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第二单元元素周期表与元素周期律学习任务1元素周期表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。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)短周期长周期周期序数1234567元素种数288181832320族元素原子序数21018365486118(2)族(18个纵行，16个族)主族列序121314151617族序ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列序345671112族序ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ族第8、9、10共3个纵行0族第18纵行(3)分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条折线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。②各区位置：分界线左下方区域为金属元素区，分界线右上方区域为非金属元素区。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：元素周期表中部从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。(2)镧系：元素周期表第6周期中，从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，从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。1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大排列而形成的。()(2)3、4周期同主族元素的原子序数相差8。()(3)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素。()(4)同周期第ⅡA族和第ⅢA族的原子序数相差1。()(5)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素。()(6)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素。()答案：(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×(6)×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的关系可能为______________________________。解析：(1)因周期表中每周期元素的数目分别为2、8、8、18、18、32、32，故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2、3周期，同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素的原子序数只相差5，而对于第4、5周期来说，由于存在过渡元素，同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素的原子序数则相差15；而对于第6周期来说，由于存在镧系元素，同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素的原子序数则相差29。答案：(1)x＋2、x＋8、x＋18、x＋32(2)n＝m＋5、n＝m＋15、n＝m＋29(1)周期表18个纵行是16个族，第8、9、10纵行为一族。(2)在描述元素在Ⅷ族时，不要写成ⅧB。(3)元素周期表中，族序数Ⅱ、Ⅲ是主族和副族的分界线，第一次分界时主族(ⅡA)在副族(ⅢB)之前，第二次分界时副族(ⅡB)在主族(ⅢA)之前。(4)同周期第ⅡA族和第ⅢA族原子序数的差值可能为1、11、25。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()解析：选C。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、32，分析比较得出C项符合题意。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．5xC．5x＋14D．5x＋16解析：选A。由A、B、C、D、E为前四周期的元素，可对其进行如图分析：3．原子序数为34的元素R，在周期表中的位置为()A．第3周期第ⅥA族B．第4周期第ⅢA族C．第5周期第ⅣA族D．第4周期第ⅥA族解析：选D。与34号元素相邻的稀有气体元素的原子序数为36，因34比36少2，故R元素与36号元素处于同一周期(第4周期)，其位置应在36号元素Kr左移两个格，即第4周期第ⅥA族。学习任务2元素周期律及其应用1．元素周期律2．主族元素的周期性变化规律项目同周期(左→右)同主族(上→下)原子核电荷数逐渐增大逐渐增大结构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)逐渐增大性质化合价最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负化合价＝最高正价－8最高正化合价相同，即等于最外层电子数(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和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3.元素金属性、非金属性强弱的比较方法(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；最外层电子数越多，电子层数越少，元素非金属性越强。(2)位置比较法(3)实验比较法1.若A、B、C三种主族元素位于元素周期表中如图所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序。(1)原子半径：__________________。(2)金属性：__________________。(3)非金属性：__________________。答案：(1)CAB(2)CAB(3)BAC2．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________。解析：由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做正极，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。答案：B＞A＞C(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。例如：Mg比Na失电子数多，但Na比Mg更容易失电子，故Na的金属性比Mg强。(2)依据原电池原理比较金属的金属性强弱时，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。例如：Mg、Al做电极，NaOH溶液做电解质溶液，负极是Al，但金属性：MgAl。提升一元素性质的递变规律1．不能作为判断硫、氯两种元素非金属性强弱的依据是()A．单质氧化性的强弱B．单质沸点的高低C．单质与氢气化合的难易D．最高价氧化物对应的水化物酸性的强弱解析：选B。A.元素的非金属性越强，其单质获得电子的能力就越强，因此单质氧化性就越强，故可以通过比较单质氧化性的强弱判断元素的非金属性的强弱，正确。B.S单质、Cl2都是分子晶体，分子之间通过分子间作用力结合，分子间作用力越大，物质的熔沸点就越高，这与元素的非金属性强弱无关，错误。C.元素的非金属性越强，其单质与氢气化合形成氢化物就越容易，形成的氢化物的稳定性就越强，因此可以比较元素的非金属性的强弱，正确。D.元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，因此可以通过比较硫、氯两种元素最高价氧化物对应水化物酸性的强弱比较元素的非金属性的强弱，正确。2．下列离子中半径最大的是()A．Na＋B．Mg2＋C．O2－D．F－解析：选C。Na＋、Mg2＋、O2－和F－离子核外电子排布都是2、8的电子层结构。对于电子层结构相同的离子来说，核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径最大的是O2－。提升二元素周期律的应用3．以下事实不能用元素周期律解释的是()A．F2在暗处遇H2即爆炸，I2在暗处遇H2几乎不反应B．“NO2球”在冷水中颜色变浅，在热水中颜色加深C．氯原子与钠原子形成离子键，与硅原子形成共价键D．H2O在4000℃以上开始明显分解，H2S用酒精灯加热即可完全分解解析：选B。同主族元素从上到下非金属性减弱，能用元素周期律解释F2在暗处遇H2即爆炸，I2在暗处遇H2几乎不反应，故A错误；2NO2N2O4ΔH0，热水中平衡逆向移动，颜色加深，不能用元素周期律解释，故B正确；同周期元素从左到右金属性减弱、非金属性增强，Na易失去电子，Si不易失去电子，所以氯原子与钠原子形成离子键，与硅原子形成共价键，能用元素周期律解释，故C错误；同主族元素从上到下非金属性减弱，氢化物稳定性减弱，能用元素周期律解释H2O在4000℃以上开始明显分解，H2S用酒精灯加热即可完全分解，故D错误。4．(2017·高考天津卷)根据元素周期表和元素周期律，判断下列叙述不正确的是()A．气态氢化物的稳定性：H2O＞NH3＞SiH4B．氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物C．如图所示实验可证明元素的非金属性：Cl＞C＞SiD．用中文“”(ào)命名的第118号元素在周期表中位于第7周期0族解析：选C。非金属性：ONCSi，故气态氢化物的稳定性：H2ONH3SiH4，A项正确；H与C、N、O、F等非金属元素形成共价化合物，与Na、Mg等金属元素形成离子化合物，B项正确；题图所示实验可证明酸性：HClH2CO3H2SiO3，但元素非金属性的强弱与元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱有关，HCl不是氯元素的最高价氧化物对应的水化物，故不能根据其酸性强弱判断Cl的非金属性强弱，C项错误；118号元素在元素周期表中位于第7周期0族，D项正确。学习任务3“位—构—性”的应用1．元素周期律与周期表的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。(2)寻找新材料(3)预测元素的性质①比较不同周期、不同主族元素的性质。例如：金属性MgAl、CaMg，则由碱性：Mg(OH)2Al(OH)3、Ca(OH)2Mg(OH)2，得碱性：Ca(OH)2＞Al(OH)3。②推测未知元素的某些性质。例如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；已知常见卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。2．“位—构—性”关系3．推断元素在周期表中位置的常用方法(1)根据核外电子排布规律①最外层电子数等于或大于3且小于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2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3周期；若为阳离子，则位于第4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1～7周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118，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。例如：53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第5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5周期ⅦA族。(3)“序、层”“序、价”规律①“序、层”规律a．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。b．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”。1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”。(1)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。()(2)俄罗斯专家首次合成了一个178116X