元素周期表讲解高中(元素周期表高考考点)
导语：高三党先码再看：元素周期表考点突破
高三：元素周期表考点突破
01
考点一 原子结构
2.等量关系：
(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。
(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。
(3)阳离子所带电荷数=阳离子核内质子数-阳离子核外电子数。
(4)阴离子所带电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。
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原子结构是高考的热点之一，解决此类问题关键在于抛开题目所给新信息的干扰，弄清()的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系，只有这样才能顺利解答问题，在解题时一定要看清题干要求。
规律与特例：规律学习是主线，特性特点往往是考点，所以我们在学习中还要掌握元素原子结构的特征规律。核电荷数为1—18的元素的原子结构是高考重点考查的内容，熟练掌握其结构特征，尤其是核外电子排布是快速判断元素的前提和基础。
1.规律
(1)最外层电子数与次外层电子数相等的原子有Be、Ar。
(2)最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C；3倍的是O；4倍的是Ne；1/2倍的是Li、Si。
(3)电子层数与最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
(4)最外层电子数是电子层数2倍的原子是He、C、S；3倍的是O。
2.特性
核电荷数为1—18的元素的特征性质：
(1)气态密度最小，原子核中只有质子没有中子，原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的是H。
(2)单质硬度最大，熔沸点最高，形成化合物种类最多，正负化合价代数和为零且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是C。
(3)原子半径最大的是K，最小的是H。
(4)单质与水反应生成氧气，气态氢化物最稳定，只有负价而无正价的是F。
02
考点2
元素与同位素、同素异形体、同分异构体、同系物的联系与区别
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区分以上概念，首先需要明确各概念所适用的范畴，如同位素是指原子，同素异形体是指单质，同分异构体、同系物一般适用于有机物，然后抓住概念的实质进行区分，否则容易混淆。
03
考点3 元素周期律、元素周期表
1.元素周期表
2.元素周期律
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。这里所讲的元素性质是指元素的原子半径、元素的化合价、元素的化学性质，即元素的金属性和非金属性。具体如下表：
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1.元素周期表中的规律
(1)“阴上阳下”规律
具有相同电子层结构的离子，阴离子元素在阳离子元素的上一个周期。
如：“Xm+”、“Yn-”的电子层结构相同，则X元素在Y 元素的下一个周期，故原子序数X>Y。
(2)“序差”规律
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)。
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是同族相邻周期元素，A、B所在周期分别有m和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，若A在B的上一周期。当：
A、B在与ⅠA或ⅡA族时，y=x+m
A、B在与ⅢA—0族时，y=x+n
2.需要注意的点
(1)F没有正价；O除氟化物外，一般不显正价；金属元素一般无负价。主族元素最高正价=最外层电子数=族序数；主族元素最低负价=最外层电子数-8=族序数-8。
(2)非金属性的正价有多种，一般是由共用电子对的偏移形成的。简单的阴离子的价态均是最低负价，如S2-、Cl-、P3-等。所以我们在用化合价判断元素在周期表中位置时，一定要分清是否为最高正价和最低负价，如某主族元素R的化合物为Na2R、RO2，则R在元素周期表中的位置为_________。
此题就不能用RO2中R的+4价来确定R在元素周期表中的位置，因为不能确定RO2中R的+4价是最高正价。
3.由原子序数确定元素位置
例如：84号元素、88号元素在周期表中的位置
首先确定零族元素的原子序数，方法：每一周期所容纳的元素种类为2、8、8、18、18、32、32，计算出与84比较接近的零族元素的原子序数，第6周期零族元素是86号元素，然后84与86比较得出结论，84号元素是第六周期ⅥA族；同理88号元素是第七周期ⅡA族。
04
考点4 元素的“位─构─性”之间的关系
(如下图所示)
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本考点是无机化学的核心知识，因此是高考中每年必考的重点知识。在复习中一定要抓住元素的“位─构─性”之间的关系,掌握一点来推测另两点。
05
考点5 电子数相同的粒子
1.核外电子总数为2的粒子：He、H-、Li+、Be2+。
2.核外电子总数为10的粒子
①分子：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。
②阳离子：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。
③阴离子：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。
3.核外电子总数为18的粒子
①分子：SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、
CH3OH、CH3F、N2H4等。
②阳离子：K+、Ca2+。
③阴离子：S2-、HS-、Cl-、O22-。
4.核外电子总数及质子数均相等的粒子：
①Na+、NH4+、H3O+。
②F-、OH-、NH2-。
③HS-、Cl-。
④N2、CO、C2H2。
⑤C6H6、B3N3H3。
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在学习电子数相同的粒子时，一定要利用元素周期表这一化学工具。
如：10电子粒子在元素周期表中以10电子的Ne原子向后推有：Na+、Mg2+、Al3+；向前推有N3-、O2-、F-、OH-、NH2-、NH4+、H3O+、CH4、NH3、H2O、HF。
18电子的应以Ar向前后扩散，但不要忘记(9+9=18)
如：F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等。
形成一定的思维定式可以提高做题的速度,但有时要打破自己的这种思维定式。
例：甲、乙、丙、丁为前三周期元素形成的粒子，它们的电子总数相等。已知甲、乙、丙为双原子分子或负二价双原子阴离子，丁为原子。
(1)丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，反应的化学方程式是__________________。
(2)乙在高温时是一种还原剂，请用化学方程式表示它在工业上的一种重要用途：__________________。
(3)在一定条件下，甲与O2反应的化学方程式是____________________________________。
(4)丁的元素符号是_________，它的原子结构示意图为_________。
(5)丁的氧化物的晶体结构与_________的晶体结构相似。
我们看到此题中有等电子的粒子就想到10电子体、18电子体，但按10电子体、18电子体推不出正确结论，所以我们要打破这种思维定式，重新找突破口：丙与钙离子组成的离子化合物跟水反应产生一种可燃性气体，经排查知中学化学中常见的这种反应是：电石与水反应生成可燃性气体C2H2，这样此题就迎刃而解。丙为C22-有14个电子，甲、乙、丁也含14个电子，依题意得：甲为N2、乙为CO、丁为SiO2。
06
考点6 粒子半径大小比较
1.电子层数&半径
一般电子层数越多，其半径越大〔极少数例外，如r(Li)<r(Al)〕。此规律包含了如下两种情况：
(1)同主族元素，由上而下，原子半径逐渐增大，离子半径逐渐增大，如：r(K)＞r(Na)，r(K+)＞r(Na+)。
(2)原子半径比相应的阳离子半径大，如：r(K)＞r(K+)，r(Mg)＞r(Mg2+)。
2.核电荷数&半径
(1)同周期主族元素自左至右原子半径逐渐减小(0族例外)，如：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)。
(2)电子层数相同的离子，核电荷数越大，半径越小，如：r(O2-)＞r(F-)＞r(Na+)＞r(Mg2+)。
3.最外层电子数&半径
若电子层数、核电荷数均相同，最外层电子数越多，半径越大。
(1)同一元素的原子和阴离子，原子半径比阴离子半径小，如：r(F)＜r(F-)。
(2)同一元素价态不同的阳离子，核外电子数越多，半径越大，如r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
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粒子半径大小比较归纳为“同层比核，同核比层”。
“同层比核”如：Na+与F-，Cl与S，Cl-与S2-；电子层数相同，核电核数越大，核对电子的引力越大，半径越小；同理，“同核比层”，例：Na与Na+、Cl与Cl-的核电荷数相同，核外电子数越大，原子(或离子)半径越大。
在解答这类问题时，我们可以借助元素周期表进行解答。
07
考点7 判断元素金属性、非金属性的方法
1.比较元素非金属性的强弱方法
(1)根据元素在周期表中的位置判断(同主族、同周期的递变规律)。
(2)根据非金属单质和氢气化合的难易程度进行判断。
(3)根据气态氢化物的稳定性判断。
(4)根据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱进行判断。
(5)根据非金属间的置换反应判断。
2.比较元素金属性的强弱方法
(1)根据元素在周期表中的位置判断(同主族、同周期的递变规律)。
(2)根据单质与水或酸反应的难易判断。
(3)根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱进行判断。
(4)根据组成原电池的电极情况判断。
(5)根据金属间的置换反应判断。
(6)根据金属活动性顺序表判断。
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判断元素非金属性、金属性强弱除借助元素周期表及元素周期律来判断，还要特别注意：判断元素非金属性强弱用酸性强弱进行判断一定是最高价含氧酸的酸性，如硫酸的酸性＞磷酸可以判断出S的非金属性＞P的非金属性，但H2SO3的酸性＞HClO、HCl的酸性＞H2S均不能判断非金属性强弱。
判断元素金属性强弱用碱性强弱进行判断一定是最高价碱的碱性，如用Fe(OH)2的碱性强弱就不能判断金属性强弱。
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