2019-2020年高考化學一輪復習 專題6.2 元素周期表和元素周期律講案（含解析）.doc

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2019-2020年高考化學一輪復習 專題6.2 元素周期表和元素周期律講案（含解析） 復習目標： 1、掌握元素周期律的實質；了解元素周期表(長式)的結構(周期、族)及其應用。 2、以第三周期為例，掌握同一周期內元素性質的遞變規(guī)律與原子結構的關系。 3、以ⅠA和ⅦA族為例，掌握同一主族內元素性質遞變規(guī)律與原子結構的關系。 4、了解金屬、非金屬在元素周期表中的位置及其性質的遞變規(guī)律。 基礎知識回顧： 一、元素周期表 1、元素周期表的編排原則 （1）橫行：把電子層數相同的元素按原子序數遞增的順序從左至右排成橫行。 （2）縱行：把不同橫行中最外層電子數相等的元素，按電子層數遞增的順序，由上而下排成縱行。 2、元素周期表的結構 （1）周期（七個橫行，七個周期） 短周期 長周期 序號 一 二 三 四 五 六 七 元素種數 2 8 8 18 18 32 不完全周期最多容納 32 種元素 0族元素原子序數 2 10 18 36 54 86 （2）族（18個縱行，16個族） 主族 列序 1 2 13 14 15 16 17 族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族 列序 3 4 5 6 7 11 12 族序 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 第Ⅷ族 第 8、9、10 共3個縱行 0族 第 18 縱行 3．元素周期表的分區(qū) 按構造原理最后填入電子的能級的符號可把周期表里的元素劃分為5個區(qū)，分別為s區(qū)、d區(qū)、ds、p區(qū)、f區(qū)，各區(qū)分別包括ⅠA、Ⅱ族元素、ⅢB～Ⅷ族元素、ⅠB、ⅡB族元素、ⅢA～ⅦA族和0族元素、鑭系和錒系元素，其中s區(qū)(H除外)d區(qū)、ds區(qū)和f區(qū)的元素都為金屬。 【注意】　根據元素原子最后一個電子填充的原子軌道的所屬能級不同，將元素周期表中的元素分為5個 區(qū)，并以此電子所處能級的符號作為該區(qū)的符號。元素的化學性質主要決定于價電子，而周期表的分區(qū)主 要基于元素的價電子構型，處于同一區(qū)內的元素價電子排布是相似的，具體情況如下表所示。 分區(qū) 價層電子的電子排布式 s區(qū) Ns1～2 p區(qū) ns2np1～6 d區(qū) (n－1)d1～9ns1～2 ds區(qū) (n－1)d10ns1～2 f區(qū) (n－2)f1～14(n－1)d0～2ns2 【典型例題1】已知X、Y、Z三種主族元素在周期表中的位置如圖所示，設X的原子序數為a。則下列說 法不正確的是 (　　) A．Y與Z的原子序數之和可能為2a B．Y的原子序數可能為a－17 C．Z的原子序數可能為a＋31 D．X、Y、Z一定為短周期元素 【遷移訓練1】已知M、N是元素周期表中同主族的兩種元素。若M的原子序數是x，則N的原子序數可能是 (　　) ①x＋2；②x＋8；③x＋10；④x＋18；⑤x＋26；⑥x＋32。 A．僅①②③④ B．僅②③④⑤ C．僅①②④⑥ D．都有可能 二、元素周期律 1、概念 元素的性質隨核電荷數遞增發(fā)生周期性的遞變。 2、實質 元素周期律的實質是元素原子結構的周期性變化必然引起元素性質的周期性變化。 3、對角線規(guī)則 在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的某些性質相似，如Li和Mg，Be和Al。 4、元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律 項目 同周期（從左到右） 同主族（從上到下） 最外層電子數 由1遞增到7 相同 主要化合價 最高正價由+1→+7（O、F除外） 負價由-4→-1 最高正價相同 原子半徑 逐漸減?。ǘ栊詺怏w除外） 逐漸增大 金屬性與 非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強 非金屬性逐漸減弱 最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱 酸性逐漸增強 堿性逐漸增強 酸性逐漸減弱 非金屬的 氣態(tài)氫化物 生成由難到易 穩(wěn)定性由弱到強 生成由易到難 穩(wěn)定性由強到弱 得失電子能力 得電子能力逐漸增強 失電子能力逐漸減弱 得電子能力逐漸減弱 失電子能力逐漸增強 第一電離能 逐漸增大（特例：Be>B,N>O, Mg>Al，P>S） 逐漸減小 電負性 逐漸增大 逐漸減小 5、電離能 （1）第一電離能：氣態(tài)電中性基態(tài)原子 失去一個電子 轉化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的最低能量。 （2）元素第一電離能的意義：元素的第一電離能可以衡量元素的原子失去一個電子的難易程度。 第一電離能數值越小，原子越易失去一個電子，該元素的金屬性越強；反之，第一電離能數值越大，原子越難失去一個電子。 （3）變化規(guī)律： ①同一周期從左到右元素的第一電離能呈增大的趨勢，但某些地方出現曲折變化，如Be >B，N >O， Mg > Al，P >S。 ②同一族從上到下元素的第一電離能變小。 6．電負性 （1）鍵合電子：原子中用于形成 化學鍵 的電子。 （2）電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。 （3）意義：電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大，非金屬性越強。故電負性的大小可用來衡量元素非金屬性和金屬性的大小。 （4）變化規(guī)律 ①同周期從左到右元素的電負性逐漸增大。 ②同主族從上到下元素的電負性逐漸變小。 （5）應用 ①判斷元素的金屬性和非金屬性的強弱：非金屬的電負性>1.8;金屬的電負性<1.8;類金屬的電負性在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。 ②判斷化學鍵的類型：元素的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；元素的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。 7、實例 （1）堿金屬 ①堿金屬元素原子結構特點與化學性質的關系 元素 Li　Na　K　Rb　Cs 相似性 結構 原子的最外層都只有 1個電子 化學性質 都表現出較強的 還原 性：如能夠與氧氣等非金屬單質反應；能夠置換水中的氫等。反應產物中，堿金屬元素的化合價都是 +1 。 遞變性 結構 從Li→Cs，核外電子層數逐漸 增多，原子半徑依次 增大 ，原子核對最外層電子的吸引力逐漸 減小 ，因此元素的原子失去電子的能力逐漸 增強。 化學性質 從Li→Cs，元素的金屬性逐漸 . ①與氧氣的反應越來越劇烈，且產物越來越復雜 ②與水反應置換出水中的氫越來越容易 ②單質物理性質的比較 A．堿金屬元素的單質一般呈 銀白 色，密度 小 ，熔、沸點 低，導電、導熱性 良好 。 B．遞變性：從Li→Cs，堿金屬的密度逐漸 增大 ，熔沸點逐漸 降低 。 C．堿金屬元素單質的個性特點：銫略帶金黃色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔點：Li大于100 ℃。 （2）鹵素 ①原子結構特點 相同點：最外層都是 7 個電子。 不同點：按F、Cl、Br、I的順序，電子層數依次增多，原子半徑依次增大，原子核對最外層電子的吸引力逐漸減弱。 ②鹵素單質的物理性質遞變規(guī)律 按F2、Cl2、Br2、I2的順序：顏色逐漸變深；熔、沸點逐漸升高 ；密度逐漸 增大。 ③鹵素單質的化學性質 F2 Cl2 Br2 I2 與H2化合 H2＋X2=2HX 冷暗處爆炸化合，生成的HF很穩(wěn)定 強光下爆炸化合，生成的HCl穩(wěn)定 高溫下緩慢化合，生成的HBr較不穩(wěn)定 持續(xù)加熱緩慢化合，生成的HI不穩(wěn)定 與H2O反應 2F2＋2H2O= =4HF＋O2 Cl2＋H2O= =HCl＋HClO 與水反應，但較氯氣緩慢 與水只起微弱反應 置換反應 Cl2＋2NaBr= =2NaCl＋Br2 Br2＋2NaI= =2NaBr＋I2 不能把其他鹵素從它們的鹵化物中置換出來 結論 非金屬性逐漸減弱 【典型例題2】依據元素周期表及元素周期律，下列推測正確的是 (　　) A．H3BO3的酸性比H2CO3的強 B．Mg(OH)2的堿性比Be(OH)2的強 C．HCl、HBr、HI的熱穩(wěn)定性依次增強 D．若M＋和R2－的核外電子層結構相同，則原子序數：R＞M 【遷移訓練2】【廣東省潮州金中、揭陽一中兩校xx屆高三5月聯考（三模）】W、X、Y、Z是四種常見 的短周期元素，其原子半徑隨原子序數變化如右圖。已知W的一種核素的質量數為18，中子數為10；X和Ne原子的核外電子數相差1；Y的最高正價和最低負價之和為0；Z的非金屬性在同周期元素中最強。下列說法正確的是 A．對應氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：Y＞Z B．化合物XZW既含離子鍵也含共價鍵 C．對應簡單離子半徑：W＞X D．Y的氧化物能與Z或X的最高價氧化物對應的水化物反應 【典型例題3】現有①、②、③三種元素的基態(tài)原子的電子排布式如下：①1s22s22p63s23p4； ②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p3。則下列有關比較中正確的是 (　　) A．第一電離能：③>②>① B．原子半徑：③>②>① C．電負性：③>②>① D．最高正化合價：③>②>① 【遷移應用3】【廣州六中xx高三第三次模擬考試】元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的 相對位置如下表所示， 其中R單質在暗處與H2劇烈化合并發(fā)生爆炸。則下列判斷正確的是 A．非金屬性：ZQ 三、“位—構—性”綜合應用 1、“位”、“構”、“性”三者的關系可表示如下 （1）原子結構與元素在周期表中的位置關系 ①主族元素的最高正化合價=主族序數=最外層電子數。主族元素的最低負化合價=最高正化合價-8。 ②核外電子層數=周期數。 ③質子數=原子序數=原子核外電子數=核電荷數。 ④最外層電子數等于或大于3而小于8的一定是主族元素。 ⑤最外層有1個或2個電子，則可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。 （2）性質與位置互推是解題的關鍵 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律，主要包括： ①元素的金屬性、非金屬性。 ②氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。 ③最高價氧化物對應水化物的酸堿性。 （3）結構和性質的互推是解題的要素 ①電子層數和最外層電子數決定元素原子的氧化性和還原性。 ②同主族元素最外層電子數相同，性質相似。 ③正確推斷原子半徑和離子半徑的大小及結構特點。 ④判斷元素金屬性和非金屬性的方法。 2、元素“位、構、性”規(guī)律中的特例 在“位、構、性”的規(guī)律中一些例外必須引起我們足夠的注意，否則在解題時會誤入歧途； （1）一般原子的原子核是由質子和中子構成，但無中子。 （2）元素周期表中每一周期一般都是從金屬元素開始，但第一周期例外，是從氫元素開始。 （3）大多數元素在自然界中都有穩(wěn)定的同位素， 但Na、F、P、Al等20種元素卻未發(fā)現穩(wěn)定的同位素。 （4）元素的原子序數大，相對原子質量不一定大，如18Ar的相對原子質量為39．95,大于19K的39.10。 （5）一般元素性質越活潑，其單質性質也越活潑，但N與P卻相反，N的非金屬性強于P，但N2比白磷、紅磷穩(wěn)定得多。 3、推斷元素在周期表位置的常用方法 （1）根據核外電子排布規(guī)律 ①最外層電子數等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。 ②最外層有1個或2個電子，則可能是ⅠA、ⅡA族元素，也可能是副族、Ⅷ族元素或0族元素氦。 ③最外層電子數比次外層電子數多的元素一定位于第二周期。 ④某元素陰離子最外層電子數與次外層相同，該元素位于第三周期；若為陽離子，則位于第四周期。 ⑤電子層結構相同的離子，若電性相同，則位于同周期，若電性不同，則陽離子位于陰離子的下一周期——“陰上陽下”規(guī)律。 （2）根據稀有氣體元素的原子序數 第一～七周期稀有氣體元素的原子序數依次為2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排滿)，可利用元素的原子序數與最相近稀有氣體元素原子序數的差值來推斷元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；比差值，定族數”的原則。如53號元素，由于36＜53＜54，則53號元素位于第五周期，54－53＝1，所以53號元素位于54號元素左側第一格，即ⅦA族，得53號元素在元素周期表中的位置是第五周期ⅦA族。 4、元素周期律的應用 （1）根據元素周期表中的位置尋找未知元素 （2）預測元素的性質(由遞變規(guī)律推測) ①比較不同周期、不同主族元素的性質 如金屬性Mg＞Al，Ca＞Mg，則堿性Mg(OH)2＞Al(OH)3，Ca(OH)2＞Mg(OH)2(填“＞”、“＜”或“＝”)。 ②推測未知元素的某些性質 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶；再如：已知鹵族元素的性質遞變規(guī)律，可推知未學元素砹(At)應為有色固體，與氫難化合，HAt不穩(wěn)定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 （3）啟發(fā)人們在一定區(qū)域內尋找新物質 ①半導體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②農藥中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化劑和耐高溫、耐腐蝕合金材料主要在過渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 【典型例題4】已知釷(Th)的原子可發(fā)生下列放射性變化，Th→X＋α，生成的X是與鈁(Fr)同周期 的一種元素的原子，下列對X的推斷錯誤的是 (　　) A．X的氫氧化物是一種強堿 B．X的碳酸正鹽不溶于水 C．X原子核外有6個電子層 D．X的最高化合價為＋2價 【答案】C 【遷移訓練4】【廣東省惠州市xx屆高三第三次調研考試】據下表信息，判斷以下敘述正確的是( ) 部分短周期元素的原子半徑及主要化合價 元素代號 G L M Q R T 原子半徑/nm 0.186 0.160 0.143 0.104 0.075 0.066 主要化合價 +1 +2 +3 +6、-2 +5、-3 -2 A．GOH溶液和M(OH)3可以相互反應 B．非金屬性：T＜Q C．氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：R＞T D．L2+與T2-核外電子數相等 考點詳析： 考點一：元素周期表 1、元素周期表結構的記憶 （1）七個橫行七周期，三短三長一不全。即一、二、三周期為短周期，長周期為四、五、六、七，其中第七周期還未填滿。 （2）18縱行16族，7主7副0和Ⅷ。 2、元素周期表中的幾個特殊區(qū)域 （1）過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱行共六十多種元素，通稱為過渡元素，這些元素都是金屬，所以又把它們叫做過渡金屬。 （2）主、副族的交界：ⅡA族后是第ⅢB族，ⅡB族后是ⅢA族。 （3）鑭系元素：在第六周期，第ⅢB族中共有15種元素，是57號元素鑭到71號元素镥，因它們原子的電子層結構與性質十分相似，統稱鑭系元素。 （4）錒系元素：在第七周期，第ⅢB族中共有15種元素，是89號元素錒到103號元素鐒，因它們原子的電子層結構與性質十分相似，統稱錒系元素。 （5）第Ⅷ族：在元素周期表中第8、9、10三個縱行統稱第Ⅷ族。 3、元素原子序數的確定 （1）依據主族元素在周期表中的位置 對于主族元素，電子層數＝周期數，最外層電子數＝主族序數，所以知道元素在周期表中的位置，即能畫出其原子結構示意圖，從而確定其原子序數。如某元素的位置為第四周期第ⅦA族，其原子結構示意圖為 ，則原子序數Z為35。 （2）利用同主族相鄰兩元素原子序數的關系 ①元素周期表中左側元素(ⅠA、ⅡA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素種類數目。 ②元素周期表中右側元素(ⅢA～ⅦA族)：同主族相鄰兩元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素種類數目。 ③直接相鄰的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序數關系 （3）利用同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序數的關系 設ⅡA族、ⅢA族元素原子序數分別為x、y， 則有y=x+1（第二、三周期） y=x+11（第四、五周期） y=x+25（第六、七周期） 4、已知元素的原子序數確定其在元素周期表中的位置 方法：利用稀有氣體的原子序數來確定。第一至第七周期中稀有氣體的原子序數依次為2、10、18、36、54、86、118。 【典型例題5】下列各圖為元素周期表的一部分，表中的數字為原子序數，其中M為37的是 (　　) 【遷移訓練5】【廣東省揭陽市xx屆高三上學期期末學業(yè)水平考試】右圖是部分短周期元素原子半徑與原 子序數的關系圖。則下列說法不正確的是 A．Y、R兩種元素的氣態(tài)氫化物及其最高價氧化物的水化物均為強酸 B．簡單離子的半徑：X > Z > M C．由X與N兩種元素組成的化合物不能與任何酸反應， 但能與強堿反應 D．Z單質不能從M與R元素構成的鹽溶液中置換出單質M 考點二：金屬性和非金屬的變化規(guī)律 1、根據元素在周期表中的位置 2、根據金屬活動性順序表 金屬的位置越靠前，其金屬性越強。 3、根據實驗 （1）元素金屬性強弱的比較 ①根據金屬單質與水（或酸）反應的難易程度：越易反應，則對應金屬元素的金屬性越強。 ②根據金屬單質與鹽溶液的置換反應：A置換出B，則A對應的金屬元素比B對應的金屬元素金屬性強。 ③根據金屬單質的還原性或對應陽離子的氧化性強弱：單質的還原性越強，對應陽離子的氧化性越弱，元素的金屬性越強（Fe對應的是Fe2+，而不是Fe3+）。 ④根據最高價氧化物對應水化物的堿性強弱：堿性越強，則對應金屬元素的金屬性越強。 ⑤根據電化學原理：不同金屬形成原電池時，作負極的金屬活潑；在電解池中的惰性電極上，先析出的金屬其對應的元素不活潑。 （2）元素非金屬性強弱的比較 ①根據非金屬單質與H2化合的難易程度：越易化合則其對應元素的非金屬性越強。 ②根據形成的氫化物的穩(wěn)定性或還原性：越穩(wěn)定或還原性越弱，則其對應元素的非金屬性越強。 ③根據非金屬之間的相互置換：A能置換出B，則A對應的非金屬元素的非金屬性強于B對應元素的非金屬性。 ④根據最高價氧化物對應水化物的酸性強弱：酸性越強，則元素的非金屬性越強。 ⑤根據非金屬單質的氧化性或對應陰離子的還原性強弱：單質的氧化性越強，其對應陰離子的還原性越弱，元素的非金屬性越強。 【特別提醒】 （1）元素的非金屬性與金屬性強弱的實質是元素的原子得失電子的難易，而不是得失電子的多少。如Mg比Na失電子數多，但Na比Mg失電子更容易，故Na的金屬性比Mg強。 （2）根據產物中元素化合價的高低可比較元素金屬性和非金屬性的強弱，例如 2Fe+3Cl2=2FeCl3，Fe+S=FeS,則元素非金屬性Cl>S。 （3）用酸性強弱判斷元素非金屬性強弱時，一定是最高價含氧酸的酸性。如酸性：由H2SO4>H3PO4可判斷非金屬性：S>P；但酸性H2SO4>HClO，HCl>H2S，均不能用于判斷元素非金屬性強弱。 【典型例題6】下表是元素周期表的一部分，有關說法正確的是 (　　) 族 周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 二 c d 三 a b e f A．e的氫化物比d的氫化物穩(wěn)定 B．a、b、e三種元素的原子半徑：e>b>a C．六種元素中，c元素單質的化學性質最活潑 D．c、e、f的最高價氧化物對應的水化物的酸性依次增強 【遷移訓練6】【廣東省梅州市xx年高三3月總復習質檢】短周期金屬元素甲～丁在元素周期表中的相對位置如右表所示： 下列判斷正確的是( ) A、原子半徑：丙>丁>乙 B、單質的還原性：丁>丙>甲 C、甲、乙、丙的氧化物均為共價化合物 D、乙、丙、丁的最高價氧化物對應的水化物能相互反應 考點三：微粒半徑大小比較 1、粒子半徑比較基本原則 （1）一看“電子層數”：當電子層數不同時，電子層數越多，半徑越大。如同一主族元素，電子層數越多，半徑越大如：r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)。 （2）二看“核電荷數”：當電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小。如同一周期元素，電子層數相同時核電荷數越大，半徑越小。如r(Na)＞r(Cl)、r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)。 （3）三看“核外電子數”：當電子層數和核電荷數均相同時，核外電子數越多，半徑越大。如：r(Cl－)＞r(Cl) 、r(Fe2+)＞r(Fe3+)。 2、微粒半徑的大小比較規(guī)律 ①同周期元素的原子半徑隨原子序數的遞增逐漸減小。如：Na>Mg>Al>Si（稀有氣體的原子半徑不參與比較）。 ②同主族元素原子的半徑隨原子序數的遞增逐漸增大。如： LiMg2+>Al3+。 ④同周期陰離子半徑隨原子序數遞增逐漸減小。如：第三周期中：P3->S2->Cl-。 ⑤同主族陽離子半徑隨原子序數遞增逐漸增大。如：第ⅠA族中：Na+S，Br->Br。 ⑨電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：S2->Cl->K+>Ca2+，Al3+Fe2+>Fe3+，H->H>H+。 【典型例題7】下列粒子半徑大小的比較正確的是 (　　) A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na 【遷移訓練7】【湖南衡陽八中xx第三次月考】有X、Y、Z、W、M五種短周期元素，其中X、Y、Z、 W同周期， Z、M同主族；X+與M2—具有相同的電子層結構；離子半徑：Z2—＞W—；Y的單質晶體熔點高、 硬度大，是一種重要的半導體材料。下列說法中，正確的是 A．X、M兩種元素只能形成X2M型化合物 B．由于W、Z、M元素的氫化物相對分子質量依次減小，所以其沸點依次降低 C．元素Y、Z、W的單質晶體屬于同種類型的晶體 D．元素W和M的某些單質可作為水處理中的消毒劑