第12题物质结构元素周期律（考点透视）-2018领军高考化学试卷解密

第12题 物质结构 元素周期律
考点透视
一、考点展望：物质结构、元素周期律是历年高考选择题常考知识点，一般通过图表、文字或相关数据推断元素性质的递变规律；预计2018年高考仍以考查元素推断、元素周期律和元素周期表的综合应用。
1．（2017课标Ⅰ）短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，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的强
B．Y的简单离子与X的具有相同的电子层结构
C．Y与Z形成的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
【答案】C

2．（2017课标Ⅱ）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同；d与a同族，下列叙述正确的是
A．原子半径：d>c>b>a B．4种元素中b的金属性最强
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
【答案】B
【解析】a、b、c、d分别为O、Na或Mg、Al、S。A、一般电子层数越多，半径越大，同周期从左向右原子半径减小，因此半径大小顺序是Na(Mg)>Al>S>O，故A错误；B、同周期从左向右金属性减弱，因此Na或Mg在4种元素中金属性最强，故B正确；C、c的氧化物的水化物为氢氧化铝，为两性氢氧化物，属于弱碱，故C错误；D、同主族从上到下非金属性减弱，因此S的氧化性比氧气弱，故D错误。
3．（2017课标Ⅲ）短周期元素W、X、Y和Z在周期表中的相对位置如表所示，这四种元素原子的最外电子数之和为21。下列关系正确的是
W
X
Y
Z
A．氢化物沸点：WW
C．化合物熔点：Y2X3【答案】D
【解析】由图表可知，W为N元素、X为O元素、Y为Al元素、Z为Cl元素；A.NH3分子间有氢键，其沸点比HCl高，故A错误；B.Al(OH)3显两性，N元素的氧化物对应的水化物HNO3、HNO2均显酸性，故B错误；C.Al2O3是离子晶体，高熔点，而AlCl3是分子晶体，熔点低，故C错误；D.Al3+和O2-离子结构相同，核电荷数大，离子半径小，故D正确；答案为D。
二、应试对策：
元素周期表和元素周期律的知识，首选根据题目信息判断出元素名称，再根据元素周期律进行知识的判断，这就需要掌握（非）金属性的强弱、微粒半径的大小比较等知识，因此平时中夯实基础知识是关键，同时应注意知识的灵活运用，审清题意如是不是最高价等。元素周期表、元素周期律是学习化学的工具和基本规律。元素周期表反映了元素的原子结构、元素的性质及相互转化关系的规律，是根据元素周期律的具体表现形式，元素周期律是元素周期表排布的依据。元素的原子半径、元素的化合价、元素的金属性、非金属性、原子核外电子排布都随着原子序数的递增而呈周期性的变化。同一周期的元素原子核外电子层数相同，从左到右原子序数逐渐增大；同一主族的元素，原子最外层电子数相同，从上到下原子核外电子层数逐渐增大。原子核外电子排布的周期性变化是元素周期律变化的原因，掌握元素的单质及化合物的结构、反应条件、物质的物理性质、化学性质等是进行元素及化合物推断的关键。
三、考点突破：
（一）根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在元素周期表中的位置等，基本思路如图所示：

1、由主族元素在元素周期表中的位置推断
（1）元素周期表的结构(能区分长短周期、主副族、每周期的元素种数等)是求解的基础，一定要“心中有表”。
（2）几个重要关系式
①原子核外电子层数＝周期数；
②主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|；
③|最高正价|－|最低负价|＝0、2、4、6的主族序数依次为第Ⅳ族、第Ⅴ族、第Ⅵ族、第Ⅶ族。
（3）熟悉主族元素在元素周期表中的特殊位置?
①族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。
②族序数等于周期数2倍的元素：C、S。
③族序数等于周期数3倍的元素：O。
④周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。
⑤周期数是族序数3倍的元素：Na、Ba。
⑥最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：H、C、Si。?
⑦最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。
⑧除H外，原子半径最小的元素：F。
⑨最高正价不等于族序数的短周期元素：O(F无正价)。
2、考查方式
（1）由原子结构推断元素
（2）由周期表结构推断元素
（3）由物质性质推断元素
（二）考查内容
1、 原子结构
（1）原子核的构成
核电荷数(Z) == 核内质子数 == 核外电子数 == 原子序数
（2）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。
质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）==近似原子量
（3）原子构成

（4）表示方法

2、 元素、核素、同位素、同素异形体的区别和联系
（1） 区别

名?称
元 素
核 素
同位素
同素异形体
本 质
质子数相同的一类原子的总称
质子数、中子数都一定的原子
质子数相同、中子数不同的核素
同种元素形成的不同单质
范 畴
同类原子
原子
原子
单质
特 性
只有种类，没有个数
化学反应中的最小微粒
化学性质几乎完全相同
元素相同、性质不同
决定因素
质子数
质子数、中子数
质子数、中子数
组成元素、结构
举 例
H、C、O三种元素
H、H、H三种核素
H、H、H互称同位素
O2与O3互为同素异形体


（2） 联系


【名师点睛】
(1) 在辨析核素和同素异形体时，通常只根据二者研究范畴不同即可作出判断。
(2) 同种元素可以有多种不同的同位素原子，所以元素的种类数目远少于原子种类的数目。
(3) 自然界中，元素的各种同位素的含量基本保持不变。
3、“10电子”、“18电子”的微粒小结
（1） “10电子”微粒

分 子
离 子
一核10电子
Ne
N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子
HF
OH?
三核10电子
H2O
NH2?
四核10电子
NH3
H3O+
五核10电子
CH4
NH4+

（2）“18电子”微粒
分 子
离 子
一核18电子
Ar
K+、Ca2+、Cl￣、S2?
二核18电子
F2、HCl
HS?
三核18电子
H2S
　?
四核18电子
PH3、H2O2
　?
五核18电子
SiH4、CH3F，NH2OH
　?
六核18电子
N2H4、CH3OH
　?
注：其它如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。

2、元素周期表的结构
（1）元素周期表的结构
① 周期
周 期
行 数
所含元素种类数
每周期的起止元素及其原子序数
短
周
期
一
1
2
1H―→2He
二
2
8
3Li―→10Ne
三
3
8
11Na―→18Ar
长
周
期
四
4
18
19K―→36Kr
五
5
18
37Rb―→54Xe
六
6
32
55Cs―→86Rn
七
7
32(填满时)
87Fr118X(X表示未发现的118号元素)
②族
主 族
副 族
第Ⅷ族
副 族
主 族
0族
列序
数
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
族序
数
ⅠA
ⅡA
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
③过渡元素
元素周期表中从ⅢB到ⅡB共10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为金属元素，统称为过渡元素。
特别提醒 元素周期表中主、副族的分界线：
(1) 第ⅡA族与第ⅢB族之间，即第2、3列之间；
(2) 第ⅡB族与第ⅢA族之间，即第12、13列之间。
④认识周期表中元素相关信息

（2）元素周期表的应用
①元素周期表在元素推断中的应用
(1) 利用元素的位置与原子结构的关系推断。
等式一：周期序数＝电子层数；
等式二：主族序数＝最外层电子数；
等式三：原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
②利用短周期中族序数与周期数的关系推断。
特殊位置
元素
族序数等于周期数
H、Be、Al
族序数等于周期数的2倍
C、S
族序数等于周期数的3倍
O
周期数等于族序数的2倍
Li
周期数等于族序数的3倍
Na
⒀ 定位法：利用离子电子层结构相同的“阴上阳下”推断
具有相同电子层结构的离子，如aX(n＋1)＋、bYn＋、cZ(n＋1)－、dMn－的电子层结构相同，在周期表中位置关系为
…
cZ
dM
bY
aX
…
则它们的原子序数关系为a＞b＞d＞c。
2. 元素原子序数差的确定方法
(1) 同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差。

(2) 同主族相邻两元素原子序数的差值情况。
① 若为ⅠA、ⅡA族元素，则原子序数的差值等于上周期元素所在周期的元素种类数。
② 若为ⅢA族至0族元素，则原子序数的差值等于下周期元素所在周期的元素种类数。
3．启发人们在一定区域内寻找新物质
(1) 半导体元素在金属与非金属分界线附近，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。



（3）元素周期律
①定义
元素的性质随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周期性变化的结果。
③具体表现形式

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
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


a周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。
b金属性最强的元素在周期表的左下角即Cs（Fr具有放射性，不考虑），非金属性最强的元素在右上角即F。
c元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
d元素周期表和元素周期律对我们的指导作用
① 在周期表中寻找新的农药。
② 在周期表中寻找半导体材料。
③ 在周期表中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
④元素金属性、非金属性强弱判断依据
A. 元素金属性强弱判断依据
a 根据常见金属活动性顺序表判断
金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。
。。。。。。 Na Mg Al Zn Fe 。。。。。。
单质活动性增强，元素金属性也增强
需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，金属活动性Sn﹥Pb，元素的金属性是Sn﹤Pb，如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用第二种方法。
b根据元素周期表和元素周期律判断
同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，如第三周期Na ﹥Mg ﹥Al；同主族元素从上到下金属性增强，如1中所述，Sn和Pb同属Ⅳ主族，Sn在Pb的上方 ，所以金属性Sn﹥Pb。
c根据物质之间的置换反应判断
通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。如：Fe + Cu2+ === Fe2+ + Cu 说明铁比铜金属性强。这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：Zn + Fe2+ === Zn2+ + Fe 说明金属性Zn﹥Fe，但Cu +2Fe3+ === Cu2+ + 2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu。
d根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。如Na与冷水剧烈
反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na ﹥Mg ﹥Al；再如：Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：Na ﹥Mg ﹥Al。
e根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断
如从NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3为两性氢氧化物可得知金属性：Na ﹥Mg ﹥Al。
f根据组成原电池时两电极情况判断通常当两种不同的金属构成原电池的两极时，一般作负极的金属性较强
如Zn和Cu比较时，把Zn和Cu用导线连接后放入稀硫酸中，发现铜片上有气泡，说明锌为负极，故金属性Zn﹥Cu。但也应注意此方法判断中的特殊情况，如铝和铜用导线连接后放入冷浓硝酸中，因铝钝化，铜为负极，但金属性却为Al﹥Cu。
g根据金属阳离子氧化性强弱判断
一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。
h根据在电解过程中的金属阳离子的放电顺序判断
放电顺序：Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
在电解过程中一般先得到电子的金属阳离子对应金属的金属性比后得到电子的金属阳离子对应金属的金属性弱，即位置越靠前的对应金属的金属性越弱。如含有Cu2+ 和Fe2+的溶液电解时Cu2+先得电子，所以金属性Fe﹥Cu。其实这一方法同7本质上是一样的。
i根据金属失电子时吸收能量多少判断
元素原子或离子失去或得到电子时必然伴随有能量变化，就金属元素原子失电子而言，在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少金属性越强；失电子越难，吸收的能量越多，金属性越弱。如两金属原子X、Y，当它们分别失去一个电子后，都形成稀有气体原子电子层结构X吸收的能量大于Y，故金属性Y>X。
由以上分析可知，在判断金属性强弱时要综合运用各方面知识进行，以防判断时出现偏颇。
B. 元素非金属性强弱判断依据
a根据元素周期表判断
同一周期从左到右，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下非金属性逐渐减弱。
b从元素单质与氢气化合难易上比较
非金属单质与H2化合越容易，则非金属性越强。如：
F2与H2可爆炸式的反应，Cl2与H2点燃或光照即可剧烈反应，Br2与H2需在200℃时才缓慢进行，而I2与H2的反应需在更高温度下才能缓慢进行且生成的HI很不稳定，同时发生分解，故非金属性F>Cl>Br>I。
c 从形成氢化物的稳定性上进行判断
氢化物越稳定，非金属性越强。如：H2S在较高温度时即可分解，而H2O在通电情况下才发生分解，所以非金属性O>S。
d从非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱判断（F除外，因F无正价）
若最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强。
例如：原硅酸（H4SiO4）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（H3PO4）则是中强酸，硫酸（H2SO4）是强酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸还要强，则非金属性Sie通过非金属单质与盐溶液的置换反应判断
若非金属X能把非金属Y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属性X>Y如已知：2H2S + O2 === 2S↓ + 2H2O，则非金属性O>S；另卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。
f从非金属阴离子还原性强弱判断
非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。
g从对同一种物质氧化能力的强弱判断
如Fe和Cl反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，一个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。
h根据两种元素对应单质化合时电子的转移或化合价判断
一般来说，当两种非金属元素化合时，得到电子而显负价的元素原子的电子能力强于失电子而显正
价的元素原子。如：S + O2 = SO2，则非金属性O>S。
i从等物质的量的非金属原子得到相同数目电子时放出能量的多少判断非金属性强时，放出能量多，非金属性弱时，放出能量少。
综上所述可知，元素的金属性和非金属性与元素得失电子能力以及对应单质或离子的氧化性和还原性有着密不可分的关系，它们可相互推导；这部分内容也是对金属元素和非金属元素知识的整合与提高，一定要详细分析，理解记忆，才能拨开解题时的种种迷雾，得出正确答案。
（4）微粒半径大小比较
微粒半径大小的比较一般要掌握以下规律
①同周期元素的微粒
同周期元素的原子(稀有气体除外)，从左到右原子半径或最高价阳离子的半径随核电荷数增大而逐渐减小。
如：Na > Mg > Al , Na + > Mg 2+> Al3+。
② 同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子的半径随核电荷数增大而逐渐增大。
如：Li ③电子层结构相同的微粒
电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子（包括阴阳离子）半径随核电荷数的增大而减小。
如：O2->F- >Na+ > Mg2+ > Al3+。
④同种元素形成的微粒
同种元素形成的微粒半径大小为：r阳离子 ? r原子 ? r阴离子；价态越高的微粒半径越小。
如：Fe>Fe2+>Fe3+ ;H - > H > H+
⑤核外电子数和核电荷数都不同的微粒
可通过一种参照物进行比较，如比较Al3+与S2-半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S同主族的氧元素的阴离子O2-进行比较，Al3+解题方法：定位法
由于元素在周期表中具有相对固定的位置，所以在解题时最好把各元素的相对位置固定好，然后进行解题。
典例1（原子结构推断）（2018届福建省龙岩市高三下学期教学质量检查）Y、Z、M为原子序数依次增大的短周期主族元素。已知，Z的原子最外层只有一个电子；Y与M同主族，且可形成MY2、MY3两种分子。下列叙述正确的是
A. 简单气态氢化物的稳定性：M＞Y
B. 铁与M的单质化合生成三价铁化合物
C. 电解Z的氯化物溶液制备Z的单质
D. Z、Y的化合物中阴阳离子数比为1：2
【答案】D
典例2（周期表结构推断）（2018届湖南省高三六校联考）下表为元素周期表的一部分，其中X、Y、W、Z为知周期元素，T的单质常温下为液体。下列说法错误的是

A. X、Y的单质均存在同素异形体
B. Y、Z的简单氢化物的稳定性依次递增
C. 工业上电解NaW溶液得W2可使用阴离子交换膜
D. R的单质可用于制造半导体材料
【答案】C

典例3（物质性质推断）（2018届内蒙古赤峰二中高三下学期第一次月考）短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。K、L、M均是由这些元素组成的二元化合物，甲、乙分别是元素X、Y的单质，甲是常见的固体，乙是常见的气体。K是无色气体，是主要的大气污染物之一。0.05 mol/L丙溶液的pH为1,上述物质的转化关系如图所示。下列说法正确的是

A. 元素的非金属性:Z>Y>X
B. 丙也可由W、Y组成的某种化合物与K直接反应制得
C. 原子半径: WD. K、L、M中沸点最高的是M
【答案】B
【解析】A：由上述分析可以知道,W为H元素,X为C元素,Y为O元素,Z为S元素, 同主族元素从上到下非金属性减弱,且碳酸的酸性小于硫酸,可以知道非金属性为,即,故A错误；B.丙为,K为,可由过氧化氢与发生氧化还原反应生成,所以B选项是正确的; C.同周期元素原子半径从左到右逐渐减小,电子层越多原子半径越大,则原子半径为,即,故C错误; D.K、M常温下为气体,L为水,常温下为液体,沸点最高,故D错误。本题答案：B。