高考元素周期表规律总结 7页

元素周期表规律总结 一. 主族元素的判断方法：符合下列情况的均是主族元素 1. 有 1～3 个电子层的元素（除去 He、Ne、Ar）； 2. 次外层有 2 个或 8 个电子的元素（除去惰性气体）； 3. 最外层电子多于 2 个的元素（除去惰性气体）； 二. 电子层结构相同的离子或原子（指核外电子数与某种惰性元素的电子数相同而且电子层 排布也相同的单核离子或原子） （1）2 个电子的 He 型结构的是： H-、He、Li+、Be2+； （2）10 个电子的 Ne 型结构的是：N3-、O2-、F-、Ne、Na+、Mg2+、Al3+ （3）18 个电子的 Ar 型结构的是：S2-、Cl-、Ar、K+、Ca2+ 三. 电子数相同的微粒（包括单核离子、原子、也包括多原子分子、离子） 1. 2e-的有：H-、H2、He、Li+、Be2+； 2. 10e-的有：N3-、O2-、F-；Na+、Mg2+、Al3+；Ne、HF、H2O、NH3、CH4（与 Ne 同 周期的非金属的气态氢化物）NH4-、NH2-、H3O+、OH-； 3. 18e-的有：S2-、CL-、Ar、K+、CA2+；SiH4、PH3、H2S、HCl（与 Ar 同周期的非金属 的气态氢化物）；HS-、PH4+及、H2O2、F2、CH3-OH、CH3-CH3、CH3-F、CH3-NH2、 NH2-NH2、NH2-、OH-等。 四. 离子半径的比较： 1. 电子层结构相同的离子，随原子序数的递增，离子半径减小。 2. 同一主族的元素，无论是阴离子还是阳离子，电子层数越多，半径越大。即从上到下， 离子半径增大。 3. 元素的阳离子半径比其原子半径小，元素的阴离子半径比其原子半径大。 五. 同一主族的相邻两元素的原子序数之差，有下列规律： 1. 同为 IA、IIA 的元素，则两元素原子序数之差等于上边那种元素所在周期的元素种类数。 2. 若为 IIIA、VIIA 的元素，则两元素原子序数之差等于下边那种元素所在周期的元素种类 数。 例如：Na 和 K 原子序数相差 8，而 Cl 和 Br 原子序数相差 18。 七. 同一周期中左右相邻的两种主族元素原子序数差，有下列规律： 若为 IA、IIA 族元素或 IIIA、VIIA 族元素，只差 1，若为 IIA、IIIA 族元素，则可能相差 1 （二、三周期）或 1＋10 即 11（四、五周期）或差 1＋10＋14 即 25（六、七周期）。总之， 左右相邻的两种主族元素原子序数差为“1＋两元素之间的过渡元素种类数”。 1 元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1 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。 1.2 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 1.3 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 1.4 元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5 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。 1.6 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。 1.7 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，其氧化物的氧离子氧化性越弱；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。 2. 推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种 数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为 8、9、10 时为 VIII 族，差数 大于 10 时，则再减去 10，最后结果为族序数。 短周期内中子数等于质子数的元素 镁 24 原子，中子数 12，质子数 12 碳 12 原子，中子数 6，质子数 6 氧 16 原子，中子数 8，质子数 8 钙 40 原子，中子数 20，质子数 20 硫 32 原子，中子数 16，质子数 16 氦 4 原子，中子数 2，质子数 2 氖 20 原子，中子数 10，质子数 10 1-20 周期内元素的最高氧化物 水化物 气态氢化物 H: H2O,/,H2 He:/,/,/ Li:Li2O,LiOH,/ Be:BeO,Be(OH)2,/ B:B2O3,H3BO3,BH3 C:CO2,H2CO3,CH4 N:N2O5.HNO3,NH3 O:/,/,/ F:/,/,HF Ne:/,/,/ Na:Na2O,Na(OH),/ Mg:MgO,Mg(OH)2,/ Al:Al2O3,Al(OH)3,/ Si:SiO2,H2SiO3,SiH4 P:P2O5,H3PO4,PH3 S:SO3,H2SO4,H2S Cl:Cl2O7,HClO4,HCl Ar:/,/,/ K:K2O,K(OH),/ Ca:CaO,Ca(OH)2,/ 氧化还原反应的几种配平技巧 吴静 用化合价升降法配平氧化还原反应方程式，必须遵循两个基本原则：一是反应中还原剂各元 素化合价升高的总数和氧化剂各元素化合价降低的总数必须相等，即得失电子守恒；二是反 应前后各种原子个数相等，即质量守恒。在掌握一般配平方法、步骤的基础上，根据反应的 不同类型和特点，选择和运用一些不同的配平方法和技巧，以提高配平的速度和准确性。下 面介绍一些常用的配平技巧。 1. 逆配法：部分氧化还原反应、自身氧化还原反应、歧化反应等宜选用此种方法配平，即 先从氧化产物和还原产物开始配平。 例 1. （1） 解析： 首先确定 CrCl3 和 Cl2 的化学计量数分别是 2 和 3，然后根据反应前后各种原子个数相等配平 得： （2） 解析： 首先确定 Pt 和 N2 的化学计量数分别是 3 和 2，然后根据反应前后各种原子个数相等配平得： 2. 零价法：对于不易确定元素化合价的物质（如铁、砷、碳等组成的化合物）参加的氧化 还原反应，根据化合物中各元素的化合价代数和为零的原则，把组成该物质的各元素化合价 看作零价，然后计算出各元素化合价的升降值，并使升降值相等。 例 2. 解析： 首先确定 Fe3C 和 NO2 的化学计量数分别是 1 和 13，然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得： 3. 变一法：假设化合物中只有一种元素的化合价在反应前后发生变化，其他元素的化合价 在反应前后没有变化，依据化合物中各元素的化合价代数和为零的原则，确定该元素的起始 价态。计算出元素化合价的升降值，并使升降值相等。 例 3. 解析：设 Cu3P 中 Cu 仍为＋2 价，则 P 为－6 价 首先确定 Cu3P 和 H3PO4 的化学计量数分别是 5 和 6，然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得： 4. 待定系数法：一般设组成元素较多的物质的化学计量数为 1，其他物质的化学计量数分 别设为 a、b、c……，根据原子个数守恒列等式求解，若化学计量数为分数，应化为整数。 此法适用于一切氧化还原反应，主要用于变价元素在三种或三种以上的复杂氧化还原反应。 例 4. 解析：设 CuSO4 的化学计量数为 1、FeS2 的化学计量数为 a、H2O 的化学计量数为 b，根据 Cu、 Fe、H 的原子个数守恒，则 Cu2S、FeSO4、H2SO4 的化学计量数分别为 、a、b，再根据 S、O 的原子个数守恒得： 解得 配平得： 5. 定组成法：对一个确定的化合物而言，各组成元素的原子个数之比一定，由此决定了反 应物或生成物中可能有两种或两种以上的物质的比例关系一定，据此可实现配平。 例 5. 解析：反应物中 H：O＝1：1，则 ，设 Na2FeO4 的化学计量数为 1， 则 H2O 的化学计量数为 4，根据反应前后各种原子个数相等配平得： 6. 整体标价法：当化合物中某一元素有多个（或为不定数）时，可将它作为整体，计算其 整体的化合价。 例 6. 解析： 首先确定 CaSx 和 CaS2O3 的化学计量数分别是 2 和 1，然后根据反应前后各种原子个数相等配 平得： 7. 缺项配平法：此类反应可先配平含变价元素物质的化学计量数，再根据质量守恒定律确 定缺项物质的化学式和化学计量数。缺项物质一般为酸、碱、水，常见的有 H2SO4、HCl、KOH、 NaOH、H2O 等。 8. 氧化还原型离子方程式的配平法：离子方程式的配平依据是得失电子守恒、电荷守恒和 质量守恒，即首先根据得失电子守恒配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量 数，在此基础上根据电荷守恒，配平两边离子所带电荷数，最后根据质量守恒配平其余物质 的化学计量数。 例 7. 解析：第一步，根据得失电子守恒配平 则： 第二步，根据电荷守恒，两边离子电荷相等需要 6 个 来配平，则 第三步，根据质量守恒配平得： 氧化还原反应方程式的配平是一个基本功，虽有法，但无定法。在平时的学习过程中我们应 该强化训练，多加总结，找出更多更好的配平方法，以便我们更快更准确地完成方程式的配 平。