高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)知識點：元素周期表詳細解說
元素周期表
小結(jié)：
元素周期表共分18縱行，其中第1、2、13、14、15、16、17七個縱行依次為ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(縱行序號的個位數(shù)與主族序數(shù)相等);第3、4、5、6、7、11、12七個縱行依次為ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(縱行序號個位數(shù)與副族序數(shù)相等);第8、9、10三個縱行為合稱為Ⅷ族;第18縱行稱為0族。
�、馎族稱為堿金屬元素(氫除外);ⅡA族稱為堿土金屬元素;ⅢA族稱為鋁族元素;ⅣA族稱為碳族元素;ⅤA族稱為氮族元素;ⅥA族稱為氧族元素;ⅦA族稱為鹵族元素。
元素周期表共有七個橫行，稱為七個周期，其中第一(2種元素)、二(8種元素)、三(8種元素)周期為短周期(只有主族元素);第四(18種元素)、五(18種元素)、六(32種元素)周期為長周期(既有主族元素，又有過渡元素);第七周期(目前已排26種元素)為不完全周期。
在元素周期表中，越在左下部的元素，其金屬性越強;越在右上部的元素(惰性氣體除外)，其非金屬性越強。金屬性最強的穩(wěn)定性元素是銫，非金屬性最強的元素是氟。
在元素周期表中位于金屬與非金屬分界處的金屬元素，其氧化物或氫氧化物一般具有兩性，如Be、Al等。
主族元素的價電子是指其最外層電子;過渡元素的價電子是指其最外層電子和次外層的部分電子;鑭系、錒系元素的價電子是指其最外層電子和倒數(shù)第三層的部分電子。
在目前的112種元素中，只有22種非金屬元素(包括6種稀有氣體元素)，其余90種都是金屬元素;過渡元素全部是金屬元素。
在元素周期表中，位置靠近的元素性質(zhì)相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新農(nóng)藥;金屬與非金屬分界處的元素用于制造半導(dǎo)體材料;過渡元素用于制造催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料等等。
從原子序數(shù)為104號往后的元素，其原子序數(shù)的個位數(shù)與其所在的副族序數(shù)、Ⅷ族(包括108、109、110三號元素)、主族序數(shù)分別相等。第七周期若排滿，最后0族元素的原子序數(shù)為118號。
10.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序數(shù)之差可能為1(第二、三兩周期)或11(第四、五兩周期)或25(第六周期)。
11.若主族元素xA所在的第n周期有a種元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b種元素，當(dāng)xA、yB位于第IA族、ⅡA族時，則有：y = x + a;當(dāng)xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族時，則有：
y = x + b。
十四、構(gòu)、位、性的規(guī)律與例外
一般原子的原子核是由質(zhì)子和中子構(gòu)成，但氕原子(1H)中無中子。
元素周期表中的每個周期不一定從金屬元素開始，如第一周期是從氫元素開始。
大多數(shù)元素在自然界中有穩(wěn)定的同位素，但Na、F、P、Al等20種元素到目前為卻未發(fā)現(xiàn)穩(wěn)定的同位素。
一般認為碳元素形成的化合物種類最多，且ⅣA族中元素組成的晶體常常屬于原子晶體，如金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅等。(據(jù)有些資料說，氫元素形成的化合物最多)
元素的原子序數(shù)增大，元素的相對原子質(zhì)量不一定增大，如18Ar的相對原子質(zhì)量反而大于19K的相對原子質(zhì)量。
質(zhì)量數(shù)相同的原子，不一定屬于同種元素的原子，如18O與18F、40K與40Ca
ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素沒有同素異形體，且其單質(zhì)不能與氧氣直接化合。
活潑金屬與活潑非金屬一般形成離子化合物，但AlCl3卻是共價化合物(熔沸點很低，易升華，為雙聚分子，結(jié)構(gòu)式為 所有原子都達到了最外層為8個電子的穩(wěn)定結(jié)構(gòu))。
9.一般元素性質(zhì)越活潑，其單質(zhì)的性質(zhì)也活潑，但N和P相反。
10.非金屬元素之間一般形成共價化合物，但NH4Cl、NH4NO3等卻是離子化合物。
11.離子化合物在一般條件下不存在單個分子，但在氣態(tài)時卻是以單個分子存在。
12.含有非極性鍵的化合物不一定都是共價化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是離子化合物。
13.單質(zhì)分子不一定是非極性分子，如O3是極性分子。
14.一般氫化物中氫為+1價，但在金屬氫化物中氫為-1價，如NaH、CaH2等。
15.非金屬單質(zhì)一般不導(dǎo)電，但石墨可以導(dǎo)電。
16.非金屬氧化物一般為酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而屬于不成鹽氧化物。
17.金屬氧化物一般為堿性氧化物，但一些高價金屬的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而屬于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O;Na2O2、MnO2等也不屬于堿性氧化物，它們與酸反應(yīng)時顯出氧化性。
18.組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)(分子晶體)，一般分子量越大，熔沸點越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因為液態(tài)及固態(tài)HF、H2O、NH3分子間存在氫鍵，增大了分子間作用力。
19.非金屬元素的最高正價和它的負價絕對值之和等于8，但氟無正價，氧在OF2中為+2價。
20.含有陽離子的晶體不一定都含有陰離子，如金屬晶體中有金屬陽離子而無陰離子。
21.一般元素的化合價越高，其氧化性越強，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐漸增強。
22.離子晶體不一定只含有離子鍵，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中還含有共價鍵。
十五、離子方程式的書寫
離子符號的正確書寫
電解質(zhì)只有在完全電離時才能寫成離子，如：
酸中，硫酸、硝酸、鹽酸、氫溴酸、氫碘酸、高氯酸等強酸在水溶液中
堿中，氫氧化鋇、NaOH、KOH等強堿在水溶液或熔融狀態(tài)時
鹽中，絕大多數(shù)鹽在水溶液或熔融狀態(tài)時
☆注意：①酸式鹽的電離情況：
NaHSO4(水溶液)==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4(熔融)==Na+ + HSO4—
NaHCO3==Na+ + HCO3— NH4HSO3==NH4+ + HSO3— NaH2PO4==Na+ + H2PO4—
�、趯ξ⑷芪锏奶幚恚涸诔吻宓娜芤褐心軐懗呻x子，在渾濁時不能寫成離子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。
�、蹖鈴娝岬奶幚恚簼釮2SO4參加的反應(yīng)，對H2SO4一般不寫成離子，例如，濃H2SO4與Cu的反應(yīng)，起強氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且濃H2SO4中水很少(硫酸能與水以任意比例互溶)，絕大多數(shù)是H2SO4分子，未發(fā)生電離。濃鹽酸、濃硝酸參加的反應(yīng)，一般都寫成離子，因為它們受其溶解度的限制，溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)不是很大，其中水的量足以使它們完全電離。
�、苁请x子反應(yīng)的不一定都能寫成離子方程式。例如實驗室制取氨氣的反應(yīng)是NH4Cl與Ca(OH)2之間的離子交換反應(yīng)，但它們是固體之間的反應(yīng)。
反應(yīng)要符合實際
符合離子反應(yīng)發(fā)生的條件(生成溶解度更小的物質(zhì)或生成更加難電離的物質(zhì)或生成更易揮發(fā)性的物質(zhì));
符合氧化還原反應(yīng)發(fā)生的規(guī)律(強氧化劑與強還原劑優(yōu)先發(fā)生反應(yīng));
H+優(yōu)先跟堿性強的微粒(易電離出OH— 或易結(jié)合H+的微粒)反應(yīng);
�、� OH—優(yōu)先跟酸性強的微粒(易電離出H+或易結(jié)合OH—的微粒)反應(yīng)。
配平要符合三個“守恒”——質(zhì)量守恒和電荷守恒以及氧化還原反應(yīng)中的得失電子守恒
注意離子間量的比例關(guān)系：不足物質(zhì)中參加反應(yīng)的陰、陽離子的個數(shù)比一定符合其化學(xué)式中陰、陽離子的個數(shù)比。
十六、離子共存問題
1.分析是否能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)。一般條件是有難溶、難電離、揮發(fā)性物質(zhì)生成。
2.分析能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)
還原性離子(Fe2+、I—、S2—、SO32—等)與氧化性離子(NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等)因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能共存。例如：
2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2
2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O
6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+
5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl—
5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O
2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O ……
3.分析是否發(fā)生雙水解反應(yīng)常見的雙水解反應(yīng)有以下幾組：
AlO2— CO32— Fe3+ AlO2—
SiO32— AlO2— HCO3—
Fe3+與 CO32— Al3+與 HCO3— AlO2—與 Al3+ NH4+與
HCO3— SO32— NH4+ SiO32—
SO32— S2— HSO3—
分析是否發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)
如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3(血紅色溶液)
Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+
☆注意:(1)弱酸的酸式根離子既不能與H+離子大量共存，又不能與OH—大量共存，如：
HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O
HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O
HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + H2O
H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O
……
(2)能生成微溶物質(zhì)的兩種離子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。
(3)PO43—與H2PO4—不能大量共存，因為前者水解呈堿性，后者電離為主顯酸性，兩者相遇要反應(yīng)PO43— + H2PO4—== 2HPO42—
(4)Al3+、Fe3+因其在水溶液中當(dāng)pH為3~4左右時即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+幾乎與所有的弱酸根離子都不能大量共存。
(5)[Ag(NH3)2]+與H+不能大量共存，因為在酸性溶液中，NH3與H+以配位鍵結(jié)合成NH4+的趨勢很強，導(dǎo)致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+發(fā)生。
(6)解答此類問題還要抓住題干的附加條件，如溶液的酸性、堿性還是中性;是否有顏色;可能大量共存還是一定能大量共存;能與鋁粉反應(yīng)放出H2(可能是非氧化性酸溶液，也可能是強堿溶液);由水電離出的H+濃度為10—10mol·L—1(可能是酸溶液，也可能是堿溶液)
十七、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析
1.離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：(寫、拆、刪、查四個步驟來寫)
(1)合事實：離子反應(yīng)要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。
(2)式正確：化學(xué)式與離子符號使用正確合理。
(3)號實際：“=”“”“→”“↑”“↓”等符號符合實際。
(4)兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原反應(yīng)離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。
(5)明類型：分清類型，注意少量、過量等。
(6)細檢查：結(jié)合書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細心檢查。
例如：(1)違背反應(yīng)客觀事實
如：Fe2O3與氫碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O錯因：忽視了Fe3+與I-發(fā)生氧化一還原反應(yīng)
(2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡
如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 錯因：電子得失不相等，離子電荷不守恒
(3)混淆化學(xué)式(分子式)和離子書寫形式
如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-錯因：HI誤認為弱酸.
(責(zé)任編輯：郭躍文)
分享“高考化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)知識點：元素周期表詳細解說”到：
