名师讲练05 物质结构与元素周期律【高考定位】元素周期表是学习化学的工具，元素周期律是化学学习的重要规律。利用元素周期表、元素周期律，结合元素的位、构、性三者的密切关系进行元素推断是化学重要的知识。本部分知识是高考必考的内容之一,是全国卷的高频考点。高考命题一般是用元素周期表及周期律知识去推断元素类型，或是根据原子结构推导元素类型及其在周期表中的位置，考查原子结构和元素性质之间的关系，试题以短周期元素考查元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系，考查原子半径、化合价、金属性、非金属性、单质及化合物性质的递变规律与原子结构的关系，化学键主要考查对概念的理解。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。【知识讲解】一、原子结构及其组成微粒原子由原子核和核外电子组成，其中原子核带正电荷，核外电子带负电荷，原子核由质子和中子组成；由于中子不带电，原子呈电中性，所以原子的核电荷数＝核内质子数＝核外电子数；原子结构中的核电荷数(Z)决定了元素的种类，而质子数与中子数之和决定了原子质量的相对大小，即质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。1．同一元素的不同原子，质子数相同但中子数一定不同；2．具有相同核电荷数的微粒不一定是同一种元素，如Na＋与NH等；3．最外层电子数大于或等于4的原子不一定是非金属元素的原子，如Pb、Sb、Po等；4．同位素原子的原子核的质子数相同，中子数不同，核外电子排布相同，则其物理性质不同化学性质几乎相同；5．原子在化学变化中发生变化的是原子的电子层结构，原子核不变，化学变化的特征是有新物质生成，核变属于物理变化。6．构成原子、离子的各种粒子及其相互关系粒子种类符号粒子之间的关系电性关系质量关系中性原子X原子序数＝核电荷数＝核内质子数质量数＝质子数＋中子数原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！1


，半径逐渐增原，因此大子半径In＞Al，不符合题意；D．In位于元素周期表第五周期，铷（Rb）位于元素周期表第五周期第IA族，同周期元素，核电荷数
越大，金属性
越越弱，最高价氧应化物对水化物的碱性越弱I因此碱性：，n(OH)3＜RbOH，符合题意。原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！2
＝核外电子数阳离子Xm＋原子序数＝核电荷数＝内质子数＝核外电子数＋m阴离子Xn－原子序数＝核电核荷数＝核内质子数＝核外电子数－n 7．核外电子排布的规律(1)原子核外电子首先排在能量低的电子层上，然后排在能量高的电子层上。(2)原子核外每一层上的电子数不超过2n2个，最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。(3)原子失去电子变成阳离子时，不仅失去最外层电子，也减少了1个电子层，而原子得到电子变成阴离子时，最外层电子数改变，但电子层数不变，如Na＋、Mg2＋、Al3＋与F－、O2－具有相同的电子层结构。[例题1] 2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟（49In）等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷（37Rb）同周期。下列说法不正确的是A．In是第五周期第ⅢA族元素B．11549In的中子数与电子数的差值为17 C．原子半径：In>AlD．碱性：In(OH)3>RbOH【解析】A．根据原子核外电子排布规则，该原子结构示意图为，因此In位于元素周期表第五周期第IIIA族，不符合题意；B．质量数＝质子数+中子数，元素符号的左上角为质量数、左下角为质子数，因此该原子的质子数=电子数=49，中子数为115-49=66，所以中子数与电子数之差为66-49=17，不符合题意；C．Al位于元素周期表的三周期IIIA族，In位于元素周期表第五周期IIIA族，同主族元素的原子，从上到下，电子层数逐渐增多


：D指
点迷津一个符号和三个关系(1) X：表示一个质子数为Z，质量数为：A的X原子。(2) 核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数；质量数＝质子数＋中子数；离子所带电荷数＝质子数－核外电子数二
、元素周期表与元素周期律内容同周期元素(从左到
右)同主族元素(从上到下)原子结构核电荷数递
增递增电子层数相同递
增最外层电子数递
增相同原子半径递减递
增元素性质主要化合价最高正价由＋1→ ＋7，最低负价由
、4→－1最高正价－最低负价相同，最高正价＝族序数最高价
氧化物对应水化物的逐渐减弱，酸性性渐逐碱增强渐增强逐，酸性渐逐减弱非金属的
酸碱性碱性
气态氢化物稳定性强增，形成由难稳到易定性减弱，形成由易到难单质的
氧化性或还原性还原性逐渐减弱，氧还性逐渐增强化原性逐渐增强，氧化性逐渐
减和元素的金属性弱非金属性金属性
逐渐减弱，非金属性强渐增逐，非金属性逐渐
逐渐增强金属性减弱1．金属性、非金属性
强弱的判断金属性本质原子
越易失电子，金属性越强判
活动性顺序中位置越靠前，金属性越强单质与
水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强单质
断依据在金属还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强最高价
氧化物对应水化物的碱性越强，金属性Y若Xn＋＋越强―→X＋Ym＋，则Y金属性
比X强非金属性本质原子
越易得电子，非金属性越强判
越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强单质
氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强最高价
氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性BAn－＋越强―→Bm－＋A，则B非金属性
断依据与H2化合
比A强2．半径大小
比较规律：在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：“一
看”电子层数：当数子层数不同时，电电层子越多，半径越r。例：r(Li)r(Na＋)，r(Fe)>r(Fe2原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！3
答案


二看”核电荷数：当数子层数相同时电核电荷，越大，半径越。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r小(S)>r(Cl)，r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)；“三
看”核外电子数：
当数电子数和核电荷层均数同相，核外电子时越多，半径越。例：r(Cl－大)>r(Cl)　r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。4．掌握金属性、非金属性
强弱的判断方法（1）（2）（3）[例题2] J、M、R、T是原子序数
依次增的短周期主族元素，J、大R在周期表中的相对位置如下表。
已最J元素知低负化合价的绝值与其原对最外层电子数相等，M子是地壳中含量最
多的金属元素。下列说法错误)(　　的是A．J和
氢组成的气态氢化物分子中只含有极性共价键B．M单质能与
氢氧化钠溶液反应，产生一种可燃性C气体．R、T两
元素的气态氢化物中，T的气态氢化物更稳D．定J、M、R、T元素最高价
氧化物对应的水化物中酸性最强解HTO4【的是析】首先进行元素推断，M是
地壳中含量最多金属元素，M为的Al，J元素最低负化合价的
绝最值与其原子对外层电子数相等，J为C；根据元素所处的位置，R为S，则T为Cl。C和H组成的
气态氢化物分子众多CH，如4、C2H4、2H2等，其中CH4C中只含极有C—H
性共C价键，而2H4、C2H2中除含有C—H极性共价键外，还含非有C—C极性共误A错价键，
；Al单质能与氢氧化液溶钠反应，产生一种可燃性气体氢气，B正确；由于非金属性：Cl>S，
故热稳H性：定Cl>H2S，C正确；四最元素中种Cl元素的非金属性强，4HClO故酸原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！4
＋)；“


强，D正确。答案：A指
点迷津“位：－构－性”推断的核心构，元素的原子结构决定了元素在周期表中的是结位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反
映根元素的原子结构和元素的主要性质即了据结构先确定其在周期表中的位置，然后
运相同周期、同主族元素用质的性似性和递变性
预测其可的能性质。也可其根据其具有的性质确定以在周期表中的位置，进而推断出其结构。（1）主族元素的最高正价等于主族序数，
且等于主族元素原子的最外层电子数，其中氧无最高正价，
氟无正价。（2）非金属元素的最高正价与最低负价的
绝（8。对值之和为3）原子序数为
奇数的元素所在的族也为奇数，最高化合价和最低化合价也是奇数；原子序数为
偶数时所在的族为偶数或零族，最高化合价和最低化合价为偶0数或。（4）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
——学三、化“阴上阳下”规律。键1.化学键与物质类
别的关系(1)只含
非极性共价键的物质：非金属元素构成的单质(稀有气体除)。如I外2、N2、P4、金刚石
、晶体硅等。(2)只含
有极性共物键的价质：一般是不同非金属元素构成的共H化合物。如价Cl、NH3、SiO2、CS2等。原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！5
性最


有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H4、CH3CH3、C6H6等。(4)只含
有离子键的物质：活泼与非属元素金活泼金属元素形N的化合物。如成a2S、CsCl、K2O、NaH等。(5)既
有离子键又有非极Na2O2性键的物质：如、CaC2等。(6)��