解析版高考备考之高中化学重难点突破专题20元素周期表元素周期律.docx

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解析版高考备考之高中化学重难点突破专题20元素周期表元素周期律

连线高考

本专题重要知识有元素周期表的结构、核素、同位素的概念核外电子排布规律、元素周期律、粒子半径大小比较，主要考查元素周期表的结构及应用，原子结构中各离子数之间的关系，核素、同位素的概念，原子结构中各离子“量”之间的关系，原子核外电子排布规律，判断元素“位、构、性”的关系，元素的金属性、非金属性强弱的比较，粒子半径大小的比较。

预测今年的高考以新元素的发现或元素的新应用为载体，考查同周期、同主族元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。

同时，以元素性质及其化合物在工业生产的应用为背景，考查元素周期律的指导作用，如半导体材料、制造农药材料、催化剂和耐高温、耐腐蚀材料等也是高考命题的一大趋势。

重点、难点探源

一、元素周期表

1、原子序数

按照元素在周期表中的由小到大的顺序给元素所编的序号，叫原子序数。

原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数。

2、元素周期表

（1）1869年．俄国化学家门捷列夫制出了第一张元素周期表。

（2）编排原则

①横行：

把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左向右排列的一系列元素，称为周期。

②纵行：

把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排列的一系列元素，称为族。

（3）结构

①周期（七个横行，七个周期）

短周期

长周期

序号

元素种数

不完全周期，最多容纳32种元素

0族元素原子序数

②族（18个纵行，16个族）

主族

列序

族序

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

副族

列序

族序

IIIB

IVB

VIB

VIIB

IIB

第VIII族

第8、9、10三个纵行

0族

第18纵行

二、元素的性质与原子结构

1、碱金属元素

相似性

递变性（由Li→Cs）

原子结构

最外层均为1个电子

（1）电子层数逐渐增多

（2）核电核数逐渐增多

（3）原子半径逐渐增大

元素性质

都具有较强的金属性，最高正价均为+1价

金属性逐渐增强

单质性质

物理性质

（除Cs外）都呈银白色，密度较小，熔点较低

密度逐渐增大（钾反常），熔点逐渐降低

化学性质

（1）都能与H2O、O2反应

（2）都具有较强的还原性

还原性逐渐增强。

与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂

最高价氧化物对应的水化物的碱性

碱性逐渐减弱的顺序为

CsOH>RbOH>KOH>NaOH>LiOH

2、卤族元素

相似性

递变性（由F——I）

原子结构

最外层均为7个电子

电子层数逐渐增多，核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大

元素性质

都具有较强的非金属性，最高正价为+7价（F除外）

非金属性逐渐增强

单质性质

物理性质

都具有颜色，都具有毒性

颜色逐渐加深，密度逐渐增大，熔沸点逐渐升高

化学性质

都具有较强的氧化性

氧化性逐渐减弱，与H2化合越来越困难，生成的氢化物越来越不稳定

三、元素周期律

1.定义：

元素的性质随着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的周期性变化。

3.主族元素的变化规律

内容

同周期（从左到右）

同主族（从上到下）

原子结构

电子层数

相同

递增

最外层电子数

依次增加8个

相同

原子半径

逐渐减小

逐渐增大

元素的性质

得电子能力

逐渐增强

逐渐减弱

失电子能力

逐渐减弱

逐渐增强

金属性

逐渐减弱

逐渐增强

非金属性

逐渐增强

逐渐减弱

主要化合价

最高正价：

+1→+7

最低负价：

主族序数—8

最高正价=主族序数（O、F除外）

元素的性质

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

酸性逐渐增强

碱性逐渐减弱

酸性逐渐减弱

碱性逐渐增强

非金属元素气态氢化物的形成及稳定性

气态氢化物的形成越来越易，其稳定性逐渐增强

气态氢化物形成越来越难，其稳定性逐渐减弱

气态氢化物的还原性

逐渐增强

逐渐减弱

四、元素周期表和元素周期律的应用

1、元素的分区：

2、元素周期表和元素周期律的应用

（1）寻找未知元素。

（2）预测元素的性质

比较同周期、同主族元素的性质。

预测未知元素的性质。

（3）寻找新材料

在分界线附近的元素中寻找半导体材料；

在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；

在周期表中的氟、氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。

追踪高考

【典例1】（2013上海卷）230Th和232Th是钍的两种同位素，232Th可以转化成233U。

下列有关Th的说法正确的是

A．Th元素的质量数是232B．Th元素的相对原子质量是231

C．232Th转换成233U是化学变化D．230Th和232Th的化学性质相同

【典例2】（2013全国大纲卷）五种短周期元素A、B、C、D、E的原子序数依次增大，A和C同族，B和D同族，C离子和B离子具有相同的电子层结构。

A和B、D、E均能形成共价型化合物。

A和B形成的化合物在水中呈碱性，C和E形成的化合物在水中呈中性。

回答下列问题：

（1）五种元素中，原子半径最大的是，非金属性最强的是（填元素符号）；

（2）由A和B、D、E所形成的共价型化合物中，热稳定性最差的是（用化学式表示）；

（3）A和E形成的化合物与A和B形成的化合物反应，产物的化学式为，其中存在的化学键类型为；

（4）D最高价氧化物的水化物的化学式为；

（5）单质D在充足的单质E中燃烧，反应的化学方程式为D在不充足的E中燃烧，生成的主要产物的化学式为；

（6）单质E与水反应的离子方程式为。

（6）Cl2溶于水时有一部分与水反应生成盐酸和次氯酸，生成的元素和次氯酸还会重新结合形成氯气和水，该反应是可逆反应。

反应的化学方程式为Cl2＋H2O

HCl＋HClO。

盐酸是强酸，次氯酸是弱酸，所以其离子方程式为Cl2＋H2O

H＋＋Cl－＋HClO

指点迷津

一、元素金属性、非金属性强弱判断依据

（一）元素金属性强弱的判断依据

1、根据常见金属活动性顺序表判断

金属元素的金属性与金属单质的活动性一般是一致的，即在金属活动性顺序表中——金属的位置越靠前，其金属性越强（极少数例外）。

（从钾至金）：

K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Cr、Fe、Ni、Sn、Pb、（H）、Cu、Hg、Ag、Pt、Au越靠前的金属活动性越强，其金属性越强。

需说明的是这其中也有特殊情况，如Sn和Pb，元素的金属性是Pb﹥Sn，但金属活动性Sn﹥Pb。

如碰到这种不常见的元素一定要慎重，我们可采用根据元素在周期表中的位置来判断的方法。

2、根据元素周期表和元素周期律判断

在元素周期表中，同周期的元素，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；如第三周期Na﹥Mg﹥Al；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。

同主族元素从上到下金属性增强，如金属性K﹥Na﹥Li；Ba﹥Ca﹥Mg；Pb﹥Sn。

3、根据物质之间的置换反应判断

通常失电子能力越强，其还原性越强，金属性也越强，对于置换反应，强还原剂和强氧化剂生成弱还原剂和弱氧化剂，因而可由此进行判断。

如：

Fe+Cu2+===Fe2++Cu说明铁比铜金属性强。

这里需说明的是Fe对应的为Fe2+，如：

Zn+Fe2+===Zn2++Fe说明金属性Zn﹥Fe，但Cu+2Fe3+===Cu2++2Fe2+，却不说明金属性Cu﹥Fe，而实为Fe﹥Cu；ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。

4、根据金属单质与水或酸反应的剧烈程度或置换氢气的难易判断

某元素的单质与水或酸反应越容易、越剧烈，其原子失电子能力越强，其金属性就越强。

如Na与冷水剧烈反应，Mg与热水缓慢反应，而Al与沸水也几乎不作用，所以金属性有强到弱为Na﹥Mg﹥Al；再如：

Na、Fe、Cu分别投入到相同体积相同浓度的盐酸中，钠剧烈反应甚至爆炸，铁反应较快顺利产生氢气，而铜无任何现象，根本就不反应，故金属性强弱：

Na﹥Mg﹥Al﹥Fe﹥Cu。

5、根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱判断

最高价氧化物的水化物碱性的强弱。

碱性越强，其元素的金属性越强。

如从NaOH为强碱，Mg（OH）2为中强碱，Al（OH）3为两性氢氧化物可得知金属性：

Na﹥Mg﹥Al。

6、根据金属阳离子氧化性强弱判断

一般来说对主族元素而言最高价阳离子的氧化性越弱，则金属元素原子失电子能力越强，即对应金属性越强。

如：

氧化性Al3+>Mg2+>Na+>K+；金属性K>Na>Mg>Al

7、依据原电池中的电极名称。

如在原电池中做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。

8、依据在电解池中金属阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。

优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。

9、气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。

由以上分析可知，在判断金属性强弱时要综合运用各方面知识进行，以防判断时出现偏颇。

（二）元素非金属性强弱的依据

1、非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。

与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。

如F2与H2在冷暗处化合，Cl2与H2需在点燃或光照时化合,Br2与与H2需加热到一定的温度时才能够化合,非金属性F>Cl>Br。

2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。

元素的最高价氧化物的水化物酸性越强，其元素的非金属性越强。

（F除外，因F无正价）例如：

原硅酸（H4SiO4）和硅酸（H2SiO3）它难溶于水，是一种很弱的酸，磷酸（H3PO4）则是中强酸，硫酸（H2SO4）是强酸，而高氯酸（HClO4）酸性比硫酸还要强，则非金属性Si

3、据元素周期表。

同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，元素的非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，元素的非金属性逐渐减弱。

4、非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。

若非金属X能把非金属Y从它的盐溶液或气态氢化物中置换出来，则非金属性X>Y。

如已知：

2H2S+O2===2S↓+2H2O，则非金属性O>S；另外卤素单质间的置换反应也很好的证明了这一点。

元素的非金属性F>Cl,但把F2通入到NaCl溶液中则首先发生反应：

2F2+2H2O=4HF+O2。

并未发生卤素单质间的置换反应。

5、非金属单质与具有可变价金属的反应。

能生成高价金属化合物的，其非金属性强。

从对同一种物质氧化能力的强弱判断如Fe和Cl2反应比Fe和S反应容易，且产物一个为Fe3+，一个为Fe2+，说明Cl的非金属性比S强。

6、气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。

7、依据两种非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。

如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O>Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F>O

8、从非金属阴离子还原性强弱判断。

非金属阴离子还原性越强，对应原子得电子能力越弱，其非金属性越弱，即“易失难得”，指阴离子越易失电子，则对应原子越难得电子。

还原性I->Cl-.Cl2+2I-=2Cl-+I2.元素的非金属性Cl>I.

二、主族微粒半径大小的比较

1、原子半径的比较

（1）同一周期元素原子，原子序数越大，原子半径越小，例如：

r（Na）>r（Mg）>r（Al）>r（Si）>r（P）>r（S）>r（Cl）

（2）同一主族元素原子，电子层数越多，原子半径越大。

例如：

r（I）>r（Br）>r（Cl）>r（F）

（3）不同周期，不同主族元素的原子

原子半径可根据同主族与同周期原子半径的比较规律解决。

如比较r（K）与r（Mg）原子半径，可利用同主族r（K）>r（Na）,然后利用同周期r（Na）>r（Mg），可得出r（K）>r（Mg）。

3、离子半径的比较

（1）同种元素的微粒，其电子数越多，半径越大。

即：

阴离子的半径大于原子半径，阳离子的半径小于原子半径，且离子所带的电荷越多，半径越小。

例如：

r（Cl-）>r（Cl）；r（Fe）>r（Fe2+）>r（Fe3+）；r（H-）>r（H）>r（H+）.

（2）电子层结构相同的离子，元素的核电荷数越大，离子半径就越小。

如：

r（P3－）＞r（S2－）＞r（Cl－）.r（O2-）>r（F-）>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）；

（3）同主族元素的离子，电子层数越多，半径越大。

例如：

：

r（K+）>r（Na+）>r（Li+）；r（S2-）>r（O2-）

（4）所带电荷、电子层数都不相同的离子，可选一种离子参照比较。

例如：

比较r（K+）与r（Mg2+）的大小，可选r（Na+）作参照：

r（K+）>r（Na+），r（Na+）>r（Mg2+），故r（K+）>r（Mg2+）。

三、同一元素的“位、构、性”

1、结构与位置互推

（1）掌握四个关系式

电子层数=周期数；

质子数=原子序数；

最外层电子数=主族序数。

主族元素的最高正价=族序数，负价=主族序数-8

（2）熟练掌握周期表中的一些特殊规律

1各周期所能容纳元素种数；②稀有气体的原子序数及在周期表中的关系；③同族上下相邻元素原子序数差与在周期表中的位置有关。

同族上下相邻元素原子序数差与元素在周期表中的位置有关。

位置

关系

实例

位于过渡元素左侧的主族元素，即ⅠA、ⅡA族

同主族、邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所能容纳元素种数

钠与钾的原子序数差为：

19-11=8（即钠原子所在第三周期所能容纳的元素种数）

位于过渡元素右侧的主族元素，即ⅢA～ⅦA族

同主族、邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数

氯和溴的原子序数差为：

35-17=18（溴元素所在第四周期所能容纳元素的种数）

2.性质与位置的互推

⑴根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置。

如同周期元素A、B、C的金属性逐渐加强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。

⑵根据元素在周期表中的位置关系，可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性质依次减弱或者还原性一次增强。

3.结构与性质的互推

⑴若元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。

⑵若某元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若某元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。

易错地带

一、元素的金属性和非金属性强弱的比较：

1、元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。

如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。

2、金属性Pb>Sn，但金属的活动性是Sn>Pb。

这与金属晶体的结构有关。

3、金属性K>Na，但在金属K的制备方法是Na（熔融）+KCl

NaCl+K，这是利用沸点K

与金属性的强弱无关。

4、根据原电池原理比较金属的金属性强弱时，一般是活泼的金属作负极，不活泼的金属作正极电解质溶液应是非氧化性酸或盐溶液，否则所得结论可能不正确，如

（1）Mg、Al作电极，NaOH溶液作电解质溶液，由于在强碱性溶液中Al比Mg更容易失去电子，故负极是Al。

（2）在Fe（Al）---Cu----HNO3的原电池中，由于Fe、Al在浓HNO3中钝化，比Cu等金属更难失电子，故Cu等金属作负极，Fe、Al作正极。

二、主族元素的微粒半径大小的比较

1、该部分考试中容易出错的地方是电子层结构相同的微粒半径的比较。

电子层结构相同的微粒半径看核电荷数，核电荷数越大，半径越小；不是核电荷数越大，半径越大。

2、第三周期从左到右，原子半径依次减小，而离子半径大小顺序为：

r（P3-）>r（S2-）>r（Cl-）>r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）,故第三周期中离子半径最小的离子为Al3+。

3、不是同周期或同主族元素的微粒，比较半径大小时要借助于参照物。

判断微粒半径大小的总原则是：

（1）电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；

（2）电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；

（3）电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）>r（Fe3+）

（4）核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；

（5）若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，也找不到可以对比的参照物，则难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。

（6）氢是原子半径半径最小的原子，稀有气体元素的原子半径测定方法特殊，没有可比性，一般不和其他其他元素比较；

三、同一元素的“位、构、性”

1.元素“位—构—性”的相互推断类型题目所给的信息较多，在审题过程中一定要注意找到全信息和信息之间的关系。

2.在题目的已知信息中可能有的元素没有已知信息，难以确定其名称和结构，这样的题目要通读全题，在题目的所求填空的信息中找出对该元素有用的信息。

3.准备掌握元素的性质和结构的特殊性。

熟练掌握1～18号元素的原子结构、在周期表中的位置和性质。

强化突破

1、（2013江苏卷）下列有关化学用语表示正确的是（）

A．丙烯的结构简式：

C3H6B．氢氧根离子的电子式：

C．氯原子的结构示意图：

D．中子数为146、质子数为92的铀（U）原子

2、（2012海南卷）下列有关化学用语使用正确的是　（　　）

A.NH4Br的电子式:

B.S2-的结构示意图:

C.乙酸的分子式:

CH3COOHD.原子核内有18个中子的氯原子Cl

3、（2013广东卷）元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如下表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。

则下列判断正确的是

A．非金属性：

C．气态氢化物稳定性：

T>Q

【答案】BD

【解析】在常温下单质与H2在暗处剧烈化合并发生爆炸的只有F2，生成的产物是HF，

4、（2013山东卷）W、X、Y、Z四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示，W的气态氢化物可与其最高价含氧酸反应生成离子化合物，由此可知

A．X、Y、Z中最简单氢化物稳定性最弱的是Y

B．Z元素氧化物对应水化物的酸性一定强于Y

C．X元素形成的单核阴离子还原性大于Y

D．Z元素单质在化学反应中只表现氧化性

5、（2012广东卷）如图是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图,下列说法正确的是　（　　）

A．原子半径:

Z>Y>X

B．气态氢化物的稳定性:

R>W

C．WX3和水反应形成的化合物是离子化合物

D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应

【答案】BD

6、（2013全国大纲卷）下列关于同温同压下的两种气体12C18O和14N2的判断正确的是

A．体积相等时密度相等B．原子数相等时具有的中子数相等

C．体积相等时具有的电子数相等D．质量相等时具有的质子数相等

7、（2013天津卷）下列有关元素的性质及其递变规律正确的是（）

A．

A族与

A族元素间可形成共价化合物或离子化合物

B．第二周期元素从左到右，最高正价从+1递增到+7

C．同主族元素的简单阴离子还原性越强，水解程度越大

D．同周期金属元素的化合价越高，其原子失电子能力越强

8、（2013海南卷）重水（D2O）是重要的核工业原料，下列说法错误的是

A．氘（D）原子核外有1个电子B．1H与D互称同位素

C．H2O与D2O互称同素异形体D．1H218O与D216O的相对分子质量相同

9、（2013浙江卷）短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表的位置如表所示，其中X元素的原子内层电子数是最外层电子数的一半，则下列说法正确的是

A．钠与W可能形成Na2W2化合物

B．由Z与Y组成的物质在熔融时能导电

C．W得电子能力比Q强

D．X有多种同素异形体，而Y不存在同素异形体

10、（2013上海卷）X、Y、Z、W是短周期元素，X元素原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得其单质；Y元素原子最外电子层上s、p电子数相等；Z元素+2价阳离子的核外电子排布与氖原子相同；W元素原子的M层有1个未成对的p电子。

下列有关这些元素性质的说法一定正确的是

A．X元素的氢化物的水溶液显碱性

B．Z元素的离子半径大于W元素的离子半径

C．Z元素的单质在一定条件下能与X元素的单质反应

D．Y元素最高价氧化物的晶体具有很高的熔点和沸点

【答案】C

【解析】由于X元素是短周期元素，原子的最外层未达到8电子稳定结构，工业上通过分离液态空气获得

11、（2013北京卷）用石墨电极电解CuCl2溶液（见右图）。

下列分析正确的是

A．a端是直流电源的负极

B．通电使CuCl2发生电离

C．阳极上发生的反应：

Cu2++2e-=Cu

D．通电一段时间后，在阴极附近观察到黄绿色气体

12、（2013安徽卷）X、Y、Z、W是元素周期表中原子序数依次增大的四种短周期元素，其相关信息如下表：

元素