学过的知识点要实时进行巩固复习，才能对学过的知识点不会生疏，大家一起来复习一下高考化学第一轮复习知识点：元素周期表吧!

元素周期表

小结：

元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族(纵行序号的个位数与主族序数相等);第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族(纵行序号个位数与副族序数相等);第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族;第18纵行称为0族。

ⅠA族称为碱金属元素(氢除外);ⅡA族称为碱土金属元素;ⅢA族称为铝族元素;ⅣA族称为碳族元素;ⅤA族称为氮族元素;ⅥA族称为氧族元素;ⅦA族称为卤族元素。

元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一(2种元素)、二(8种元素)、三(8种元素)周期为短周期(只有主族元素);第四(18种元素)、五(18种元素)、六(32种元素)周期为长周期(既有主族元素，又有过渡元素);第七周期(目前已排26种元素)为不完全周期。

在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强;越在右上部的元素(惰性气体除外)，其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。

在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。

主族元素的价电子是指其最外层电子;过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子;镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。

在目前的112种元素中，只有22种非金属元素(包括6种稀有气体元素)，其余90种都是金属元素;过渡元素全部是金属元素。

在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药;金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料;过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。

从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族(包括108、109、110三号元素)、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。

10.同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1(第二、三两周期)或11(第四、五两周期)或25(第六周期)。

11.若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时，则有：y = x + a;当xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族时，则有：

y = x + b。

十四、构、位、性的规律与例外

一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子(1H)中无中子。

元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。

大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素到目前为却未发现稳定的同位素。

一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。(据有些资料说，氢元素形成的化合物最多)

元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如18Ar的相对原子质量反而大于19K的相对原子质量。

质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca

ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。

活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物(熔沸点很低，易升华，为双聚分子，结构式为 所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构)。

9.一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。

10.非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物。

11.离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。

12.含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。

13.单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。

14.一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。

15.非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。

16.非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。

17.金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O;Na2O2、MnO2等也不属于碱性氧化物，它们与酸反应时显出氧化性。

18.组成和结构相似的物质(分子晶体)，一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因为液态及固态HF、H2O、NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。

19.非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。

20.含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。

21.一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐渐增强。

22.离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。

十五、离子方程式的书写

离子符号的正确书写

电解质只有在完全电离时才能写成离子，如：

酸中，硫酸、硝酸、盐酸、氢溴酸、氢碘酸、高氯酸等强酸在水溶液中

碱中，氢氧化钡、NaOH、KOH等强碱在水溶液或熔融状态时

盐中，绝大多数盐在水溶液或熔融状态时

☆注意：①酸式盐的电离情况：

NaHSO4(水溶液)==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4(熔融)==Na+ + HSO4—

NaHCO3==Na+ + HCO3—       NH4HSO3==NH4+ + HSO3—       NaH2PO4==Na+ + H2PO4—

②对微溶物的处理：在澄清的溶液中能写成离子，在浑浊时不能写成离子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。

③对浓强酸的处理：浓H2SO4参加的反应，对H2SO4一般不写成离子，例如，浓H2SO4与Cu的反应，起强氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且浓H2SO4中水很少(硫酸能与水以任意比例互溶)，绝大多数是H2SO4分子，未发生电离。浓盐酸、浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。

④是离子反应的不一定都能写成离子方程式。例如实验室制取氨气的反应是NH4Cl与Ca(OH)2之间的离子交换反应，但它们是固体之间的反应。

反应要符合实际

符合离子反应发生的条件(生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质);

符合氧化还原反应发生的规律(强氧化剂与强还原剂优先发生反应);

H+优先跟碱性强的微粒(易电离出OH— 或易结合H+的微粒)反应;

④ OH—优先跟酸性强的微粒(易电离出H+或易结合OH—的微粒)反应。

配平要符合三个“守恒”——质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒

注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。

十六、离子共存问题

1.分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。

2.分析能否发生氧化还原反应

还原性离子(Fe2+、I—、S2—、SO32—等)与氧化性离子(NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等)因发生氧化还原反应而不能共存。例如：

2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2

2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O

6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+

5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O

3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl—

5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O

2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O ……

3.分析是否发生双水解反应常见的双水解反应有以下几组：

AlO2—     CO32— Fe3+             AlO2—

SiO32—             AlO2—                  HCO3—

Fe3+与 CO32—    Al3+与 HCO3—  AlO2—与 Al3+ NH4+与

HCO3— SO32—     NH4+  SiO32—

SO32—               S2—                    HSO3—

分析是否发生络合反应

如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3(血红色溶液)

Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+

☆注意:(1)弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：

HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O

HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O

HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + H2O

H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O

……

(2)能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。

(3)PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇要反应PO43— + H2PO4—== 2HPO42—

(4)Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。

(5)[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。

(6)解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性;是否有颜色;可能大量共存还是一定能大量共存;能与铝粉反应放出H2(可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液);由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1(可能是酸溶液，也可能是碱溶液)

十七、离子方程式判断常见错误及原因分析

1.离子方程式书写的基本规律要求：(写、拆、删、查四个步骤来写)

(1)合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

(2)式正确：化学式与离子符号使用正确合理。

(3)号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

(4)两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等)。

(5)明类型：分清类型，注意少量、过量等。

(6)细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

例如：(1)违背反应客观事实

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3+6H+=2 Fe3++3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2++Cl2=Fe3++2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒

(3)混淆化学式(分子式)和离子书写形式

如：NaOH溶液中通入HI：OH-+HI=H2O+I-错因：HI误认为弱酸.