高中化学元素周期表

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特别提醒 若两种微粒的质子数和核外电子数分别相
等，则它们的关系可能是
（1）两种原子（同位素）如：1 H、 2 H、3 H。
1
1
1
（2）两种分子如：CH4、NH3、H2O、HF、Ne。
（3）两种带电荷数相同的阳离子，如NH
4
、H3O+。
（4）两种带电荷数相同的阴离子，如OH-、F-。
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④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越 强，则对应金属元素的金属性越强。 ⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极 的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金 属其对应的元素不活泼。 (2)元素非金属性强弱的比较 ①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则 其对应元素的非金属性越强。 ②根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还 原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。
金属性 非金属性
主要化合价
逐渐增强 逐渐减弱
逐渐减弱 逐渐增强 最高正价： 主族序数 最低负价： 主族序数-8
逐渐减弱 逐渐增强 逐渐增强 逐渐减弱
最高正价数= 主族 序数 （O、F除外）
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最高价氧化 物对应水化 物的酸碱性
酸性逐渐 增强 碱性逐渐 减弱
酸性逐渐 减弱 碱性逐渐 增强
非金属元素 气态氢化物 的形成及稳
高考考纲要求
• （1）了解元素、核素、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、核外电子数以及他们的相互关 系 • （3）了解原子核外电子排布 • （4）掌握元素周期律的实质。了解元素周期表的 结构及其应用。掌握同一周期、同一主族内元素 性质递变规律与原子结构的关系。了解金属、非 金属在元素周期表中的位置及其性质递变规律 • （5）了解化学键的定义。了解离子键、共价键的 形成
的递增而呈
周期性
变化的规律。
2.实质
元素原子核外电子排布周期性变化 的结果。
3.元素周期表中主族元素性质的递变规律
内容 原子半径 电子层结构
同周期（从左 到右） 逐渐减小
电子层数 相同 最外层电子数 逐渐增多
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同主族（从
上到下） 逐渐增大
电子层数 逐 渐增多最外层 电子数 相同
得电子能力 失电子能力
③质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、
H2O、NH3、CH4等。 ④任何元素都有零价，但不一定都有负价或正价。如
F无正价，Na、Mg、Al等无负价。
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2.元素、核素、同位素
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3.元素的相对原子质量 （1）目前已发现的110多种元素中，大多数都有同 位素。 （2）一种天然存在的元素的各种核素分占的比例 不一定相同，但所占的百分比组成不变。 （3）元素的相对原子质量是按各种天然同位素原 子所占的一定百分比算出来的平均值。元素周期表 和相对原子质量表中的数值就是元素的相对原子质 量，而非核素（或原子）的相对原子质量。
分子
阴离子 阳离子
10e18e-
F-、
Na+、
Ne
HF、H2O、 NH3、CH4
O2-、 N3-、
Mg2+、 Al3+、
OH-、
NH
2
H3O+、 NH
4
Ar
HCl、H2S、PH3、 SiH4、 F2、H2O2、
N2H4、C2H6、 CH3OH、CH3F
Cl-、
S2-、
HS-、
O
2 2
K+、Ca2+
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基础回归 元素的性质与原子结构的关系
1.元素的性质决定于电子层数 和 最外层电子
数 ，主要决定于 最外层电子数
。
2.同一主族的元素，从上到下，原子核外电子层数依
次 增多 ，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。
特别提醒 同主族元素性质不一定相似，如第ⅠA族
2.根据金属活动性顺序表 金属的位置越靠前，其金属性越强。
3.根据实验 (1)元素金属性强弱的比较 ①根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越 易反应，则对应金属元素的金属性越强。 ②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B， 则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。 ③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强 弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱， 元素的金属性越强（Fe对应的是Fe2+，而不是 Fe3+）。
（7）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：
Li、Si;
(8)次外层电子数是其他各层电子总数2倍的元素：
Li、Mg;
(9)次外层电子数与其他各层电子总数相等的元素：
Be、S；
（10）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、
Be、Al。
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2.10e-与18e-微粒 把握住书写的规律技巧是关键。
原子
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。
①在周期表中 金属与非金属的分界处
寻找半
导体材料;②在周期表中的
F、Cl、S、P等 附近探索研制农药的材料；
③在 过渡元素
中寻找催化剂和耐高温、耐腐
蚀的合金材料等。
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要点精讲
要点一 原子核外电子排布的特殊规律及电子数相
等的微粒
1.记住1-20号元素的特殊的电子层结构
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③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对 应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属 性。 ④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越 强，则元素的非金属性越强。 ⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强 弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱， 元素的非金属性越强。
副族
列序 3 4 5 6 7 11 12 族序 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB
第Ⅷ族 第8、9、10 共3个纵行
0族 第 18 纵行
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误区警示 在长式周期表中，通常把第6周期的57号 ~71号15种元素以及第7周期的89号~103号15种元素 分别放在ⅢB的同一个格中，但这并不是说它们分 别是同位素，也并不表示它们是元素周期表的另外 两个周期，这样设计仅仅是为了整齐美观。
定性
气态氢化物的形 成逐渐 容易，气 态氢化物稳定性 逐渐增强
气态氢化物形成 逐渐困难 ，气态 氢化物稳定性逐 渐 减弱
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提示 常见元素化合价的一些规律 （1）金属元素无负价，金属单质只有还原性。 （2）氟无正价，氧一般无正价。 （3）若元素有最高正价和最低负价，元素的最高正 价数等于最外层电子数；元素的最低负价与最高正价 的关系为：最高正价+|最低负价|=8（H除外）。
(1)常见的等量关系 ①核外电子层数=周期数； ②主族序数=最外层电子数=最高正价=8-|最低负价|； (2)序差关系 ①同主族、邻周期元素的原子序数差 a.位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族，同主 族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在 周期所含元素种数；
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b.位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA~ⅦA族， 同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素 所在周期所含元素种数。例如，氯和溴的原子序数 之差为：35-17=18（溴所在第四周期所含元素的种 数）。
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拓展提升 同素异形体 同一种元素形成的性质不同的单质互为同素异形 体。例如金刚石和石墨是碳的同素异形体。同素异 形体之间物理性质不同，化学性质略有差异。一般 地讲，同素异形体之间的转化是化学变化。
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要点精讲
要点一 判断元素金属性、非金属性强弱的方法 1.根据元素在周期表中的位置
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2FeCl3,Fe+S
(3)用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高
价含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判断非金属 性：S>P；但酸性H2SO4>HClO,HCl>H2S，均不 能用于判断元素非金属性强弱。
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要点二 根据原子结构推断元素在周期表中的位置 1.推断中常利用的数值关系
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基础回归 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 = 质子数= 核外电子数 。 2.元素周期表的编排原则 （1）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横行。 （2）纵行：把不同横行中最外层电子数 相等的元 素，按电子层数递增 的顺序，由上而下排成纵行。
（2）每层最多容纳的电子数为： 2n2 个
（3）最外层电子数最多不超过 8 个（k层为最
外层时不超过 2 个）
（4）次外层电子数最多不超过 18 个。
（5）倒数第三层电子数最多不超过32个。
特别提醒 核外电子排布的几条规律之间既相互独
立又相互统一，不能孤精立品课地件应用其中一条。
基础回归
1.内容
元素的性质随 原子序数
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2.元素周期律和元素周期表的应用 基础回归 1.元素的分区
位于分界线附近
的元素，既能表现出一定的
非金属性，又能表现出一精品定课件的金属性。
2.元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据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（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，可推知未学元素砹（At）应为 有 色固 体，与氢 难 化合，HAt不稳定，水溶液呈 酸 性，AgAt 不 溶于水等精品。课件