高考化学复习 元素周期表与元素周期律
化物的酸性越强，则非金属性越强
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大，W的简单氢化物可用作制冷剂，Y的原子半径是所有短周期主族元素
中最大的。由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有
C 黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生。下列说法不正确的是( )
A.X的简单氢化物的热稳定性比W强 B.Y的简单离子与X的具有相同的电子层结构 C.Y与Z形成化合物的水溶液可使蓝色石蕊试纸变红 D.Z与X属于同一主族，与Y属于同一周期
2020年高考二轮复习
元素周期表与元素周期律
命题调研 (2015～2019五年大数据)
2015～2019五年考点分布图
核心素养与考情预测
核心素养：宏观辨识与微观探析
考情解码：预计2020年高考仍会以考查递变规律和 性质为主，题目一般通过图表、文字等手段推断元 素种类，并在确定元素的基础上，进一步考查考生 对原子结构和元素性质周期性变化规律的理解，要 求考生对“位－构－性”有充分的认识，并能将周 期表、原子的电子层结构、元素单质及其化合物的 性质等内容结合起来进行综合运用。
⑤常见氢化物可做制冷剂
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①族序数等于周期数3倍的元素
①地壳中含量最多的元素
应，又能与强碱反应的元素
Al
族序数等于周期数的元素 ②氧化物可做耐火材料
③地壳中含量最多的金属元素
①最高正价与最低负价代
①单质是重要的半导体材料
数和为零的短周期元素
Si
②氧化物可用作光导纤维 ②最外层电子数是次外层
H ③无中子
④半径最小
①周期数是族序数2倍的元素
Li ②最外层电子数是内层电子数的一半
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性质特征 ①密度最小的单质 ②宇宙含量最多的元素
电极材料
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知识再回顾
智能点三 常考11种元素推断
元素
排布特点(结构特征)
①最外层只有一个电子 ②族序数等于周期数
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实例： 1.只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合 化学键 与物质 物，如Na2S、CaCl2、NaCl等。 类别规 2.既有离子键又有极性共价键的物质，如NaOH、K2SO4等；既有离子键 律 又有非极性共价键的物质，如Na2O2等。 3.仅由非金属元素形成的离子化合物，如NH4Cl、NH4NO3等。 4.金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如AlCl3等。
②最外层电子数是最内层电子数的3倍
O ③最外层电子数是电子层数的3倍
②氢化物在通常情况下呈液态的元素
③某一单质可杀菌、消毒、漂白
④最高正化合价不等于族序数的元素
①短周期中金属性最强的元素 ①周期数是族序数3倍的元素
②元素的单质在常温下能与水反应放 ②原子半径最大的短周期元素
Na ③L层电子数为8，与H同主族的短周期 出气体的短周期金属元素
A.原子半径：d>c>b>a B.4种元素中b的金属性最强
a为O b为Na或Mg
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
C.c的氧化物的水化物是强碱 D.d单质的氧化性比a单质的氧化性强
c为Al
d为S
题型解码
[两步解题] 第一步：挖掘题干信息快速确定元素 依据题目给出的题干信息，通过物质特性、原子结构特点、周期表中的相 对位置，以及它们之间的关联性，确定出各元素的名称。 第二步：根据元素周期律判断递变规律及物质特点 在确定元素的基础上，确定出各元素在周期表中的位置，依据同周期、同 主族元素性质的递变规律，及所组成的物质的性质特点，判断各选项描述 的正误。
真题再现
1.(2019·课标全国Ⅰ，13)科学家合成出了一种新化合物(如图所示)，其中W、
X、Y、Z为同一短周期元素，Z核外最外层电子数是X核外电子数的一半。
C 下列叙述正确的是( )
A.WZ的水溶液呈碱性
B.元素非金属性的顺序为X＞Y＞Z
C.Y的最高价氧化物的水化物是中强酸
D.该新化合物中Y不满足8电子稳定结构
原子或 离子半 径比较
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1.根据物质状态判断 即物质沸点高低按常温下的状态：固体＞液体＞气体。 如：NaCl＞H2O＞CO2 2.根据物质不同结构特点判断 熔、沸 一般情况下：原子晶体(金刚石、二氧化硅)＞离子晶体(NaCl、K2S)＞分子晶 点 体(硫、干冰) 比较 3.分子晶体分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高，反之越低 (1)组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，物 质的熔、沸点越高。如：CH4＜SiH4＜GeH4＜SnH4 (2)因为氢键＞范德华力，所以存在分子间氢键的物质沸点高于只存在范德华 力的物质。如：乙醇＞氯乙烷；HF＞HCl
Na2S2O3＋2HCl===2NaCl＋S↓＋ SO2↑＋H2O
W为氮元素 Y为钠元素 X为氧元素 Z为硫元素
7.(2017·课标全国Ⅱ，9)a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素，
a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同；c所在周期数与族数相
B 同；d与a同族，下列叙述正确的是( )
1.常考元素在周期表中的分布
加上常考元素的位置
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2.元素的位置关系和原子序数关系的应用 (1)同一周期中相邻元素的原子序数一般比左边元素原子序数大1，比右边元 素的原子序数小1。 (2)同主族相邻周期元素的原子序数关系的应用。
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知识再回顾
知识点二 四大高频规律
规律
比较方法
元素金属性、非金属性强弱的本质
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示例 2：X、Y、Z、W 均为短周期元素，它们在元素周期表中位置如图所示，已 知 W 原子的最外层电子数比内层电子数少 3 个， 则 X、Y、Z、W 分别为__N__、__O__、____S____、__Cl__。
W为Na X为Si
Y为P Z为Cl
Y为S
2.(2019·课标全国Ⅱ，9)今年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如表是元
素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合
价之和为8。下列说法错误的是( D )
A.原子半径：W＜X B.常温常压下，Y单质为固态
第2周期 第3周期
C.气态氢化物热稳定性：Z＜W
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化学键 与物质
类别 规律
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A.X与其他三种元素均可形成两种或两种以上的二元化合物
B.Y与其他三种元素分别形成的化合物中只含有离子键
C.四种元素的简单离子具有相同的电子层结构
W是氮元素
D.W的氧化物对应的水化物均为强酸
X是氧元素
Y是钠元素
Z是氯元素
6.(2017·课标全国Ⅰ，12)短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增
原子越易失去电子，金属性就越强；原子越易得电子，非金属性就越强；即元素
非金属性和金属性的强弱，取决于其原子得失电子的难易程度 金属
性与 判断元素金属性、非金属性强弱的事实依据： 非金 1.置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属。 属性 2.与水或酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强。
X为C元素，Y为Mg元素，Z为Si元素
4.(2018·课标全国Ⅰ，12)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
高三化学元素周期律与元素周期表(新2019)
（1）元素周期律
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除 稀有气体外）、元素的金属性和非金属性、元素的 主要化合价（最高化合价与最低化合价）都呈现周 期性变化。
概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈 周期性变化的规律叫做元素周期律。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外 电子排布的周期性变化的必然结果。
（2）元素周期表
元素周期表是元素周期律的具体表现形式， 它反映了元素之间相互联系的规律。
根据元素周期律，把现在已知的一百多种元 素中，电子层数相同的各种元素按核电荷数递 增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中 最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺 序由上而下排成纵行，这样得到的一个表，叫 做元素周期表。
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在一个村边徘徊犹豫了好长时间 与伊犁将军明瑞一起镇压起义 [19] 从落日中睹旂帜 有如周瑜之勇；伯颜生长于伊儿汗国 若儿戏耳 廉颇戏曲扮相 有两件事导致了周亚夫的悲剧 纷纷弃城而逃 加赠宣忠佐命开济翊戴功臣 战国后期 义军防线终被清军突破 号云崖 廉颇将 其余官爵如 旧 “完颜宗弼运粮河“全长约50余公里 保证信息的传递和物资的运送 大败赵括军于长平 九年后 粮食足用 阿必达 在原武镇小村南 “悉心履勘 饯行宴会上 人物评价编辑 宋主闻杭州不守 大帐连阡 左路董文炳军占领江阴 东路军强渡黄河 军粮一失 强秦不敢窥兵井陉 董文炳军进 占许浦 [38] 守臣姚詧 陈炤战死 宗弼以其军先登 无人敢于懈怠 八月 赵前後所亡凡四十五万 行饮至礼 突入毁其碉 拜太傅 录军国重事 《清史稿》：时西域初定 形成五国联军伐齐 阿桂不仅是著名的统帅 于是连夜潜逃 每军务倥偬 信未得封也 二百年来所未有” 2.岂
高考化学 元素周期表和周期律(一)考点讲解试题
冠夺市安全阳光实验学校19 元素周期表和周期律(一)【考情报告】【考向预测】1、掌握元素周期律的实质。
元素周期律一直是高考改基本概念、基本理论内容的考查，从“位－构－性”三者的关系等多方面对学生进行考查，在近几年高考中出现频率达100%。
题型相对稳定，多为选择题。
围绕元素周期律，利用信息背景，将元素周期律知识迁移应用，同时考查学生对信息的处理和归纳总结的能力。
2、了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
元素同期表是元素周期律的具体体现，是中学化学最重要的基本理论之一，也是学习化学的法。
通过编排元素周期表考查的抽象思维能力和逻辑思维能力；通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力。
从近几高考试题看，元素周期律与元素周期表是中学化学的重要理论基础，是无机化学的核心知识是高考中每年必考的的重点内容。
此类题目考查空间很大，知识面很广。
高考中该类型题主要是通过重大科技成果（化学科学的新发展、新发明等）尤其是放射性元素、放射性同位素、农业、医疗、考古等方面的应用为题材，来考查粒子的个微粒的相互关系；元素“位”“构”“性”三者关系的题型会继续以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，解释现象、定性推断、归纳总结相结合。
可集判断、实验、计算于一体,题型稳定。
试题虽然计算难度不大，但规律性强、区分度好，今后会继续保持。
【经典在线】1.知识梳理一、元素周期表(一）．原子序数1、对于一个原子：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数＝质量数－中子数。
2．1～20号元素的特殊的电子层结构(1)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na、K；(2)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar；(3)最外层电子数是次外层电子数2倍的元素：C；(4)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素：O；(5)最外层电子数是内层电子数总数一半的元素：Li、P；(6)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素：Ne；(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。
高三化学教案：元素周期律与元素周期表的区别
高三化学教案：元素周期律与元素周期表的区别元素周期律与元素周期表的区别一.理解元素周期律及其实质。
1.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2.元素原子核外电子排布的周期性变化(原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化)决定了元素性质的周期性变化(原子半径由大到小、最高正价由+1递增到+7、非金属元素最低负价由-4到-1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强)。
二.掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。
1.元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。
元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，最高价氢氧化物的碱性越强;金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来(K、Ca、Na、Ba等除外)。
2.元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。
元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强;非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来(F2除外)三.熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。
1.记住7个横行，即7个周期(三短、三长、一不完全)。
2.记住18个纵行，包括7个主族(ⅠA～ⅦA)、7个副族(ⅠB～ⅦB)、1个第Ⅷ族(第8、9、10纵行)和1个0族(即稀有气体元素)。
3.记住金属与非金属元素的分界线(氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间)。
4.能推断主族元素所在位置(周期、族)和原子序数、核外电子排布。
四.能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。
最低负价1.原子序数=原子核内质子数;周期数=原子核外电子层数;主族数=原子最外层电子数=价电子数=元素最高正价数=82.同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增;同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减;位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。
高考化学复习考点知识专题讲解20 元素周期表、元素周期律
高考化学复习考点知识专题讲解专题二十、元素周期表、元素周期律考点知识本高考化学复习考点知识专题讲解专题重要知识有元素周期表的结构、核素、同位素的概念核外电子排布规律、元素周期律、粒子半径大小比较，主要考查元素周期表的结构及应用，原子结构中各离子数之间的关系，核素、同位素的概念，原子结构中各离子“量”之间的关系，原子核外电子排布规律，判断元素“位、构、性”的关系，元素的金属性、非金属性强弱的比较，粒子半径大小的比较。
预测今年的高考以新元素的发现或元素的新应用为载体，考查同周期、同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。
同时，以元素性质及其化合物在工业生产的应用为背景，考查元素周期律的指导作用，如半导体材料、制造农药材料、催化剂和耐高温、耐腐蚀材料等也是高考命题的一大趋势。
重点、难点探源一、元素周期表1、原子序数按照元素在周期表中的由小到大的顺序给元素所编的序号，叫原子序数。
原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。
2、元素周期表（1）1869年．俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表。
（2）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向右排列的一系列元素，称为周期。
②纵行：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列的一系列元素，称为族。
（3）结构①周期（七个横行，七个周期）②族（18个纵行，16个族）二、元素的性质与原子结构1、碱金属元素2、卤族元素三、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数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的周期性变化。
3.主族元素的变化规律四、元素周期表和元素周期律的应用1、元素的分区：2、元素周期表和元素周期律的应用（1）寻找未知元素。
（2）预测元素的性质①比较同周期、同主族元素的性质。
②预测未知元素的性质。
（3）寻找新材料①在分界线附近的元素中寻找半导体材料；②在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；③在周期表中的氟、氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。
高考总复习考试元素周期表和元素周期律
高考总复习 元素周期表与元素周期律【考纲要求】1．掌握元素周期律的实质。
了解元素周期表的结构（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 族和ⅦA 族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。
4．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。
【考点梳理】要点一、元素周期表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为原子序数。
原子序数=核电荷数＝核内质子数＝核外电子数（原子中） 2．编排原则（1）周期：将电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排列，排成一个横行；（2）族：把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增顺序从上到下排列，排成一个纵行。
3．元素周期表的结构（“七横十八纵”）表中各族的顺序：ⅠA 、ⅡA 、ⅢB …ⅦB 、ⅠB 、ⅡB 、ⅢA ……ⅦA 、0（自左向右）。
4．原子结构与周期表的关系 （1）电子层数=周期数（2）最外层电子数=主族序数=最高正化合价（除F 、O ） （3）质子数=原子序数 要点二、元素周期律1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。
2．实质：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化。
注：元素的性质主要是指原子半径、化合价、元素的金属性和非金属性等3个短周期：一、二、三周期元素种数分别为2、8、8种 3个长周期：四、五、六周期元素种数分别为18、18、32种1个不完全周期：七周期元素种数为26（非排满）种 周期（7个） 主族（7个）：ⅠA ～ⅦA 副族（7个）：ⅠB ～ⅦB Ⅷ（1个）：表中第8、9、10三个纵行 0族（1个）：表中最右边 族元素周期表4．1—18号元素的有关知识5．金属元素与非金属元素在周期表中有相对明确的分区现象。
如图所示，虚线的右上角为非金属元素，左下角为金属元素。
高考化学复习元素周期表和元素周期律
元素周期表和元素周期律元素周期律：（1）元素原子核外电子排布的周期性变化：结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
注：①元素重要化合价的变化中O一般无正价，F无正价，最高正价与最低负价的关系；②最高正化合价＋|最低负化合价|＝8（仅适用于非金属元素）③金属无正价④有些非金属有多种化合价，如：C元素有＋2，＋4，－4价（在有机物中也可以有－3，－2，－1价）；S元素有＋4，＋6，－2价；Cl元素有－1，＋1，＋3，＋5，＋7价；N元素有－3，＋1，＋2，＋3，＋4，＋5价。
（4）元素的金属性和非金属性的周期性变化：电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减，核对核外电子的引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
①．元素的金属性：指元素气态原子失去电子的能力。
元素金属性强弱判断的实验依据：a.金属单质跟水或酸反应置换出氢气的难易程度：越容易则金属性越强，反之，金属性越弱；b.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：最高价氢氧化物的碱性越强，这种金属元素金属性越强，反之，金属性越弱；c.金属单质间的置换反应例：比较1：①镁与2mL1mol/L 盐酸反应②铝与2mL1mol/L 盐酸反应32222l 6l 2l l 3g 2HCl MgCl H A HC A C H ↑↑＋＝＋反应比较容易M ＋＝＋反应更加容易所以金属性：l Mg A ＞ 比较2：⑴钠与水反应（回忆）⑵镁与水反应【实验5-1】2222222()22()Na H O NaOH H Mg H O Mg OH H ++↑++↑冷＝碱性：2aOH Mg(OH)N ＞金属性：Na Mg Al ＞＞②元素的非金属性：指元素气态原子得到电子的能力。
元素非金属性强弱判断的实验依据：a.非金属元素单质与氢气化合的难易程度及生成氢化物的稳定性强弱：如果元素的单质跟氢气化合生成气态氢化物容易且稳定，则证明这种元素的非金属性较强，反之，则非金属性较弱；b.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强则对应的元素的非金属性越强；c.非金属单质间的置换反应非金属性：l r F C ＞＞B ＞I对于同一周期非金属元素：如2i l S P S C 、、、等非金属单质与2H 反应渐趋容易，其气态氢化物的稳定性为：432i l S H PH H S HC ＜＜＜上述非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为：2334244i l H S O H PO H SO HC O ＜＜＜非金属性：i l S P S C ＜＜＜ 结论： a g l i l N M A S P S C金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(5)元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
高三化学元素周期律与元素周期表
2、元素性质在周期表中的递变规律
⑴同周期元素性质的递变规律
a. 同一周期，从左到右，元素的核电荷数依次增多， 原子半径逐渐减小。（稀有气体除外）
b. 同一周期，从左到右，元素的原子失电子能力逐 渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，元素的金 属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
c. 同一周期，从左到右，元素的最高化合价由 +１→+７ ，中部(ⅣA族开始)出现最低负化合 价，由 -４→-１的变化规律注。意：
1、元素周期表的结构
短周期：3个（第1、2、3周期）
周期
7个 长周期：4个（第4、5、6、周期，
周期表 （七个横行） 其中第7周期为不完全周期）
主族7个：ⅠA-ⅦA
族
副族7个：IB-ⅦB
16个
第Ⅷ族1个（3个纵行）
（共18个纵行） 零族（1个）稀有气体元素
A. 原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数 B. 周期序数＝原子核外电子层数 C. 主族序数＝原子的最外层电子数＝元素最高价数
八、元素周期律与元素周期表
元素周期律与元素周期表
（1）元素周期律
随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（除 稀有气体外）、元素的金属性和非金属性、元素的 主要化合价（最高化合价与最低化合价）变化的规律叫做元素周期律。
本质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外 电子排布的周期性变化的必然结果。
（2）元素周期表
元素周期表是元素周期律的具体表现形式， 它反映了元素之间相互联系的规律。
根据元素周期律，把现在已知的一百多种元 素中，电子层数相同的各种元素按核电荷数递 增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中 最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺 序由上而下排成纵行，这样得到的一个表，叫 做元素周期表。
高三化学一轮复习——元素周期表 元素周期律知识梳理及训练
2021届高三化学一轮复习——元素周期表元素周期律知识梳理及训练知识梳理一、元素周期表和周期律1．强化记忆元素周期表2．识记理解元素周期律项目同周期(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逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大元素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)相同最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和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离子的氧化性、还原性阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强气态氢化物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元素的第一电离能逐渐增大趋势逐渐减小趋势元素的电负性逐渐增大呈现减小趋势二、元素的电离能和电负性1．元素的电离能第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从n s1到n s2n p6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
说明同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。
同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。
如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用①判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之，则越弱。
高中化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结
高考化学一轮复习：元素周期律和元素周期表知识点总结一、元素周期律1. 原子序数（1）含义：元素在元素周期表中的序号（2）与其他量的关系：原子序数＝核电核数＝质子数＝核外电子数2. 元素周期律的含义元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
3. 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。
二、元素周期表1. 元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式。
2. 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周期：将电子层数相同．．。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行③族：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主族序数＝原子最外层电子数（2）结构特点：①周期：元素周期表有7个横行，即7个周期②族：元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族，1个0族。
三、元素周期表中的部分重要元素四、焰色反应1、Na 黄Li 紫红K 浅紫（透过蓝色钴玻璃观察，因为钾里面常混有钠，黄色掩盖了浅紫色）2、Rb 紫Ca 砖红色Sr 洋红Rb 紫Cu 绿Ba 黄绿Co 淡蓝五、微粒半径的大小与比较（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。
如：同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。
（2）二看“核电荷数”：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
如：同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。
如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。
（3）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。
如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。
高考化学物质结构元素周期律元素周期律和元素周期表复习
考点一 元素周期表 考点二 元素周期律及应用 探究高考 明确考向 练出高分
考点一 元素周期表
知识 梳理
题组 训练
知识梳理
1.世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷 列夫 绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为 现在的常用形式。 2.原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称 之为 原子序数 ， 原子序数 ＝核电荷数＝质子数＝核外 电子数。
(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序 数分别为m和n，则m和n的关系为__n_＝__m__＋__5_、__n_＝__m_＋__1_5_、__ _n_＝__m_＋__2_9_。 解析 对于第一、二、三周期，同一周期的ⅡA族和ⅦA族 元素的原子序数只相差5，而对于第四、五周期来说，由于 存在过渡元素，同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素的原子序数 则相差15；而对于第六、七周期来说，由于存在镧系和锕系 元素，同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素的原子序数则相差29。
深度思考
1.下面的虚线框中每一列、每一行相当于元素周期表的每一 族和每一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表。请在 下面的虚线框中用实线画出元素周期表第一至第六周期的轮 廓，并画出金属与非金属的分界线和第Ⅷ族的轮廓。 答案
2.(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素 (其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序 数可能是_x_＋__2_、__x_＋__8_、__x_＋__1_8_、__x＋__3_2__。 解析 因前六周期中元素的数目分别为2、8、8、18、18、 32；同一主族中乙的原子序数可以是x＋2、x＋8、x＋18、 x＋32。
3.若A、B是相邻周期同主族元素(A在B上一周期)，A、B所 在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子 序数为y，则x、y的关系为_y_＝__x_＋__m__或__y＝__x_＋__n_。 解析 当A、B在 ⅠA族和 ⅡA族时，y＝x＋m，当A、B在 ⅢA～ⅦA族时，y＝x＋n。