版高考化学总复习专题五元素周期律和元素周期表教学案.docx

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版高考化学总复习专题五元素周期律和元素周期表教学案

课时2　元素周期律和元素周期表

[2018备考·最新考纲]

1．掌握元素周期律的实质。

了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

2.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

3.以ⅠA族和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

考点一　元素周期表及其应用

（考点层次B→共研、理解、整合）

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

3．元素周期表的结构

（1）周期（7个横行，7个周期）。

短周期

长周期

序号

1

2

3

4

5

6

7

元素种数

2

8

8

18

18

32

32

0族元素

原子序数

2

10

18

36

54

86

（2）族（18个纵行，16个族）。

主族

列

1

2

13

14

15

16

17

族

ⅠA

ⅡA

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

副族

列

3

4

5

6

7

11

12

族

ⅢB

ⅣB

ⅤB

ⅥB

ⅦB

ⅠB

ⅡB

Ⅷ族

第8、9、10，共3个纵行

0族

第18纵行

（3）分区

①分界线：

沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋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。

②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。

③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。

（4）元素周期表中的特殊位置

①过渡元素：

元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。

②镧系：

元素周期表第6周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。

③锕系：

元素周期表第7周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。

④超铀元素：

在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素。

【巧记】

横行叫周期，现有一至七，四长三个短，序数依次连。

纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。

一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。

镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。

说明　①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；

②指ⅠB、ⅡB

、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。

提醒：

①主族中只有ⅡA族元素全部为金属元素；

②ⅠA族元素不等同于碱金属元素，H元素不属于碱金属元素；

③元素周期表第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族，不是ⅧB族；

教材

高考

1．（SJ必修2·P104改编）下列说法错误的是（　　）

A．元素周期表中有7个主族，7个副族，1个零族

B．稀有气体元素原子的最外层电子数均为8

C．氢是原子半径最小的元素

D．氮元素位于第2周期ⅤA族

答案　B

2．（RJ必修2·P111

0改编）

（1）填空：

元素

甲

乙

丙

丁

原子序数

2

8

11

17

元素符号

He

O

Na

Cl

周期

第一周期

第二周期

第三周期

第三周期

族

零族

第ⅥA族

第ⅠA族

第ⅦA族

（2）写出丙单质分别与乙和丁单质反应的化学方程式

2Na＋O2

Na2O2（4Na＋O2===2Na2O）；

2Na＋Cl2

2NaCl。

3．（溯源题）（2015·山东理综，8）短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。

已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，

Y

Z

X

W

由此可判断X、Y、Z、W的元素符号分别为：

Si、N、O、Cl。

并判断下列说法是否正确。

（1）原子半径：

X＜Y＜Z（×）

（2）气态氢化物的稳定性：

X＞Z

（×）

（3）Z、W均可与Mg形

成离子化合物（√）

（4）最高价氧化物对应水化物的酸性：

Y＞W（×）

探源：

本考题源于SJ必修2P

8“交流与讨论”及其拓展，对元素周期表的“位置—结构—性质”进行了考查。

[拓展性题组]

题组一　元素周期表的构成判断

1．基础知识判断，正确的打“√”，错误的打“×”

（1）元素周期表中ⅠA是包含元素种类最多的纵行（×）

（2）原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素（×）

（3）元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素（×）

（4）元素周期表中第2纵行全部为金属元素（√）

（5）原子序数为29的元素位于元素周期表的第四周期ⅠB族（√）

（6）第七周期的最后一种元素为118号元素（√）

（7）根据元素周期表可以预测元素的存在及其性质（√）

（8）若某ⅡB族原子序数为x，那么原子序数为x＋1的元素位于ⅢB族（×）

2．（2017·聊城联考）根据中学化学教材中所附元素周期表判断，下列叙述正确的是（　　）

A．目前使用的元素周期表中，最长的周期含有36种元素

B．原子及其离子的核外

电子层数等于该元素所在的周期数

C．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素

D．稀有气体元素原子的最外层电子数都是8

解析　目前使用的元素周期表中，最长的周期（即第6周期）含有32种元素；原子及其阴离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数，阳离子则不是；稀有气体元素He原子的最外层只有2个电子。

答案　C

3.在元素周期表中的前四周期，两两相邻的5种元素如图所示，若B元素的核电荷数为a。

下列说法正确的是（　　）

A．B

、D的原

子序数之差可能为2

B．E、B的原子序数之差可能是8、18或32

C．5种元素的核电荷数之和可能为5a＋10

D．A、E的原子序数之差可能是7

解析　由题中所给5种元素的位置关系可以看出D一定不是第一周期元素（因为如果D是第一周期元素，则D一定属于元素周期表最左边的第ⅠA族元素或最右边的0族元素），所以A选项错误；由题意可知5种元素在前四周期，所以D、B、E分别为第二、三、四周期的元素，由元素周期表的结构可知5种元素一定在过渡元素右边，所以D、E的原子序数分别为a－8、a＋18，A、C的原子序数分别为a－1、a＋1，即只有C选项正确。

答案　C

题组二　元素周期表的应用

4．元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。

下列说法不合理的是（　　）

A．若X＋和Y2－的核外电子层结构相同，则原子序数：

X>Y

B．由水溶液的酸性：

HCl>H2S，可推断出元素的非金属性：

Cl>S

C．硅、锗都位于金属与非金属的交界处，都可以做半导体材料

D．Cs和Ba分别位于第六周期ⅠA和ⅡA族，则碱性：

CsOH>Ba（OH）2

解析　A项，由题意可知X的原子序数－1＝Y的原子序数＋2；B项，元素的非金属性可通过其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，而非氢化物水溶液的酸性强弱；C项，位于金属与非金属交界处的元素既具有一定的金属性又具有一定的非金属性；D项，同一周期，从左向右元素的金属性逐渐减弱，元素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越强。

答案　B

5.四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。

下列说法不正确的是（　　）

A．原子半径Z＜M

B．Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的弱

C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小

D．Z位于元素周期表中第二周期、第ⅥA族

解析　由四种元素为短周期元素可知Y、Z在第二周期，M、X在第三周期，且M、X应在金属与非金属的分界线处，可知M为Al，X为Si，Y为N，Z为O。

答案　B

【规律总结】

同主族、邻周期元素的原子序数差的关系

1ⅠA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32；

2ⅡA族和0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32；

3ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。

拓展

（1）甲、乙是元素周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是x＋2、x＋8、x＋18、x＋32（或者x－2、x－8、x－18、x－32）。

（2）若甲、乙分别是同一周期

的ⅡA族和ⅢA族元素，若原子序数甲的为m，则乙的原子序数可能为m＋1、m＋11、m＋25。

考点二　元素周期律及其应用

（考点层次B→共研、理解、整合）

1．元素周期律

2．具体表现形式

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

主要化合价

最高正化合价由＋1→＋7（O、F除外），负化合价＝－（8－主族序数）

相同

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

离子的氧化性、还原性

阳离子氧化性逐渐增强

阴离子还原性逐渐减弱

阳离子氧化性逐渐减弱

阴离子还原性逐渐增强

非金属气态氢化物的形成难易（稳定性）

形成由难→易（稳定性逐渐增强）

形成由易→难（稳定性逐渐减弱）

最高价氧化物对应的水化物的酸碱性

碱性逐渐减弱

酸性逐渐增强

碱性逐渐增强

酸性逐渐减弱

提醒：

金属性是指金属气态原子失电子能力的性质，金属活动性是指单质在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。

如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。

3．元素周期律的应用

（1）根据元素周期表中的位置寻找未知元素

（2）预测元素的性质（由递变规律推测）

①比较不同主族、不同周期元素的性质

如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg（OH）2＞Al（OH）3，Ca（OH）2＞Mg（OH）2（填“＞”、“＜”或“＝”）。

②推测未知元素的某些性质

如：

已知Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可推知Be（OH）2难溶；再如：

已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹

（At）应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。

（3）启发人们在一定区域内寻找新物质

①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：

Si、Ge、Ga等。

②农药中常用元素在右上方，如：

F、Cl、S、P、As等。

③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：

Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。

提醒：

元素推断两大规律

1．“序、层”规律

（1）若一种阳离子与一种阴离子电子层数相同，则“阴前阳后”，即阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。

（2）同周期元素的简单阳离子与阴离子相比，阴离子比阳离子多一个电子层，阴离子原子序数大。

2．“序、价”规律

在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致，“价奇序奇，价偶序偶”。

教材

高考

1．（SJ必修2·P103改编）下列说法中错误的是（　　）

A．钠的金属性比铝强B．碘的非金属性比氯强

C

．硝酸的酸性比碳酸强D．水的热稳定性比硫化氢强

答案　B

2．（RJ必修2·P298改编）下列各组物质的性质比较中不正确的是（　　）

A．热稳定性：

SiH4>PH3>H2S

B．酸性：

HClO4>H2SO4>H3PO4

C．碱性：

NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3

D．氧化性：

F2>Cl2>Br2

答案　A

3．（溯源题）（2016·江苏化学，4）短周期主族元素X、Y、Z、W原子序数依次增大，X原子的最外层有6个电子，Y是迄今发现的非金属性最强的元素，在周期表中Z位于ⅠA族，W与X属于同一主族。

判断下列说法的正误

（1）元素X、W的简单阴离子具有相同的电子层结构（×）

（2）由Y、Z两种元素组成的化合物是离子化合物（√）

（3）W的简单气态氢化物的热稳定性比Y的强（×）

（4）原子半径：

r（X）＜r（Y）＜r（Z）＜r（W）（×）

探源：

本考题源于教材SJ必修2P8“活动与探究”及其拓展，对同周期、同主族元素性质的递变规律进行了考查。

[拓展性题组]

题组一　元素周期律的分析与判断

1．基础知识判断，正

确的打“√”错误的打“×”

（1）同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小（×）

（2）电子层数越多，半径越大（×）

（3）在主族元素中，最高正化合价均等于主族序数（×）

（4）元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强（×）

（5）元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强；碱性越强，金属性越强（×）

（6）元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱（×）

（7）同周期的主族元素中，第ⅦA族元素的原子半径最小（√）

（8）第ⅥA族元素的原子，其半径越大，气态氢化物越稳定（×）

2．下列事实不能用元素周期律解释的只有（　　）

A．碱性：

KOH＞NaOH

B．相对原子质量：

Ar＞K

C．酸性：

HClO4＞H2SO4

D．元素的金属性：

Mg＞Al

答案　B

3．（2017·合肥质检）应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是（　　）

A．铊（Tl）与铝同主族，其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应

B．气态氢化物的稳定性HF低于HCl

C．硒（Se）位于元素周期表第ⅥA族，其最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱

D．第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性

解析　在元素周期表中，铊位于铝的下面，其金属性比铝的金属性强，不与碱反应，A项错误；氟的非金属性比氯强，气态氢化物稳定性HF较强，B项错误；NH3的水溶液呈碱性，D项错误。

答案　C

题组二　元素的金属性、非金属性强弱比较

4．（2015·青岛质检，5）下列能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子得电子能力强的是（　　）

①HCl的溶解度比H2S的大

②HCl的酸性比H2S的强

③HCl的稳定性比H2S的强

④还原性：

Cl－

⑤HClO4的酸性比H2SO4的强

⑥Cl2能与H2S反应生成S

⑦Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS

A．②④⑤⑥B．②⑤⑥⑦

C．③④⑤⑥⑦D．全部

解析　元素的非金属

性越强，其得电子能力越强。

比较元素非金属性强弱的依据有：

单质与H2化合的难易程度；简单气态氢化物的稳定性；最高价含氧酸的酸性强弱；单质之间的置换反应；对应阴离子的还原性强弱；单质与变价金属反应时，氧化金属的程度等。

答案　C

5．下列事实能判断金属元素甲的金属性一定比乙的金属性强的有（　　）

①甲单质能与乙的盐溶液反应

②甲、乙两元素原子的最外层电子数相同，且甲的原子半径小于乙的原子半径

③甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同，且甲的原子序数小于乙的原子序数

④两单质分别与氯气反应时生成的阳离子，甲失去的电子数比乙失去的电子数多

A．全部可以B．仅②不可以

C．仅②④不可以D．仅③可以

解析　①甲单质能与乙盐的溶液反应，不能证明金属元素甲的金属性一定比乙强，如金属Cu和氯化铁之间的反应，故错误；

②氢和钠的最外层有1个电子，且氢的原子半径小于钠的原子半径，氢是非金属而钠是金属，故错误；

③甲、乙两短周期元素原子

的电子层数相同，且甲的原子序数小于乙，同周期，元素的金属性随着原子序数的增加而减弱，即金属元素甲的金属性一定比乙强，故正确；

④金属性强弱与失去电子难易程度有关，与失去电子数目多少无关，如Mg失去2个电子、Na失去1个电子，但金属性Na＞Mg，故错误；故选D。

答案　D

【规律总结】

金属性和非金属性强弱的判断方法

题组三　微粒半径大小的比较及应用

6．下列各组微粒半径大小的比较中，错误的是（　　）

A．K＞Na＞LiB．Mg2＋＞Na＋＞F－

C．Na＋＞Mg2＋＞Al3＋D．Cl－＞F－＞F

解析　A．同主族自上而下原子半径增大，故原子半径K＞Na＞Li，故A正确；B.核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径F－＞Na＋＞Mg2＋，故B错误；C.核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，故C正确；D.最外层电子数相同，电子层越多离子半径越大，阴离子半径大于相应的原子半径，故半径Cl－＞F－＞F，故D正确；故选B。

答案　B

7．（2017·天津模拟）根据下表（部分短周期元素的原子半径及主要化合价）信息，下列叙述正确的是（　　）

元素代号

A

B

C

D

E

原子半径/nm

0.186

0.143

0.089

0.104

0.074

主要化合价

＋1

＋3

＋2

＋6、

－2

－2

A.E2－与B3＋的核外电子数不可能相等

B．离子半径大小A＋＜D2－

C．最高价氧化物对应水化物的碱性A＜C

D．氢化物的稳定性D＞E

解析　由表中数据可知，A为钠，B为铝，C为铍，D为硫，E为氧。

答案　B

【规律总结】

微粒半径的大小比较

拓展

比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。

（1）Na＞Mg＞Cl

（2）Li＜Na＜K

（3）Na＋＞Mg2＋＞Al3＋

（4）F－＜Cl－＜Br－

（5）Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋

（6）Fe2＋＞Fe3＋