2022屆高考化學知識研習一輪復習元素周期律和元素周期表

-1-課程標準1.掌握元素周期律的實質。2.了解元素周期表的結構(周期、族)。考點展示1.辨析關于周期表的概念，如主族、副族、長周期、短周期等。2.利用“位、構、性”之間的關系，相互推導及推斷。一、元素周期表1．周期在元素周期表中每一個橫行稱為一個周期。-1-(3)不完全周期：第7周期，排滿時應有

種元素。2．族元素周期表中的縱列稱為族。(1)主族：由

元素和

元素共同組成的族(第18列除外)。-1-32短周期長周期列序121314151617主族序數(shù)ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA(2)副族：僅由長周期元素組成的族(第8、9、10列除外)。(3)Ⅷ族：包括

三個縱列。(4)0族：第

縱列，該族元素又稱為

元素。-1-列序345671112副族序數(shù)ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB8、9、1018稀有氣體二、元素周期律及其實質1．定義元素的性質隨著

的遞增，而呈

變化的規(guī)律。2．實質原子

呈現(xiàn)周期性變化決定了元素性質的周期性變化。-1-原子序數(shù)周期性最外層電子數(shù)3．在周期表中的體現(xiàn)-1-內容同周期(從左到右)同主族(從上到下)原子半徑逐漸減小逐漸增大電子層結構電子層數(shù)相同最外層電子數(shù)漸多電子層數(shù)遞增最外層電子數(shù)相同得電子能力逐漸增強逐漸減弱失電子能力逐漸減弱逐漸增強金屬性逐漸減弱逐漸增強非金屬性逐漸增強逐漸減弱-1-內容同周期(從左到右)同主族(從上到下)主要化合價最高正價：＋1→＋7最低負價：主族序數(shù)－8最高正價數(shù)＝主族序數(shù)(O、F除外)最高價氧化物對應水化物的酸堿性酸性逐漸增強堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱堿性逐漸增強非金屬元素氣態(tài)氫化物的形成及穩(wěn)定性氣態(tài)氫化物的形成越來越容易，其穩(wěn)定性逐漸增強氣態(tài)氫化物形成越來越難，其穩(wěn)定性逐漸減弱三、認識同周期元素性質的遞變1．金屬(Na、Mg、Al)元素單質、化合物的性質比較(1)分別與水反應

與冷水劇烈反應，

與冷水反應緩慢，與熱水反應迅速，

與水不反應。鈉、鎂、鋁與水反應由易到難的順序依次為

。(2)分別與酸反應Na、Mg、Al與鹽酸反應能力依次

。-1-NaMgAlNa、Mg、Al減弱(3)最高價氧化物水化物堿性強弱關系

(強堿)>

(中強堿)>

(兩性氫氧化物)2．非金屬元素(Si、P、S、Cl)單質、化合物的性質比較(1)單質分別與H2反應由易到難的順序依次為

。(2)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性關系

(3)最高價氧化物的水化物酸性強弱關系

(弱酸)<

(中強酸)<

(強酸)<

(最強無機含氧酸)-1-NaOHMg(OH)2Al(OH)3Cl、S、P、SiSiH4<PH3<H2S<HClH4SiO4H3PO4H2SO4HClO43．綜上所述，同一周期元素從左到右金屬性依次

，非金屬性依次

。四、同主族(ⅠA、ⅦA為例)元素單質及化合物的性質比較1．鹵族元素(ⅦA)單質、化合物的性質(1)相似性鹵素原子最外層電子數(shù)都為

，最高正價為

，負價為

，氣態(tài)氫化物的通式為

，最高價氧化物對應水化物的通式為

。-1-減弱增強7＋7－1HXHXO4(2)遞變性鹵素單質與H2反應的條件(F→I)依次

，劇烈程度依次

，生成的氫化物的穩(wěn)定性依次

，非金屬性依次

。2．堿金屬元素(ⅠA)的性質第ⅠA族金屬元素原子最外層都有

電子，形成化合物時都顯

價。它們的單質與

都能劇烈反應，反應的劇烈程度依次(Li→Cs)

，生成相應的

。結論：①堿金屬元素性質具有

；②堿金屬元素從上到下金屬性依次

。-1-增強減弱減弱減弱1＋1氧氣、水、氯氣增強氧化物、堿、氯化物金屬性增強五、元素周期律和元素周期表的重要意義元素的原子結構、元素性質以及元素在周期表中的位置之間關系的應用：(1)對化學學習和研究的意義在于我們可以利用“

”的關系來指導我們對化學的學習和研究。(2)科學預言方面的意義在于為

的發(fā)現(xiàn)及預測它們的

提供了線索。(3)對工農業(yè)生產的指導意義在于在周期表中一定的區(qū)域內尋找

。(4)從自然科學方面有力地論證了事物變化中量變引起質變的規(guī)律性。-1-位—構—性新元素物理性質和化學性質合成農藥和礦物的元素考點一元素金屬性、非金屬性強弱的判斷1．元素金屬性和非金屬性強弱的判斷方法-1--1-金屬性比較本質原子越易失電子，金屬性越強判斷依據在金屬活動順序表中越靠前，金屬性越強單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強單質還原性越強或離子氧化性越弱，金屬性越強最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y比X金屬性強非金屬性比較本質原子越易得電子，非金屬性越強判斷依據與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強單質氧化性越強，陰離子還原性越弱，非金屬性越強最高價氧化物的水化物酸性越強，非金屬性越強若An－＋B―→Bm－＋A，則B比A非金屬性強2.其他判斷元素金屬性強弱的依據(1)根據金屬原子失電子吸收的能量判斷元素的原子或離子得到或失去電子時必然伴隨著能量的變化，就金屬原子失電子而言，在一定條件下，失電子越容易，吸收的能量越少，失電子越難，吸收的能量越多。故根據金屬原子在相同條件下失電子時吸收能量的多少判斷金屬元素的金屬性強弱。-1-(2)依據電化學中電極來判斷①就原電池而言：負極金屬是電子流出的極，正極金屬是電子流入的極，其金屬性強弱關系：負極>正極。②就電解而言：電解過程中陰極離子放電情況為Ag＋>Hg2＋>Cu2＋(氧化性)，則元素金屬性與之相反。-1-靈犀一點：上述規(guī)律可用于元素原子得失電子能力強弱以及元素性質的相互推斷，比較時注意兩點：①要根據元素原子得失電子能力的強弱而不是元素原子得失電子的多少來判斷元素的金屬性與非金屬性的強弱。②根據元素氧化物對應的水化物的酸(或堿)性強弱比較元素原子得(或失)電子能力的強弱時，一定要利用元素最高價氧化物對應的水化物。-1-【即時鞏固1】有關X、Y、Z、W四種金屬進行如下實驗：根據以上事實，下列判斷或推測錯誤的是(

)A．Z的陽離子氧化性最強B．W的還原性強于Y的還原性C．Z放入CuSO4溶液中一定有Cu析出D．用X、Z和稀硫酸可構成原電池，且X作負極-1-1將X與Y用導線連接，浸入電解質溶液中，Y不易腐蝕2將片狀的X、W分別投入等濃度鹽酸中都有氣體產生，W比X反應劇烈3用惰性電極電解等物質的量濃度的Y和Z的硝酸鹽混合溶液，在陰極上首先析出單質Z【解析】

根據3個實驗可判斷四種金屬的活動性順序為W>X>Y>Z。Z與Cu的活動性無法比較，故C錯誤?！敬鸢浮?/p>

C-1-考點二微粒半徑大小的比較1．按“三看”規(guī)律比較微粒半徑的大小(1)看電子層數(shù)：同主族元素的微粒，電子層越多，半徑越大。(2)看核電荷數(shù)：在電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，半徑越小。(3)看電子數(shù)：在電子層數(shù)和核電荷數(shù)均相同時，電子數(shù)越多，半徑越大。-1-2．“三看”具體內容(1)核電荷數(shù)相同(同種元素)，看核外電子數(shù)，核外電子數(shù)越多，半徑就越大。①原子半徑大于相應的陽離子半徑，如r(Na)＞r(Na＋)。②原子半徑小于相應的陰離子半徑，如r(Cl)＜r(Cl－)。③當元素原子可形成多種價態(tài)離子時，價態(tài)高的半徑小，如r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。-1-(2)同一主族元素原子或離子的核外電子層數(shù)越多，半徑越大。①同主族元素的原子從上到下，原子半徑依次增大，如r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)。②同主族元素的離子從上到下，離子半徑依次增大，如r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)。-1-(3)核電荷數(shù)不同(不同元素)，但核外電子層數(shù)相同時，核電荷數(shù)越大，則半徑越小。①同周期元素的原子半徑從左到右遞減，如r(Si)＞r(P)＞r(S)。②同周期元素的陽離子半徑遞減，如r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。③同周期元素的陰離子半徑遞減，如r(S2－)＞r(Cl－)。④相鄰周期元素的前一周期元素的陰離子半徑大于后一周期元素的陽離子半徑，如r(S2－)>r(K＋)。-1-靈犀一點：①此規(guī)律對于原子、離子之間的半徑比較均適用。②稀有氣體元素的原子半徑不具有可比性，因測定依據不同。-1-【案例2】

A、B、C為三種短周期元素，A、B同周期，A、C最低價離子分別為A2－、C－，其離子半徑A2－>C－。B2＋與C－具有相同的電子層結構，下列敘述一定不正確的是(

)A．它們的原子序數(shù)A>B>CB．它們的原子半徑C>B>AC．離子半徑A2－>C－>B2＋D．原子核外最外層上的電子數(shù)C>A>B-1-【解析】根據“A、C最低價離子分別為A2－、C－”，可知A位于ⅥA族，C位于ⅦA族，C在A的右邊；聯(lián)系“A、B同周期”、“B2＋與C－具有相同的電子層結構”可知A在C的左下方，B位于A的左側，最后繪出它們的相對位置(如圖)。由圖可知：原子半徑的大小順序應該是B>A>C，B錯；離子半徑的大小順序是A2－>C－>B2＋，C正確。A、D也均正確。【答案】

B-1-【規(guī)律技巧】同周期、同主族元素的原子半徑的變化原因：①同周期：同周期中，雖然電子數(shù)增多會使半徑增大，但核電荷數(shù)越多，核對外層電子的吸引力越大，使原子的內縮力增大，這個方面成為矛盾的主要方面，因此，原子半徑越來越小。②同主族：隨著原子序數(shù)的遞增，雖然核電荷數(shù)增大會使半徑減小，但電子數(shù)的增多，特別是電子層數(shù)的增多成了矛盾的主要方面，因此，原子半徑越來越大。-1-【即時鞏固2】已知短周期元素的離子aA3＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的電子層結構，則下列敘述中正確的是(

)①原子半徑：A>B>D>C②原子序數(shù)：d>c>b>a③離子半徑：C2－>D－>B＋>A3＋④單質的還原性：B>A>C>DA．①②

B．②③

C．③④

D．①④-1--1-同一周期元素金屬性從左到右逐漸減弱，非金屬性逐漸增強，同一主族金屬性從上到下逐漸增強，非金屬性逐漸減弱，所以單質的還原性關系為B>A>C>D?！敬鸢浮?/p>

C-1-考點三原子結構、元素性質與元素在周期表中位置的關系1．“位”“構”“性”關系圖示-1-2．“位”“構”“性”之間的關系-1-位置同周期(左→右)同主族(上→下)原子結構核電荷數(shù)逐漸增多增多電子層數(shù)相同增多原子半徑逐漸減小逐漸增大性質化合價最高正價＝價層電子數(shù)或族序數(shù)負價＝主族序數(shù)－8最高正價和負價數(shù)均相同，最高正價數(shù)＝主族序數(shù)元素的金屬性和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，非金屬性逐漸減弱單質的氧化性和還原性氧化性逐漸增強，還原性逐漸減弱氧化性逐漸減弱，還原性逐漸增強最高價氧化物的水化物的酸堿性酸性逐漸增強，堿性逐漸減弱酸性逐漸減弱，堿性逐漸增強氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性逐漸增強，還原性逐漸減弱，酸性逐漸增強穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強，酸性逐漸減弱3.元素在周期表中的位置與電子排布(1)最外層電子數(shù)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，也可能是副族元素或0族元素氦。(3)最外層電子數(shù)比次外層電子數(shù)多的元素一定位于第2周期。(4)某元素陰離子最外層電子數(shù)與次外層相同，該元素位于第3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。-1-靈犀一點：“位”“構”“性”之間的關系具有很強的對應性。一般說來，已知其中的某一項便可推導其他各項。例如，同周期元素A的最高價氧化物的水化物的酸性強于B，則非金屬性A>B，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性A>B，最外層電子數(shù)A>B，原子半徑A<B。-1-【案例3】

(2010·廣東化學)短周期金屬元素甲～戊在元素周期表中的相對位置如下表所示：下列判斷正確的是(

)A．原子半徑：丙<丁<戊B．金屬性：甲>丙C．氫氧化物堿性：丙>丁>戊D．最外層電子數(shù)：甲>乙-1-甲乙丙丁戊【解析】本題考查元素周期表和元素周期律，意在考查考生對元素周期律的理解和應用能力。根據同周期元素從左到右原子半徑逐漸減小，則原子半徑：丙>丁>戊，A項錯誤。根據同主族元素從上到下元素的金屬性逐漸增強，則金