，基态Z原子的s能级与p能级的电子数相等，下列说法不正确的是( ) A．沸点：X2Z＞X2Q B．M与Q可形成化合物M2Q、M2Q2 C．化学键中离子键成分的百分数： M2Z＞M2Q D．YZ3-与QZ32-离子空间结构均为三角锥形 【答案】D 【解析】X半径最小为H，短周期电负性最小则M为Na，Z原子的s能级与p能级的电子数相等，则Z为O，Z与Y、Q相邻，Y为N，Q为S。A项，H2O中含有氢键，则沸点高于H2S，A正确；B项，Na与O形成Na2O、Na2O2，则O与S同族化学性质性质相似，B正确；C项，Na2O的电子式为，Na2S的电子式为，离子键百分比 = (电负性差值 / 总电负性差值)，O的电负性大于S，则Na2O离子键成分的百分数大于Na2S，C正确；D项，NO3-为sp2杂化，孤电子对为0，为平面三角形，SO32-为sp3杂化，孤电子对为0，正四面体，D错误；故选D。 5．(2023·浙江省1月卷，10，3分)X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( ) A．电负性： B．最高正价： C．Q与M的化合物中可能含有非极性共价键 D．最高价氧化物对应水化物的酸性： 【答案】B 【解析】X的2s轨道全充满，X为Be，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，Y为C，M是地壳中含量最多的元素，M为O，X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大，则Z为N，Q是纯碱中的一种元素，则Q为Na。A项，同一周期元素从左至右，电负性逐渐增大，电负性N大于Be，A正确；B项，N最高正价为+5价，O无最高正价，最高正价N大于O，B错误；C项，Na和O形成的过氧化钠中含有非极性共价键，C正确；D项，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性N大于C，硝酸酸性强于碳酸，D正确；故选B。 6．(2023·浙江省6月卷，11，3分)X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是( ) A．第一电离能： Y＞Z＞X B．电负性： Z＞Y＞X＞W C．Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z D．W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 【答案】A 【解析】X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，则X为C，Y为N，Z为F，W原子在同周期中原子半径最大，则W为Na。A项，根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第IIA族大于第IIIA族，第VA族大于第VIA族，则第一电离能： Z＞Y＞X，故A错误；B项，根据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，则电负性：Z＞Y＞X＞W，故B正确；C项，根据同电子层结构核多径小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W＜Z，故C正确；D项，W2X2与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。故选A。 7．(2020·浙江1月卷，16，2分)下列说法正确的是( ) A．同一原子中，在离核较远的区域运动的电子能量较高 B．原子核外电子排布，先排满K层再排L层，先排满M层再排N层 C．同一周期中，随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐增大 D．同一周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数都相差1 【答案】A 【解析】A项，电子能量越低，挣脱原子核束缚的能力弱，在距离原子核近的区域运动；电子能量高，挣脱原子核束缚的能力强，在距离原子核远的区域运动，故A正确；B项，M能层中d能级的能量高于N能层中s能级能量，填充完4s能级后才能填充3d能级，故B错误；C项，同一周期中，主族元素随着核电荷数的增加，元素的原子半径逐渐减小，故C错误；D项，第四周期中，Ⅱ A与Ⅲ A族元素原子的核电荷数相差11，故D错误；故选A。 2 / 3 学科网(北京)股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $