2022届高考化学知识研习一轮复习元素周期律和元素周期表

-1-课程标准1.掌握元素周期律的实质。2.了解元素周期表的结构(周期、族)。考点展示1.辨析关于周期表的概念，如主族、副族、长周期、短周期等。2.利用“位、构、性”之间的关系，相互推导及推断。一、元素周期表1．周期在元素周期表中每一个横行称为一个周期。-1-(3)不完全周期：第7周期，排满时应有

种元素。2．族元素周期表中的纵列称为族。(1)主族：由

元素和

元素共同组成的族(第18列除外)。-1-32短周期长周期列序121314151617主族序数ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA(2)副族：仅由长周期元素组成的族(第8、9、10列除外)。(3)Ⅷ族：包括

三个纵列。(4)0族：第

纵列，该族元素又称为

元素。-1-列序345671112副族序数ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡB8、9、1018稀有气体二、元素周期律及其实质1．定义元素的性质随着

的递增，而呈

变化的规律。2．实质原子

呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。-1-原子序数周期性最外层电子数3．在周期表中的体现-1-内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径逐渐减小逐渐增大电子层结构电子层数相同最外层电子数渐多电子层数递增最外层电子数相同得电子能力逐渐增强逐渐减弱失电子能力逐渐减弱逐渐增强金属性逐渐减弱逐渐增强非金属性逐渐增强逐渐减弱-1-内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)主要化合价最高正价：＋1→＋7最低负价：主族序数－8最高正价数＝主族序数(O、F除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越容易，其稳定性逐渐增强气态氢化物形成越来越难，其稳定性逐渐减弱三、认识同周期元素性质的递变1．金属(Na、Mg、Al)元素单质、化合物的性质比较(1)分别与水反应

与冷水剧烈反应，

与冷水反应缓慢，与热水反应迅速，

与水不反应。钠、镁、铝与水反应由易到难的顺序依次为

。(2)分别与酸反应Na、Mg、Al与盐酸反应能力依次

。-1-NaMgAlNa、Mg、Al减弱(3)最高价氧化物水化物碱性强弱关系

(强碱)>

(中强碱)>

(两性氢氧化物)2．非金属元素(Si、P、S、Cl)单质、化合物的性质比较(1)单质分别与H2反应由易到难的顺序依次为

。(2)气态氢化物稳定性关系

(3)最高价氧化物的水化物酸性强弱关系

(弱酸)<

(中强酸)<

(强酸)<

(最强无机含氧酸)-1-NaOHMg(OH)2Al(OH)3Cl、S、P、SiSiH4<PH3<H2S<HClH4SiO4H3PO4H2SO4HClO43．综上所述，同一周期元素从左到右金属性依次

，非金属性依次

。四、同主族(ⅠA、ⅦA为例)元素单质及化合物的性质比较1．卤族元素(ⅦA)单质、化合物的性质(1)相似性卤素原子最外层电子数都为

，最高正价为

，负价为

，气态氢化物的通式为

，最高价氧化物对应水化物的通式为

。-1-减弱增强7＋7－1HXHXO4(2)递变性卤素单质与H2反应的条件(F→I)依次

，剧烈程度依次

，生成的氢化物的稳定性依次

，非金属性依次

。2．碱金属元素(ⅠA)的性质第ⅠA族金属元素原子最外层都有

电子，形成化合物时都显

价。它们的单质与

都能剧烈反应，反应的剧烈程度依次(Li→Cs)

，生成相应的

。结论：①碱金属元素性质具有

；②碱金属元素从上到下金属性依次

。-1-增强减弱减弱减弱1＋1氧气、水、氯气增强氧化物、碱、氯化物金属性增强五、元素周期律和元素周期表的重要意义元素的原子结构、元素性质以及元素在周期表中的位置之间关系的应用：(1)对化学学习和研究的意义在于我们可以利用“

”的关系来指导我们对化学的学习和研究。(2)科学预言方面的意义在于为

的发现及预测它们的

提供了线索。(3)对工农业生产的指导意义在于在周期表中一定的区域内寻找

。(4)从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。-1-位—构—性新元素物理性质和化学性质合成农药和矿物的元素考点一元素金属性、非金属性强弱的判断1．元素金属性和非金属性强弱的判断方法-1--1-金属性比较本质原子越易失电子，金属性越强判断依据在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X金属性强非金属性比较本质原子越易得电子，非金属性越强判断依据与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强若An－＋B―→Bm－＋A，则B比A非金属性强2.其他判断元素金属性强弱的依据(1)根据金属原子失电子吸收的能量判断元素的原子或离子得到或失去电子时必然伴随着能量的变化，就金属原子失电子而言，在一定条件下，失电子越容易，吸收的能量越少，失电子越难，吸收的能量越多。故根据金属原子在相同条件下失电子时吸收能量的多少判断金属元素的金属性强弱。-1-(2)依据电化学中电极来判断①就原电池而言：负极金属是电子流出的极，正极金属是电子流入的极，其金属性强弱关系：负极>正极。②就电解而言：电解过程中阴极离子放电情况为Ag＋>Hg2＋>Cu2＋(氧化性)，则元素金属性与之相反。-1-灵犀一点：上述规律可用于元素原子得失电子能力强弱以及元素性质的相互推断，比较时注意两点：①要根据元素原子得失电子能力的强弱而不是元素原子得失电子的多少来判断元素的金属性与非金属性的强弱。②根据元素氧化物对应的水化物的酸(或碱)性强弱比较元素原子得(或失)电子能力的强弱时，一定要利用元素最高价氧化物对应的水化物。-1-【即时巩固1】有关X、Y、Z、W四种金属进行如下实验：根据以上事实，下列判断或推测错误的是(

)A．Z的阳离子氧化性最强B．W的还原性强于Y的还原性C．Z放入CuSO4溶液中一定有Cu析出D．用X、Z和稀硫酸可构成原电池，且X作负极-1-1将X与Y用导线连接，浸入电解质溶液中，Y不易腐蚀2将片状的X、W分别投入等浓度盐酸中都有气体产生，W比X反应剧烈3用惰性电极电解等物质的量浓度的Y和Z的硝酸盐混合溶液，在阴极上首先析出单质Z【解析】

根据3个实验可判断四种金属的活动性顺序为W>X>Y>Z。Z与Cu的活动性无法比较，故C错误。【答案】

C-1-考点二微粒半径大小的比较1．按“三看”规律比较微粒半径的大小(1)看电子层数：同主族元素的微粒，电子层越多，半径越大。(2)看核电荷数：在电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。(3)看电子数：在电子层数和核电荷数均相同时，电子数越多，半径越大。-1-2．“三看”具体内容(1)核电荷数相同(同种元素)，看核外电子数，核外电子数越多，半径就越大。①原子半径大于相应的阳离子半径，如r(Na)＞r(Na＋)。②原子半径小于相应的阴离子半径，如r(Cl)＜r(Cl－)。③当元素原子可形成多种价态离子时，价态高的半径小，如r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。-1-(2)同一主族元素原子或离子的核外电子层数越多，半径越大。①同主族元素的原子从上到下，原子半径依次增大，如r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)。②同主族元素的离子从上到下，离子半径依次增大，如r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)。-1-(3)核电荷数不同(不同元素)，但核外电子层数相同时，核电荷数越大，则半径越小。①同周期元素的原子半径从左到右递减，如r(Si)＞r(P)＞r(S)。②同周期元素的阳离子半径递减，如r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。③同周期元素的阴离子半径递减，如r(S2－)＞r(Cl－)。④相邻周期元素的前一周期元素的阴离子半径大于后一周期元素的阳离子半径，如r(S2－)>r(K＋)。-1-灵犀一点：①此规律对于原子、离子之间的半径比较均适用。②稀有气体元素的原子半径不具有可比性，因测定依据不同。-1-【案例2】

A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C最低价离子分别为A2－、C－，其离子半径A2－>C－。B2＋与C－具有相同的电子层结构，下列叙述一定不正确的是(

)A．它们的原子序数A>B>CB．它们的原子半径C>B>AC．离子半径A2－>C－>B2＋D．原子核外最外层上的电子数C>A>B-1-【解析】根据“A、C最低价离子分别为A2－、C－”，可知A位于ⅥA族，C位于ⅦA族，C在A的右边；联系“A、B同周期”、“B2＋与C－具有相同的电子层结构”可知A在C的左下方，B位于A的左侧，最后绘出它们的相对位置(如图)。由图可知：原子半径的大小顺序应该是B>A>C，B错；离子半径的大小顺序是A2－>C－>B2＋，C正确。A、D也均正确。【答案】

B-1-【规律技巧】同周期、同主族元素的原子半径的变化原因：①同周期：同周期中，虽然电子数增多会使半径增大，但核电荷数越多，核对外层电子的吸引力越大，使原子的内缩力增大，这个方面成为矛盾的主要方面，因此，原子半径越来越小。②同主族：随着原子序数的递增，虽然核电荷数增大会使半径减小，但电子数的增多，特别是电子层数的增多成了矛盾的主要方面，因此，原子半径越来越大。-1-【即时巩固2】已知短周期元素的离子aA3＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是(

)①原子半径：A>B>D>C②原子序数：d>c>b>a③离子半径：C2－>D－>B＋>A3＋④单质的还原性：B>A>C>DA．①②

B．②③

C．③④

D．①④-1--1-同一周期元素金属性从左到右逐渐减弱，非金属性逐渐增强，同一主族金属性从上到下逐渐增强，非金属性逐渐减弱，所以单质的还原性关系为B>A>C>D。【答案】

C-1-考点三原子结构、元素性质与元素在周期表中位置的关系1．“位”“构”“性”关系图示-1-2．“位”“构”“性”之间的关系-1-位置同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构核电荷数逐渐增多增多电子层数相同增多原子半径逐渐减小逐渐增大性质化合价最高正价＝价层电子数或族序数负价＝主族序数－8最高正价和负价数均相同，最高正价数＝主族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱单质的氧化性和还原性氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强最高价氧化物的水化物的酸碱性酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强气态氢化物的稳定性稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱3.元素在周期表中的位置与电子排布(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。(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。-1-灵犀一点：“位”“构”“性”之间的关系具有很强的对应性。一般说来，已知其中的某一项便可推导其他各项。例如，同周期元素A的最高价氧化物的水化物的酸性强于B，则非金属性A>B，气态氢化物的稳定性A>B，最外层电子数A>B，原子半径A<B。-1-【案例3】

(2010·广东化学)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：下列判断正确的是(

)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-1-甲乙丙丁戊【解析】本题考查元素周期表和元素周期律，意在考查考生对元素周期律的理解和应用能力。根据同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，则原子半径：丙>丁>戊，A项错误。根据同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强，则金