导读：高考化学备考首先是知识点的全面复习，此外，近几年的高考表明很多试题有教材中经典例题的影子，有些考题来源于课本的原题或变式题，没有偏题、怪题，解题注重通法，体现了对基本知识和基本概念的考查。因此复习还是要回归教材。以下是元素周期表和元素周期律重要考点汇总，供学生复习。

　　知识点一：元素周期表

　　1.原子序数

　　按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。

　　原子序数=核电荷数=核外电子数=质子数

　　2.元素周期表的编排原则

　　(1)周期：按原子序数递增顺序从左到右排列，把电子层数相同的元素排成一横行。

　　(2)族：把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。

　　3.元素周期表的结构

　　(1)周期(7个横行，7个周期)

　　(2)族(18个纵行，16个族)

　　注意：

　　(1)含元素种数最多的周期是第六周期，有32种元素;含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。

　　(2)过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。

　　(3)最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。

　　(4)同一周期ⅡA族与ⅢA族的原子序数可能相差1(二、三周期)或11(四、五周期)或25(六、七周期)。

　　(5)主族的族序数=最外层电子数=最高正价=8-|最低负价|

　　知识点二：元素周期律

　　1.定义

　　元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

　　2.实质

　　元素原子核外电子排布的周期性变化。

　　3.同主族元素性质的递变规律

　　(1)对于元素Li、Na、K：

　　①原子半径由小到大的顺序为Li

　　②金属性由强到弱的顺序为K>Na>Li;

　　③单质与水反应的剧烈程度由强到弱的顺序为K>Na>Li;

　　④最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为KOH>NaOH>LiOH。

　　(2)对于元素Cl、Br、I：

　　①原子半径由小到大的顺序为Cl

　　②非金属性由强到弱的顺序为Cl>Br>I;

　　③单质与氢气化合由易到难的顺序为Cl2>Br2>I2;

　　④其氢化物的稳定性由弱至强的顺序为HI

　　⑤最高价氧化物对应水化物的酸性由弱至强的顺序为HIO4

　　4.同周期元素性质的递变规律

　　现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。

　　(1)五种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>S>Cl。其简单离子的半径由大到小的顺序为S2->Cl->Na+>Mg2+>Al3+。

　　(2)Na、Mg、Al单质置换水或酸中的氢，由易到难的顺序为Na>Mg>Al;最高价氧化物对应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

　　(3)S、Cl2与氢气化合时，由易到难的顺序为Cl2>S，气态氢化物的稳定性由强至弱的顺序为HCl>H2S，最高价氧化物对应水化物的酸性由强至弱的顺序为HClO4>H2SO4。

　　注意：

　　(1)对于主族元素，元素的最高正化合价和主族族序数相同。但氧一般表现为负价;氟无正价。

　　(2)比较两种元素的金属性可以通过以下实验证明：

　　①根据两种金属单质与水或非氧化性酸(如盐酸)反应的剧烈程度进行比较，哪种金属反应剧烈，哪种金属活泼。

　　②根据两种金属之间的置换反应进行比较，A能从盐溶液中置换出B，则A比B活泼。

　　(3)比较两种元素非金属性可以通过以下实验证明：

　　①通过比较两种非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来比较两种元素非金属性强弱，如向Na2SiO3溶液中通入CO2，溶液变浑浊，可证明C的非金属性强于Si。

　　②通过非金属单质的置换反应进行比较，如Cl2能从KI溶液中置换出I2，则Cl的非金属性强于I。

　　(4)随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径(稀有气体除外)和化合价均呈周期性变化。以上规律主要是针对主族元素而言，副族和Ⅷ族情况较复杂。

　　知识点三：元素周期表和元素周期律的应用

　　1.元素周期表中元素的分区

　　分界线附近的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。

　　2.元素周期表和元素周期律应用的重要意义

　　(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线索。

　　(2)寻找新材料：

　　将下面左右两侧对应内容连线。

　　注意：

　　(1)元素周期表中，金属元素占绝大多数，非金属元素只是少数。

　　(2)金属元素在分界线的左侧，但分界线左边的并不都是金属元素，如H元素，副族元素均是金属元素。

　　(3)元素周期表中元素金属性最强的是Cs(不考虑放射性元素)，非金属性最强的是F;短周期(1～18号)元素中金属性最强的是Na。

　　粒子半径比较

　　1.同周期元素的粒子

　　同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电荷数增大而逐渐减小(稀有气体元素除外)。如Na>Mg>Al>Si，Na+>Mg2+>Al3+，S2->Cl-。

　　2.同主族元素的粒子

　　同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大。如Li

　　3.电子层结构相同的粒子

　　电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小。如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。

　　4.同种元素形成的粒子

　　同种元素形成的粒子电子数越多，半径越大。如Fe3+

　　5.电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参照物进行比较

　　如比较Al3+与S2-的半径大小，可找出与Al3+电子数相同，与S2-同族的元素O2-比较，Al3+

　　元素推断

　　1.推断元素的基本思路

　　根据原子结构、元素周期表的知识及相关已知条件，可推算原子序数，判断元素在元素周期表中的位置等，基本思路如下图所示：

　　2.周期表中特殊位置的元素(1～20号元素)

　　(1)族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。

　　(2)族序数等于周期数2倍的元素：C、S。

　　(3)族序数等于周期数3倍的元素：O。

　　(4)周期数是族序数2倍的元素：Li、Ca。

　　(5)周期数是族序数3倍的元素：Na。

　　(6)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。

　　(7)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。

　　(8)除氢外，原子半径最小的元素：F。

　　3.常见元素及其化合物的特性

　　(1)形成化合物种类最多的元素、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高的元素：C。

　　(2)空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

　　(3)地壳中含量最多的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。

　　(4)相同条件下，单质密度最小的元素：H;单质密度最小的金属元素：Li。

　　(5)单质在常温下呈液态的非金属元素：Br;金属元素：Hg。

　　(6)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的常见元素：Al。

　　(7)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能反应生成盐的元素：N。

　　(8)元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。

　　(9)元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。

　　(10)最高正价不等于主族族序数的元素：O、F

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