文档内容
知识清单 14 原子结构 元素周期律
知识点01 原子结构 原子核外电子排布的 知识点03 化学键
规律
知识点04 元素周期律
知识点02 元素周期表
知识点 01 原子结构 原子核外电子排布规律
一、原子的构成粒子及其定量关系
1．原子构成
（1）原子的质量主要集中在原子核上；
（2）原子中既有正电荷，又有负电荷，但整个原子不显电性；（3）原子在化学变化中不可再分，但在其他变化中仍然可以再分；
（4）原子核中质子、中子依靠核力结合在一起
（5）质量数：将原子核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的数值
①质量数一定为整数
②质量数仅对原子而言，元素没有质量数
③在计算时，可用质量数代替相对原子质量用于近似计算
2．元素、核素、同位素
（1）“三素”关系及含义
①核素之间的转化不属于物理变化，也不属于化学变化，而属于核变化
②元素种类小于核素种类
（2）氢元素的三种核素
1
①1H：用字母H 表示，名称为氕，含0 个中子。
2
②1 H：用字母D 表示，名称为氘或重氢，含1 个中子。
3
③1H：用字母T 表示，名称为氚或超重氢，含2 个中子。
④H、D、HD均为氢元素的不同单质。
2 2
（3）常见的重要核素及其应用
235 14 12 2 3 18
92U 6C 6C 1 H（D） 1H（T） 8O
核燃 相对原子质量的标准
用于考古断代 制氢弹 示踪原子
料 阿伏伽德罗常数基准
（4）微粒符号及意义
（5）同位素的比较①特点：天然存在的同位素，相互间保持一定的比率
②结构：核外电子排布完全相同
③分类：稳定同位素和放射性同位素，用于进行同位素示踪和作为放射源的是放射性同位素。
3．核反应
（1）概念：原子核发生变化的过程，即质子数或中子数发生变化的反应
（2）变化类型：核变化
2 3 4 1
①核聚变：1 H+1H 2 He+0n
14 14 0
②核裂变： 6C 7N+－1e－
n b d f
（3）遵循规律：mX+a Y c Z+e W
①质子数守恒： m + a ＝ c + e
②质量数守恒： n+b ＝ d+f
4．相对原子质量的分类
（1）原子（即核素）的相对原子质量
1
①一个原子（即核素）的质量与一个12C质量的12 的比值。
②一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。
（2）元素的相对原子质量
①含义：各核素相对原子质量乘以各核素所占的百分比再求和（平均值）
②公式：A（X）＝A ×a%+A ×b%+A ×c%+…（a%+b%+c%+…＝1）
r r1 r2 r3
（3）核素的近似相对原子质量＝质量数。
（4）元素的近似相对原子质量
①含义：各核素的质量数乘以各核素所占的百分比再求和（平均值）
②公式：A（X）＝A×a%+A×b%+……
1 2
二、微粒中“三子”数的计算
1．没有特别说明，所给原子为普通原子（与其相对原子质量最接近）
原
H C N O Cl
子
符
1 12 14 16 35
1H 6C 7N 8O 17Cl
号
2．常用的计算关系
（1）质量数＝质子数+中子数≈原子的近似相对原子质量
（2）质子数＝各微粒质子数之和
（3）中子数＝各微粒中子数之和
（4）电子数＝各微粒质子数之和±电荷数
①原子：核外电子数＝质子数＝核电荷数，如N原子： 。②阳离子：核外电子数＝质子数－所带电荷数，如Na+： 。
③阴离子：核外电子数＝ 质子数 + 所带电荷数 ，如S2－： 。
2．常见的等电子微粒
（1）常见的“10电子”粒子
（2）常见的“18电子”粒子
三、原子核外电子排布的规律
1．电子层
（1）含义：电子运动在能量不同的区域，简化为不连续的壳层，也称作电子层。
（2）特点：各电子层之间没有明显的界限
（3）不同电子层的表示及能量关系
电子层数 1 2 3 4 5 6 7
各电子
字母代号 K L M N O P Q
层由内
离核远近 由近到远
到外
能量高低 由低到高
2．原子核外电子排布规律及其之间的关系
（1）核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18
个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。（2）电子不一定排满M层才排N层，如Ca的核外电子排布情况为 。
3．原子核外电子排布的表示方法
（1）原子结构示意图
（2）离子结构示意图
①阳离子结构示意图：与上周期的稀有气体排布相同
②阴离子结构示意图：与同周期的稀有气体排布相同
4．具有相同电子层排布的微粒
（1）与He原子具有相同电子层排布的微粒（2电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
H － He Li + Be 2+
（2）与Ne原子具有相同电子层排布的微粒（10电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
N 3 O 2 F
Ne Na + Mg 2+ Al 3+
－ － －
（3）与Ar原子具有相同电子层排布的微粒（18电子微粒）
阴离子 原子 阳离子 电子层排布
P 3 S 2 Cl
Ar K + Ca 2+
－ － －
（4）特点
①结构特点：电子层数相同，电子总数相同
②位置特点：阴前阳后稀中间，负电多前正多后
③半径特点：原子序数越大，微粒半径越小
5．1~18号元素原子核外电子排布的特点
（1）电子层排布： x 或2，x或2，8，x（2）次外层电子数为2 或8；内层电子数为2 或10
（3）简单离子的最外层电子数为0或2 或8
（4）1～20号元素原子结构的特殊关系
特殊关系 元素
最外层电子数等于次外层电子数的一半 Li、Si
最外层电子数等于次外层电子数 Be、Ar
最外层电子数等于次外层电子数的2倍 C
最外层电子数等于次外层电子数的3倍 O
最外层电子数等于次外层电子数的4倍 Ne
最外层电子数等于电子层数 H、Be、Al
最外层有1个电子 H、Li、Na、K
最外层有2个电子 He、Be、Mg、Ca
内层电子数之和是最外层电子数2倍的元素 Li、P
电子总数为最外层电子数2倍的元素 Be
6．原子结构与元素的性质的关系
得失电子能
元素 最外层电子数 化学性质 主要化合价
力
稀有气 一般不易 较稳定，一般
8（He为2） 0
体元素 得失电子 不参与化学反应
金属元素 ＜4 易失电子 金属性 只有正价，一般是+1→+3
非金属元素 ≥4 易得电子 非金属性 既有正价又有负价
（1）并不是所有的原子都由质子和中子构成，如H中没有中子。
（2）核素是具有固定质子数和中子数的原子，同位素是具有相同质子数的不同核素的互称。
（3）只有核素才有质量数，质量数不适用于元素。质量数可以视为核素的近似相对原子质量。
（4）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素，如F与OH－。
（5）核外电子数相同的微粒，其质子数不一定相同，如Al3＋和Na＋、F－，NH与OH－。
（6）不同的核素可能具有相同的质子数，如H与H；也可能具有相同的中子数，如6C与O；也可能
具有相同的质量数，如C与N；也可能质子数、中子数、质量数均不相同，如H与C。
（7）同位素的物理性质不同但化学性质几乎相同。
【典例01】长期依赖进口、价格昂贵的物质 在我国科学家的攻关下，终于成功地研制出了。下列
说法正确的是A． 与 互为同位素 B． 与 是中子数相同
C． 和 化学性质不相同 D． 和 互为同素异形体
【答案】A
【解析】 与 的质子数都为8，中子数分别为16-8=8，18-8=10，即质子数相同，中子数不同，
两者互为同位素，选项A正确； 与 的质子数都为8，中子数分别为16-8=8，18-8=10，选项B错
误； 和 互为同位素，都具有8个质子和8个核外电子，处于周期表中同一位置上，化学性质基本相
同，选项C错误； 与 的质子数都为8，中子数分别为16-8=8，18-8=10，即质子数相同，中子数不
同，两者互为同位素，选项D错误；答案选A。
【典例02】（2022·山东卷） 、 的半衰期很短，自然界中不能稳定存在。人工合成反应如
下： ； 。下列说法正确的是
A. X的中子数为2
B. X、Y互为同位素
C. 、 可用作示踪原子研究化学反应历程
D. 自然界不存在 、 分子是因其化学键不稳定
【答案】B
【解析】根据质量守恒可知，X微粒为 ，Y微粒为 ，据此分析解题。由分析可知，X微粒为
，根据质量数等于质子数加中子数可知，该微粒的中子数为4，A错误；由分析可知，X微粒为
，Y微粒为 ，二者具有相同的质子数而不同的中子数的原子，故互为同位素，B正确；由题干信息可
知， 与 的半衰期很短，故不适宜用作示踪原子研究化学反应历程，C错误；自然界中不存在
与 并不是其化学键不稳定，而是由于 与 的半衰期很短，很容易发生核变化，转化为气体其他
原子，O=O的键能与形成该键的核素无关，D错误；故答案为B。
【典例03】A、B为两短周期元素，A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，B原子核外电子总数比A原子核外电子总数多5，则A和B形成的化合物的化学式为( )
A．AB B．BA
2 3 2
C．AB D．B A
4 3 2
【答案】D
【解析】由题意知：A元素原子的L层比B元素原子的L层少3个电子，A原子核外电子总数比B原
子核外电子总数少5，那么肯定是B原子M层上多了2个电子，而且A元素原子的L层未排满，所以得两
者的原子结构示意图，A： 、B： ，即A为N，B为Mg，A、B构成MgN，即B A。
3 2 3 2
知识点 02 元素周期表
1．元素周期表的出现与演变
（1）首创者：1869年，俄国化学家门捷列夫
（2）编排顺序：按照元素的相对原子质量由小到大排列
2．元素周期表的编排原则
3．元素周期表的结构
（1）周期：周期序数＝电子层数
周期分
短周期 长周期
类
周期序
1 2 3 4 5 6 7
数
元素种
2 8 8 18 18 32 32
类
（2）族：主族序数＝原子的最外层电子数，过渡元素的族序数一般不等
族分类 主族 副族 第Ⅷ族 0族 总数
族数目 7 7 1 1 16列数目 7 7 3 1 18
（3）元素周期表中的特殊元素位置
①过渡元素：副族（ⅢB→ⅡB）和第Ⅷ族10个纵列共六十多种元素，都是金属元素。
②镧系：第6 周期 Ⅲ B 族，57号元素镧到71号元素镥共15 种元素。
③锕系：第7 周期 Ⅲ B 族，89号元素锕到103号元素铹共15 种元素。
④超铀元素：在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素。
⑤碱金属元素（ⅠA）：Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（氢除外）
⑥卤族元素（ⅦA）：F、CL、Br、I、At、Ts（ ，tián）
⑦氧族元素（ⅥA）：O、S、Se、Te、Po、Lv（鉝，lì）
⑧氮族元素（ⅤA）：N、P、As、Sb、Bi、Mc（馍，mó）
⑨碳族元素（ⅣA）：C、Si、Ge、Sn、Pb、Fl（鈇，fū）
4．族序数与列数的关系
（1）2、3周期IIA和IIIA相邻，原子序数相差1
（2）4、5周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，原子序数相差11
（3）6、7周期IIA和IIIA之间有副族和VIII族，还额外多出镧系和锕系，原子序数相差25
5．推测元素在周期表中的位置
（1）根据原子序数确定元素在元素周期表中的位置
（2）0族定位法确定元素的位置
①0族元素的周期序数和原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 He Ne Ar Kr Xe Rn Og
原子序数 2 10 18 36 54 86 118
②推断方法（3）根据112号和118号元素的位置推测
原子序
112 113 114 115 116 117 118 119 120
数
Ⅲ Ⅳ Ⅴ Ⅵ Ⅶ Ⅰ Ⅱ
族序数 IIB 0
A A A A A A A
周期 7 7 7 7 7 7 7 8 8
6．元素周期表的应用
（1）金属和非金属的分界线
①元素属性：上方为非金属元素，下方为金属元素
②分界线处元素，可能具有两性，寻找半导体材料
③全部是金属的族： Ⅱ A 族 、副族和第Ⅷ族
④全部是非金属的族： Ⅶ A 族 和 0 族
（2）元素周期表的三大应用
①科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
②寻找新材料
③用于工农业生产：探矿、研制农药材料等。
7．周期表中的元素
（1）元素种类最多的族： Ⅲ B 族 ，共32 种元素
（2）元素种类最多的主族： Ⅰ A 族 ，共7 种元素
（3）元素种类最多的周期：7 周期，共32 种元素
（4）在短周期中非金属元素多，在周期表中金属元素多。（5）全部是气体的族： 0 族
（6）同时含固体、液体和气体的族： Ⅶ A 族
请判断下列说法的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
（1）第ⅠA族全部是金属元素（×）
（2）原子的最外层有2个电子的元素一定是第ⅡA族元素（×）
（3）元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素（√）
（4）同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序数相差1（×）
（5）元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排列而形成的（×）
（6）元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素（×）
（7）两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1（√）
（8）元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素（×）
（9）随着原子序数的递增，元素原子的核外电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小（×）
（10）若两种元素原子的最外层电子数相同，则元素最高正价一定相同（×）
（11）原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数（×）
（12）最外层电子数等于或大于3(小于8)的元素一定是主族元素（√）
（13）原子的最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0
族元素氦（√）
（14）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期（×）
（15）3、4周期同主族元素的原子序数相差8（×）
【典例04】（2022·广东卷）甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最
高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是
A. 原子半径：丁＞戊＞乙
B. 非金属性：戊＞丁＞丙
C. 甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生
的
D. 丙 最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应
【答案】C
【解析】甲～戊是短周期元素，戊中的最高价氧化物对应水化物为强酸，则可能是硫酸或高氯酸，若是高氯酸，则戊为Cl，甲为N、乙为F、丙为P、丁为S，若是硫酸，则戊为S，甲为C、乙为O、丙为
Si、丁为P。根据层多径大，同电子层结构核多径小原则，则原子半径：丁＞戊＞乙，故A正确；根据同
周期从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，故B正确；甲的氢化物可能为氨气，可能为
甲烷、乙烷等，若是氨气，则遇氯化氢一定有白烟产生；若是甲烷、乙烷等，则遇氯化氢不反应，没有白
烟生成，故C错误；丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸、也可能是磷酸，都一定能与强碱反应，
故D正确。综上所述，答案为C。
【典例05】已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的位置如图所示。设X的原子序数为a，则下
列说法不正确的是
Y
X
Z
A．Y的原子序数可能为a－17 B．Y与Z的原子序数之和可能为2a
C．Z的原子序数可能为a＋31 D．X、Y、Z可能均为短周期元素
【答案】D
【解析】若Y为第三周期元素，则 X、Z分别为第四、五周期元素，X的原子序数为a，则Y的原子
序数为a-17，A正确；若Y为第三周期元素，则 X 、Z分别为第四、五周期元素，X的原子序数为a，则
Y的原子序数为 a-17，Z的原子序数为a+17，则Y与乙的原子序数之和为2a，B正确；若 Y为第四周期
元素，则 X、Z分别为第五、六周期元素，X 的原子序数为a，则Y的原子序数为a-17，Z的原子序数为
a+31，C正确；由图中X、Y、Z三种主族元素在周期表中的相对位置可知，X、Y、Z三种主族元素处于
过渡元素右侧，Y 不可能是第一周期元素，则Z一定处于长周期，D错误；故选D。
知识点 03 化学键
一、化学键
1．化学键
（1）概念：相邻原子或离子之间的强烈的相互作用
（2）相互作用：包括静电引力和静电斥力
（3）稀有气体分子中无化学键
2．化学反应的微观解释
（1）表面上：反应物中的原子重新组合为产物分子的一种过程。
（2）本质上：旧化学键的断裂和新化学键的形成的过程3．离子键及离子化合物
（1）离子键
①定义：带相反电荷离子之间的相互作用
②成键微粒：阴、阳离子
③成键元素：一般是活泼的金属和活泼的非金属
（2）离子化合物
①概念：由离子键构成的化合物。
②特例物质：AlCl 除外
3
③实验判据：熔融状态下能够导电的化合物
4．共价键及共价化合物
（1）共价键
①定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
②成键微粒：原子
③成键元素：一般是非金属和非金属
（2）共价化合物
①概念：以共用电子对形成分子的化合物。
②特例物质：NH Cl 等铵盐除外
4
③实验判据：熔融状态下不能导电的化合物
（3）极性共价键和非极性共价键
①极性共价键：不同种元素形成的共价键，如H－Cl
②非极性共价键：同种元素形成的共价键，如H－H
5．化学键和化合物类型的关系
（1）共价化合物中只含共价键，一定不含离子键
（2）离子化合物中一定含离子键，可能含所有类型的共价键
①NaO：离子键和非极性键
2 2
②NaOH：离子键和极性键
③NH NO ：离子键、极性键
4 3
④CHCOONH ：离子键、极性键、非极性键
3 4
6．物质熔化、溶解时化学键的变化
（1）离子化合物的溶解或熔化过程：均电离出自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。（2）共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，其分子内共价键被破坏，如CO 和SO 等。
2 2
②有些共价化合物溶于水后，与水分子作用形成水合离子，从而发生电离，形成阴、阳离子，其
分子内的共价键被破坏，如HCl、HSO 等。
2 4
③有些共价化合物溶于水后，其分子内的共价键不被破坏，如蔗糖（C H O ）、酒精
12 22 11
（C HOH）等。
2 5
7．离子化合物XY 中是否含共价键的判断
a b
非金属Y的价态 所含阴离子 是否含共价键
最低价 Ya－ 不含
非最低价 Ya－ 含有
b
（1）NaS 是由 Na + 和S2－构成的
2 x x
（2）NaBr 是由 Na + 和Br －构成的
3 3
（3）KC 是由 K + 和C 3－构成的
3 60 60
（4）NaO 是由 Na + 和O2－构成的
2 2 2
（5）CaCl 是由 Ca 2+ 和 Cl － 构成的
2
（6）MgN 是由 Mg 2+ 和 N 3 － 构成的
3 2
8．判断共价型微粒中原子最外层电子数
（1）若分子中含氢原子，则一定不满足8e－稳定结构
（2）共价型微粒：N（e－）＝原子的价电子数+成键数±电荷数
①PCl ：N（e－） ＝5+3＝8，N（e－） ＝7+1＝8
3 P Cl
②NH +：N（e－） ＝5+4－1＝8，N（e－） ＝1+1＝2
4 N H
③AlCl －：N（e－） ＝3+4+1＝8，N（e－） ＝7+1＝8
4 Al Cl
④COCl ：N（e－） ＝4+4＝8，N（e－） ＝6+2＝8，N（e－） ＝7+1＝8（Cl－ －Cl）
2 C O Cl
9．元素组成化合物
（1）非金属元素形成的物质
①盐：铵盐；②碱：NH •HO；③离子化合物：铵盐
3 2
（2）由N、H元素形成的化合物
①只含极性共价键的共价化合物：NH
3
②含极性和非极性共价键的共价化合物：NH
2 4
③离子化合物：NH （ NH H ）
5 4
（3）由H、N、O元素形成的化合物
①含氧酸：HNO 、HNO
2 3
②碱：NH •HO
3 2
③离子化合物：NH NO 、NH NO
4 2 4 3
（4）由Na、S元素形成的化合物
①只含离子键：Na S
2②同时含离子键和共价键：Na S
2 2
（5）由H、C、N、O元素形成的化合物
①离子化合物：NH H C O 、 （ NH ）CO 、CH COO NH
4 3 4 2 3 3 4
②按个数比4∶1∶2∶1组成的能水解的有机物：H N － － NH （尿素）
2 2
③既能和酸又能和碱反应的最简单的有机物：H N － CH － COOH （ －氨基乙酸）
2 2
（6）由H、S、O、Na元素形成的化合物
①强酸的酸式盐： Na H SO
4
②弱酸的酸式盐： Na H SO
3
③二者反应的离子方程式： HS O － + H + H O+ S O ↑
3 2 2
（7）短周期同主族元素形成的离子化合物：LiH、NaH
二、电子式的书写
1．原子的电子式：按照“上下左右”的顺序排最外层电子
原子 H Mg B C N O F Ne
电子式
2．简单阳离子的电子式：离子符号即为其电子式
3．简单的阴离子的电子式：最外层一般为8电子，通式为
原子 H－ N3－ O2－ F－
电子式
4．共价分子的电子式的书写
（1）画：结构式
（2）标：共用电子对
（3）补：各原子最外层所缺的电子数
分子 N O HS HO
2 2 2 2 2
结构式 N≡N O＝O H－S－H H－O－O－H
电子式
分子 HCN SCl O＝C＝O HClO
2
结构式 H－C≡N Cl－S－Cl CO H－O－Cl
2
电子式
分子 NH CH CCl NH
3 4 4 2 4
结构式
电子式
5．复杂的阴离子和阳离子（共价型离子），中心原子一般为8个电子离子 NH + HO+ NH － CH+
4 3 2 3
电子式
离子 OH－ O2－ CN－ C 2－
2 2
电子式 ［ ］ 2 －
6．离子化合物的电子式：阴阳离子交替排列，不可合并
离子 NaO MgCl NaO KHS
2 2 2 2
电子式
离子 NaOH NaN NH Cl NaClO
3 4
电子式
7．用电子式表示化合物的形成过程
（1）离子化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→离子化合物的电子式
②电子得失：用弯箭头表示电子的得失
③实例：
离子化合
用电子式表示离子化合物的形成过程
物
NaCl
MgCl
2
NaO
2
（2）共价化合物的形成
①表现形式：原子的电子式→共价化合物的电子式
②电子得失：不用画弯箭头表示
③实例
共价化合物 用电子式表示共价化合物的形成过程
HCl
HO
2
NH
3
CH
4
CO
2易错点一 对化学键的理解误区
（1）由活泼金属与活泼非金属形成的化学键不一定都是离子键，如AlCl 中Al—Cl键为共价键。
3
（2）非金属元素的两个原子之间一定形成共价键，但多个原子间也可能形成离子键，如NH Cl等。
4
（3）影响离子键强弱的因素是离子半径和所带电荷数：离子半径越小，离子所带电荷数越多，离子
键越强，熔、沸点越高。
易错点二 电子式的书写误区
（1）一个“·”或“×”代表一个电子，原子的电子式中“·”(或“×”)的个数即原子的最外层电子数。
（2）同一原子的电子式不能既用“×”又用“·”表示。
（3）“[ ]”在所有的阴离子、复杂的阳离子中出现。
（4）在化合物中，如果有多个阴、阳离子，阴、阳离子必须是间隔的，即不能将两个阴离子或两个阳
离子写在一起，如CaF 要写成 ，不能写成 ，
2
也不能写成 。
（5）用电子式表示化合物形成过程时，由于不是化学方程式，不能出现“===”。“―→”前是原子
的电子式，“―→”后是化合物的电子式。
【典例06】下列化学用语表示正确的是
A． 的结构示意图：
B．乙烯的实验式：
C．质子数为27、中子数为33的Co原子：
D．氯化钙的电子式：
【答案】C
【解析】硫离子的核电荷数为16，核外电子总数为18，最外层达到8电子稳定结构，硫离子正确的结构示意图为： ，故A错误；乙烯的实验式为CH，故B错误；质子数为27、中子数为33的
2
Co原子质量数为27+33=60，表示为： ，故C正确；氯化钙的电子式： ，
故D错误；故选C。
【典例07】某化合物的结构如下图所示。已知W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，
W、X的原子序数之和等于Y的原子序数，Z的最外层电子数等于X的原子序数。下列说法中，不正确的
是
A．Z元素可能位于第三周期
B．该化合物分子中X、Y、Z原子都满足8电子结构
C．X、Y、Z分别与W形成的化合物都不含非极性共价键
D．在一定条件下，X、Z分别与W形成的简单化合物均能与氯气反应
【答案】C
【分析】W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，W能形成1个共价键，W是H；Y能形成
3个共价键，X能形成4个共价键，W、X的原子序数之和等于Y的原子序数，Z的最外层电子数等于X的
原子序数，X是C元素、Y是N元素； Z是O或S元素。
【解析】Z是O或S元素，O位于第二周期、S位于第三周期，故A正确；C、N、O(或S)在该化合物
分子中都满足8电子结构，故B正确；HO、C H、NH 既含非极性共价键又含极性共价键，故C错误；
2 2 2 6 2 4
在一定条件下，CH、HO、HS均能与氯气发生反应，故D正确；故选C。
4 2 2
知识点 04 元素周期律
一、元素周期律1．元素周期律内容和实质
2．元素的金属性、非金属性强弱判断规律
（1）金属性强弱的判断依据
①金属单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。
②金属的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A置换出B，则A的金属性强于 B。
④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。
⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱（注：Fe的阳离子仅指
Fe2+）。
（2）非金属性强弱的判断依据
①非金属单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。
③非金属元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性越强。
④非金属单质与盐溶液的置换反应，若A置换出B且A体现出氧化性，则A的非金属性强于B。
⑤非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。
3．元素周期律的适用范围（某些化学性质）
（1）金属性、非金属性等性质的递变规律
（2）最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱
（3）金属单质与酸或水反应的剧烈程度
（4）非金属单质与氢气化合的难易程度、气态氢化物的稳定性
（5）金属阳离子的氧化性强弱，最低价阴离子及气态氢化物的还原性强弱
4．化合价规律
（1）常用等量关系
①主族元素最高正价＝最外层电子数＝主族序数＝价电子数
②主族元素的最高正价+|最低负价|＝8 或2（氢）
（2）化合价的范围：+1≤最高价≤+7， － 4≤最低价≤ － 1
（3）化合价的特殊点
①氟元素没有正化合价
②氧元素有正化合价，但是没有所在族的最高正化合价
③金属元素、硼元素没有负化合价
（4）最高正化合价与其最低负化合价代数和
①等于0的短周期元素：氢、碳、硅
②等于2的短周期元素：氮、磷③等于4的短周期元素：硫
④等于6的短周期元素：氯
5．微粒半径的比较
（1）相同电性微粒半径大小的比较
①原子半径：左下角的Na 最大
②阳离子半径：左下角的Na+最大
③阴离子半径：左下角的P3－最大
（2）不同电性微粒半径大小的比较
①同周期：阴离子半径＞阳离子半径，如Na+＜Cl－
②同元素：电子数越多，微粒半径越大，如Fe2+＞Fe3+
③同电子层结构：原子序数越大，离子半径越小，如Na+＜O2－
6．非金属性强：周期表右上角的F最强
（1）单质与氢气容易化合，气态氢化物稳定
（2）最高价含氧酸的酸性强（HClO 最强），相应盐的碱性弱
4
（3）相应阴离子及气态氢化物的还原性弱
（4）在化合物中显负价元素的非金属性强
（5）共用电子对偏向的一方元素的非金属性强
（6）特殊情况
①N 与H 很难化合，但氮元素的非金属性很强
2 2
②2C+SiO Si+2CO↑不能说明碳元素的非金属性比硅的强
2
7．金属性强：周期表左下角的Na最强
（1）单质与酸或水反应剧烈
（2）最高价碱的碱性强，相应盐的酸性弱
（3）相应阳离子的氧化性弱
（4）能够从盐溶液中置换出其他金属的金属
（5）特殊情况
①活泼性：Ca＞Na，但钠和水反应更剧烈
②反应Na(l)+KCl(l) NaCl(l)+K(g)，不能说明金属性Na＞K
③按周期律Pb比Sn活泼，按金属活动顺序表Sn比Pb活泼
二、短周期元素及其化合物反应的某些特征
1．具备某些特征的置换反应
（1）有黄色固体生成的置换反应
①同主族之间置换：2HS+O 2S ↓ +2H O
2 2 2
②不同主族间置换：Cl + H S S ↓ +2HC l
2 2
（2）固体单质置换出同主族的固体单质： 2 C+ Si O Si + 2 CO ↑
2
（3）金属单质置换出非金属的固体单质：2Mg+CO 2MgO+C
2（4）气体单质置换出液体非金属单质：Cl +2Br － 2Cl － +Br
2 2
（5）气体单质置换出固体非金属单质：
①常温置换：Cl +2I － 2Cl － +I
2 2
②高温置换： Si Cl +2 H Si+ 4HCl
4 2
2．产生淡黄色固体的反应
（1）两种单质化合生成淡黄色固体：2Na+O Na O
2 2 2
（2）两种化合物混合产生淡黄色固体：2HS+SO 3S ↓ +2H O
2 2 2
（3）两种溶液混合产生淡黄色固体和刺激性气体：SO 2 － + 2 H + S ↓ +SO ↑ +H O
2 3 2 2
3．同时生成两种酸性氧化物的反应： C + 2H SO （ 浓 ） CO ↑ + 2SO ↑ + 2H O
2 4 2 2 2
4．加入酸产生沉淀的反应
（1）加入过量盐酸产生白色沉淀
①沉淀不溶于酸和碱： Ag + +Cl － AgCl ↓
②沉淀溶于强碱溶液：SiO 2 － +2H + HSiO ↓
3 2 3
（2）通入过量二氧化碳产生白色沉淀
①沉淀溶于强酸和强碱：AlO － + 2H O+CO Al （ OH ） ↓ +HCO －
2 2 2 3 3
②沉淀不溶于强酸溶液：SiO 2 － +2CO +2H O HSiO ↓ +2HCO －
3 2 2 2 3 3
（3）滴加盐酸至过量先产生白色沉淀，后沉淀溶解
①先沉淀：AlO － + H O +H + Al （ OH ） ↓
2 2 3
②后溶解： Al （ OH ） + 3H + Al 3 + + 3H O
3 2
5．加入NaOH溶液先产生白色沉淀，后沉淀溶解
（1）先沉淀： Al 3 + + 3OH － Al （ OH ） ↓
3
（2）后溶解： Al （ OH ） + OH － AlO － + 2H O
3 2 2
6．加酸产生能够使品红溶液褪色的气体
（1）无色气体：SO 2 － +2H + SO ↑ +H O 或 HSO － +H + SO ↑ +H O
3 2 2 3 2 2
（2）有色气体：2MnO － +16H + +10C l － Mn 2 + +5Cl ↑ +8H O
4 2 2
7．燃烧产生特征颜色火焰的反应
（1）燃烧产生苍白色火焰：H + Cl 2HCl
2 2
（2）燃烧产生黄色火焰（冒白烟）： 2 Na+ Cl 2 Na Cl
2
三、短周期元素的含量和用途
1．短周期元素的含量
（1）地壳中含量最丰富的元素：氧
（2）地壳中含量最丰富的金属元素：铝
（3）宇宙中含量最丰富的元素：氢
（4）空气中含量最多的元素：氮
（5）自然界形成化合物种类最多的元素：碳
（6）组成岩石和矿物的主要元素：硅2．短周期元素的用途
（1）可做半导体材料和太阳能电池：晶体硅
（2）可以作光导纤维：二氧化硅
（3）可以作耐火材料的氧化物：氧化镁、氧化铝
（4）可与钾的合金用作原子反应堆导热剂：钠
（5）单质可用来制造照明弹燃料：单质镁、单质铝
（6）单质常被用作自来水的杀菌消毒剂：氯
（7）同位素可以用来制造核武器：氢
（8）同位素可以用来考古断代：碳
（9）常用于冶炼金属的金属单质：钠、铝
（10）单质被用来制造透雾能力强、射程远的路灯：钠
（11）被称为“国防金属”的元素：镁
（12）被称为“海洋元素”的元素：溴
（13）被称为无机非金属材料主角的元素：硅
（14）可以作致冷剂的简单气态氢化物：液氨
3．短周期元素的结构
1
（1）不含中子的微粒：1H
（2）不含电子的微粒： H +
（3）形成的离子是一个质子的原子： H +
（4）共用电子对最多的双原子单质：N
2
（5）未成对电子数最多的元素的原子：N、P
（6）最外层电子数是未成对电子数3倍的原子：O、S
4．短周期元素推断的数量突破口
（1）序差关系：短周期同主族相邻元素除了H和Li差2外，其余都差8
X
Z－8
Y W M
Z－1 Z Z+1
（2）等量关系：质子数＝核电荷数＝原子序数＝核外电子总数
四、短周期元素的制备和性质
1．短周期元素的制备
（1）只能用电解法制得的非金属单质：F
2
（2）只能用电解法制得的金属单质：Na、Mg、Al
（3）不能在玻璃器皿中制取的氢化物：氢氟酸
（4）采用液体空气分馏法制备的单质：N、O
2 2
2．短周期元素单质的性质
（1）与水反应最剧烈的金属单质：Na
（2）与水反应最剧烈的非金属单质：F
2（3）单质可与热水发生置换反应：Mg
（4）在暗处与H 剧烈化合并发生爆炸的单质：F
2 2
（5）常温下不溶于浓硫酸或浓硝酸的金属：Al
（6）既能与酸反应又能与碱反应生成氢气的单质：Al
（7）常温下与水反应生成两种酸的单质：Cl _
2
（8）与水在一定条件下反应生成两种气体的单质：C
（9）能与某种酸反应放氢气的非金属单质：Si
（10）能与碱反应生成氢气的单质：Al、Si
（11）最容易着火的非金属单质：白磷
3．短周期元素氧化物的性质
（1）自然中含氧量最多的氧化物：HO
2
（2）人工合成的含氧量最多的氧化物：HO
2 2
（3）既能和强酸又能和强碱发生非氧化还原反应的氧化物：Al O
2 3
（4）既能和某些酸性氧化物又能和某些碱性氧化物化合的氧化物：HO
2
（5）能够和氢氟酸反应的非金属氧化物：SiO
2
（6）熔沸点高、硬度大的非金属氧化物：SiO
2
（7）不溶于水不和水反应的固体非金属氧化物：SiO
2
4．短周期元素简单气态氢化物的性质
（1）水溶液酸性最强的气态氢化物：HCl
（2）稳定性最强的气态氢化物：HF
（3）可与水形成喷泉实验的气态氢化物：HCl、NH
3
（4）能够和水发生化合反应的气态氢化物：NH
3
（5）混合后能够产生白烟的气态氢化物：NH 和HCl
3
（6）呈碱性的气态氢化物：NH
3
（7）常温下为液态的气态氢化物：HO
2
（8）含氢元素质量分数最大的碳氢化合物：CH
4
（9）还原性最弱的气态氢化物：HF
（10）还原性最强的气态氢化物：SiH
4
（11）气态氢化物与其氧化物常温下反应生成其单质的元素：S
（12）与酸反应生成离子化合物的气态氢化物：NH
3
5．短周期元素酸碱的性质
（1）最高正价氧化物的水溶液酸性最强：HClO
4
（2）最高正价氧化物的水溶液碱性最强：NaOH
（3）酸性最强的无氧酸：HCl
（4）具有挥发性的碱：NH ·HO
3 2
（5）还原性最强的无氧酸：HS
2（6）具有强还原性的二元含氧酸：HSO
2 3
（7）常温下能够和铜或银反应的酸：HNO
3
（8）难溶性的含氧酸：HSiO
2 3
（9）受热不易分解生成相应价态氧化物的碱：NaOH
（10）最高价氧化物的水溶液与其氢化物能发生氧化还原反应的元素：S
（11）最高价氧化物的水溶液与其氢化物能够发生化合反应的元素：N
（12）需要保存在棕色瓶中的含氧酸： HClO 、 HNO
3
易错点一 微粒半径大小比较的方法
易错点二 元素金属性和非金属性强弱的判断方法
本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
金属性
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
比较 判断方法
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
①与H 化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2
非金属
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
性比较 判断方法
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
【典例8】（2023·全国甲卷）W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，最外层电子数之
和为19。Y的最外层电子数与其K层电子数相等，WX 是形成酸雨的物质之一。下列说法正确的是
2A. 原子半径： B. 简单氢化物的沸点：
C. Y与X可形成离子化合物 D. Z的最高价含氧酸是弱酸
【答案】C
【解析】W、X、Y、Z为短周期主族元素，原子序数依次增大，WX 是形成酸雨的物质之一，根据原
2
子序数的规律，则W为N，X为O，Y的最外层电子数与其K层电子数相等，又因为Y的原子序数大于氧
的，则Y电子层为3层，最外层电子数为2，所以Y为Mg，四种元素最外层电子数之和为19，则Z的最
外层电子数为6，Z为S，据此解答。X为O，W为N，同周期从左往右，原子半径依次减小，所以半径大
小为W＞X，A错误；X为O，Z为S，X的简单氢化物为HO，含有分子间氢键，Z的简单氢化物为
2
HS，没有氢键，所以简单氢化物的沸点为X＞Z，B错误；Y为Mg，X为O，他们可形成MgO，为离子
2
化合物，C正确；Z为S，硫的最高价含氧酸为硫酸，是强酸，D错误；故选C。
【典例9】（2022·浙江卷）W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素。W和Y同族，Y的
原子序数是W的2倍，X是地壳中含量最多的金属元素。下列说法正确的是
A.非金属性：Y＞W B.XZ 是离子化合物
3
C.Y、Z的氧化物对应的水化物均为强酸 D.X与Y可形成化合物XY
2 3
【答案】D
【解析】X是地壳中含量最多的金属元素，X为Al元素，W和Y同族，Y的原子序数是W的2倍，W为
O元素，Y为S元素，Z为Cl元素，据此分析解题。非金属性同主族从上至下逐渐减弱：Y＜W，A错误；
氯化铝是共价化合物，B错误；Y、Z的最高价氧化物对应的水化物分别硫酸和高氯酸，两者均为强酸，次
氯酸也是氯的氧化物对应的水化合物，但次氯酸为弱酸，C错误；根据化合物的化合价代数和为0可知，
铝与硫元素形成的化合物化学式为AlS，D正确；故选D。
2 3
