第五章物质结构与性质第2讲 元素周期律 元素周期表Word格式文档下载.docx

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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。

深度思考

1．下面的虚线框中每一列、每一行相当于元素周期表的每一族和每一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表。

请在下面的虚线框中用实线画出元素周期表第一至第六周期的轮廓，并画出金属与非金属的分界线和第Ⅷ族的轮廓。

答案

2．

（1）甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素（其中甲在上一周期），若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是________________。

（2）若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m和n，则m和n的关系为________。

答案　

（1）x＋2、x＋8、x＋18、x＋32　

（2）n＝m＋5或n＝m＋15或n＝m＋29

解析　

（1）因前六周期中元素的数目分别为2、8、8、18、18、32；

同一主族中乙的原子序数可以是x＋2、x＋8、x＋18、x＋32。

（2）对于第一、二、三周期，同一周期的ⅡA族和VⅡ族元素的原子序数只相差5，而对于第四、五周期来说，由于存在过渡元素，同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素的原子序数则相差15；

而对于第六、七周期来说，由于存在镧系和锕系元素，同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素的原子序数则相差29。

3．若A、B是相邻周期同主族元素（A在B的上一周期），A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为________________。

答案　y＝x＋m或y＝x＋n

解析　当A、B在ⅠA族和ⅡA族时，y＝x＋m，当A、B在ⅢA～ⅦA族时，y＝x＋n。

反思归纳

元素周期表结构中隐含的两条规律

1．同周期主族元素原子序数差的关系

（1）短周期元素原子序数差＝族序数差；

（2）两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差；

两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差＋24；

（3）四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，六周期为25。

2．同主族、邻周期元素的原子序数差的关系

（1）ⅠA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；

（2）ⅡA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；

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

1．下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是（　　）

答案　C

解析　本题常因对元素周期表的结构掌握不牢固造成错误。

根据元素周期表中每周期所含有的元素的种类数分别为2、8、8、18、18、32，分析比较得出C符合题意。

2．如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x，则这五种元素的核电荷数之和为（　　）

A．5x＋10B．5x

C．5x＋14D．5x＋16

答案　A

解析　

考点二　元素周期律及应用

1．定义

元素的性质随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周期性变化的结果。

3．具体表现形式

同周期（左→右）

同主族（上→下）

原

子

结

构

核电荷数

逐渐增大

电子层数

相同

逐渐增多

原子半径

逐渐减小

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）

性

质

　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）

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、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

气态氢化物稳定性

逐渐增强

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

4.元素金属性强弱的比较

（1）结构比较法：

最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强。

（2）位置比较法

5．元素非金属性强弱的比较

最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。

6．元素周期表、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比较不同周期、不同主族元素的性质

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。

1．判断正误，正确的划“√”，错误的划“×

”

（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）在Mg、Al、NaOH溶液构成的原电池中，因为Al作负极，Mg作正极，所以Al的金属性大于Mg（　　）

答案　

（1）×

（2）×

　（3）×

　（4）×

　（5）×

　（6）×

（7）×

2．

（1）下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是________。

①HCl的溶解度比H2S大　②HCl的酸性比H2S强　③HCl的稳定性比H2S大　④HCl的还原性比H2S弱　⑤HClO4的酸性比H2SO4强　⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS　⑦Cl2能与H2S反应生成S　⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧　⑨还原性：

Cl－＜S2－

（2）有三种金属元素A、B、C，在相同条件下，B的最高价氧化物的水化物的碱性比A的最高价氧化物的水化物的碱性强；

若将A、C相连后投入稀硫酸中，发现C表面有明显气泡产生。

则这三种金属元素的原子失电子能力由强到弱的顺序是________。

答案　

（1）③④⑤⑥⑦⑧⑨　

（2）B＞A＞C

解析　

（1）元素原子得电子能力的强弱与元素氢化物的溶解性无关，所以①不符合题意；

氢化物的酸性强弱和元素原子得电子能力大小没有固定的对应关系，所以②也不符合题意，其他均符合题意。

（2）由金属B的最高价氧化物的水化物的碱性比A的最高价氧化物的水化物的碱性强，可判断失电子能力B＞A；

又根据A与C形成原电池，C作正极，可判断失电子能力A＞C，故三种金属元素的原子失电子能力B＞A＞C。

3．根据第ⅡA族、第ⅦA族元素性质的递变规律，回答下列问题：

（1）Be（OH）2的溶解性：

________溶于水，属于________性氢氧化物。

（2）砹（At）属于________色固体，HAt________稳定，水溶液呈________性，其酸性________（填“大于”或“小于”）HBr的酸性；

AgAt________溶于水。

答案　

（1）难　两

（2）有　不　酸　大于　不

题组一　综合判断元素在周期表中的位置

（1）原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素（　　）

（2）元素所在的主族序数与最外层电子数之比为1的元素都是金属元素（　　）

（3）原子序数为29的元素位于元素周期表的第四周期ⅠB族（　　）

（4）俄罗斯专家首次合成了一个

X原子，116号元素位于元素周期表中第七周期ⅥA族

（5）

位于第四周期第ⅡB族（　　）

（6）原子及离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数（　　）

（7）原子最外层电子数大于3（小于8）的元素一定是非金属元素（　　）

（8）某元素的离子的最外层与次外层电子数相同，该元素一定位于第三周期（　　）

　（3）√　（4）√　（5）√　（6）×

　（8）×

2．2012年5月30日，国际理论与应用化学联合会正式确定了第114号和第116号元素的名称。

下列有关这两种元素的说法错误的是（　　）

A．两种元素位于同一周期

B．116号元素位于第ⅥA族

C．两种元素都是活泼的非金属元素

D．114号元素的原子半径比116号元素的大

解析　以第118号元素（尚未发现）为参照，可知第114号和第116号元素均在第七周期，分别位于第ⅣA族和第ⅥA族，故A、B正确；

由于第六周期中第ⅣA族的铅和第ⅥA族的钋都是金属元素，又由于同主族元素自上而下金属性逐渐增强，所以第114号和第116号元素都是金属元素，故C错误；

同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，故D正确。

思维建模

推断元素在周期表位置的常用方法

1．根据核外电子排布规律

（1）最外层电子数等于或大于3（小于8）的一定是主族元素。

（2）最外层有1个或2个电子，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦。

（3）最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。

（4）某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期；

若为阳离子，则位于第四周期。

（5）电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期——“阴上阳下”规律。

2．根据稀有气体元素的原子序数

第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118（第七周期若排满），可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；

比差值，定族数”的原则。

如53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第五周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即ⅦA族，得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期ⅦA族。

题组二　“序、层”规律和“序、价”规律的应用

3．X和Y是短周期元素，二者能形成化合物X2Y3，若Y的原子序数为n，则X的原子序数不可能是（　　）

A．n－8B．n－3

C．n－1D．n＋5

解析　由化学式X2Y3可知，X为＋3价，Y为－2价，即X可能为第ⅢA族或第ⅤA族元素。

有如下几种可能

（1）ⅢA　　ⅥA　　

（2）ⅤA　　　ⅥA

XYXY

5B8O7N8O

13Al16S15P16S

据以上分析，可知答案为A。

另解：

由化学式X2Y3知，X、Y的原子序数，一个为奇数一个为偶数，根据“序、价”规律可判断A项正确。

4．X、Y、Z是三种主族元素，如果Xn＋阳离子与Yn－阴离子具有相同的电子层结构，Zn－阴离子半径大于Yn－阴离子半径，则三种元素的原子序数由大到小的顺序是（　　）

A．Z>

X>

YB．X>

Y>

Z

C．Z>

XD．X>

Z>

Y

解析　根据“序、层”规律可知，X元素在Y元素的下一周期，Z元素在X同周期或下几个周期，故三种元素的原子序数大小顺序为Z>

Y。

规律方法

“序、层”、“序、价”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”，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”。

题组三　微粒半径大小的比较及应用

5．下列粒子半径大小的比较正确的是（　　）

A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－

B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋

C．Na＜Mg＜Al＜S

D．Cs＜Rb＜K＜Na

答案　B

解析　A项中的离子具有相同的核外电子排布，则核电荷数越大，离子半径越小，故A项错误；

B项中S2－和Cl－的电子层数比Na＋和Al3＋多，再根据核外电子排布相同的离子半径比较规律可知B项正确；

C项属于同周期元素的原子，核电荷数越大，半径越小，故C项错误；

D项是同主族元素原子，核电荷数越大，半径越大，故D项错误。

6．已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是（　　）

A．原子序数：

D＞C＞B＞A

B．原子半径：

B＞A＞C＞D

C．离子半径：

C3－＞D－＞A2＋＞B＋

D．氧化性：

A2＋＞B＋，还原性：

C3－＜D－

解析　由于四种离子具有相同的电子层结构，离子所对应的元素应位于相邻两个周期，根据阴阳离子所带的电荷，得出元素在周期表中的位置关系：

。

原子序数大小应为A＞B＞D＞C，A项错误；

根据原子半径的递变规律，可以判断B正确；

还原性C3－＞D－，D错误；

C项应为C3－＞D－＞B＋＞A2＋。

1.微粒半径大小比较方法

2．元素性质应用的思维模式

有结构定位置，有位置想规律，有规律作判断。

特别说明　以上方法仅适用于主族元素。

题组四　“位、构、性”关系应用

7．根据表中短周期元素性质的数据判断，下列说法正确的是（　　）

元素编号

元素性质

①

②

③

④

⑤

⑥

⑦

⑧

/10－10m

0.66

1.36

1.23

1.10

0.99

1.54

0.70

1.18

最高或最低化合价

＋2

＋1

＋5

＋7

＋3

－2

－3

－1

A．元素①⑧形成的化合物具有两性

B．元素⑦位于第三周期Ⅴ族

C．元素④⑤形成的化合物是离子化合物

D．元素③的最高价氧化物对应的水化物碱性最强

解析　①只有－2价，可知①为氧。

③⑥只有＋1价，由原子半径关系可知③为锂，⑥为钠。

④⑦为ⅤA族元素，由原子半径关系可知④为磷，⑦为氮。

⑤的最高化合价为＋7，则⑤为氯（氟无正价）。

②为ⅡA族元素，由原子半径关系可知②为镁（比③锂大），同理⑧为铝。

A中①⑧形成的氧化铝具有两性，A正确；

B中⑦应位于第二周期ⅤA族；

C中形成的PCl3或PCl5均为共价化合物；

元素⑥的最高价氧化物对应的水化物碱性最强，D不正确。

8．短周期元素M、W、X、Y、Z的原子序数依次增大，M元素的一种核素没有中子，且M、W、X、Y＋、Z的最外层电子数与其电子层数的比值依次为1、2、3、4、2（不考虑零族元素）。

下列关于这些元素的叙述正确的是（　　）

A．X分别和其它四种元素均可形成至少2种化合物

B．M分别和W、X、Y、Z形成化合物，均显相同化合价

C．M、X、Z三种元素组成的化合物含有离子键

D．M、X、Y组成的化合物的水溶液呈碱性，Y、Z组成的化合物的水溶液呈中性

解析　根据题意，M为H，W为C，X为O，Y为Na，Z为S，O与C可形成CO、CO2两种化合物，H与O可形成H2O、H2O2两种化合物，O与Na可形成Na2O、Na2O2两种化合物，O与S可形成SO2、SO3两种化合物，A对；

H与Na形成的化合物中H显－1价其余显＋1价；

C项，H2SO4、H2SO3中含有共价键；

D项，NaOH溶液、Na2S溶液均呈碱性。

9．（2013·

福建理综，9）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。

“位—构—性”关系归纳

题组五　元素性质递变规律的实验探究

10．某化学兴趣小组为探究元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。

Ⅰ.

（1）将钠、钾、镁、铝各1mol分别投入到足量的0.1mol·

L－1的盐酸中，试预测实验结果：

________________________________________________________________________

与盐酸反应最剧烈，__________________与盐酸反应最慢。

（2）将NaOH溶液与NH4Cl溶液混合生成NH3·

H2O，从而验证NaOH的碱性大于NH3·

H2O，继而可以验证Na的金属性大于N，你认为此设计是否合理？

并说明理由：

________________________________________________________________________。

Ⅱ.利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。

（3）仪器A的名称为________，干燥管D的作用是_______________________________。

（4）实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：

装置A、B、C中所装药品分别为________、________、________，装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为

（5）若要证明非金属性：

C>

Si，则A中加________、B中加Na2CO3、C中加________，观察到C中溶液的现象为_________________________________________________。

答案　

（1）钾　铝

（2）不合理，用碱性强弱比较金属性强弱时，一定要用元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较，NH3·

H2O不是N元素最高价氧化物对应的水化物　（3）分液漏斗　防止倒吸　（4）浓盐酸　KMnO4　Na2S　S2－＋Cl2===S↓＋2Cl－　（5）硫酸　Na2SiO3　有白色胶状沉淀产生

解析　（4）由题中所给药品可知可用Na2S与氯气发生置换反应判断非金属性强弱，因为无加热装置，所以只能选择KMnO4与浓盐酸反应制取氯气；

（5）由B中药品Na2CO3可知，用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断非金属性强弱，所以A中加入硫酸，B、C装置中加入相应的盐。

考点三　电离能　电负性

1．电离能

（1）第一电离能：

气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量，符号：

I1，单位：

kJ·

mol－1。

（2）规律

①同周期：

第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。

②同族元素：

从上至下第一电离能逐渐减小。

③同种原子：

逐级电离能越来越大（即I1<

I2<

I3…）。

2．电负性

（1）含义：

元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。

元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。

（2）标准：

以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性（稀有气体未计）。

（3）变化规律

金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”（如锗、锑等）的电负性则在1.8左右。

在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。

1．为什么一个原子的逐级电离能是逐渐增大的？

答案　随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性吸力也越来越大，消耗的能量越来越多。

2．为什么镁的第一电离能比铝的大，磷的第一电离能比硫的大？

答案　Mg：

1s22s22p63s2　P：

1s22s22p63s23p3。

镁原子、磷原子最外层能级中，电子处于全满或半满状态，相对比较稳定，失电子较难。

如此相同观点可以解释N的第一电离能大于O，Zn的第一电离能大于Ga。

3．为什么Na容易形成＋1价离