高中化学元素周期表六大常考规律与特征
元素周期表的特征与周期规律的解释
元素周期表的特征与周期规律的解释元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它根据元素的原子序数、电子排布和化学性质进行排列。
元素周期表具有以下特征和周期规律：1.原子序数：元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，原子序数表示元素原子核中质子的数量。
2.电子排布：元素周期表中的元素按照电子排布的规律进行排列。
周期表的横向行称为周期，纵向列称为族（或族系）。
每个周期的开始是碱金属族，结束是稀有气体族；每个族的开头是金属，结尾是非金属。
3.周期规律：元素周期表中的元素按照周期规律排列，即每个周期内的元素具有相似的电子排布和化学性质。
例如，第一周期的元素都只有一个电子层，第二周期的元素都有两个电子层，以此类推。
4.族规律：元素周期表中的元素按照族规律排列，即同一族内的元素具有相似的化学性质。
例如，碱金属族（IA）的元素都具有低电负性和良好的还原性；卤素族（VIIA）的元素都具有高电负性和良好的氧化性。
5.对角线规则：元素周期表中存在一些元素，它们的化学性质与右下角的元素相似。
这种现象称为对角线规则，例如，锂（Li）与镁（Mg）、氮（N）与磷（P）、硼（B）与铝（Al）等。
6.周期表的周期：元素周期表有7个周期，每个周期代表一个电子层的填充。
周期表的周期数也等于元素的最大主量子数。
7.周期表的族：元素周期表有18个族，包括7个主族（IA到VIIA）、7个副族（IB到VIIIB）和3个过渡金属族（IB到VIII）。
主族元素是周期表中最多的元素，副族元素包括贵金属和半贵金属，过渡金属族包括铁（Fe）、钴（Co）和镍（Ni）等。
8.周期表的块：元素周期表中的元素按照块进行分类，包括s块、p块、d块和f块。
s块包括IA和IIA族元素，p块包括IIIA到VIIA族元素，d块包括IB到VIII族元素，f块包括镧系和锕系元素。
9.周期表的族序数：元素周期表中的族序数表示元素最外层电子的族别，族序数等于元素的主量子数。
元素周期表分类元素的规律和特点
元素周期表分类元素的规律和特点元素周期表是化学中最基本的工具之一，它按照原子序数和元素性质的周期性变化将元素分类。
通过研究元素周期表，我们可以发现其中蕴含着一些规律和特点。
本文将探讨元素周期表分类元素的规律和特点，并分析其在化学研究中的应用。
1. 元素周期表的基本构架元素周期表按照原子序数从小到大的顺序排列，周期表上的水平行被称为周期，垂直列则被称为族。
周期表的左侧是金属元素，右侧是非金属元素，左中部是类金属元素（也称过渡金属元素），并在最下方包含了稀土和放射性元素。
2. 周期性规律元素周期表的最显著的规律是周期性重复的性质。
随着原子序数的增加，元素的性质呈现出周期性变化。
各周期中的第一元素一般为碱金属，如钠、钾，它们具有低电离能和活泼的金属反应性。
而周期表的最后一个元素则通常为惰性气体，如氦、氖，它们具有高电离能和稳定的性质。
3. 周期性趋势元素周期表中的元素性质随着周期数的增加呈现出一些趋势。
原子半径是指元素原子核到外层电子轨道的距离，它随着周期数的增加而逐渐减小。
电离能是指从一个原子或离子中移除一个电子所需的能量，它随着周期数的增加而逐渐增大。
电负性是指一个原子吸引和保留电子的能力，它随着周期数的增加而逐渐增大。
4. 元素周期表的应用元素周期表的分类和性质规律为化学研究和实验提供了重要的指导。
根据周期表的性质规律，我们可以预测元素的化学性质，比如原子的反应活性和化合物的稳定性。
周期表也为我们提供了分析元素的框架，帮助我们理解元素之间的相互作用和反应机制。
此外，根据元素周期表的组成，我们可以更好地理解自然界中物质的分类和分布。
总结起来，元素周期表分类元素的规律和特点是基于原子序数和元素性质的周期性变化。
元素周期表的构架、周期性规律和趋势都揭示了元素的性质和特点。
通过对元素周期表的研究和应用，我们可以更深入地理解元素间的关系和化学反应，为化学研究和实验提供重要参考。
化学元素周期表知识点2025年必考内容
化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表，这张看似简单却蕴含着无尽奥秘的表格，是化学学习中最为重要的基石之一。
对于即将在 2025 年参加考试的同学们来说，掌握元素周期表的相关知识至关重要。
接下来，让我们一起深入探讨其中的必考内容。
首先，我们要了解元素周期表的排列规律。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，而原子序数等于质子数。
横行称为周期，纵列称为族。
周期的划分是根据电子层数，同一周期的元素具有相同的电子层数。
而族的划分则是基于元素的化学性质。
主族元素的族序数等于最外层电子数，这一规律对于预测元素的化学性质有着关键作用。
元素周期表中的元素性质呈现出周期性变化。
比如，原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族，从上到下原子半径逐渐增大。
这是因为随着质子数的增加，核电荷数对电子的吸引力增强，导致原子半径减小；而同一主族元素，电子层数增加，原子半径也就随之增大。
再来看元素的化合价。
主族元素的最高正化合价等于族序数，最低负化合价等于族序数减去 8（除氢和氦外）。
例如，氯元素位于第ⅦA 族，所以它的最高正化合价为＋7 价，最低负化合价为－1 价。
了解元素的化合价对于书写化学式、判断化学反应的得失电子情况等都非常重要。
金属性和非金属性也是必考的重点内容。
同一周期，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性越强，元素的单质越容易失去电子，其对应的氢氧化物碱性越强；非金属性越强，元素的单质越容易得到电子，其对应的最高价氧化物的水化物酸性越强。
元素周期表中还有一些特殊的元素需要特别关注。
比如，氟元素是氧化性最强的非金属元素，没有正化合价；氦、氖、氩等稀有气体元素性质稳定，通常不易发生化学反应。
对于元素周期表中的元素，我们还要熟悉它们的单质及其化合物的性质。
比如，氧气是一种常见的氧化性气体，能支持燃烧和呼吸；氮气性质稳定，常被用作保护气；碳元素可以形成多种同素异形体，如金刚石、石墨和C60 等，它们的物理性质差异很大，但化学性质相似。
高中化学元素周期律知识点总结
高中化学元素周期律知识点总结-CAL-FENGHAI.-(YICAI)-Company One1第一节课时1元素周期表的结构一、元素周期表的发展历程二、现行元素周期表的编排与结构1．原子序数(1)含义：按照元素在元素周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
(2)原子序数与原子结构的关系原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2．元素周期表的编排原则(1)原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期。
(2)原子核外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，称为族。
3．元素周期表的结构(1)周期(横行)①个数：元素周期表中有7个周期。
②特点：每一周期中元素的电子层数相同。
③分类(3短4长)短周期：包括第一、二、三周期(3短)。
长周期：包括第四、五、六、七周期(4长)。
(2)族(纵行)①个数：元素周期表中有18个纵行，但只有16个族。
②特点：元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。
③分类④常见族的特别名称 第ⅠA 族(除H)：碱金属元素；第ⅦA 族：卤族元素；0族：稀有气体元素；ⅣA 族：碳族元素；ⅥA 族：氧族元素。
课时2 元素的性质与原子结构一、碱金属元素——锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)、钫(Fr) 1．原子结构(1)相似性：最外层电子数都是__1__。
(2)递变性：Li ―→Cs ，核电荷数增加，电子层数增多，原子半径增大。
2．碱金属单质的物理性质3.碱金属元素单质化学性质的相似性和递变性 (1)相似性(用R 表示碱金属元素)单质R —⎩⎪⎨⎪⎧与非金属单质反应：如Cl 2＋2R===2RCl 与水反应：如2R ＋2H 2O===2ROH ＋H 2↑与酸溶液反应：如2R ＋2H ＋===2R ＋＋H 2↑化合物：最高价氧化物对应水化物的化学式为ROH ，且均呈碱性。
(2)递变性具体表现如下(按从Li→Cs 的顺序)①与O 2的反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li 与O 2反应只能生成Li 2O ，Na 与O 2反应还可以生成Na 2O 2，而K 与O 2反应能够生成KO 2等。
高一化学元素周期律知识点
高一化学元素周期律知识点元素周期律是化学中重要的基础知识，它是按照原子核的电子结构和化学性质等规律性的变化，将元素有序地排列在一起的表格，可以为我们理解和记忆元素的性质提供便利。
下面将介绍高一化学中与元素周期律相关的几个重要知识点。
一、元素周期表的组成元素周期表是按照原子序数从小到大将元素排列在一起的表格。
它由横向的周期和纵向的族组成。
周期代表着元素原子核外层电子的能级，而族代表着元素原子核外层电子的数量。
二、元素周期表的周期规律1. 周期规律：元素周期表的横向周期呈现出一些规律性变化。
原子半径随周期增加而减小，电离能、电负性和原子的氧化态也呈现出周期性变化。
这些规律的存在，使我们能够根据元素在周期表中的位置推测其性质。
2. 原子半径的变化：从左到右，原子半径逐渐减小，原因是电子层不断填充，核电荷也逐渐增加，吸引外层电子的能力增强；从上到下，原子半径逐渐增大，原因是电子层增加，外层电子与原子核的吸引力减小。
3. 电离能的变化：从左到右，原子的电离能逐渐增加，即元素更难失去电子形成正离子；从上到下，原子的电离能逐渐减小，即元素较容易失去电子。
4. 电负性的变化：从左到右，原子的电负性逐渐增加，即元素更容易接受电子形成负离子；从上到下，原子的电负性逐渐降低，即元素较不容易接受电子。
三、元素周期表中的主要族元素周期表中的主要族包括：1. 碱金属族：位于周期表的第一组，具有非常活泼的金属性质，易与氧气和水反应。
2. 碱土金属族：位于周期表的第二组，比碱金属更活泼，但比较稳定。
3. 铁系过渡族：位于周期表中间，具有良好的导电性、机械性能和催化性能。
4. 卤素族：位于周期表的第七组，非常活泼，常以阴离子形式存在。
5. 惰性气体：位于周期表的第八组，具有极低的反应性，稳定性极高。
四、元素周期表的应用元素周期表的应用十分广泛，主要包括以下几个方面：1. 元素性质预测：根据元素在周期表中的位置，可以预测其一些基本性质，如电子亲和力、电离能等。
高中化学知识点元素周期表与化学元素的特性
高中化学知识点元素周期表与化学元素的特性高中化学知识点：元素周期表与化学元素的特性化学是一门关于物质的科学，而元素是构成物质的基本单位。
在高中化学学习中，我们需要了解元素的性质以及元素周期表的结构和特点。
本文将从以下几个方面为您介绍高中化学中与元素周期表和化学元素特性相关的知识点。
一、元素周期表的基本结构元素周期表是化学中最为重要的工具之一，它以一种特定的方式排列了所有已知元素。
元素周期表的基本结构包括周期数、主族和元素的排列方式。
1. 周期数：元素周期表中的横排被称为周期，每个周期由元素原子核外层电子的主量子数决定。
其中，第一周期只有两个元素（氢和氦），第二周期有8个元素，依此类推。
2. 主族：元素周期表中的竖排被称为主族，主族由元素的化学性质决定。
其中，1A至8A族元素的电子在外层能级的数量从1到8递增。
3. 元素的排列方式：在元素周期表中，元素按照原子序数（原子核中的质子数）从小到大的顺序排列。
二、周期表元素的特性元素周期表中的元素有许多特性和规律，这些规律对于了解元素以及化学反应具有重要的意义。
1. 原子半径：原子半径是衡量元素原子大小的指标，它通常使用皮克米（pm）作为单位。
原子半径在周期表中由上至下逐渐增加，而在同一周期中由左至右逐渐减小。
2. 电离能：电离能是指从一个中性原子中移走一个电子所需的能量。
一般来说，电离能在周期表中由下至上逐渐增加，而在同一周期中由左至右逐渐增加。
3. 电负性：电负性是衡量元素原子吸引外层电子的能力。
电负性在周期表中存在一定的规律，一般来说，从左下角到右上角，元素的电负性逐渐增加。
4. 金属性和非金属性：元素周期表中的元素可以分为金属、非金属和过渡金属。
金属通常具有良好的热导性和电导性，而非金属则相对较差。
过渡金属则位于周期表中间的一部分，具有一些金属和非金属的性质。
5. 化合价：化合价是指元素与其他元素形成化合物时所具有的电荷数。
化合价与元素周期表中的族别有关，主族元素的化合价通常等于其外层电子数。
（完整版）化学元素周期表的规律总结
（完整版）化学元素周期表的规律总结化学元素周期表的规律总结？比如金属性非金属性等元素周期表中元素及其化合物的递变性规律1 原子半径（1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小；（2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。
2 元素化合价（1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）；（2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同(3) 所有单质都显零价3 单质的熔点（1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增4 元素的金属性与非金属性（1）同一周期的元素电子层数相同。
因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；（2）同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。
5 最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。
6 非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。
7 单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。
一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。
二、主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）同一周期中，从左到右，随着原子序数的递增，元素的最高正化合价递增（从+1价到+7价），第一周期除外，第二周期的O、F元素除外；最低负化合价递增（从-4价到-1价）第一周期除外，由于金属元素一般无负化合价，故从ⅣA族开始。
高考化学元素周期表常见考点总结
高考化学元素周期表常见考点总结元素周期表是高考化学中的重要内容，理解和掌握其相关考点对于高考化学的备考至关重要。
以下是对高考化学元素周期表常见考点的详细总结。
一、元素周期表的结构1、周期元素周期表共有 7 个周期。
周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
其中，第 1、2、3 周期称为短周期，第 4、5、6、7 周期称为长周期。
2、族元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族。
7 个主族（ⅠA 族至ⅦA 族）、7 个副族（ⅠB 族至ⅦB 族）、1 个第Ⅷ族（包含 3 个纵行）和 1 个 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
3、分区元素周期表分为 s 区、p 区、d 区、ds 区和 f 区。
s 区包括第ⅠA 族和第ⅡA 族，价电子构型为 ns1 2；p 区包括第ⅢA 族至第ⅦA 族和 0 族，价电子构型为 ns2 np1 6；d 区包括第ⅢB 族至第ⅦB 族和第Ⅷ族，价电子构型为（n 1）d1 9 ns1 2；ds 区包括第ⅠB 族和第ⅡB 族，价电子构型为（n 1）d10 ns1 2；f 区为镧系和锕系元素。
二、元素周期律1、原子半径同周期从左到右，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）；同主族从上到下，原子半径逐渐增大。
2、元素的主要化合价主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于其族序数减去 8。
3、金属性和非金属性同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
金属性越强，单质与水或酸反应越剧烈，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；非金属性越强，单质与氢气化合越容易，气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。
4、电负性元素的电负性用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。
同周期从左到右，电负性逐渐增大；同主族从上到下，电负性逐渐减小。
电负性差值大于 17 的两种元素通常形成离子键，小于 17 的通常形成共价键。
化学元素周期表知识点2025年必考内容
化学元素周期表知识点2025年必考内容化学元素周期表是化学学科的基石，对于理解化学物质的性质、化学反应以及物质结构等方面都具有极其重要的意义。
在 2025 年的考试中，以下这些关于元素周期表的知识点必定会是重点考查的内容。
一、元素周期表的结构首先要清楚元素周期表的排列原则。
元素周期表是按照原子序数递增的顺序排列的，将电子层数相同的元素排成一个横行，称为周期；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纵行，称为族。
周期分为短周期（1、2、3 周期）、长周期（4、5、6、7 周期）。
短周期元素的性质相对较为简单，而长周期元素则更为复杂，其性质和电子构型的变化规律需要我们重点掌握。
族分为主族（ⅠA ⅦA 族）、副族（ⅠB ⅦB 族）、第Ⅷ族（8、9、10 三个纵行）和 0 族（稀有气体元素）。
主族元素的化学性质与其族序数有着密切的关系，比如ⅠA 族（碱金属元素）具有很强的金属性，容易失去电子。
二、元素周期律元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
这包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等方面的变化。
原子半径随着原子序数的递增呈现周期性变化。
同一周期中，从左到右原子半径逐渐减小；同一主族中，从上到下原子半径逐渐增大。
化合价也有一定的规律。
主族元素的最高正化合价等于其族序数（O、F 除外），最低负化合价等于族序数 8。
金属性和非金属性的变化规律是重点中的重点。
同一周期中，从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族中，从上到下金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
例如，第三周期中，钠的金属性最强，氯的非金属性最强。
三、元素的性质1、金属元素的性质金属元素通常具有良好的导电性、导热性和延展性。
它们在化学反应中容易失去电子，形成阳离子。
碱金属（如钠、钾）化学性质活泼，能与水剧烈反应生成氢气和相应的碱。
2、非金属元素的性质非金属元素在化学反应中通常容易获得电子，形成阴离子。
2024年高考化学元素周期表知识点总结（2篇）
2024年高考化学元素周期表知识点总结2024年高考化学考试中，元素周期表是一个重要的考点。
掌握元素周期表的基本知识，理解元素周期表的结构和规律，对于解答选择题和计算题等各类试题都至关重要。
下面是2024年高考化学考试的元素周期表知识点总结。
一、元素周期表的分类元素周期表是按照元素的原子序数（即核外电子的数目）和相似性等规律排列的。
在2024年高考中，会考察以下几个方面的分类：1. 元素的主族和副族：元素周期表分为A族（主族）和B族（副族）两大类。
主族元素是周期表的第1A至8A组，副族元素是周期表的1B至8B组。
2. 元素的金属、非金属和类金属：元素周期表中，大多数元素为金属，少数元素为非金属，还有一部分元素是类金属（也称过渡元素）。
3. 元素的周期和组：元素的周期是指横向排列的行数，而元素的组则是指纵向排列的列数。
在元素周期表中，周期从1至7，组从1到18。
二、元素周期表的结构和规律1. 周期表的横向趋势规律：元素周期表的每个周期代表了一层电子壳，周期数越大，电子壳层数越多。
同时，周期表中，原子半径逐渐增大，离原子核越远，电子云也相应扩大。
2. 周期表的纵向趋势规律：元素周期表的每个主族代表了一个电子云中最外层电子的主要能级。
向下排列的元素，原子半径逐渐增大，电子云扩大；而向上排列的元素，原子半径逐渐减小，电子云缩小。
3. 元素周期表的原子半径和电离能规律：元素周期表中，原子半径随着周期数的增加而减小，原子半径随着组数的增加而增大。
电离能则是指原子失去一个电子所需要的能量，电离能随着周期数的增加而增大，电离能随着组数的增加而减小。
4. 元素周期表的化合价规律：元素的化合价一般是由元素的主族和副族决定的。
主族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数；而副族元素的化合价通常等于它们在周期表上的组数减去10。
三、常见元素和其特点以下是一些常见元素和其特点的简要总结：1. 氢（H）：最轻的元素，原子量为1。
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高中化学元素周期表六大常考规律与特征
一、电子排布规律
最外层电子数为1或2的原子可以是IA族、ⅡA族或副族元素的原子；最外层电子数是3～8的原子一定是主族元素的原子，且最外层电子数等于主族的族序数。
二、序数差规律
（1）同周期相邻主族元素的“序数差”规律
①除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1。
②同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、第五周期相差11，第六、第七周期相差25。
（2）同主族相邻元素的“序数差”规律①第二、第三周期的同族元素原子序数相差8。
②第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18。
③第四、第五周期的同族元素原子序数相差18。
④第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32。
⑤第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。
三、奇偶差规律
元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合
价的奇偶性一致。
若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去N元素，它有多种价态，Cl元素也有ClO2）。
零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。
四、元素金属性、非金属性的强弱规律
（1）金属性（原子失电子）强弱比较①在金属活动性顺序中位置越靠前，金属性越强。
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
③单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
④最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性越强。
⑤若X+Yn+→Xm++Y，则X 比Y的金属性强。
（2）非金属性（原子得电子）强弱比较①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
②单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
③最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强。
④若X+Yn－→Xm－+Y，则X比Y的非金属性越强。
需要补充的是，除了这些常规的判据之外，还有一些间接的判断方法：如在构成原电池时，一般来说，负极金属的金属性更强。
还可以根据电解时，在阳极或阴极上放电的先后顺序来判断等。
需要注意的是，利用原电池比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。
如Al－Mg－NaOH溶液构成原电池时，Al为负极，Mg为正极；Fe－Cu－HNO3(浓)构成原电池时，Cu为负极，Fe为正极。
五、元素周期表中的一些特点
（1）短周期只包括前三个周期。
（2）主族中只有第ⅡA族元素全部为金属元素。
（3）IA族元素不等同于碱金属元素，因为H元素不属于碱金属元素。
（4）元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10列是第Ⅷ族，不是ⅧB族。
（5）长周期不一定是18种元素，第六周期就有32种元素。
六、短周期元素原子结构的特殊性
（1）原子核中无中子的原子：1 1H。
（2）最外层只有一个电子的元素：H、Li、Na。
（3）最外层有两个电子的元素：Be、Mg、He。
（4）最外层电子数等于此外层电子数的元素：Be、Ar。
（5）最外层电子数是次外层电子数的2倍的元素：C。
三倍的是O；四倍的是Ne。
（6）电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。
（7）电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。
（8）次外层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、Si。
（9）内层电子数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。
七、链接高考
【例题1】（安徽高考）中学化学中很多“规律”都有其使用范围，下列根据有关“规律”推出的结论合理的是
A.根据同周期元素的第一电离能变化趋势，推出Al的第一电离能比Mg大
B.根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是+7
C.根据溶液的pH与溶液酸碱性的关系，推出pH＝6.8的溶液一定显酸性
D.根据较强酸可以制取较弱酸的规律，推出CO2
通入NaClO溶液中能生成HClO
解析：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，由周期表可知同周期元素的第一电离能随着核电荷数的增大而逐渐增大，但Al的第一电离能比Mg小，A 错误；卤族元素中氟元素是最活泼的非金属元素不可能失去电子，所以氟元素无正价，B错误；只有再常温下pH＝6.8的溶液才一定显酸性，而在100℃时pH＝6.8的溶液却显碱性，因此用pH判断溶液酸碱性时必需考虑温度，即如果不是在室温下，pH＜7就不一定显酸性，
因此C不正确；碳酸的酸性强于次氯酸的，所以CO2通入NaClO溶液中能生成HClO，方程式为：CO2+2ClO－+H2O＝CO32－+2HClO，因此只有答案D正确。
答案：D
【例题2】（福建高考）依据元素周期表及元素周期律，下列推断正确的是A．H3BO3的酸性比H2CO3的强B．Mg(OH)2的碱性比Be(OH)2的强C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强D．若M+和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数：R＞M
解析：C、B选项属于同周期，自左向右非金属性逐渐增强，所以H3BO3的酸性比H2CO3的弱；B项正确；Cl、Br、I属于同主族元素，自上而下非金属性逐渐减弱，因此HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱；若M、R的原子序数分别为x和y，由M+和R2－的核外电子层结构相同可得：x－1＝y+2，因此x＞y，即则原子序数：R＜M。
这题是基础题，不过A、B两项设问中出现B，Be等陌生元素。
答案：B
【例题3】（新课标全国）短周期元素W、X、Y和Z的原子序数依次增大。
元素W是制备一种高效电池的重要材料，X原子的最外层电子数是内层电子数的2倍，元素Y是地壳中含量最丰富的金属元素，Z 原子的最外层电子数是其电子层数的2倍。
下列说法错误的是A.元素W、X的氯化物中，各原子均满足8电子的稳定结构B.元素X与氢形成的原子比为1:1的化合物有很多种C.元素Y的单质与氢氧化钠溶液或盐酸反应均有氢气生成D.元素Z可与元素X形成共价化合物XZ2
解析：元素W是制备一种高效电池的重要材料，说明W是Li；X原子
的最外层电子数是内层电子数的2倍，说明X是碳元素；元素Y是地壳中含量最丰富的金属元素，因此Y是Al；短周期元素电子层数最多是3层，如果原子的最外层电子数是其电子层数的2倍，所以可能是He、C和S，又因为W、X、Y和Z的原子序数依次增大，所以Z只能是S。
元素W、X的氯化物分别是LiCl和CCl4，前者锂原子不能满足8电子的稳定结构，A不正确；X与氢形成的原子比为1：1的化合物可以是C2H2、C6H6或C8H8，B正确；单质铝与氢氧化钠溶液或盐酸反应均有氢气生成，C正确；C和S均属于非金属元素，二者可以形成共价化合物CS2，D正确。
答案：A
【例题4】(江苏高考)短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。
下列说法正确的是
A.元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B.原子半径的大小顺序为：rX＞rY＞rZ＞rW＞rQ
C.离子Y2－和Z 3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D.元素W的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Q的强
解析：根据周期表的结构可推出元素分别为：X：N；Y：O；Z：Al；W：S；Q：Cl。
A.元素最高正化合价一般等于其主族数。
B.同周期原子半径从左到右依次减小，同主族从上到下依次增大。
C.离子Y2－和
Z 3+都为10微粒，核外电子数和电子层数都相同。
D.元素最高价氧
化物对应的水化物的酸性是与非金属性一致的，因此酸性Q的强。
答案：A
点拨：该题以“周期表中元素的推断”为载体，考查学生对元素周期表的熟悉程度及其对表中各元素性质和相应原子结构的周期性递变规律的认识和掌握程度。
考查了物质结构与性质关系以及运用元素周期律解决具体化学问题的能力。