be是什么元素(化学元素中sb是什么)

高:元素周期表考点突破

01

测试站点原子结构

2.等效关系:

(1)质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)。

(2)质子数(Z)=核外电子数=核电荷数=原子序数。

(3)阳离子的电荷数=阳离子核内的质子数-阳离子核外的电子数。

(4)阴离子的电荷数=阴离子核外电子数-阴离子核内质子数。

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原子的结构是高考的热点之一。解决这类问题的关键在于抛开题目给出的新信息的干扰，搞清楚()的含义，掌握质子数、中子数、质量数、核外电子数之间的关系。这样才能顺利解题，解题时一定要看清题目的要求。

规律和特例:规律学习是主线，特征往往是考点，所以我们在学习中要掌握元素原子结构的特征规律。原子核电荷数为1-18的元素的原子结构是高考的重点内容。掌握它们的结构特征，尤其是核外电子构型，是快速判断元素的前提和基础。

1.法律

(1)最外层电子数等于次最外层电子数的原子是Be和Ar。

(2)最外层电子数是第二最外层电子数两倍的原子是C；三次是O；是NE的4倍；是李和司的1/2倍。

(3)电子层数等于最外层电子数的原子是H、Be和al。

(4)最外层电子数是电子层数两倍的原子是he、C、S；三次是O..

2.特征

核电荷数为1-18的元素的特征性质；

(1)气体密度最小。原子核中只有质子，没有中子。原子序数、电子层数和最外层电子数都等于h。

(2)硬度最高、熔点最高、化合物种类最多、正负价代数和为零、气态氢化物中氢百分比最高的元素是C..

(3)最大的原子半径是K，最小的是h。

(4)单质与水反应生成氧气。气态氢化物最稳定，有负价而无正价的是f。

02

2个考点

元素与同位素、同素异形体、同分异构体和同系物的联系和区别

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区分上述概念，首先要明确每个概念的适用范畴，如同位素指原子，同素异形体指单质，异构体和同系物一般适用于有机物，然后抓住概念的本质进行区分，否则容易混淆。

03

3元素周期律和考点元素周期表

1.元素周期表

2.元素周期律

元素的性质随着原子序数的增加而周期性变化，这就是所谓的元素周期律。这里所说的元素性质是指元素的原子半径、原子价和化学性质，即金属和非金属。具体表格如下:

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1.元素周期表中的定律

(1)“阴升阳降”规律

对于电子壳层结构相同的离子，阴离子元素在阳离子元素的最后一个周期。

比如“Xm+”和“Yn-”的电子层结构相同，那么X元素在Y元素的下一周期，那么原子序数X >: Y .

(2)“序列差”定律

同一时期IIA族和IIA族元素的原子序数可能相差1(2或3个周期)、11(4或5个周期)或25(6或7个周期)。

相邻周期，相同主族元素的原子序数可能相差2，8，18，32。

如果A和B是相邻的同族周期元素，则A和B的周期分别有M和N个元素。A的原子序数是X，B的原子序数是Y，如果A在B的最后一段，当:

当a和b与ⅰ a或ⅱ a族相关时，Y=x+m。

当a和b属于ⅲ a-0族时，Y=x+n。

2.注意事项

(1)F没有正价格；o除氟化物外，一般不显示正价；金属一般没有负价。主元素的最高正化合价=最外层电子数=基团数；主元素最低负价=最外层电子数-8=族数-8。

(2)非金属正化合价有很多种，一般由共电子对的偏移形成。简单阴离子的价态是最低的负价，如S2-、Cl-、P3-等。所以我们在用化合价判断元素在周期表中的位置时，一定要区分它是最高的正价还是最低的负价。例如，如果一个主族元素R的化合物是Na2R和RO2，那么R在元素周期表中的位置是_ _ _ _ _ _ _ _ _。

本题中，我们不能用R在RO2中的+4化合价来确定R在元素周期表中的位置，因为我们不能确定R在RO2中的+4化合价就是最高的正化合价。

3.通过原子序数确定元素位置。

例如周期表中84号元素和88号元素的位置。

首先，确定零族元素的原子序数。方法:各周期所含元素种类为2，8，8，18，18，32，32，计算接近84的零族元素的原子序数。第六周期的零族元素是86号元素，然后84和86的对比说明84号元素是第六周期的ⅵ A族。同样，88号元素属于第七周期的IIA族。

04

考点4要素的“位置-结构-性质”关系

(如下图所示)

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这个考点是无机化学的核心知识，所以是高考每年必考的重点知识。在复习中一定要把握元素的“位置-结构-性质”的关系，抓住一点去猜测另外两点。

05

5个在测试位置具有相同电子数的粒子

1.有两个核外电子的粒子:He，H-，Li+，Be2+。

2.核外电子总数为10的粒子

①分子:CH4、NH3、H2O、HF、Ne。

②阳离子:钠离子、镁离子、铝离子、铵离子、H3O离子。

③阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

3.核外电子总数为18的粒子

①分子:SiH4、PH3、H2S、HCl、Ar、F2、H2O2、C2H6、

3OH、CH3F、N2H4等。

②阳离子:K+，Ca2+。

③阴离子:S2-、HS-、Cl-、O22-。

4.原子核外电子和质子数量相等的粒子:

①钠离子、铵离子、H3O离子.

②F-、OH-、NH2-.

③HS-、Cl-.

④N2、一氧化碳、C2H2 .

⑤C6H6、B3N3H3 .

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在研究电子数相同的粒子时，必须使用元素周期表这个化学工具。

比如元素周期表中，10电子的粒子被10电子的Ne原子向后推，比如Na+、Mg2+、Al3+；N3-、O2-、F-、OH-、NH2-、NH4+、H3O+、CH4、NH3、H2O和HF被向前推动。

18个电子要用Ar从前到后扩散，但是别忘了(9+9=18)

例如F2、H2O2、C2H6、CH3OH、CH3F、N2H4等

形成一定的思维定势可以提高做题的速度，但有时候也要打破自己的思维定势。

例:A、B、C、D是前三个周期的元素形成的粒子，它们的电子总数相等。已知A、B、C为双原子分子或负二价双原子阴离子，D为原子。

(1)由C和钙离子组成的离子化合物与水反应产生可燃气体。该反应的化学方程式为_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

(2) B是高温下的还原剂。请用一个化学方程式来说明它在工业上的一个重要用途:_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _

(3)在一定的条件下，A与O2反应的化学方程式为_ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _的

(4)D的元素符号是_ _ _ _ _ _ _ _，其原子结构图是_ _ _ _ _ _ _ _。

(5)丁基氧化物的晶体结构与_ _ _ _ _ _ _ _ _相似。

本题中看到等电子粒子，我们想到的是10电子体和18电子体，但是根据10电子体和18电子体并不能得出正确的结论，所以我们要打破这种思维定势，寻找新的突破口:由C和钙离子组成的离子化合物与水反应产生一种可燃气体。经过调查，我们知道这个中学化学中常见的反应是:电石与水反应生成可燃气体C2H2，所以这个问题可以解决。C C22-有14个电子，A，B，D也含有14个电子。根据问题的意思，A是N2，B是CO，D是SiO2。

06

6个测试点的颗粒半径比较

1.电子层数和半径

一般情况下，电子层数越多，其半径越大[有少数例外，如R(Li)< R(Al)∞。这个规律包括以下两种情况:

(1)从上到下，同一主族元素的原子半径和离子半径逐渐增大，如:R (k) > R (na)，R (k+) > R (na+)。

(2)原子半径大于对应的阳离子半径，如:R (k) > R (k+)，R (mg) > R (Mg2+)。

2.核电负荷数量和半径

(1)同一周期内，主族元素的原子半径从左到右逐渐减小(0族除外)，如:R (Na) > R (Mg) > R (Al)。

(2)对于电子层数相同的离子，核电荷数越大，半径越小，如:R (O2-) > R (F-) > R (Na+) > R (Mg2+)。

3.最外层电子数和半径

如果电子层数和核电荷数相同，最外层电子越多，半径越大。

(1)对于同一元素的原子和阴离子，原子半径小于阴离子，如:R (f) < R (f-)。

(2)对于同一元素不同价态的阳离子，核外电子数越多，半径越大，如R (Fe2+) > R (Fe3+)。

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粒度的比较可以概括为“同层比核，同层比核”。

“同质特异核”，如Na+和F-、Cl-和S-、Cl-和S2-；电子层数相同，原子核数越大，核电子引力越大，半径越小。同理，“同核比较层”，例如:Na和Na+，Cl和Cl-的核电荷数相同，核外电子数越多，原子(或离子)的半径越大。

在回答这类问题的时候，我们可以用元素周期表来回答。

07

7.在试验现场判断元件的金属和非金属特性的方法

1.非金属元素强度的比较方法

(1)根据元素在周期表中的位置(同主族同周期的渐变规律)判断。

(2)根据非金属单质与氢结合的难易程度来判断。

(3)从气态氢化物的稳定性来判断。

(4)根据最高价氧化物对应的水合物的酸度进行判断。

(5)从非金属之间的取代反应来判断。

2.比较元素金属性强弱的方法

(1)根据元素在周期表中的位置(同主族同周期的渐变规律)判断。

(2)从单质与水或酸反应的难易程度来判断。

(3)根据最高价氧化物对应的水合物的碱度进行判断。

(4)根据组成原电池的电极的状况进行判断。

(5)根据金属间的取代反应判断。

(6)根据金属活性序列表进行判断。

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除了用元素周期表和元素周期律来判断元素的非金属性和金属性外，还要特别注意:用酸性来判断元素的非金属性必须是最高价含氧酸的酸性，例如硫酸>磷酸的酸性可以判断S > P的非金属性，而> H2SO3 > >HClO的酸性，HCl > H2S的酸性不能判断非金属性。

用Fe(OH)2的碱度来判断元素的金属强度，必须是最高价碱的碱度，但不能判断金属强度。