元素周期律定义

一、元素性质与原子结构1．元素金属性和非金属性强弱的判断方法金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强(理论)判断依据在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强(理论)同一周期从左到右金属性减弱，同一主族从上到下金属性增强(理论)单质与水反应越剧烈，金属性越强(事实)单质还原性越强或离子氧化性越弱(电解时在阴极上得电子的先后)，金属性越强(事实)最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强(事实)若xn＋＋y―→x＋ym＋则y比x金属性强(事实)一般原电池反应中负极比正极金属性强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强(理论)判断方法同一周期从左到右非金属性增强，同一主族从上到下非金属性减弱(理论)与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强(事实)单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强(事实)最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强(事实)An－＋B―→Bm－＋A则B比A非金属性强(事实)与同一还原剂反应，根据反应的难易、产物的化合价等判断【基础题一】甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生置换反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强；④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔、沸点比乙的低。能说明甲比乙的非金属性强的是()A．只有④B．只有⑤C．①②③D．①②③④C2．碱金属元素元素名称锂钠钾铷铯元素符号LiNaKRbCs单质熔点由高―→低单质密度由小―→大(钠钾反常)电子层数由少―→多原子半径由小―→大失电子能力由弱―→强单质还原性由弱―→强焰色反应颜色黄紫(透过蓝色钴玻璃)碱金属单质都能与氧气等非金属单质以及水反应。与氧气或水反应时，钾比钠的反应剧烈，铷、铯的反应更剧烈。【基础题二】下列叙述中，正确的是()A．碱金属的碳酸盐受热时迅速分解B．碱金属都能从盐溶液中置换出活动性相对较弱的金属C．钾的单质、钾的氧化物、钾的氢氧化物及钾盐，它们在焰色反应中均呈紫色D．碱金属元素随元素原子序数增大，其单质的密度依次增大C3．卤族元素(1)卤族元素的原子结构和物理性质元素名称FClBrI元素符号氟氯溴碘周期表中位置周期二三四五族均位于元素周期表右边的ⅦA原子结构最外电子层均为7个电子，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大主要化合价－1、＋5、＋7价等，氟元素只有－1价颜色、状态浅黄绿色气体黄绿色气体深棕红色液体紫黑色固体密度随着核电荷数的递增，逐渐增大熔、沸点随着核电荷数的递增，逐渐升高(2)卤素单质的化学性质卤素单质与氢气的反应：X2＋H2===2HX按F2、Cl2、Br2、I2a．反应难易：由易到难b．剧烈程度：依次减弱c．氢化物稳定性：依次减弱单质间的置换：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2氧化性：Cl2大于Br2；还原性：Cl－小于Br－2NaI＋Cl2===2NaCl＋I2氧化性：Cl2大于I2；还原性：Cl－小于I－2NaI＋Br2===2NaBr＋I2氧化性：Br2大于I2；还原性：Br－小于I－结论：按F2、Cl2、Br2、I2单质的氧化性：依次减弱；阴离子的还原性：依次增强。综上所述，同主族元素：a．由于最外电子层电子数相同，因而化学性质具有相似性；b．从上到下，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。【基础题三】随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是()A．单质的熔、沸点逐渐降低B．离子的还原性逐渐增强C．气态氢化物稳定性逐渐增强D．单质氧化性逐渐增强B二、元素周期律1．元素周期律定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。2．元素周期律实质：元素性质呈周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。3．元素周期律内容随着原子序数的递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化；②元素原子半径呈现周期性变化；③元素化合价呈现周期性变化；④元素原子得失电子能力呈现周期性变化，即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。【基础题四】几种短周期元素的原子半径和主要化合价见下表，下列有关说法中，正确的是()元素代号XYZLMQ原子半径/nm0.1600.1430.1020.0990.0770.074主要化合价＋2＋3＋6、－2＋7、－1＋4、－4－2A．等物质的量的X、Y的单质与足量盐酸反应，生成H2一样多B．Y与Q形成的化合物不可能跟氢氧化钠溶液反应C．Z的氢化物的稳定性强于L的氢化物的稳定性D．在化学反应中，M原子与其他原子易形成共价键而不易形成离子键答案：D三、原子结构、元素周期表和元素性质的关系【基础题五】科学家预测原子序数为114的元素，具有相当稳定性的同位素，它的位置在第7周期IVA族，称为类铅。关于它的性质，预测错误的是()A．它的最外层电子数为4B．它的金属性比铅强C．它具有＋2、＋3、＋4价D．它的最高价氧化物的水化物是强酸CD重要考点1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律【考点释例1】(2010·上海卷改编)几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表：元素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价＋2＋3＋5、＋3、－3－2下列叙述正确的是()A．X、Y元素的金属性XYB．一定条件下，Z单质与W的常见单质直接生成ZW2C．Y的最高价氧化物对应的水化物能溶于稀氨水D．一定条件下，W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来【解析】根据题给数据，X、Y的化合价不同，但原子半径相差较小，可知两者位于同一周期相邻主族，故金属性XY，A错；根据Z、W的原子半径相差不大，化合价不同，且W只有负价，则其可能是O，Z是N，两者的单质不能直接生成NO2，B错；短周期元素中据表格数据判断可知：X是Mg，Y是Al；Y的最高价氧化物的水化物是氢氧化铝，它不溶于氨水，C错；一定条件下，氧气可以和氨气反应生成水和氮气，D对。答案：D【知识归纳】1.原子或离子半径的比较(1)除第一周期外，其他周期元素(惰性气体元素除外)的原子半径随原子序数的递增而减小；(2)同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。(3)若原子或离子的电子层结构相同，一般有“阴上阳下，径小序大”(阴离子在上周期，阳离子在下周期；原子序数越大，半径越小)的规律。如：下列离子的半径大小关系为Al3＋Mg2＋Na＋F－O2－N3－。(4)若原子或离子的电子层数不同，一般有“层多径大”(电子层越多，半径越大)的规律。如：下列粒子的半径大小关系为LiNaKRbCs；Na＋S2－。2．元素化合价(1)除第一周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属＋1递增到＋7，非金属元素负价由碳族－4递增到－1(氟无正价，氧无＋6价，除外)；(2)同一主族的元素的最高正价、负价均相同(F、O除外)；(3)所有单质都显零价。3．单质的熔点(1)同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；(2)同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增。4．元素的金属性与非金属性(1)同一周期的元素电子层数相同。因此随着核电荷数的增加，原子越容易得电子，从左到右金属性递减，非金属性递增；(2)同一主族元素最外层电子数相同，因此随着电子层数的增加，原子越容易失电子，从上到下金属性递增，非金属性递减。5．最高价氧化物和水化物的酸碱性元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。6．非金属气态氢化物元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。7．单质的氧化性、还原性一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的阳离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。1.(2010·广东)短周期金属元素甲～戊在元素周期表中的相对位置如下表所示，下面判断正确的是()甲A.原子半径：丙＜丁＜戊B．金属性：甲＞丙C．氢氧化物碱性：丙＞丁＞戊D．最外层电子数：甲＞乙甲乙丙丁戊C【解析】同周期元素原子半径是减小的，故A错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故B错；同周期元素的金属性越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的，C正确；同周期的最外层电子数越来越多，故D错。2.下表为元素周期表的一部分，请参照元素①～⑧在表中的位置，用化学用语回答下列问题：(1)④、⑤、⑥的原子半径由大到小的顺序为。(2)②、③、⑦的最高价含氧酸的酸性由强到弱的顺序是。(3)①、④、⑤、⑧中的某些元素可形成既含离子键又含极性共价键的化合物，写出其中一种化合物的电子式：。(4)由表中两种元素的原子按1∶1组成的常见液态化合物的稀溶液易被催化分解，可使用的催化剂为(填序号)。a．MnO2b．FeCl3c．Na2SO3d．KMnO4Na＞Al＞OHNO3＞H2CO3H2SiO3ab(5)由表中元素形成的常见物质X、Y、Z、M、N可发生以下反应：X溶液与Y溶液反应的离子方程式为，N→⑥的单质的化学方程式为常温下，为使0.1mol/LM溶液中由M电离的阴、阳离子浓度相等，应向溶液中加入一定量的Y溶液至溶液的pH等于。Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4+73.(2010·山东)下列说法正确的是()A．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力B．HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果D【解析】离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同主族元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCl、HBr、HI的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价含氧酸的酸性越强，C没有指明是最高价含氧酸，故C错；元素周期律是元素原子核外电子排布的周期性变化的结果，D正确。重要考点2元素周期表的应用【考点释例2】运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是()①铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性；②铊(Tl)既能与盐酸作用产生氢气，又能与NaOH溶液反应放出氢气，Tl(NO3)3溶液的酸性很强；③砹(At)为有色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强，但不溶于水也不溶于稀酸；④锂(Li)在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱；⑤硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体；⑥硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体A．①②③④B．②④⑥C．①③⑤D．②④⑤【解析】由元素周期律可知，铊(Tl)金属性较强，不能和NaOH溶液反应；锂在氧气中剧烈燃烧，产物为Li2O；H2S比硒化氢(H2Se)稳定。答案：B【知识归纳】(1)根据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MgAl，CaMg，则碱性Mg(OH)2Al(OH)3，Ca(OH)2Mg(OH)2。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，可推知未学元素砹(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在周期表中金属与非金属的分界处寻找半导体材料；②在周期表中的F、Cl、S、P等附近探索研制农药的材料；③在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。1.天然存在的金属钫(Fr)极微量。它的21个已知同位素都有放射性。它是碱金属元素中最重的元素。根据它在周期表中的位置预言其性质，其中不正确的是()A．在已知元素中具有最大的原子半径B．在空气中燃烧时可能生成氧化物FrO2C．氧化物对应的