高考题型专讲之
元素周期律和元素周期表
考纲要求
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、了解物质的组成、结构和性质的关系。
3、以第 3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。
4、以 I A和Ⅶ A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。
5、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。
6、了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质
题型特点
本类题是高考命题的重点之一，通常以元素推断形式命题，主要考查元素推断、元素化合物性质、金属性、非金属性判断等内容，规律性较强，命题空间较大，侧重考查综合运用知识的能力。
题型示例
（ 2012·新课标）短周期元素 W、 X、 Y、 Z的原子序数依次增大，其中 W的阴离子的核外电子数与 X、 Y、 Z原子的核外内层电子数相同。 X的一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代，工业上采用液态空气分馏方法来生产 Y的单质，而 Z不能形成双原于分子。根据以上叙述，下列说法中正确的是（ ）
A．上述四种元素的原子半径大小为 W< X< Y< Z
B． W、 X、 Y、 Z原子的核外最外层电子数的总和为 20
C． W与 Y可形成既含极性共价键又含非极性共价键的化合物
D．由 W与 X组成的化合物的沸点总低于由 W与 Y组成的化合物的沸点
答案： C
解析：由 X的一种核素可鉴定文物的年代，推知 X为碳；工业上采用液态空气分馏方法来生产 Y的单质， Y为氮或氧； W的阴离子的核外电子数与 X、 Y、 Z原子的核外内层电子数相同，则 W为氢；因 Z不能形成双原子分子，则 Z为 Ne。原子半径大小为 W (H)＜ Y( N或 O)＜ X (C)，稀有气体的原子半径不能与其他元素进行比较， A错；四种元素原子的核外最外层电子数的总和为： 1+ 4+ 5（ 6）+ 8= 18（ 19）， B错； H与 O（或 N）可形成 H 2 O、 H 2 O 2或 NH 3、 N 2 H 4，其中 H 2 O 2、 N 2 H 4中既含极性键又含非极性键， C正确；烃的沸点与碳原子数的多少有关，有的常温下为固态，其沸点高于 H 2 O、 H 2 O 2（或 NH 3、 N 2 H 4）， D错。
解题策略
熟记元素周期律内容、熟悉元素周期表的构造、掌握常见元素化合物性质是解本类题的基础，在此基础上，注意常见元素的特殊性质，注意同周期、同主族 元素的性质变化规律及对角线规则，同时注意“结构决定性质”，对于主族元素尤其是前三周期元素的原子结构要熟记。综合运用“位、构、性”三方面知识是解答 本类题的关键。
知识要点
一、元素周期表
1、定义：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；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，得到的表叫元素周期表。
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。
2、结构
⑴周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。
长式周期表有 7个周期： 1、 2、 3周期为短周期； 4、 5、 6周期为长周期； 7为不完全周期。
目前 1～ 7周期元素数目分别为 2、 8、 8、 18、 18、 32、 26。
周期序数 = 电子层数。
⑵族：最外层电子数相同的元素按
电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除 8、 9、 10列）。长式元素周期表有 18纵行，
分为 16个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母 A表示。 7个。
副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母 B表示。 7个。
第Ⅷ族：第 8、 9、 10纵行。
0族：第 18列稀有气体元素。
⑶镧系元素：周期表中（行 6，列 3）的位置，共 15种元素。
⑷锕系元素：周期表中（行 7，列 3）的位置，共 15种元素。均为放射性元素
⑸过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。
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变化的规律叫做元素周期律。
2、实质：是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化。
3、具体实例：以第 3周期或第 VII A族为例，随着原子序数的递增
注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
三、原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系
1、元素在周期表中位置和性质的关系
⑴金属、非金属分界线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。
⑵对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。
实例：①锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如： LiOH为中强碱而不是强碱， Li 2 CO 3难溶于水等等。
② Be、 Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出
明显的“两性”； Be和 Al单质在常温下均能被浓 H 2 S 0 4钝化； A 1 C 1 3和 BeCl 2均为共价化合物等。
③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
⑶元素周期表中的“三角”递变规律
若 A、 B、 C三元素位于元素周期表中如上图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（但 D不能参与排列）。如：①原子半径： C> A> B;②金属性： C> A> B;③非金属性： B> A> C。
2、原子结构与元素性质的关系
⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是氟（ F）；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯（ Cs）（放射性元素除外）。
⑷最外层电子数≥ 4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；
最外层电子数≤ 3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；
最外层电子数= 8（只有一个电子层时= 2），一般不易得失电子，性质不活泼。如 He、 Ne、 Ar等稀有气体。
3、几个重要关系式
⑴电子层数等周期序数；
⑵主族元素的族序数=最外层电子数＝最高正价＝ 8－|最低负价|；
⑶|最高正价|－|最低负价|＝{ 0——第 IA族中的 H和第 IVA族； 2——第 VA族； 4——第 VIA族； 6——第 VIIA族}
⑷同主族、邻周期元素的原子序数差
①位于过渡元素左侧的主族元素，即Ⅰ A、Ⅱ A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；
②位于过渡元素右侧的主族元素，即Ⅲ A～Ⅶ A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)。
⑸同周期Ⅱ A族和Ⅲ A族元素原子序数差：第二、三周期元素，原子序数差为 1；第四、五周期元素，原子序数差为 11；第六周期元素，原子序数差为 25。
4、主族元素在周期表中位置的推断方法
⑴根据核外电子排布规律：
①最外层电子数等于或大于 3的一定是主族元素。
②最外层有 1个或 2个电子，则可能是Ⅰ A、Ⅱ A族元素，也可能是副族、Ⅷ族或 0族元素氦。
③最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。
④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。若为阳离子，则位于第四周期。
⑤电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期——“阴上阳下”规律。
⑵根据周期表结构与原子电子层结构的关系:核外电子层数＝周期数(对于大部分元素来说)；主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝ 8－|最低负价|。
⑶元素原子序数关系：
①同周期主族元素原子序数差的关系
a．短周期元素原子序数差＝族序数差；
b．两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋ 10，六周期元素原子序数差＝族序数差＋ 24；
c．四、五周期的Ⅱ A与Ⅲ A族原子序数之差都为 11，六周期为 25。
②同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
a．Ⅰ A族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差 2、 8、 8、 18、 18、 32；
b．Ⅱ A族和 0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、 8、 18、 18、 32；
c．Ⅲ A～Ⅶ A族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、 18、 18、 32。
⑷由序数确定位置的方法：
① 首先要熟记每周期中稀有气体元素的原子序数
②比大小，定周期。若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周期；若该原子序数比最邻近的稀有气体原子序数大，则该元素在稀有气体元素所在周期的下一周期。
③求差值，定族数。若某元素原子序数比相应稀有气体元素多 1或 2，则该元素处于该稀有气体元素所在周期的下一周期的Ⅰ A族或Ⅱ A族；若比相应稀有气体元素少 1～ 5，则该元素处于稀有气体元素所在周期的Ⅲ A～Ⅶ A族。对于过渡元素族序数的确定另行考虑。
5、元素周期表的用途
⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性： Ra (OH) 2> Ba (OH) 2；气态氢化物稳定性： CH 4> SiH 4 。
②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性： HClO 4> H 2 SO 4；稳定性： HCl> H 2 S。
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据Ⅱ A族的 Ca (OH) 2微溶， Mg (OH) 2难溶，可以推知 Be (OH) 2更难溶。
⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质
①半导体元素在分区线附近，如： Si、 Ge、 Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如： F、 Cl、 S、 P、 As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如： Fe、 Ni、 Rh、 Pt、 Pd等。
四、元素的金属性或非金属性强弱的判断
1、元素金属性强弱比较方法
本质：原子越易失电子，金属性越强。
方法：
①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易置换出氢气，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱。碱性越强，金属性越强。
③互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。
④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。
⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。
⑥金属活动性顺序： K> Ca> Na> Mg> Al> Zn> Fe> Sn> Pb> (H)> Cu> Hg> Ag> Pt> Au
2、元素非金属性强弱比较方法
本质：原子越易得电子，非金属性越强。
方法：
①与 H 2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。
③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。
⑤相互化合后的价态：如 S+ O 2
SO 2说明 O的非金属性强于 S；
⑥其他：如 2 Cu＋ S
Cu 2 S， Cu＋ Cl 2 CuCl 2所以， Cl的非金属性强于 S。
五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律
1、影响原子（或离子）半径大小的因素
①电子层数越多，半径越大；
②电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
2、具体规律
①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如： F—< Cl—< Br—< I—； Li< Na< K< Rb< Cs。
②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。如： Na> Mg> Al> Si> P> S> Cl。
③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如： F—> Na+> Mg 2+> Al 3+。
④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。如 Na+＜ Na； Cl＜ Cl—。
⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如 Fe> Fe 2+> Fe 3+。
⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。
