2026年北京高考化学二轮复习重难点12 元素周期表周期律（重难专练）（原卷版）

重难点12元素周期表周期律内容导航内容导航速度提升技巧掌握手感养成重难考向聚焦锁定目标精准打击：快速指明将要攻克的核心靶点，明确主攻方向重难技巧突破授予利器瓦解难点：总结瓦解此重难点的核心方法论与实战技巧重难保分练稳扎稳打必拿分数：聚焦可稳拿分数题目，确保重难点基础分值重难抢分练突破瓶颈争夺高分：聚焦于中高难度题目，争夺关键分数重难冲刺练模拟实战挑战顶尖：挑战高考压轴题，养成稳定攻克难题的“题感”一、元素周期表分区1.按元素种类分区a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。b.各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。c.分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。2.按价层电子排布分区（1）元素周期表分区简图（2）各区元素化学性质及价层电子的排布特点分区元素分布价层电子排布元素性质特点s区ⅠA、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(除He外)通常是最外层电子参与反应(0族除外)d区ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外)(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)d轨道可以不同程度地参与化学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素的化学性质非常相近，锕系元素的化学性质也非常相近考点二元素周期律及其应用1.粒子半径大小的比较方法原子半径①同周期原子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)<r(S)>r(Cl)②同主族原子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)离子半径=1\*GB3①阳离子半径总比相应原子半径小，如：r(Na)>r(Na＋)=2\*GB3②阴离子半径总比相应原子半径大，如：r(Cl)<r(Cl－)=3\*GB3③同主族阳离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)=4\*GB3④同主族阴离子半径随原子序数递增逐渐增大，如：r(F－)<r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)=5\*GB3⑤同周期阳离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)=6\*GB3⑥同周期阴离子半径随原子序数递增逐渐减小，如：r(N3－)>r(O2－)>r(F－)同周期：r(阴离子)＞r(阳离子)，阴离子比阳离子电子层多一层，如：r(S2－)>r(Na＋)=7\*GB3⑦电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小，如：r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)=8\*GB3⑧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：r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)2.元素金属性或非金属性强弱的判断三表元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb＞Sn)非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱三反应置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强氧化性金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强3.主族元素性质周期性变化的规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增大逐渐增大电子层数相同逐渐增多原子半径逐渐减小逐渐增大离子半径阳离子逐渐减小，阴离子逐渐减小，r(阴离子)＞r(阳离子)逐渐增大性质化合价高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价)同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱4.电离能的变化规律与应用（1）元素第一电离能的周期性变化规律一般规律同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，稀有气体元素的第一电离能最大，碱金属元素的第一电离能最小；同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐减小特殊情况第一电离能的变化与元素原子的核外电子排布有关。通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。同周期主族元素，第ⅡA族(ns2)全充满、ⅤA族(np3)半充满，比较稳定，所以其第一电离能大于同周期相邻的第ⅢA和ⅥA族元素（2）电离能的应用判断元素金属性的强弱电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱判断元素的化合价如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋15.电负性的变化规律与应用（1）电负性的周期性变化规律规律在周期表中，电离能、电负性从左到右逐渐增大，从上往下逐渐减小方法常常应用化合价及物质类别判断电负性的大小，如O与Cl的电负性比较：①HClO中Cl为＋1价、O为－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al2O3是离子化合物、AlCl3是共价化合物，可知O的电负性大于Cl（2）电负性的应用a．判断元素的金属性和非金属性及其强弱：金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼b．判断元素的化合价：电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值，电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值c．判断化学键的类型：如果两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键，如果两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键d．判断化学键的极性强弱：若两种不同的非金属元素的原子间形成共价键，则必为极性键，且成键原子的电负性之差越大，键的极性越强，e．解释对角线规则：在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，被称为“对角线规则”。处于“对角线”位置的元素，它们的性质具有相似性的根本原因是它们的电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，因而表现出相似的性质三、元素位构性关系的相互推断1.依据元素在周期表中的位置推断元素(1)元素周期表中短周期特殊结构的应用①元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族为元素周期表的左侧边界，第ⅠA族左侧无元素分布。②He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。(2)熟悉主族元素在周期表中的特殊位置元素特征推断元素族序数等于周期数的短周期元素H、Be、Al族序数等于周期数2倍的元素C、S族序数等于周期数3倍的元素O周期数是族序数2倍的元素Li、Ca、Tl周期数是族序数3倍的元素Na、Ba最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素H、C、Si最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素S除H外，原子半径最小的元素F(3)依据元素在周期表中的位置，确定其化合物的化学式知道元素在周期表中的主族序数后，根据化合价规律就可以写出它的化合物的化学式，例如(用R代表元素)：ⅣAⅤAⅥAⅦA氢化物RH4RH3H2RHR最高价氧化物RO2R2O5RO3R2O7最高价含氧酸H4RO4或H2RO3H3RO4或HRO3H2RO4HRO42.依据元素原子结构推断元素(1)最外层电子规律最外层电子数(N)3≤N<8N＝1或2N>次外层电子数元素在周期表中的位置第ⅢA族～第ⅦA族第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素氦第二周期(Li、Be除外)(2)“阴三、阳四”规律某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。例如，S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。(3)“阴上、阳下”规律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。例如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。3.依据元素及其化合物性质推断元素物质特性推断元素形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素C空气中含量最多的元素或氢化物的水溶液呈碱性的元素N地壳中含量最多的元素或氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素O最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素Cs单质最易着火的非金属元素P焰色试验呈黄色的元素Na焰色试验呈紫色(透过蓝色钴玻璃观察)的元素K单质密度最小的元素H单质密度最小的金属元素Li常温下，单质呈液态的非金属元素Br常温下，单质呈液态的金属元素Hg最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素Al元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物发生氧化还原反应的元素S四、共价键杂化轨道与分子的空间结构1.共价键的分类(1)分类(2)σ键和π键的判断方法共价单键为σ键，双键中有一个σ键和一个π键，三键中有一个σ键和两个π键。(3)配位键与配位化合物的结构(以[Cu(NH3)4]SO4为例)配合物的组成①配体：含有孤电子对的分子或离子，如NH3、H2O、CO、Cl－、Br－、I－、SCN－等。②中心离子：一般是金属离子，特别是过渡金属离子，如Cu2＋、Fe3＋等。③配位数：直接同中心原子(或离子)配位的含有孤电子对的分子(或离子)的数目。④常见配合物：如[Cu(NH3)4](OH)2、[Cu(NH3)4]SO4、[Ag(NH3)2]OH、Fe(SCN)3、Fe(CO)5等。2．分子中心原子的杂化类型的判断(1)根据杂化轨道的空间构型判断①若杂化轨道在空间的分布为正四面体形，则分子的中心原子发生sp3杂化。②若杂化轨道在空间的分布呈平面三角形，则分子的中心原子发生sp2杂化。③若杂化轨道在空间的分布呈直线形，则分子的中心原子发生sp杂化。(2)根据杂化轨道之间的夹角判断若杂化轨道之间的夹角为109.5°，则分子的中心原子发生sp3杂化；若杂化轨道之间的夹角为120°，则分子的中心原子发生sp2杂化；若杂化轨道之间的夹角为180°，则分子的中心原子发生sp杂化。(3)根据中心原子的价层电子对数判断如中心原子的价层电子对数为4，是sp3杂化，为3是sp2杂化，为2是sp杂化。(4)根据分子或离子中化学键类型判断如没有π键为sp3杂化，含1个π键(如碳碳双键、碳氧双键)为sp2杂化，含2个π键(如碳碳三键、碳氮三键)为sp杂化。3．用价层电子对互斥理论(VSEPR)推测分子的空间结构(1)价层电子对数的计算(2)应用价层电子对数σ键电子对数孤电子对数VSEPR模型名称分子的空间结构实例220直线形直线形CO2330三角形平面三角形BF321V形SO2440四面体形正四面体形CH431三角锥形NH322V形H2O4.键角大小的判断方法(1)不同杂化类型：如键角：CH4<BF3<CO2。(2)单键、双键、三键的影响：三键、双键、单键之间的排斥力大小顺序：三键—三键>三键—双键>双键—双键>双键—单键>单键—单键。(3)杂化类型相同，中心原子孤电子对数越多，键角越小，如键角：CH4>NH3>H2O；NH4+>NH3；H3O＋>H(4)杂化类型和孤电子对数均相同，中心原子的电负性越大，键角越大，如键角：NH3>PH3>AsH3。(5)杂化类型和孤电子对数相同，配位原子电负性越大，键角越小，如键角：NF3<NH3。（建议用时：10分钟）1.（2025·北京西城·三模）下列依据相关数据作出的推断中，正确的是A．依据离子半径：Br-＜I-，可推断结构相似的晶体的熔点：NaBrB．依据元素的电负性：C<NC．依据ⅦA相同温度下X2与HD．依据元素的第一电离能：Mg>Al2.（2025·北京东城·二模）已知X、Y、Z、W是原子序数依次增大的前四周期元素，其基态原子的结构信息如下。元素XYZW结构信息价层电子排布为n2p能级有3个单电子有16个不同运动状态的电子最外层有1个电子，内层原子轨道全部排满电子下列说法正确的是A．电负性：X>Y B．第一电离能：Y>ZC．X和Z的所有单质均为分子晶体 D．W的最高价氧化物对应的水化物为强碱3.（2025·北京丰台·二模）用硝酸银测定水质中砷元素的含量，涉及反应：AsH3A．AsH3的电子式：B．热稳定性：AsHC．氧化性：AgNOD．依据元素周期律，可推断酸性：HNO4.（2025·北京西城·三模）我国科研人员发现g−C3A．14C的原子核内有8个中子，13B．其核心元素氮的氢化物分子间存在氢键，因此加热时很难分解C．g−C3D．g−C5.（2025·北京海淀·三模）下列关于物质结构和元素性质说法正确的是A．乙醇可与水以任意比例混溶，是因为与水形成氢键B．非金属元素之间形成的化合物一定是共价化合物C．IA族与VIIA族元素原子之间形成的化学键一定是离子键D．同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大6.（2025·北京海淀·三模）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号XYZMR原子半径×1.860.991.430.750.71主要化合价最高正价+1+7+3+5-最低负价--1--3-1下列说法不正确的是A．M、R在同一周期B．元素X和Y形成的化合物中含离子键C．工业上，用Y、Z形成的化合物制取ZD．以上5种元素中，电负性最强的是R（建议用时：10分钟）7.（2025·北京通州·三模）应用元素周期律判断，下列说法不正确的是A．电负性：Cl>S>C．碱性：MgOH2>8.（2025·北京昌平·二模）几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号XYZMR原子半径(×101.860.991.430.750.71主要化合价最高正价＋1＋7＋3＋5——最低负价——-1——-3-1下列说法不正确的是A．M、R在同一周期B．元素X和Y形成的化合物中含离子键C．Y、Z形成的化合物具有两性D．以上5种元素中，电负性最强的是R9.（2025·北京昌平·二模）下列关于物质性质比较或事实分析正确的是选项物质性质比较或事实原因分析A2非金属性：C>SiB熔沸点：邻羟基苯甲醛<对羟基苯甲醛邻羟基苯甲醛能形成氢键C在水中溶解度：CO2CO2D硬度：金刚石>晶体硅原子半径：C<Si，因此共价键键能：C-C>Si-SiA．A B．B C．C D．D10.（2025·北京丰台·二模）我国首次制备出丰度超过99%的64Ni。64Ni经质子束流轰击可获得具有放射性的医用核素64CuA．Ni属于d区元素B．64NiC．64Ni与64D．64Ni经质子束流轰击获得6411.（2025·北京海淀·二模）下列依据相关数据作出的推断中，正确的是A．依据离子半径：Br−B．依据元素的电负性：C<N<F，可推断分子极性：CFC．依据分子中羟基的数目，可推断HOCHD．依据元素的第一电离能：Mg>Al，可推断单质的还原性：Mg>Al12.（2025·北京通州·一模）下列性质的比较中，不正确的是A．酸性：HNO3>HC．溶解性(水中)：1−丁醇>1−丙醇（建议用时：20分钟）13.（2025·北京东城·二模）某点击化学试剂由原子序数依次增大的X、Y、M、Z四种短周期元素组成，其中基态Y原子的电子总数是其最高能级电子数的2倍，Z的原子序数是Y的两倍，19M衰变方程：aA．元素Y的第一电离能小于同周期相邻的两种元素B．简单氢化物还原性：Z>X>MC．简单氢化物的沸点：M>XD．14X2和14.（2025·北京西城·一模）中国自主研发的癌症骨转移检测产品获批上市，其有效成分是Na18F。下列说法A．F位于元素周期表中第二周期、第ⅦA族B．18F的原子核内有9个质子和9个中子C．18F原子L层电子的能量均相同D．Na1815.（2025·北京顺义·一模）中国空间站核心舱的主要能量来源是砷化镓（GaAs）太阳能电池，Ga与Al位于同主族。，下列说法不正确的是A．砷化镓电池可将化学能转化为电能 B．As是一种非金属元素C．电负性：Ga<As，GaAs中As显负价16.（2025·北京·一模）用放射性同位素53131下列说法不正确的是A．I元素位于周期表p区 B．53131I和C．酪氨酸苯环上的一碘代物有4种 D．标记过程发生了取代反应17.（2025·北京延庆·一模）下列依据相关数据作出的推断中，不正确的是A．一定温度下，若可逆反应的Q小于K，可推断反应向正方向进行B．室温时，若一元弱酸KaHA大于KaHBC．依据F、Cl、Br、I电负性依次减小，可推断它们与氢原子形成氢卤键的极性依次减弱D．依据Li、Na、K、Rb、Cs的第一电离能依次减小，可推断它们的金属性依次增强18.（2025·北京平谷·一模）从微观视角探析物质结构及性质是学习化学的有效方法。下列实例与解释不符的是选项实例解释A原子光谱是不连续的线状谱线原子的能级是量子化的BCO2、SO3、孤电子对与成键电子对之间的斥力大于成键电子对之间的斥力CCsCl晶体中Cs+与8个Cl−配位，而NaCl晶体中Na+Cs+比NaDHCl、HBr、HI热稳定性逐渐减弱H−Cl、H−A．A B．B C．C D．D19.（2025·北京门头沟·一模）下列比较不正确的是A．第一电离能：N>O C．键角：PH3<NH20.（2025·北京朝阳·一模）我国科学家成功制备了常压条件下稳定存在的聚合氮(氮原子间以N−N键结合)。下列说法化学键NN键能/946193A．N2是非极性分子 B．氮原