元素周期律知识点总结.docx
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元素周期律知识点总结.docx
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元素周期律知识点总结
物质结构 元素周期律
●考纲解读
1.了解元素、核素和同位素的含义。
2.了解原子构成。
了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核处电子数以及它们之间的相互关系;了解原子核外电子排布。
3.掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
4.以第三周期为例,掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.以第ⅠA族和第ⅦA族为例,掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。
6.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
7.了解化学键的定义。
了解离子键和共价键的形成。
●真题链接
1.(2013·天津卷·3)下列有关元素的性质及其递变规律正确的是( )
A.ⅠA族与ⅦA族元素间可形成共价化合物或离子化合物
B.第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7
C.同主族元素的简单阴离子还原性越强,水解程度越大
D.同周期金属元素的化合价越高,其原子失电子能力越强
解析:
从元素周期表的结构和元素周期律角度分析、解决问题。
ⅠA族和ⅦA族元素如:
H、Na与Cl可形成HCl和NaCl,两者分别属于共价化合物和离子化合物,A正确。
第二周期F元素无正价,B错。
如第ⅦA族的元素中,还原性F-I-,C错。
同周期金属元素从左到右化合价升高,其还原性减弱,原子失电子能力减弱,D错。
答案:
A
2.(2013·山东卷·8)W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如下所示,W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物,由此可知( )
W
X
Y
Z
A.X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y
B.Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y
C.X元素形成的单核阴离子还原性大于Y
D.Z元素单质在化学反应中只表现氧化性
解析:
根据W元素的相关信息及四种元素在周期表中的位置关系确定具体元素,再结合元素周期律知识分析、解决问题。
W、X、Y、Z均为短周期元素,且W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物,则W为N元素,结合四种元素在周期表中的相对位置可知,X为O元素,Y为S元素,Z为Cl元素。
B项,Cl元素的非金属性强于S元素,则Cl元素最高价氧化物对应水化物的酸性一定强于S元素最高价
氧化物对应水化物的酸性,但Cl元素的低价态氧化物对应水化物的酸性不一定强于S元素,如HClO的酸性比H2SO3的弱。
C项,O元素的非金属性比S元素强,O2的氧化性强于S单质,则O2-的还原性比S2-弱。
D项,Cl2中Cl元素为0价,处于中间价态,与强氧化剂(如酸性KMnO4溶液等)反应表现还原性,与强还原剂(如Fe、H2等)反应表现氧化性,Cl2与NaOH溶液的反应中,Cl2既表现氧化性又表现还原性。
答案:
A
●名校模拟
3.(2013·北京市海淀区第二学期期末·9)X、Y、Z均为短周期元素,其简单离子X+、Y3+、Z2-的核外电子层结构相同。
下列说法不正确的是( )
A.原子序数:
Y>X>Z
B.碱性:
XOH>Y(OH)3
C.单质的还原性:
X>Y
D.离子半径:
X+>Y3+>Z2-
解析:
根据题意,X为Na元素、Y为Al元素、Z为O元素。
A项,原子序数:
Al>Na>O;B项,碱性:
NaOH>Al(OH)3;C项,单质的还原性:
Na>Al;D项,离子半径:
O2->Na+>Al3+。
答案:
D
4.(2013·杭州市第二次质检·26)A、B、C、D为原子序数依次增大的四种短周期元素,其性质或结构信息如下表:
试回答以下问题:
(1)B在周期表中的位置是________。
B的氢化物与E的氢化物比较,沸点较高的是________(填化学式),在水中溶解度较大的是________(填化学式)。
(2)写出D3B与甲反应所得溶液呈________(填“酸性”“碱性”或“中性”),原因是__________________(用学方程式表示)。
(3)写出丙的电子式为________。
说明丙的水溶液在放置过程中其酸性会增强的原因:
__________________(用离子方程式表示)。
(4)由A、B、C、D四种元素中的三种元素组成的一种盐丁,其外观与氯化钠相似,丁的水溶液呈碱性。
可用来鉴别丁和氯化钠的试剂有________。
A.氢碘酸和淀粉的混合液
B.AgNO3溶液
C.甲基橙试剂
D.稀硫酸
(5)将光亮的铜丝插入丁溶液中,没有现象发生,如用盐酸酸化,反应迅速发生,铜丝缓慢溶解生成深绿色溶液,写出该反应的离子方程式:
________________________________。
解析:
由题意知D为钠元素,而A和D同主族,则A为氢元素,Na3B中离子为Na+和B3-,两种离子的电子层结构相同,则B为氮元素,C为氧元素,与氢元素形成的化合物甲为H2O,乙为H2O2,乙有弱酸性,丙相对于空气的密度为3.0,则丙的相对分子质量为87,溶于水得到弱酸性溶液且光照条件下放置酸性增强为HClO,说明E为氯元素,丙的化学式为Cl2O。
(1)NH3分子之间容易形成氢键,所以沸点较高,NH3分子与水分子间容易形成氢键,所以在水中的溶解度较大。
(2)Na3N在水中水解产生NH3和NaOH,所得溶液显碱性。
(3)次氯酸见光分解,生成盐酸,酸性增强。
(4)丁为NaNO2,NaNO2能与I-发生氧化还原反应生成碘单质,使淀粉变蓝,A正确,AgNO3与两种盐都能产生白色沉淀,B错误,甲基橙变色范围是3.1~4.4,所以加入到两种盐溶液中均显黄色,C错误,NaNO2溶液中滴加稀硫酸,试管内液面上方有红棕色气体产生,且能嗅到刺激性气味,而氯化钠溶液不会产生此现象,D正确。
(5)由题意可知,产物中有Cu2+,则NO
被还原为NO气体。
答案:
(1)第二周期ⅤA族 NH3 NH3
(2)碱性 Na3N+3H2O===NH3↑+3NaOH
高频考点·大整合
●考点整合
1.原子的组成
2.原子中基本微粒间的五个关系
(1)质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
(2)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
3.元素周期表的结构(7个周期,16个族)
4.元素周期表中元素性质的递变规律
5.“位、构、性”之间的关系
(1)结构—明确原子结构中的四个数量关系
电子层数=周期序数
质子数=原子序数
最外层电子数=主族序数
主族元素的最高正价=主族序数(O、F除外)
最低负
(2)位置—掌握确定元素位置的方法
只要记住了稀有气体元素的原子序数(He2、Ne10、Ar18、Kr36、Xe54、Rn86),就可确定主族元素的位置。
①若元素原子序数比相应的稀有气体元素的原子序数多1或2,则应处在下一周期的第ⅠA族或第ⅡA族,如88号元素88-86=2,则88号元素应在第七周期第ⅡA族。
价=主族序数-8
②若元素原子序数比相应的稀有气体元素的原子序数少1~5时,则应处在同周期的第ⅦA族~第ⅢA族,如84号元素,应在第六周期第ⅥA族。
③若预测新元素,可与未发现的第七周期最后一种元素(118号)比较,按上述方法推测知:
如114号元素,应为第七周期第ⅣA族。
(3)性质—熟悉原子结构和性质的递变规律
①元素金属性、非金属性强弱的比较
A.金属性强弱的比较
a.根据元素在周期表或金属活动性顺序中的位置;
b.根据金属与盐溶液的置换反应;
c.根据原电池的正负极;
d.根据金属与H2O(或酸)反应置换出氢的难易;
e.根据最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。
B.非金属性强弱的比较
a.依据非金属之间的置换反应
如2F2+2H2O===4HF+O2,则非金属性F>O。
b.依据非金属单质与H2化合的难易(或生成氢化物的稳定程度),如稳定性:
HF>HCl>HBr>HI,非金属性:
F>Cl>Br>I。
c.依据最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱,如酸性H2SiO3<H3PO4<H2SO4,非金属性Si<P<S。
②微粒半径的大小比较
A.同周期元素的原子或最高价阳离子半径从左至右逐渐减小(稀有气体元素除外),如:
Na>Mg>Al>Si;Na+>Mg2+>Al3+。
B.同主族元素的原子或离子半径从上到下逐渐增大,如:
Li<Na<K;F-<Cl-<Br-。
C.电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增加而减小,如:
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
D.核电荷数相同(即同种元素)的微粒,电子数越多,半径越大,如:
Fe3+<Fe2+,Cl<Cl-。
E.电子层数和所带电荷都不同的,可选相近的离子参照比较,如:
比较Al3+与S2-的半径大小,可选O2-为参照,可知:
Al3+<O2-<S2-,故Al3+<S2-。
6.核外电子数相同的粒子小结(常作为元素推断题的突破口)
(1)核外有10电子的粒子
分子:
Ne、HF、H2O、NH3、CH4
阳离子:
Mg2+、Na+、Al3+、NH
、H3O+
阴离子:
N3-、O2-、F-、OH-、NH
①可按物质的状态记忆10电子的粒子
Ne、HF、NH3、CH4在常温常压下为气态,H2O在常温常压下为液态。
②可按粒子中原子数目记忆10电子的粒子
单核:
N3-、O2-、F-、Mg2+、Na+、Al3+、Ne
双核:
HF、OH-
三核:
H2O、NH
四核:
NH3、H3O+
五核:
CH4、NH
③“10e-+10e-===10e-+10e-”的反应:
NH
+OH-
NH3↑+H2O
(2)核外有18电子的粒子
分子:
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4
阳离子:
K+、Ca2+
阴离子:
P3-、S2-、HS-、Cl-、O
(3)核外有14电子的粒子
N2、CO、Si、C2H2
(4)核外电子总数与质子数均相同的离子组
①Na+、NH
、H3O+;②F-、OH-、NH
7.化学键与物质的关系
(1)只有非极性键的物质:
H2、O2、N2、Cl2、金刚石、晶体硅、白磷、硫等,都是由同种非金属元素组成的单质。
(2)只有极性键的物质:
HCl、HBr、NO、NH3、H2O、CS2、CO2、BF3等,都是由不同种非金属元素组成的化合物
(3)既有极性键又有非极性键的物质:
H2O2、CH3CH2OH、CH3COOH、CHCH、CH2CH2等。
(4)只有离子键的物质:
NaCl、KCl、CsCl、Na2O、K2S、NaH等,都是由活泼金属元素和活泼非金属元素组成的离子化合物。
(5)既有离子键又有非极性键的物质:
Na2O2、FeS2、CaC2等。
(6)既有离子键又有极性键的物质:
NaOH、Na2CO3、HCOONa等。
(7)有离子键、极性键和非极性键的物质:
CH3COONa等。
(8)无化学键的物质:
稀有气体。
8.离子键和共价键的比较
●方法归纳
1.元素推断的常见突破口
(1)短周期元素的原子结构的特殊性
①原子核中无中子的原子:
H。
②最外层有1个电子的元素:
H、Li、Na。
③最外层有2个电子的元素:
He、Be、Mg。
④最外层电子数等于次外层电子数的元素:
Be、Ar。
⑤最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:
C;是次外层电子数3倍的元素:
O;是次外层电子数4倍的元素:
Ne。
⑥最外层电子数是内层电子总数一半的元素:
Li、P。
⑦电子层数与最外层电子数相等的元素:
H、Be、Al。
⑧电子总数为最外层电子数2倍的元素:
Be。
⑨次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:
Li、Si。
⑩族序数等于周期数2倍的元素:
C、S。
11、族序数等于周期数3倍的元素:
O。
12、周期数是族序数3倍的元素:
Na。
13、最高正价与最低负价代数和为零的元素:
C、Si。
14、最高正价是最低负价绝对值3倍的元素:
S。
(2)1~20号元素中某些元素的性质的特殊性
①原子半径最大的是K,最小的是H。
②单质硬度最大的,熔、沸点最高的,形成化合物品种最多的,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都是C。
③单质密度最小的,原子核中只有质子没有中子的,原子序数、电子层数、最外层电子数三者均相等的都是H。
④气态氢化物最稳定且只有负价而无正价的是F。
⑤最高价氧化物的水化物酸性最强的是Cl,碱性最强的是K。
⑥气态氢化物在水中的溶解度最大,其水溶液呈碱性的是N。
⑦单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。
⑧具有两性的元素是Al、Be。
⑨最轻的金属是Li。
2.判断元素金属性、非金属性强弱的一般方法
(1)金属性强弱的判断方法
理论推断:
①原子结构:
原子半径越大,最外层电子数越少,金属性越强。
②在周期表中位置:
同主族由上到下金属性逐渐增强;同周期由左到右金属性逐渐减弱。
实验标志:
①单质从水或非氧化性酸中置换出H2的难易程度。
②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
③盐溶液中金属单质间的置换反应。
④单质的还原性或简单阳离子的氧化性。
⑤原电池中的正负极。
(2)非金属性强弱的判断方法
非金属性是指元素得电子的能力。
非金属单质的活泼性是指单质分子与其他物质反应的难易。
二者不一定一致,如非金属性N>P,而单质的活泼性N2<P4。
理论推断:
①原子结构:
原子半径越小,最外层电子数越多,非金属性越强。
②在周期表中位置:
同主族由上到下非金属性逐渐减弱;同周期由左到右非金属性逐渐增强。
实验标志:
①单质与H2化合生成气态氢化物的难易程度及气态氢化物的热稳定强弱(如卤化氢)。
②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
③盐溶液中非金属单质间的置换反应。
④单质的氧化性或简单阴离子的还原性。
⑤单质与变价金属单质反应,所得产物中金属元素表现出的价态高低。
如2Cu+S
Cu2S,Cu+Cl2
CuCl2。
3.判断化学键类型的方法
(1)离子化合物中一定存在离子键,可能存在共价键;共价化合物中一定不含离子键。
(2)金属元素与非金属元素形成的化合物不一定都是离子化合物,如AlCl3;只由非金属元素形成的化合物不一定都是共价化合物,如铵盐。
(3)分子中不一定都有化学键,如稀有气体分子为单原子分子,不存在化学键。
(4)化学键分为离子键和共价键,不仅对物质的化学性质有影响,有些情况下对物理性质也有影响,如熔点、硬度等。
●易错警示
1.忽视氢原子的特殊性
H原子核只有质子,没有中子;H属于非金属,不属于碱金属元素,所以ⅠA族元素不等同于碱金属元素。
2.在判断“8”电子稳定结构时,忽视了特殊原子
1~5号元素H、He、Li、Be、B与其他原子结合后,一定达不到“8”电子稳定结构,所以在判断最外层是否达到8电子结构时,一定要注意这几种原子。
3.混淆元素周期表的结构
元素周期表ⅡA族与ⅢA族并不相邻,中间隔着副族,所以同一周期的ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差可能为1、11、25。
4.混淆用酸性强弱比较非金属性强弱的条件
判断元素非金属性强弱,若根据酸性强弱进行判断,一定要用其对应的最高价含氧酸(最高价氧化物对应的水化物)酸性进行判断,如硫酸的酸性>磷酸,可以判断出S的非金属性>P,但H2SO3的酸性>HClO、HCl的酸性>H2S均不能判断元素的非金属性强弱。
5.错误认为离子键的实质是阴阳离子的静电吸引力
离子键的实质是静电作用力,包括吸引力和排斥力。
6.误认为金属原子失去的电子数越多,金属性越强,非金属原子得到的电子数越多,非金属性越强
判断金属性与非金属性强弱是以得失电子的难易程度为依据,和得失电子多少无关,如Na与Mg、Cl与S等。
7.易忽视各类规律中的特殊性。
如Al是金属,其氧化物为两性氧化物。
8.对某些元素化合物的特殊结构或性质掌握不准确。
9.错误认为主族元素的最高正价一定等于族序数,但是F无正价。
10.误认为失电子难的原子得电子的能力一定强。
但是碳原子、稀有气体元素的原子失电子难,得电子也难。
11.误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有ⅣA族的某些元素。
忽视了ⅠA族的H的最高正价为+1价,最低负价为-1价。
12.元素周期表的特殊部位把握不准,如金属与非金属的分界线、过渡元素的位置等。
13.误认为元素周期表有9个横行,也即9个周期。
实际镧系和锕系分别属于第六、七两个周期。
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