元素推断题常考知识点总结.docx

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1号元素氢：

原子半径最小，同位素没有中子，密度最小的气体。

6号元素碳：

形成化合物最多的元素，单质有三种常见的同素异形体（金刚石、石墨、富勒烯）。

7号元素氮：

空气中含量最多的气体（78%），单质有惰性，化合时价态很多，化肥中的重要元素。

8号元素氧：

地壳中含量最多的元素，空气中含量第二多的气体（21%）。

生物体中含量最多的元素，与生命活动关系密切的元素，有两种气态的同素异形体。

9号元素氟：

除H外原子半径最小，无正价，不存在含氧酸，氧化性最强的单质。

11号元素钠：

短周期元素中原子半径最大，焰色反应为黄色。

12号元素镁：

烟火、照明弹中的成分，植物叶绿素中的元素。

13号元素铝：

地壳中含量第三多的元素、含量最多的金属，两性的单质（既能与酸又能与碱反应），常温下遇强酸会钝化。

14号元素硅：

地壳中含量第二多的元素，半导体工业的支柱。

15号元素磷：

有两种常见的同素异形体（白磷、红磷），制造火柴的原料（红磷）、化肥中的重要元素。

16号元素硫：

单质为淡黄色固体，能在火山口发现，制造黑火药的原料。

17号元素氯：

单质为黄绿色气体，海水中含量最多的元素，氯碱工业的产物之一。

19号元素钾：

焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察），化肥中的重要元素。

20号元素钙：

人体内含量最多的矿质元素，骨骼和牙齿中的主要矿质元素。

2．与元素的原子结构相关知识归纳

⑴最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar；

最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C；

最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O；

最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。

⑵次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si；

次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。

⑶内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P；

电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。

原子核内无中子的元素是11H。

3．元素在周期表中的位置相关知识归纳

⑴主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al；

主族序数是周期序数2倍的元素有C、S；

主族序数是周期序数3倍的元素有O。

⑵周期序数是主族序数2倍的元素有Li、Ca；

周期序数是主族序数3倍的元素有Na。

⑶最高正价与最低负价的绝对值相等的元素有C、Si；

最高正价是最低负价的绝对值3倍的元素有S。

⑷上一周期元素所形成的阴离子和下一周期元素最高价态阳离子的电子层结构与上一周期零族元素原子的电子层结构相同。

4.元素的含量

地壳中质量分数最大的元素是O，其次是Si；

地壳中质量分数最大的金属元素是Al，其次是Fe；

氢化物中氢元素质量分数最大的是C；所形成的有机化合物中种类最多的是C。

5.元素所形成的单质及化合物的物理特性

①颜色：

常温下，单质为有色气体的元素是F、Cl；

单质为淡黄色固体的元素是S；

焰色反应火焰呈黄色的元素是Na，呈紫色的元素是K（通过兰色钴玻璃）。

②状态：

常温下，单质呈液态的非金属元素是Br；单质为白色蜡状固体的元素是P。

③气味：

有臭鸡蛋气味的非金属元素是S。

④熔点：

单质熔点最低的金属元素是Hg；熔点最高的金属元素是W。

单质熔点最高的非金属元素是C（金刚石）。

氢化物熔点最高的非金属元素是O。

氧化物熔点最高的非金属元素是Si。

⑤硬度：

单质为天然物质中硬度最大的元素是C。

⑥密度：

单质最轻的金属元素是Li；单质最轻的非金属元素是H。

⑦溶解性：

气态氢化物最易溶于水的元素是N。

⑧导电性：

单质能导电的非金属元素是C；单质属于半导体材料的是Si。

6.元素所形成的单质及化合物的化学特性

①无正价、无含氧酸的元素是F；

单质氧化性最强、其氢化物水溶液可雕刻玻璃的元素是F；

气态氢化物稳定性最强的元素是F；

最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素是Cl。

②其两种同素异形体对人类生存都非常重要的元素是O（O3层被称为人类和生物的保护伞）；气态氢化物与最低价氧化物能反应生成单质的是S。

③气态氢化物与最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素是N；

气态氢化物能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的元素是N；

其中一种同素异形体在空气中能自燃的元素是P。

7.元素性质递变规律

①元素金属性强弱比较规律

1．依据元素周期表，同一周期中，从左到右，金属性逐渐减弱；

同一主族中，由上到下，金属性逐渐增强。

2．依据最高价氧化物的水化物碱性强弱，碱性越强，金属性越强。

3．依据金属活动性顺序（极少数例外）。

4．依据金属单质与酸或水反应的剧烈程度，反应越剧烈，金属性越强。

5．依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。

6．依据原电池原理，原电池中作负极的金属比作正极的金属金属性强。

7．依据电解原理，电解时，阴极上后析出的金属比先析出的金属金属性强

②元素非金属性强弱比较规律

【1】.元素在周期表中的相对位置

①同周期元素，自左向右，元素的非金属性依次增强，

②同主族元素自上而下，非金属性依次减弱，

【2】.非金属单质与氢气化合的越容易，非金属性越强

【3】.气态氢化物的越稳定，非金属性越强

【4】.最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，非金属性越强.

【5】.非金属性强的元素的单质能置换出非金属性弱的元素的单质。

【6】.非金属单质对应阴离子的还原性越强，该非金属元素的非金属性越弱。

常见阴离子的还原性由强到弱的顺序是S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞F-，

【7】.与变价金属反应时，金属所呈价态越高，非金属性越强

如Cu+Cl2→CuCl2；2Cu+S→Cu2S，说明非金属性Cl＞S。

【8】.几种非金属同处于一种物质中，可用其化合价判断非金属性的强弱

如HClO、HClO3中，氯元素显正价、氧元素显负价，说明氧的非金属性强于氯。

注意：

①常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序：

F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H：

（要求熟记）

②元素的非金属性与非金属单质活泼性是并不完全一致的：

如元素的非金属性：

O＞Cl，N＞Br；研究对象是原子

而单质的活泼性：

O2

研究对象是分子（要考虑化学键）

8.微粒半径的比较

（1）电子层数相同的原子（即同周期）：

Z越大，r越小Na>Mg>Al

（2）最外层电子数相同的原子（即同主族）：

电子层数越多，r越大K>Na>Li

（3）核外电子排布相同的离子：

Z越大，r越小Na+>Mg2+F->Na+O2->F-

其中同一周期的原子所形成的离子的变化规律为：

先减小，再减小

但是后面的最小要比前面的最大还要大

（4）核电荷数相同的粒子：

电子数越多，r越大Na>Na+Cl->Cl

9.“10电子”、“18电子”的微粒现总结如下：

（一）“10电子”的微粒：

分子

离子

一核10电子的

Ne

N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+

二核10电子的

HF

OH−、

三核10电子的

H2O

NH2−

四核10电子的

NH3

H3O+

五核10电子的

CH4

NH4+

（二）“18电子”的微粒

分子

离子

一核18电子的

Ar

K+、Ca2+、Cl‾、S2−

二核18电子的

F2、HCl

HS−

三核18电子的

H2S

四核18电子的

PH3、H2O2

五核18电子的

SiH4、CH3F

六核18电子的

N2H4、CH3OH

分子（9+9型）：

F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH、CH3NH2、CH3F、NH2OH

10.双元素形成的个数比列模型

①多种比例的情况：

最常见的是两种原子以1：

1和1：

2（或2：

1）的组成形成化合物的情况，此时首先应考虑H2O2和H2O或Na2O2和Na2O，此外还应注意CO和CO2、NO和NO2，再延伸到过渡金属可想到FeS和FeS2、CuO和Cu2O，甚至有机物中的C2H2和C2H4。

②XY2型化合物的可能情况：

IIA族与VIIA族化合物：

BeF2、BeCl2、MgF2、MgCl2、CaF2、CaC2、CaCl2等。

氧化物与硫化物：

CO2、NO2、SO2、SiO2、CS2等

③XY3型化合物的可能情况：

氢化物和卤化物：

BF3、BCl3、AlF3、AlCl3、PCl3、NH3、PH3氧化物：

SO3氮化物：

LiN3、NaN3

④其它情况：

由于篇幅有限，X2Y、X3Y型化合物的情况就留给读者自己归纳了。

此外，一定要注意题目的要求是“XY2”还是“X与Y以1：

2组成”，如是后者，除了考虑到2：

4的组成外，往往要还要考虑有机物（如1：

2组成的烯烃）。

11.化学键与作用力

1．离子键

判断依据：

熔融状态下能导电的化合物，带有离子键。

电子是转移的

活泼的金属与活泼的非金属之间（AlCl3和BeCl2不是）

有些非金属离子（NH4+）有离子键

2．共价键

电子是偏移的

非金属元素与非金属元素之间

往往有多对共用电子对（为了满足8电子稳定结构）

3．分子间作用力（范德华力）

分子间存在着将分子聚集在一起的作用力

分子间作用力要比化学键弱很多

是影响物质熔沸点和溶解性的重要因素之一

4．氢键

氢键不是化学键，是特殊的分子间作用力

含有O、F、N的物质有可能存在氢键，这三种元素一般在末端，以－OH，－NH2居多

氢键有分子内氢键（形成五元环，六元环），分子间氢键（H2O）

氢键的存在使物质的熔沸点升高（需要额外的能量破坏氢键）

氢键与温度有关，温度越高，氢键越少

12、晶体与熔沸点比较

1．分子晶体

分子之间依靠分子间作用力按一定规则排列形成的晶体

常见的分子晶体：

气体单质、有些非金属单质、少部分金属元素与非金属元素组成的化合物（例如氯化铝、氯化铍），有机物，酸等。

2．离子晶体

离子化合物中阴阳离子按一定规则排列形成的晶体

常见离子化合物：

大多数盐、强碱、金属氧化物

3．原子晶体

相邻的原子间以共价键结合形成空间立体网状结构的晶体

常见原子化合物：

金刚石、晶体硅、石英（SiO2）、氮化硅（Si3N4）、金刚砂（SiC）、AlN

耐高温，高压，硬度大，熔沸点高

特别地：

只有部分分子晶体的化学式是它的分子式

离子晶体中可以有共价键，共价化合物不能有离子键

非金属元素也能形成离子化合物，NH4NO3

晶体中可以只有阳离子而没有阴离子：

金属晶体

熔沸点比较

①一般的：

原子晶体>金属晶体>离子晶体>分子晶体

②同种晶体之间

Ａ．分子晶体：

相对分子质量越大，熔沸点越高，对于有机物同分异构体而言，支链越多，熔沸点越低。

特别地，要考虑氢键　　HF>HBr>HCl

Ｂ．离子晶体：

阳离子所带电荷越多，熔沸点越高。

阴阳离子半径越小（即键长越短），熔沸点越高。

MgCl2>NaCl

　　Ｃ．原子晶体：

原子半径越小，熔沸点越高。

C-C>Si-C>Si-Si

③一般地，熔点低于沸点：

对于熔点高于沸点的物质，容易升华。