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专题一 物质结构及元素周期表
一、考点回顾
1.考点网络构建
（1）． 元素“位一构一性”之间的关系
（2）．推断元素的名称或位置是本节常见题型之一，其方法大致可归纳如下：
2.考点阐释：
考点1：同周期、同主族性质递变的逻辑推导关系 1． 同周期、同主族元素性质递变规律 性质 原子半径 电子层结构 失电子能力得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 最高价氧化物的酸性对应水化物的碱性 非金属气态氢化物的形成难易稳定性 同周期(从左→右) 逐渐减小 电子层数相同最外层电子数渐多 逐渐减小逐渐增大 逐渐减弱逐渐增强 最高正价(+1→+7)非金属负价=-(8-族序数) 酸性逐渐增XK 碱性逐渐减弱
同主族(从上→下) 逐渐增大 电子层数递增最外层电子数相同 逐渐增大逐渐减小 逐渐增强逐渐减弱 最高正价=族序数(O、F除外)非金属负价=-(8-族序数) 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 形成由难→易稳定性逐渐增强 形成由易→难稳定性逐渐减弱 2． 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图5-1所示位置，则有关的各种性质均可排出顺
1
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序（但D不能参与排列）。如： ⑴原子半径：C>A>B; ⑵金属性：C>A>B; ⑶非金属性：B>A>C。 3． 元素周期表中的相似规律 ⑴同主族元素性质相似（因为最外层电子数均相同）； ⑵元素周期表中位于对角线位置（如2中A、D位置）的元素性质相似，如Li和Mg、Be和Al、B和Si等；
⑶相邻元素性质差别不大。
考点2 元素周期律常见小规律
1． 最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素（He例外）。
2． 在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期（短周期）元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
3． 每一周期排布元素的种类满足以下规律：设n为周期序数，则奇数周期中为(n?1)222(n?2)种，偶数周期中为种。 24．元素周期表中除第Ⅷ族元素以外，原子序数为奇（或偶）数的元素，元素所在族的序数及主要化合价也为奇（或偶）数。
5．元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。
6．零族不是主族，VIII族不属于副族，隋性气体元素不属于非金属元素。 7．难失电子的元素不一定得电子能力强如：稀有气体元素。
8．微粒电子层数多的不一定半径就大，如：锂离子半径大于铝离子半径。
9．最外层只有1个电子的元素不一定是IA元素，可能是IB元素如Cu、Ag、Au，可能是VIB族的Cr、Mo；最外层只有2个电子的元素不一定是IIA族元素，可能是IIB族元素如：Zn、Cd、Hg，也可能是Sc、Ti、V、Mn、Fe、Co、Ni等。
10．组成和结构相似的物质分子量越大，熔沸点不一定越高，如：HF??HI。 11．有金属光泽能导电的单质不一定是金属单质，如：石墨。 12．并不是所有元素的原子核都由质子和中子构成，如：氕。
13．绝大多数非金属的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8，但H、B、O、F例外。
14．绝大多数主族元素的最高正化合价等于该元素所在的主族序数，但O、F例外。
考点3：元素的原子半径、离子半径大小比较规律
1．同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小(稀有气体元素除外)。如第三周期中：Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl。
2．同主族原子半径随原子序数的递增逐渐增大。如第ⅠA族中：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs。
3．同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小。如第三周期中：Na+＞Mg2+＞Al3+。
－－－
4．同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小。如第三周期中：P3＞S2＞Cl。
＋
5．同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第IA族中：Na+＜K+＜Rb＜Cs+。
2
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6．同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如第ⅦA族中：F＜Cl＜Br＜I。 7．阳离子半径总比相应原子半径小。如：Na+＜Na，Fe2+＜Fe。
－－
8．阴离子半径总比相应原子半径大。如：S2＞S，Br＞Br。
－－
9．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：S2＞Cl＞K+＞Ca2+；
－
Al3+＜Mg2+＜Na+＜F。
10．同一元素不同价态的离子半径，价态越高则离子半径越小。如：Fe＞Fe2+＞Fe3+， －
H＞H＞H+。
考点4 元素的金属性与非金属性及其判断依据
⑴元素的金属性与非金属性的对比分析：
元素的金属性是指元素原子失电子能力的大小，或形成化学键时成为阳离子的倾向大小，或价电子偏离的能力。失电子能力越大或形成阳离子倾向越大，或价电子偏离越远，其元素的金属性越强。相反，所谓元素的非金属性强，是指其原子易于取得电子，也就是成键时形成阴离子的倾向大，或强烈吸引成键电子。
元素的金属性主要与原子的电子层结构、核电荷以及原子半径等有关。一般来说，原子最外层电子数少，如只1或2个电子，就易于失去，金属性就强。反之，有6或7个电子，就易于得到电子，非金属性就强。至于3，4，5个电子的就要综合其他条件来看其是金属性为主还是非金属性为主。价电子数相同的元素原子，核电荷越小，原子半径越大，核对外层电子吸引越弱，电子就越易失去，元素的金属性就越强；反之，非金属性就越强。
在周期表中同一周期从左至右一般是金属性递减，非金属性递增，对主族元素从上至下，一般是金属性递增，非金属性递减。
⑵解题中易混的三组概念： ①元素的金属性和非金属性的强弱，与其单质的化学活泼性是不同的。虽然两者有密切关系，但单质的性质还与其分子结构或晶体结构有关。
②金属性强弱和金属活动性强弱有区别，又有联系。金属活动性强弱是金属原子在水溶液中失电子形成水合阳离子能力的强弱。一般来说金属性强的元素，金属活动性也强，但金属活动性强的，元素金属性不一定强。因为金属性的强弱要从三个方面综合地看，而金属活动性只是根据金属原子在水溶液中失电子形成水合离子能力强弱来区分。因此不能认为金属活动性强的金属，金属性也一定强。例如，铝是活动性强的金属，铝原子在水溶液中易失电子转化成水合铝离子，但氢氧化铝显两性，就不能认为它的金属性强。
③元素非金属性和非金属单质的活动性既有区别也有联系。多数情况下非金属性和非金属活动性是一致的，但也有不一致的。如氮和磷相比，氮元素的非金属性比磷的非金属性强，但氮气的活动性不如磷的活动性强。而且要注意的是：非金属性最强的元素为氟元素，但氟元素没有正化合价，它没有最高价氧化物，也没有对应水化物。
（3）比较金属性强弱的依据 ①同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱； 同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强； ②依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；盐溶液水解后pH越小，其元素的金属性越弱；
③依据金属活动性顺序表（极少数例外）； ④常温下与酸反应的剧烈程度； ⑤常温下与水反应的剧烈程度； ⑥与盐溶液之间的置换反应； ⑦高温下与金属氧化物间的置换反应。
3
－－－－
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（4）比较非金属性强弱的依据 ①同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强； 同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱； ②依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；盐溶液水解后pH越大，其元素的非金属性越弱；
③依据其气态氢化物的稳定性：稳定性愈强，非金属性愈强； ④单质跟氢气化合的难易程度、条件及生成氢化物的稳定性:越易与H2反应，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，说明其非金属性也就越强；
⑤与盐溶液之间的置换反应：非金属单质问的置换反应:非金属甲把非金属乙对应的阴离子从其盐溶液中置换出来，说明甲的非金属性比乙强。如Br2+2KI=2KBr=I2；
点燃⑥相互化合后的价态：如S+O2=== SO2 说明O的非金属性强于S；
Δ点燃⑦其他：如2Cu＋S===Cu2S Cu＋Cl2===CuCl2 所以，Cl的非金属性强于S。
考点5 等电子数的微粒汇总
(1)“10电子”的微粒： 一核10电子的 二核10电子的 三核10电子的 四核10电子的 五核10电子的 (2)“18电子”的微粒 一核18电子的 二核18电子的 三核18电子的 四核18电子的 五核18电子的 六核18电子的 其它微粒 分子 Ne HF H2O NH3 CH4 分子 Ar F2、HCl 离子 N3?、O2?、F?、Na+、Mg2+、Al3+ OH?、 NH2?、H2F+ H3O+ NH4+ 离子 K+、Ca2+、Cl￣、S2? 2-?O2、HS H2S PH3、H2O2 、NH2F SiH4、CH3F 、 NH2OH N2H4、CH3OH C2H6 、CH3NH2 N2H5+、N2H62+ （3）其它等电子数的微粒 “9电子”的微粒 —F、—OH、—NH2、-CH3（取代基） “14电子”的微粒：Si、N2、CO、C2H2 “2电子”的微粒：He、H—、Li+ 、Be2+ （4）质子数及核外电子总数均相等的粒子 ①Na+、NH4+、H3O+ ②HS-、Cl- ③F-、OH-、NH2- ④N2、CO、C2H2
考点6 关于晶体结构的计算
用均摊法确定晶体的化学式：均摊是指每个图形平均拥有的粒子数目。求晶体中粒子个数比的方法是：
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⑴处于顶点的粒子，同时为8个晶胞所共有，每个粒子有1/8属于该晶胞； ⑵处于棱上的粒子同时为4个晶胞共有，每个粒子有1/4属于该晶胞； ⑶处于面上的粒子，同时为2个晶胞共有，每个粒子有1/2属于该晶胞； ⑷处于晶胞内部的粒子，则完全属于该晶胞。 下表列出了常见晶体的结构类型及分析。 晶体 氯化钠晶体晶体结构示意图 晶体中微粒分布详解 +Na+和Cl-交替占据立方体的顶点而向空间延伸。在每个Na周围-最近的等距离（设为a)的Cl有6个（上、下、左、右、前、后），-+在每个Cl周围最近的等距离为Na亦有6个，这6个离子构成 +一个正八面体；在每个Na周围最近的等距离（必为2a）的-Na+有12个（同层4个、上层4个，下层4个），在每个Cl周围-最近的等距离的Cl亦有12个 +-每8个Cs、八个Cl各自构成立方体，在每个立方体的中心有+-+一个异种离子（Cs或Cl）。在每个Cs周围最近的等距离（为氯化铯晶体二氧化碳晶体 -+3a/2)的Cl有8个，在每个Cs周围最近的等距离（必为a）的Cs有6个（上、下、左、右、前、后），在每个Cl周围最近-的等距离的C1亦有6个 +-每8个CO2构成立方体且在6个面的中心又各占据1个C02。在 每个CO2周围等距离（2a/2,a为立方体棱长）最近的CO2有12个（同层4个、上层4个、下层4个） 金刚石晶体 每个C与另4个C以共价键结合，前者位于正四面体中心，后四者位于正四面体顶点。晶体中所有C-C键长相等、键角相等（均为109°28′）；晶体中最小碳环由6个C 组成且六者不在同一平面内；晶体中每个C参与了4条C-C键的形成，而在每条键中心的贡献只有一半，故C原子数与C-C键数之比为1:2 石墨晶体 层内存在共价键、金属键，层间以范德华力结合，兼具有原子晶体、金属晶体、分子晶体的特征。在层内，每个C与3个C形成C-C键，构成正六边形，键长相等，键角相等（均为120°）；在晶体中，每个C参与了3条C-C键的形成，而在每条键中的1/3=2个C,C原子个数贡献只有一半，每个正六边形平均只占6×与C-C键数之比为2：3 5
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二氧 化 硅晶体 每个Si与4个O结合，前者在正四面体的中心，后四者在正四 面体的顶点；同时每个0被两个正四面体所共用。正四面体内键角为109°28′，每个正四面体占有一个完整的Si，四个“半O原1/2)=1：2 子”，故晶体中Si原子与O原子个数比为1：（4×（可看作是金刚石结构中的每个碳原子之间插入一个氧原子，再将碳原子换成硅原子） 二 经典例题解析及强化预测
题型1：用原子半径 、元素化合价周期性的变化比较半径的大小
样题1 （07北京理综）X、Y为短周期元素，X位于IA族，X与Y可形成化合物X2Y，
下列说法正确的是
A．X的原子半径一定大于Y的原子半径
B．X与Y的简单离子不可能具有相同的电子层结构 C．两元素形成的化合物中，原子个数比不可能为1︰1 D．X2Y可能是离子化合物，也可能是共价化合物
研析：X属于短周期的IA族元素，则X可能是H、Li、Na，因此X与Y形成的化合物X2Y
可能是离子化合物也可能是共价化合物，如H2O、Na2O，因此选项A和B错。元素Y与IA族元素H或Na可形成H2O2或Na2O2等化合物，在两者化合物中原子个数之比均为1:1，因此选项C也错。 答案：D
联想发散：本题主要考查元素周期律的应用，此类题目一般难度不大，解题的关键是要理解
元素周期律的实质，并掌握相关的原子半径、电子排布、化合价及元素的金属性、非金属性的递变规律。特别是要灵活运用1—18号元素的原子（或离子）结构特点及有关规律进行分析推断。 ［强化?预测］
1． （07苏州中学模拟）短周期元素A、B、C原子序数依次递增，它们原子的最外层电子
数之和为10，A与C同主族，B原子最外层电子数等于A原子次外层电子数，则下列叙述正确的是
A．原子半径A＜B＜C B．B的氧化物的熔点比A的氧化物低 C．A的氢化物的稳定性大于C的氢化物 D． A与C可形成离子化合物
1． C A、B、C均为前三周期元素，则A元素的次外层电子数可能为2或8；若为2，则
B为第ⅡA族元素。A、B、C原子序数依次增大，且A、C同主族，此种情况可能。若为8，则B为稀有气体元素，此种情况不可能。
题型2：以同周期、同主族金属性与非金属性的递变规律判断酸碱性、稳定性 样题2：（07江苏化学）有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y
原子的最外层电子数相同（选项中m、n均为正整数）。下列说法正确的是 A．若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱
B．若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性
C．若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2 D．若Y的最高正价为＋m，则X的最高正价一定为＋m
研析：由于X、Y原子的最外层电子数相同，因此两者属于同一主族元素；X的原子半径小
6
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于Y，可知X位于Y的上方。对于选项A，若X(OH)n为强碱说明X的金属性很强，又由于X位于Y的上方，金属性Y＞X，说明碱性Y(OH)n＞X(OH)n，因此可以说明Y(OH)n也是一种强碱。对于选项B，若X为氮元素，它所形成的HNO3为强酸，但NH3溶于水后溶液呈碱性，B错。对于选项C，若Y元素形成的单质存在同素异形体的话则C的说法也不正确。对于选项D也可以用代入法，若Y为Cl，则X为F，Cl的最高正价为+7，而F无最高正价，因此选项D也错。 答案：A
【相关链接】第二、三周期元素最高氧化物对应水化物及气态氢化物性质列表： 第二周期 ⅠA LiOH 强碱 ⅡA ⅢA ⅣA H2CO3 弱酸 CH4 较稳定 ⅤA HNO3 强酸 NH3 稳定 HPO3 弱酸 H3PO4 中强酸 PH3 不稳定，自燃 ⅥA —— ⅦA —— HF（弱酸） 很稳定 H3 B O3 Be（OH）2 弱酸 两性氢氧B2H6 化物 不稳定 第三周期 Mg（OH）2 NaOH 中强碱 强碱 H2SiO3 弱酸 H4SiO4 Al（OH）3 弱酸 两性氢氧SiH4 化物 不稳定，自燃 H2SO4 强酸 H2S 较不稳定 HClO4 最强酸 HCl 稳定 [强化?预测]
2． （07广东模拟）元素A和B的原子序数都小于18。已知A元素原子的最外层电子数
为a，次外层电子数为b；B元素原子的M电子层数为（a－b），L层电子数为（a＋b），则A、B两元素所形成的化合物的性质可能有
A. 能与水反应 B. 能与氢氧化钠反应 C. 能与硫酸反应 D. 能与碳酸钠反应
2． BD 根据核外电子排布规律，再结合B元素原子的核外电子排布情况可得a＋b=8，再结合A元素原子的核外电子排布情况可得b=2，同时可得a=6，即A为O，B为硅。 题型3：8电子、10电子、18电子结构的应用 样题3：（07江苏化学）通常情况下，微粒A和B为分子，C和E为阳离子，D为阴离子，
它们都含有10个电子；B溶于A后所得的物质可电离出C和D；A、B、E三种微粒反应后可得C和一种白色沉淀。请回答： （1）用化学符号表示下列4种微粒：
A： ； B： ；C： ；D： 。
（2）写出A、B、E三种微粒反应的离子方程式： 。 研析：常见核外电子总数为10个电子的微粒共有15种。阳离子有：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、
－－－－
H3O+；阴离子有：N3、O2、F、OH、NH2-；分子有：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。根据题意知B溶于A后所得的物质可电离出阳离子C和阴离子D，可知A为H2O，B为NH3，氨气溶于水生成的一水合氨电离出NH4+和OH—离子。第（2）问带有一定的开放性，一种10电子的阳离子能和氨水反应生成沉淀和铵根离子，这种阳离子可以是Mg2+也可以是Al3+。
＋－
答案：（1）H2O NH3 NH4 OH
＋＋
（2）Al3＋3NH3＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4 ，
＋＋
Mg2＋2NH3＋2H2O＝Mg(OH)2↓＋2NH4
【方法技巧】熟练掌握具有10电子的微粒和具有18电子的微粒对推导具体的物质有着重要的作用。
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找电子数相同的粒子的思路： ①C＋H = N ②N＋H = Ｏ ③—CH3 = —NH2 = —OH = —F Ｏ＋H = F ④
+
⑤得失H不影响粒子的电子总数
［强化?预测］ 3．（07哈尔滨理综）有A、B、C、D四种单质，在一定条件下，A、B、C分别跟D发生
化合反应相应生成甲、乙、丙（甲、乙、丙每个分子中都含有10个电子），而B跟C发生化合反应生成丁，这些单质和化合物之间发生如下反应关系：
（1）写出甲、乙、丙、丁的分子式：甲______、乙________、 丙________、丁_________； （2）写出反应①②③的化学方程式： ①___________________________；②__________________________； ③____________________________。 3． 答案：（1）HF、H2O、NH3、H2O （2）①2F2＋2H2O＝4HF＋O2 ②4NH3＋5O24NO＋6H2O ③6NO＋4NH3＝5N2＋6H2O
解析：本题的突破口是反应①，由非金属A通过置换反应生成非金属单质B，且A和B都能形成10电子分子，因此A只能是F2，B只能是O2。 题型4：晶体的空间结构模型在计算中的应用 样题4：（2006山东泰安二模）如图是钾、氧两元素形成的一种晶体的一个晶胞（晶体中最
小的重复单元）。晶体中氧的化合价可看作是部分为0价，部分为－2价。 ①该结构与 的结构相似(填选项字母，下同)。 A．NaCl B．CsCl C．干冰 D．SiO2 ②钾、氧两元素所形成化合物的化学式是 。 A．K2O B．K2O2 C．K2O3 D．KO2 ③下列对KO2晶体结构的描述正确的是 。 A． 晶体中与每个K＋距离最近的K＋有8个
B．晶体中每个K＋周围有8个O2－，每个O2－周围有8个K＋
C．每个 O2－周围最近且等距离的K＋所围成的空间构型为正八面体 D．晶体中，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为3:1
--研析： ①该结构与NaCl晶体相似，不同之处是Cl被O2所代替。
+-②8×1/8+6×1/2=4；1+12×1/4=4 化学式为KO2。 晶体中平均每个晶胞拥有K：拥有O2：
③由图看出，晶体中与每个K＋距离最近的K＋有12个，晶体中每个K＋周围有6个O2－，
－＋－＋
每个O2周围有6个K，每个 O2周围最近且等距离的K所围成的空间构型为正八面体，如图：
设1mol KO2中含有xmol 0价的氧，ymol-2价的氧，则有：x+y=2，2y=1，解得x=3/2，y=1/2；所以晶体中，0价氧原子与－2价氧原子的数目比为3:1。正确答案为C、D。
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A ②D ③C D 答案：①
【归纳总结】关于晶体的计算：（1）已知晶胞的结构而求晶体的化学式——常采用晶摊法计
算。（2）由晶胞结构求算晶体密度：此类问题首先需分析晶胞结构，分析出一个晶胞中实际所含有的原子个数，然后利用相关物理知识（p =m/v)，求出晶体的密度。 ［强化?预测］
4． 分析化学中常用X射线研究晶体结构，有一种蓝色晶体可表示为：[MxFey(CN)z]，研究
2+3+
表明它的结构特性是Fe、Fe分别占据立方体的顶点，自身互不相邻，而CN一位于立方体的棱上，其晶体中的阴离子晶胞结构如图示，下列说法正确的是
A．该晶体是原子晶体
B．M的离子位于上述晶胞的面心，呈+2价
C．M的离子位于上述晶胞体心，呈+1价，且M+空缺率为50%（体心中没有M+的占总体心的百分比）
D．晶体的化学式可表示为MFe2(CN)6，且M为+1价
4．C、D 这是一道非常新颖的结合有机的晶体题。首先根据结构粒子是离子，可确定该晶体为离子晶体，并非原子晶体。观察阴离子晶胞可知，Fe2+、Fe3+共占据8个顶点，平均分摊到4×1/8=1/2个，CN-在棱上，分摊到12×1/4=3个，再根据阴阳离子所带电荷，可确定晶胞中阴离子组成为：[Fe(CN)3]0.5-，扩大两倍（相当于两个阴离子晶胞）得[Fe2(CN)6]-，显见，所对应的阳离子只能为+1价，形成M2[Fe2(CN)6]，即两个晶胞共有1个M+阳离子，根据晶胞知识，其只能位于体心，且每两个晶胞中一个有M+，另一个必无，即空缺率为50%。故答案应选C和D。
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