搜索
1第2节元素周期律和元素周期表课标解读要点网络1.掌握元素周期律的实质。了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2.以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。3.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。4.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。5.熟悉常见元素的化合价，能根据化合价书写化学式，或根据化学式判断元素化合价。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依次增加最外层电子数依次增加1个相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素的性质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一般，最高正价：＋1→＋7负化合价：－4→－1最高正价数＝主族序数(O、F除外)2负化合价＝主族序数－8第一电离能增大的趋势(ⅡA、ⅤA族反常)逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小化合物性质最高价氧化物对应水化物酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强气态氢化物稳定性逐渐增强还原性逐渐减弱稳定性逐渐减弱还原性逐渐增强离子的氧化性、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3.金属性和非金属性强弱的判断方法三表元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱(其中PbSn)非金属活动性顺序：按F、Cl、Br、I的顺序，非金属性减弱三反应置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强氧化性金属离子的氧化性越弱，对应金属性越强还原性非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应非金属性越强[补短板](1)对于主族元素而言，元素的最高正化合价和主族序数相同，但是氧无最高正价，氟无正价，一般为零价或负价。(2)判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少，如金属性：NaAl。(3)根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物对应的水化物，如HClO4H2SO4。(4)不能利用氢化物水溶液的酸性确定非金属性强弱。(5)第2周期的最高价是由＋1到＋5价，无＋6、＋7价。[知识应用]31．根据元素周期律比较下列各组性质(填“＞”或“＜”)。(1)碱性：Mg(OH)2____Ca(OH)2____KOH。(2)酸性：HClO4____H2SO4____HClO。(3)热稳定性：CH4____NH3____H2O。(4)还原性：HBr____HCl____H2S；I－____S2－。(5)氧化性：Na＋____Mg2＋____Al3＋。[答案](1)(2)(3)(4)(5)＜＜2．写出氯比硫非金属性强的实验事实有哪些？[答案]①Fe与Cl2生成＋3价Fe，Fe与S生成＋2价Fe。②Cl2与H2S反应，可生成S。③稳定性：HClH2S。④还原性：HClH2S。⑤酸性：HClO4H2SO4等。命题点1元素周期律及其应用1．(双选)(2019·唐山模拟)部分短周期元素原子半径、最高正化合价或最低负化合价随原子序数的变化关系如图所示，下列说法正确的是()A．离子半径的大小顺序：defB．与x形成的最简单化合物的沸点：yzdC．除去实验后试管中残留的g的单质，可用热的氢氧化钠溶液D．第一电离能大小顺序：z＞d＞yCD[根据题图中元素化合价、原子半径和原子序数的关系可确定x是H，y是C，z是N，d是O，e是Na，f是Al，g是S，h是Cl。核外电子排布相同的离子，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径：O2－Na＋Al3＋，A项错误；常温下，水为液体，甲烷、氨气均为气体，三者中水的沸点最高，又氨气分子间存在氢键，其沸点高于甲烷，故B项错误；除去实验后试管中残留的单质硫，可用热的NaOH溶液洗涤，反应的化学方程式为3S＋6NaOH2Na2S＋Na2SO3＋3H2O，C项正确；第一电离能大小为z(N)＞d(O)＞y(C)，D项正确。]2．(2019·昆明模拟)短周期主族元素a、b、c、d原子序数依次增大，a是短周期主族元素中原子半径最小的元素，b是地壳中含量最多的元素，c元素的单质常用作半导体材料，d元素的最高正价与最低负价的代数和为6。下列说法不正确的是()4A．d单质在常温下是气体B．原子半径：r(c)r(d)r(b)C．简单氢化物的沸点：dbD．电负性：dcC[根据a是短周期主族元素中原子半径最小的元素，可确定a为H；地壳中含量最多的元素为O，则b为O；由c元素的单质常用作半导体材料，可知c为Si；再由d元素的最高正价与最低负价的代数和为6，可确定d为Cl。常温下H2O呈液态，HCl呈气态，故氢化物的沸点：H2OHCl，C项错误。电负性Cl＞Si，D项错误。]命题点2元素的金属性和非金属性强弱的实验探究3．下列实验不能达到实验目的的是()选项实验操作实验目的ACl2、Br2分别与H2反应比较氯、溴的非金属性强弱B向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3比较镁、铝的金属性强弱C测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH比较碳、硫的非金属性强弱DFe、Cu分别与稀盐酸反应比较铁、铜的金属性强弱B[越易与氢气反应，元素非金属性越强，故A正确；MgCl2、AlCl3溶液中分别通入NH3，都生成白色沉淀，故B错误；碳酸钠溶液水解呈碱性说明碳酸是弱酸，硫酸钠溶液呈中性，说明硫酸是强酸，故C正确；铁与稀盐酸反应放出氢气，铜与稀盐酸不反应，故D正确。]4.某同学设计实验验证非金属元素的非金属性越强，对应的最高价含氧酸的酸性就越强。他设计了如图装置以验证硫、碳、硅元素的非金属性强弱。该同学设计的实验可直接证明三种酸的酸性强弱，已知A是强酸，B是粉末固体，打开分液漏斗的活塞后，C中可观察到有白色沉淀生成。(1)写出该实验可选用物质的化学式：A：________；B：________；C：________。(2)根据所选物质写出烧杯中发生反应的离子方程式：____________________________________________________。[解析]该同学设计的实验是利用强酸制弱酸的原理。非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强。由题意可推测，A为H2SO4，B可以为Na2CO3，C可以为Na2SiO3。5[答案](1)H2SO4Na2CO3Na2SiO3(其他合理答案也可)(2)CO2＋SiO2－3＋H2O===H2SiO3↓＋CO2－3(或2CO2＋SiO2－3＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO－3)命题点3微粒半径比较5．X、Y、Z是3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3种元素的原子序数由大到小的顺序是()A．ZXYB．XYZC．ZYXD．XZYA[根据题意知X、Y、Z相对位置可能为。]6．比较下列微粒半径的大小，用“”或“”填空。(1)Na________Mg________Cl。(2)H＋________H________H－________Li＋。(3)O2－________F－________Mg2＋________Al3＋。(4)Fe________Fe2＋________Fe3＋。(5)Cl－________O2－________S2－。(6)P________O________F。[答案](1)(2)(3)(4)(5)(6)微粒半径大小比较的一般思维流程(1)①同周期原子半径或同性离子半径从左到右均减小如：r(S)＞r(Cl)、r(S2－)＞r(Cl－)。②同主族原子半径或离子半径从上到下均增大如：r(Na)＜r(K)、r(Na＋)＜r(K＋)。(2)同元素微粒：核外电子数越多，半径越大，如：r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)、r(Cl)r(Cl－)。(3)同电子数微粒：核电荷数越大，半径越小，如：r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)、r(H－)r(Li＋)。(4)核电荷数、电子层数、电子数均不同的微粒：可用参照法。如：r(K＋)与r(Mg2＋)比较时可参照r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)来确定r(K＋)＞r(Mg2＋)。元素周期表的结构及其应用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＝6核外电子数＝质子数。2．元素周期表的编排原则周期—把电子层数目相同的元素按原子序数递增顺序从左到右排成横行|族—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成纵列3．元素周期表的结构注意：熟记每周期的元素种类，各族的相对位置、金属与非金属的区域。(1)元素周期表中的特殊元素位置①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共60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，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，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。⑤碱金属元素[ⅠA(氢除外)]，卤族元素(ⅦA)，氧族元素(ⅥA)，氮族元素(ⅤA)，碳族元素(ⅣA)。(2)金属与非金属的分布①分界线：沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，即为非金属元素区和金属元素区的分界线。②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。4．元素周期表的分区与价电子排布分区与外围电子排布式分区元素分布外围电子排布元素性质特点s区ⅠA族、ⅡA族ns1～2除氢外都是活泼金属元素p区ⅢA族～ⅦA族、0族ns2np1～6(He除外)最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑)d区ⅢB族～ⅦB族、(n－1)d1～9ns1～2d轨道也不同程度地参与化7Ⅷ族(镧系、锕系除外)(Pd除外)学键的形成ds区ⅠB族、ⅡB族(n－1)d10ns1～2金属元素f区镧系、锕系(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近5．元素周期表的三大应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测他们的原子结构和性质提供了线索。(2)寻找新材料(3)用于工农业生产探矿(地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系对其有指导意义)、研制农药材料等。[基础判断](1)原子的电子层数一定等于周期数，原子的最外层电子数一定等于族序数。()(2)ⅠA族全是碱金属，ⅦA族全是非金属。()(3)Fe的外围电子排布式为4s2。()(4)原子的最外层有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。()(5)同一周期，ⅡA族与ⅢA族的原子序数差一定为1。()(6)最外层电子排布式为4s1的元素一定在s区。()(7)均表示了元素在元素周期表中的相应位置。()(8)s区元素全是金属元素，p区元素全是非金属元素。()[答案](1)×(2)×(3)×(4)√(5)×(6)×(7)×(8)×命题点1元素周期表的结构与位置推导1．国际理论与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、8Lv。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号元素的原子半径大C[第114号元素和第116号元素分别处于第7周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素