元素周期律和元素周期表易错知识点
高中化学必修二易错知识点总结附答案
考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。
⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。
符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。
4．同位素⑴ 质子数 相同而 中子数 不同的同一元素的不同原子互称为同位素，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。
⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应 置换出氢的 难易程度。
置换出氢 越容易，则金属性越强。
【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。
【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。
第一章 物质结构元素周期律(知识点总结)
Z 第一章物质结构元素周期律班级姓名一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.原子（A X）原子序数=质子数= 核电荷数=原子的核外电子数核外电子（Z个）2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷(质子)数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．（注意：周期序数＝原子的电子层数；主族序数＝原子最外层电子数）2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）长周期第五周期 5 18种元素周第六周期 6 32种元素期不完全周期：第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：7个主族族副族：7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。
2.同周期元素性质递变规律（从左到右）：电子层数相同，最外层电子数依次增加，原子半径依次减小，金属性减弱，非金属性增强，与H2的化合由难到易，氢化物的稳定性由弱到强。
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律
高一化学知识点梳理元素周期表和元素周期律这篇高一化学元素周期表和元素周期律知识点梳理是特地为大家整理的，希望对大家有所帮助!高一化学元素周期表和元素周期律知识点①原子组成：原子核中子原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷原子组成质子质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数核外电子相对原子质量==质量数②原子表示方法：A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数带正电微粒：电子数==质子数电荷数带负电微粒：电子数==质子数+电荷数⑤118号元素(请按下图表示记忆)H HeLi Be B C N O F NeNa Mg Al Si P S Cl Ar⑥元素周期表结构短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)元周期(7个横行) 长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)素不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32) 周主族(7个)(ⅠAⅦA)期族(18个纵行，16个族) 副族(7个)(ⅠBⅦB)表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价⑧元素周期律：从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr (自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极(负极活泼性正极)判断非金属性强弱的三条依据：a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S)注意：相互证明由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据⑨化学键：原子之间强烈的相互作用共价键极性键化学键非极性键离子键共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。
元素周期表和元素周期律
元素周期律和元素周期表1、元素周期律定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现的周期性变化规律即元素周期律。
2、元素周期律的内容：(1)原子半径的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，电子层数相同的元素的原子半径呈现出从大到小的周期性变化规律。
【延伸】影响微粒半径大小的因素①电子层数越多，微粒半径越大；②电子层数相同时，核电荷数越大，微粒半径越小③核电荷数相同时，核外电子数越大，微粒半径越小【例1】X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构，X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径；Z和Y两元素的原子核外电子层数相同，Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( )A．X>Y>Z B．Y>X>Z C．Z>X>Y D．Z>Y>X【例2】A+，B2+，C-，D2-四种离子具有相同的电子层结构，现有以下排列顺序：①B2+>A+>C->D2-；②C->D2->A+>B2+；③B2+>A+>D2->C-；④D2->C->A+>B2+。
四种离子的半径由大到小以及四种元素原子序数由大到小的顺序是( )A．④①B．①④C．②③D．③②(2)元素的主要化合价的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，元素的主要化合价呈现出从+1～+7、-4～-1的周期性变化规律。
3～18号元素的主要化合价见下表：同主族，元素的化合价基本相同。
主族元素的最高正化合价等于它所在主族的序数。
非金属元素的最高正化合价和它的负化合价绝对值的和等于8。
一般情况下，氧和氟由于非金属性很强，在化合物中不表现出正的化合价，即只有-2和-1价。
【例3】A和B两种元素可以形成A2B型化合物，它们的原子序数分别是( )(A)11和16 (B)12和17 (C)6和8 (D)19和8【例4】若1-18号元素中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能是( )(A)1 (B)3 (C)5 (D)6(3)原子核外电子排布的周期性变化规律随着元素原子序数的递增，每隔一定数目的元素，元素原子核外最外层电子重复出现1个递增到8个(第一层例外)，呈现周期性变化的规律。
易错点02 元素周期律和元素周期表-备战2022年高考化学考试易错题(解析版)
易错点02 元素周期律和元素周期表易错题【01】元素周期表的结构①基态原子最外层电子排布相同的原子对应元素不一定处于同主族，如He、Be的最外层均有2个电子，前者处于0族，后者处于第IIA族。
②第IA族和0族不是含元素种类最多的族，应是第ⅢB族，共有32种元素。
③第VIII族属于副族，但表示时仍表示“VIII族”；过渡元素包括8个副族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个。
易错题【02】周期表的分区分区价层电子排布s区n s1～2p区n s2n p1～6(除He外)d区(n－1)d1～9n s1～2(除钯外)ds区(n－1)d10n s1～2f区(n－2)f0～14(n－1)d0～2n s2易错题【03】电离能和电负性（1）电离能：同周期从左到右，第一电离能呈增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能逐渐减小。
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；反之越弱。
②判断元素的化合价(I1、I2……表示各级电离能)：如果某元素的I n＋1≫I n，则该元素的常见化合价为＋n。
例如，钠元素的I2≫I1，故钠元素的化合价为＋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级增大，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第二、三、四周期中，第IIA族、第V A族元素的第一电离能比相邻主族元素都大。
（2）电负性：一般来说，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐变大；同族元素从上至下，元素的电负性逐渐变小。
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。
易错题【04】元素金属性（非金属性）相对强弱的判断规律元素的性质本质判断的一般依据元素的原子失电子的能与水或酸(非氧化性)反应置换出氢的难易元素金属性力（与失电子的数目无关），原子越容易失去电子，元素金属性越强；反之则弱最高价氧化物对应水化物的碱性强弱水溶液中单质间的置换反应原电池中的正负极(Mg—Al---NaOH溶液例外)阳离子在电解池中阴极上的放电顺序元素的非金属性元素的原子得电子的能力（与得电子的数目无关），原子越容易得到电子，元素非金属性越强；反之则弱。
高中化学必修二易错知识点总结附答案
考前不言苦与累，易错知识必须背《必修 2 》第一章物质结构元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7 个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有7 个周期。
⑵族：元素周期表共有18 个纵行，除了8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个族，故元素周期表共有16 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数与质子数和中子数间的关系为：质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数Z A X 。
符号Z A X 表示1个质子数为Z，质量数为A 的原子，其中子数为A-Z 。
4．同位素⑴ 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素，如氢元素的三种不同核素11 H、12H、31 H 互为同位素。
⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：①根据金属单质与水或与酸反应置换出氢的难易程度。
置换出氢越容易，则金属性越强。
【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A、B、C 金属性强弱A>B>C②根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强，则原金属元素的金属性越强。
【例】已知NaOH 为强碱、Mg（OH）2为中强碱、Al（OH）3 为两性氢氧化物，则Na、Mg 、Al 的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。
【例】氧化性Al 3+﹥Mg 2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。
元素周期表和元素周期律易混、易错知识盘点
元素周期表和元素周期律易混、易错知识盘点李宏华【期刊名称】《高中数理化》【年(卷),期】2018(000)017【总页数】3页(P50-52)【作者】李宏华【作者单位】北京市顺义区第八中学【正文语种】中文高考中对于元素周期表和元素周期律的考查几乎只在选择题中出现,要想快速正确解答,每部分知识的细节问题都值得关注,首先是推断出元素,其次是确定元素在元素周期表中的位置,再结合选项解答试题．1 原子结构中的易错点1)任何粒子中,质量数=质子数+中子数,但质子数与电子数不一定相等,如阴、阳离子．2)有质子的粒子不一定有中子,如1H;有质子的粒子不一定有电子,如H+．3)质子数相同的粒子不一定属于同一种元素,如F与OH-．4)核外电子数相同的粒子,其质子数不一定相同,如Al3+和Na+、F-等,与OH-等．5)核裂变不属于化学变化．6)电子排布完全相同的原子不一定是同一原子,如同位素的各原子．7)易失去1个电子形成+1价阳离子的不一定是金属原子,如氢原子失去1个电子形成H+．8)元素的最高化合价不一定等于元素原子的最外层电子数,如F、O等．9)形成稳定结构的离子最外层不一定是8个电子,如H+、Li+等．例1 元素在周期表中的位置,反映了元素的原子结构和元素的性质,下列说法正确的是( ).A 同一元素不可能既表现金属性,又表现非金属性;B 第三周期元素的最高正化合价等于它所处的主族族序数;C 短周期元素形成离子后,最外层电子都达到8电子稳定结构;D 同一主族元素的原子,最外层电子数相同,化学性质完全相同处于金属与非金属交界处的元素通常表现一定的金属性与非金属性,选项A错误;第三周期中主族元素最高正化合价等于其主族族序数,选项B正确;氢离子核外没有电子,锂离子核外只有2个电子,不满足最外层都能达到8电子稳定结构,选项C错误;同主族元素原子最外层电子数相同,自上而下原子半径增大,化学性质具有相似性、递变性,化学性质不完全相同,选项D错误．答案为B.2 同位素、元素、核素的易错点2.1 理解元素、同位素、核素概念时的4个易错点1)一种元素可以有多种核素,也可能只有一种核素．2)有多少种核素就有多少种原子．3)同位素:“位”即核素的位置相同,在元素周期表中占同一个位置．4)不同的核素可能具有相同的质子数,可能具有相同的中子数,如与;可能具有相同的质量数,如与;也可能质子数、中子数、质量数均不相同,与．2.2 原子结构与同位素的认识误区1)同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同．2)不同核素之间的转化属于核反应,不属于化学反应．例2 铁60同位素的现身,揭秘了超新星爆炸历史真相．下列说法中正确的是( ).A 铁元素的质量数为60;的核内质子数比中子数多8;的核外电子数相同,属于同一种核素的化学性质相似,互为同位素表示这种铁原子的质量数为60,而不是铁元素的质量数,选项A错误;的核内质子数(26)比中子数(34)少,选项B错误;与的质子数相同但中子数不同,是2种不同的核素,选项C错误;是同种元素的不同核素,互为同位素,化学性质相似,选项D正确．答案为D.3 化学键的断裂或形成理解中的易错点1)化学变化中一定有化学键的断裂和形成．2)有化学键断裂或形成的变化不一定是化学变化．如NaCl熔化、HCl溶于水等,只有旧化学键的断裂没有新化学键的形成;从溶液中析出晶体时,无化学键的断裂但有化学键的形成,均未发生化学变化．例3 下列过程中，共价键被破坏的是( ).①碘升华；②溴蒸气被木炭吸附；③乙醇溶于水；④HCl气体溶于水；⑤冰融化；⑥NH4Cl受热；⑦氢氧化钠熔化；⑧(NH4)2SO4溶于水.A ①④⑥⑦;B ④⑥⑧;C ①②④⑤;D ④⑥①与②均是物理变化，无共价键被破坏；③不发生电离，破坏的为分子间作用力；④发生电离，H—Cl共价键被破坏；⑤破坏的为分子间作用力；⑥发生化学变化，生成NH3和HCl，N—H共价键被破坏；⑦离子键被破坏；⑧发生电离，离子键被破坏.答案为D.4 电子式书写常见的6大误区表1误区内容实例1漏写未参与成键的电子N2误写为N︙︙N,应写为··N︙︙N··2化合物类型不清楚,漏写或多写[ ]及错写电荷数NaCl误写为Na+··Cl······,应写为Na+[··Cl······]-,HF误写为H+[··F······]-,应写为H··F······3书写不规范,错写共用电子对N2的电子式不能写成··N……N··,更不能写成··N····N····或·N·····N····4不考虑原子间的结合顺序HClO的电子式为H··O······Cl······,而不是H··Cl······O······5不考虑原子最外层有几个电子,均写成8电子结构 CH+3的电子式为[H··C··H··H]+,而不是[H··C····H··H]+6不考虑AB2型离子化合物中2个B是分开写还是一起写CaBr2、CaC2的电子式分别为[··Br······]-Ca2+[··Br······]-、Ca2+[··C︙︙C··]2-例4 下列有关化学用语表示正确的是( ).A 过氧化钠的电子式:B 次氯酸的结构式:H—Cl—O;C 硫原子的结构示意图:;D NH4Cl的电子式:过氧化钠是离子化合物,电子式中需标出电荷,正确电子式为选项A错误;次氯酸的结构式为H—O—Cl,选项B错误;硫原子结构示意图为,选项C正确;氯化铵是离子化合物,电子式为选项D错误．答案为C.例5 (2018年江苏卷)用化学用语表示NH3+HClNH4Cl中的相关微粒,其中正确的是( ).A 中子数为8 的氮原子:B HCl 的电子式:C NH3的结构式:;D Cl-的结构示意图:中子数为8的氮原子的质量数为15,表示为,选项A错误;HCl中只含共价键,电子式为选项B错误;NH3中含3个N—H键,结构式为,选项C正确;Cl-的结构示意图为,选项D错误.答案为C．5 解答元素周期律(表)的6大误区表2误区常见误区出错原因 1误认为最高正价和最低负价绝对值相等的元素只有第ⅣA 族的元素忽视了第ⅠA族的H元素的最高正价为+1,最低负价为-1 2误认为主族元素的最高正价一定等于其族序数忽视了氧元素没有最高正价,氟元素无正价 3误认为元素的非金属性越强,其氧化物对应水化物的酸性就越强忽视了关键词“最高价”4误认为失电子难的原子得电子的能力一定强忽视了稀有气体元素的原子失电子难,得电子也难 5误认为同周期相邻两主族元素原子序数之差都等于1忽视了长周期也有相差11或25的情况6误认为得(失)电子的数目越多,元素的非金属性(金属性)越强忽视了元素原子得失电子的数目多少与元素的非金属性、金属性强弱没有必然的联系例6 主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加,且均不大于20．W、X、Z最外层电子数之和为10;W与Y同族;W与Z形成的化合物可与浓硫酸反应,其生成物可腐蚀玻璃．下列说法正确的是( ).A 常温、常压下X的单质为气态；B Z的氢化物为离子化合物；C Y和Z形成的化合物的水溶液呈碱性；D W与Y具有相同的最高化合价可腐蚀玻璃的物质是HF,根据题意可知，W是F,Z是Ca,W与Y同族,则Y是Cl．W、X、Z的最外层电子数之和为10,则X的最外层电子数为1,所以X是Na．金属钠常温、常压下是固态,选项A错误;CaH2中含有离子键,属于离子化合物,选项B正确;Y与Z形成的化合物是氯化钙,其水溶液显中性,选项C错误;F是最活泼的非金属,没有正价,Cl元素的最高价是+7价,选项D错误．答案为B.【易错警示】准确判断出元素名称是解答的关键,突破点是能腐蚀玻璃的物质为HF,进而推断出CaF2能与浓硫酸反应生成HF．易错点是选项B,注意金属氢化物的结构特点与非金属氢化物的不同．难点是氟化钙与浓硫酸反应，是学生不熟悉的知识点．6 金属性和非金属性判断中的易错点1)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)根据元素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的水化物．例7 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( ).选项事实推论A与冷水反应,Na比Mg剧烈金属性:Na>MgBCa(OH)2的碱性强于Mg(OH)2金属性:Ca>MgCSO2与NaHCO3溶液反应生成CO2非金属性:S>CDt℃时,Br2+H2⇌2HBrEa=a kJ·mol-1I2+H2⇌2HIEa=b kJ·mol-1(b>a)(Ea为活化能)非金属性:Br>INa、Mg位于同周期,金属性Na>Mg,与冷水反应,Na比Mg剧烈,选项A正确;Ca、Mg位于同主族,金属性Ca>Mg,对应的最高价氧化物的水化物碱性为Ca(OH)2强于Mg(OH)2,选项B正确;SO2与NaHCO3溶液反应生成CO2,可知亚硫酸酸性大于碳酸,亚硫酸不是最高价氧化物的水化物,则不能以此比较非金属性强弱,选项C错误;活化能越大,说明与氢气越难化合,则非金属性为Br>I,选项D正确．答案为C.。
高中化学第14讲 元素周期律和元素周期表(讲)解析版
第14讲元素周期律和元素周期表【学科核心素养】1.宏观辨识与微观探析：能从不同层次认识物质的多样性；能从元素和原子，分子水平认识物质的组成、结构和性质，形成“结构决定性质”的观念；能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知：具有证据意识，能基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律；能基于元素周期律理解元素周期表的编排方法，能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识：在探究同周期、同主族元素性质递变性的实验中，要明确探究目的，设计实验方案，并在探究中学会合作，结合核外电子排布，元素第一电离能的特殊性等异常现象提出自己的见解。
【核心素养发展目标】1.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.2.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.3.以ⅠA和ⅠA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.4.了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律.【知识点解读】知识点一元素周期表及其应用1．原子序数按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则(1)把电子层数相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成一横行，共有7个横行。
(2)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从上到下排成一纵行，共有18纵行。
3．元素周期表的结构(1)周期(7个横行，7个周期)(2)族(18个纵行，16个族)【特别提醒】Ⅰ含元素种类最多的族是第ⅠB族，共有32种元素。
Ⅰ过渡元素包括7个副族和第Ⅰ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
Ⅰ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。
(3)元素周期表中元素的分区Ⅰ分界线：如图所示，沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
- 1、下载文档前请自行甄别文档内容的完整性，平台不提供额外的编辑、内容补充、找答案等附加服务。
- 2、"仅部分预览"的文档,不可在线预览部分如存在完整性等问题,可反馈申请退款(可完整预览的文档不适用该条件!)。
- 3、如文档侵犯您的权益，请联系客服反馈,我们会尽快为您处理(人工客服工作时间：9:00-18:30)。
元素周期律和元素周期表易错知识点
【判断正误】
1、具有相同质子数的粒子都属于同种元素
2、符合8电子结构的分子都具有稳定的结构，不符合8电子结构的分子都不稳定
3、元素周期表中，含元素种类最多的周期是第6周期，含元素种类最多的族是ⅠA
4、第三周期元素的原子半径都比第二周期元素的原子半径要大
5、在Na2O和Na2O2组成的混合物中，阴离子与阳离子的个数比在1:1至1:2之间
6．原子量是原子质量的简称
7．由同种元素形成的简单离子，阳离子半径＜原子半径、阴离子半径＞原子半径
8．核外电子层结构相同的离子，核电荷数越大半径越大
9．在HF、PCl3、CO2、SF6等分子中，所有原子都满足最外层8e-结构
10．核电荷总数相同、核外电子总数也相同的两种粒子可以是：
（1）原子和原子；（2）原子和分子；（3）分子和分子；（4）原子和离子；（5）分子和离子；（6）阴离子和阳离子；（7）阳离子和阳离子
11．元素周期表中，每一周期所具有的元素种数满足2n2（n是自然数）
12．位于同一周期的两元素的原子形成的离子所带负电荷越多，非金属性越强
13．非金属最低价的阴离子，只能失电子而不能再得电子，所以同族非金属最低价阴离子越向下，还原性越强
14．同一主族从上到下元素的非金属性逐渐减弱，所以的酸性逐渐减弱
15．ⅠA族的氢和钾，它们可以形成离子化合物KH，其中有K+离子和H-离子。
16．所有微粒均由质子、中子、电子构成17．同种元素的不同核素化学性质基本相同，物理性质不同。
18．同一周期主族元素原子最外层电子排布都是1→8个电子
19．所有主族元素的最高正价都等于该元素所在的主族序数
20．IA族元素都是碱金属；
21．原子及其离子的核外电子层数都等于该元素所在的周期数
22．ⅠA族元素的金属性比ⅡA族元素的金属性强
23．气态氢化物与其最高价氧化物对应水化物酸碱性相反，相互反应生成离子化合物的元素是N （对）
24．通过5R-+RO3-+6H+=3R2+3H2O，可以判断R元素位于第ⅤA族。
25．元素周期表第18列是0族，第8.9.10列为第ⅧB族
26．HClO的结构式为H-Cl-O
27．原子核外各层电子数相等的元素一定是非金属元素
28．-和b Y m+两种简单离子（a,b均小于18），已知a X n-比b Y m+多两个电子层，则X一定是含3个电子层的元素
29．m个质子，n个中子，该元素的相对原子质量为m+n
30元素X,Y的原子序数相差2，则X与Y可能形成共价化合物XY
31非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
化学键易错知识点
【判断正误】
1．熔融状态下能导电的化合物一定是离子化合物；溶解在水中不能电离的化合物通常是共价化合物，但溶解在水中能电离的化合物可能是共价化合物也可能是离子化合物
2．离子化合物中一定含有离子键，有离子键的化合物不一定是离子化合物；
3．共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物；
4．共价键和离子键都只有存在于化合物中
5．熔融状态下能导电的化合物一定为离子化合物
6．离子键只能由金属原子与非金属原子之间形成
6．共价键只能由非金属元素的原子之间形成
7．活泼金属元素和活泼非金属元素之间一定形成离子键
8．任何分子内一定存在化学键
9．有的分子，例如稀有气体是单原子分子构成的，分子中没有化学键。