【高中化学】一轮复习学案：5.2-元素周期表-元素周期律(必修2)

第二节元素周期表元素周期律【高考新动向】考点梳理（三年30考）1.了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2.掌握元素周期律的实质。3.掌握同一周期、同一主族内元素性质的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规律。【考纲全景透析】一、元素周期表1.原子序数原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数2．编排原则(1)按原子序数递增的顺序从左到右排列；(2)将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行(周期序数＝原子的电子层数)；共有7个横行(3)把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一纵行(主族序数＝原子最外层电子数)，共有18列3．结构特点(2)周期（7个横行，7个周期）短周期长周期序号1234567元素种数288181832不完全周期，最多容纳32种元素0族元素原子序数21018365486(3)族18列，16个族主族列序121314151617族序号ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA副族列序345671112族序号ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB第Ⅷ族第8、9、10共3列0族第18列二、元素周期律1.定义：元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律，这个规律叫做元素周期律2.本质：元素原子核外电子排布的周期性变化。3.主族元素的周期性变化规律元素性质同周期元素（左→右）同主族元素（上→下）原子结构电子层数相同依次增加最外层电子数逐渐增多（1e—→8e—）相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素的性质主要化合价最高正价逐渐增大（＋1→＋7）最低负价＝－(8－主族序数)最高正价、最低负价相同（除F、O外）最高正价＝主族序数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非金属性逐渐减弱金属性逐渐增强化合物性质最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱三、元素周期表和元素周期律的应用1.元素分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，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：分界线左下方金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。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。2．元素周期表和元素周期律的应用(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们原子结构和性质提供线索。(2)寻找新材料①半导体材料：在金属元素与非金属元素的分界线附近的元素中寻找；②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；③在周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的材料。【热点难点全析】〖考点一〗元素的金属性或非金属性强弱的判断1．根据在周期表中的位置(1)同周期元素，从左至右随原子序数的增加，金属性减弱，非金属性增强；(2)同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。2．根据金属活动性顺序表金属的位置越靠前，其金属性越强。3．根据实验(1)元素金属性强弱的比较①根据金属单质与水(或酸)反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。②根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强(Fe对应的是Fe2＋，而不是Fe3＋)。④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素较不活泼。(2)元素非金属性强弱的比较①根据非金属单质与H2化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。②根据形成的氢化物的稳定性(或还原性)：越稳定(或还原性越弱)，则其对应元素的非金属性越强。③根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A的非金属性强于B的非金属性。④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。(3)判断非金属性强弱时可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，不是氧化物对应的水化物或无氧酸，不能作为判断依据。【提醒】(1)元素金属性、非金属性的强弱与元素原子失去或得到电子的难易程度有关，与失去或得到电子的数目无关。如Na在反应中失去1个电子，Al在反应中失去3个电子，但是金属性NaAl。(2)对于Mg、Al、NaOH溶液形成的原电池中，虽然Al作负极，但不能说明Al的金属性比Mg强。因为金属性强弱的判断是根据金属与酸反应放出H2的难易，此处的电解质溶液为NaOH溶液。(3)判断非金属性强弱时可以根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断，不是氧化物对应的水化物或无氧酸，不能作为判断依据。【典例1】X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是()A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数多B．X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D．Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来【解析】同主族元素从上到下，电子层数增多，非金属性减弱，A错误。因HF分子间存在氢键，在同族元素的氢化物中沸点最高，所以根据氢化物的沸点不能比较元素的非金属性强弱，B错误。非金属性越强，其气态氢化物越稳定，C正确。D项说明Y比X的非金属性强，D错误。【答案】C〖考点二〗微粒半径大小比较规律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)。2.离子半径的比较(1)同种元素的粒子，电子数越多，半径越大。例如：r(Cl-)r(Cl)；r(Fe)r(Fe2+)r(Fe3+)(2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。例如：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+)。【提醒】(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。【典例3】下列各组微粒中微粒半径由大到小的是()A．O、Cl、S、PB．Al3＋、Mg2＋、Ca2＋、Ba2＋C．H＋、Al3＋、Mg2＋、K＋D．Cs、K、Na、Li【解析】比较微粒半径有以下原则：①同周期从左到右逐渐减小，所以A应为PSClO，②同主族从上到下逐渐增大，所以D对，③核外电子排布相同，核电荷数越大，半径越小，Mg2＋Al3＋，所以B错，④各层排布都饱和，一般电子层越多，半径越大，所以C不对。【答案】D〖考点三〗元素“位、构、性“的关系1.掌握四个关系式：①电子层数＝周期数②质子数＝原子序数③最外层电子数＝主族序数④主族元素的最高正价＝族序数，负价＝主族序数－82、元素周期表的结构与原子序数的关系（1）同主族、邻周期元素的原子序数差①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含元素种数；②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。例如，氯和溴的原子序数之差为：35－17＝18(溴所在第四周期所含元素的种数)。（2）同周期ⅡA族和ⅢA族元素原子序数差第二、三周期元素，原子序数差为1；第四、五周期元素，原子序数差为11；第六周期元素，原子序数差为25。3.主族元素在周期表中位置的推断方法（1）根据核外电子排布规律①最外层电子数等于或大于3(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二周期。④某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期。若为阳离子，则位于第四周期。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）根据周期表结构与原子电子层结构的关系核外电子层数＝周期数(对于大部分元素来说)；主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。①族序数等于周期数的元素是H、Be、Al等。②短周期中最高正价与最低负价代数和为零的是H(NaH中氢原子显－1价)、C、Si。③最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是S。④除H外，原子半径最小的元素是F。⑤最高正价不等于族序数的元素是O、F等。⑥不易表现出正价的元素有O、F。【提醒】(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全信息和信息之间的联系。(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。【典例3】现有A、B、C、D、E、F六种短周期元素，它们的原子序数依次增大，A、D同主族，C与E同主族，D、E、F同周期，A、B的最外层电子数之和与C的最外层电子数相等，A能分别与B、C形成电子总数相等的分子，且A与C形成的化合物常温下为液态，A能分别与E、F形成电子总数相等的气体分子。试回答下列问题：(1)E、F的气态氢化物的稳定性为________＞________(用化学式回答)。(2)E与F可形成E2F2的化合物，其化学式为__________。(3)C、D形成的一种化合物能与D、E形成的化合物在溶液中发生氧化还原反应，其离子方程式为______________。(4)A、C、E三种元素形成的一种常见化合物H，其浓溶液在加热条件下可与ag铜反应，则被还原的H的物质的量为________。【解析】本题中A与C形成的化合物常温下为液态，且A的原子序数在六者中最小，可猜想A为H，C为O，据此再结合题中其他条件可推出B为N、D为Na、E为S、F为Cl。(1)S、Cl在同一周期，根据元素周期律，元素非金属性越强，其氢化物也越稳定，故HCl的稳定性大于H2S的。(2)S原子最外层有6个电子，Cl原子最外层有7个电子，两个S原子和两个Cl原子形成S2Cl2.(3)Na2O2具有强氧化性，Na2S具有还原性，二者在溶液中发生氧化还原反应，生成S、NaOH，反应的离子方程式为2222224NaOSHOSNaOH((4)根据反应:Cu+2H2SO4(浓)CuSO4+SO2+2H20，可知1molCu参加反应时有1molH2SO4被还原，故被还掉的H2S04的物质的量为a/64mol.【答案】(1)HClH2S(2)S2Cl2(3)Na2O2＋S2－＋2H2O===S↓＋2Na＋＋4OH－(4)a/64mol【高考零距离】【2012高考】1、（2012·北京高考·9）已知33As、35Br位