（新课改省份专版）2020高考化学一轮复习8.2理解层面元素周期表、元素周期律学案（含解析）.doc

1、1第 2课时 理解层面元素周期表、元素周期律考点一 元素周期表及其应用对应学生用书 P152 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质子数。 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 长周期序号 一 二 三 四 五 六 七元素种类 2 8 8 18 18 32 320族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118(2)族(18 个纵行，16 个族)列 1 2 13 14 15 16 17主族 族 A A A A A A A列 3 4 5 6 7 11 12副族 族 B B B B B B B族第 8、9

2、、10，共 3个纵行0族第 18纵行提醒 含元素种类最多的族是第B 族，共有 32种元素。过渡元素包括 7个副族和第族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过 2个2(12 个)。最外层电子数为 37 个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。(3)元素周期表中元素的分区分界线：如图所示，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)。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。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过渡元素元素周

3、期表中从第B 族到第B 族 10个纵列共 60多种元素，这些元素都是金属元素镧系 元素周期表第六周期中，57 号元素镧到 71号元素镥共 15种元素锕系 元素周期表第七周期中，89 号元素锕到 103号元素铹共 15种元素超铀元素在锕系元素中，92 号元素铀(U)以后的各种元素4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)用于工农业生产对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。3考法精析考法一 元素周期表的结构及应用典例 1 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

4、，则这五种元素的核电荷数之和为( )A5 x10 B5 xC5 x14 D5 x16解析 前四周期五种元素在周期表中的相对位置为故五种元素的核电荷数之和为 5x10。答案 A备考方略 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系第A 族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 2、8、8、18、18、32。第A 族和 0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、8、18、18、32。第AA 族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差 8、18、18、32、32。考法二 元素在周期表中的位置推测典例 2 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、Lv。下

5、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B116 号元素位于第A 族C两种元素都是活泼的非金属元素D114 号元素的原子半径比 116号元素的大解析 第 114号元素和第 116号元素分别处于第七周期A 族和A 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号元素的原子半径比 116号元素的原子半径大，D 正确。答案 C备考方略由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置原子序数最邻近的稀有气体元素的原子序数 Z。若 Z0，则与稀有气体元素同周期，族序数为 8| Z|；若 Z0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为 Z。例如35 号元素(最邻

6、近的是 36Kr)，则 35361，故周期数为 4，族序数为8|1|7，即第四周期第A 族，为溴元素。87 号元素(相邻近的是 86Rn)，则 87861，故周期数为 7，族序数为 1，即第七周4期第A 族，为钫元素。综合训练1下列说法正确的是( )A原子序数为 7的元素的最高化合价为4 价B114 号元素位于第七周期第 A 族C位于同一主族的甲、乙两种元素，甲的原子序数为 m，则乙的原子序数可能为 m4D位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第A 族，原子序数为 m，乙位于第A族，则乙原子序数可能为 m19解析：选 B 原子序数为 7的元素为氮元素，其最高化合价为5 价，A 错误；118 号元

7、素位于第七周期 0族，114 号元素位于第七周期第A 族，B 正确；同一主族的元素相差2、8、18、32 或上述数字间的和，C 错误；同一周期第A 族与第A 族之间的差可能为2、12、26，D 错误。2.A、B、C 均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。已知：B、C 两元素原子最外层电子数之和等于 A元素原子最外层电子数的 2倍；B、C 两元素的核电荷数之和是 A元素原子序数的 4倍。则 A、B、C 分别是( )AO、P、Cl BN、Si、SCC、Al、P DF、S、Ar解析：选 A 设 A、B、C 三种元素的原子序数分别为 a、 b、 c，由三种元素在元素周期表中的相对位置可知

8、a81 b， a81 c，且 b c4 a，所以a8， b15， c17，即 A、B、C 分别是 O、P、Cl。考点二 原子结构与元素的性质对应学生用书 P1531原子结构与元素周期表的关系每周期第一种元素 每周期最后一种元素周期电子层数原子序数基态原子的电子排布式原子序数基态原子的电子排布式二 2 3 He2s1 10 1s22s22p6三 3 11 Ne3s1 18 1s22s22p63s23p6四 4 19 Ar4s1 36 1s22s22p63s23p63d104s24p65五 5 37 Kr5s1 541s22s22p63s23p63d104s24p64d105s25p6 六 6 5

9、5 Xe6s1 861s22s22p63s23p63d104s24p64d104f145s25p65d106s26p6 2每族元素的价电子排布特点(1)主族主族 A A A A A A A排布特点 ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5(2)0族： ns2np6(其中 He为 1s2)。(3)过渡元素(副族和第族)：( n1)d 110 ns12 (Pd、镧系和锕系元素除外)。3元素周期表的分区与价电子排布的关系(1)周期表的分区(2)各区价电子排布特点分区 价电子排布s区 ns12p区 ns2np16 (除 He外)d区 (n1)d 19 ns1

10、2 (除 Pd外)ds区 (n1)d 10ns12f区 (n2)f 014 (n1)d 02 ns24电离能第一电离能 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能6量，符号： I1，单位：kJmol 1同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势同主族元素：从上至下第一电离能逐渐减小规律同种原子：逐级电离能越来越 (即 I1 I2 I3)大 注意事项同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大5电负性含义元素的原子在化合物中吸引键合电子

11、能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越 强标准以最活泼的非金属氟的电负性为 4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)金属元素的电负性一般小于 1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在 1.8左右变化规律在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小6对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。综合训练1判断正误(正确的打“” ，错误的打“”)。(1)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多()(

12、2)最外层有 2个未成对电子的可能是 ns2np2或 ns2np4，短周期元素中分别为 C、Si和 O、S()(3)价电子排布式为 4s24p3的元素位于第四周期第A 族，是 p区元素()(4)价电子排布式为 5s25p1的元素位于第五周期第A 族，是 s区元素()(5)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价()(6)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大()(7)电负性大于 1.8的一定为非金属，小于 1.8的一定为金属()(8)电负性差值大于 1.7时，一般形成离子键，小于 1.7时，一般形成共价键()72现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：1s 22s22p63s23p4；1

13、s 22s22p63s23p3；1s 22s22p5。则下列有关比较中正确的是( )A第一电离能： B原子半径：C电负性： D最高正化合价：解析：选 A 根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是 S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但 P原子的 3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于 S，A 正确；原子半径应是，B 不正确；非金属性越强，电负性越大，应是，C 不正确；F 没有正价，S 最高价为6，P 最高价为5，D 不正确。3(1)(2017全国卷)元素 Mn与 O中，第一电离能较大的是_。(2)(2017全国卷)元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离

14、子时所放出的能量称作第一电子亲和能( E1)。第二周期部分元素的 E1变化趋势如图所示，其中除氮元素外，其他元素的 E1自左而右依次增大的原因是_；氮元素的 E1呈现异常的原因是_。(3)(2017江苏高考)C、H、O 三种元素的电负性由小到大的顺序为_。(4)(2016全国卷)Zn、Ge、O 电负性由大至小的顺序是_。(5)(2016全国卷)元素铜与镍的第二电离能分别为： ICu1 958 kJmol1 、 INi1 753 kJmol1 ， ICu INi的原因是_。(6)(2016全国卷)根据元素周期律，原子半径 Ga_As，第一电离能Ga_As。(填“大于”或“小于”)(7)(2015

15、全国卷)O、Na、P、Cl 四种元素中电负性最大的是_。解析：(1)O 是非金属元素，而 Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以 O的第一电离能大于 Mn的。(2)从图中可以看出：除 N外，同周期元素随核电荷数依次增大， E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N 原子的 2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故 E1呈现异常。(3)非金属性：HAl，CaMg，则碱性：Ca(OH) 2Mg(OH)2Al(OH)3。比较 H2O和 SiH4的稳定性强弱的方法：非金属性：CSi，OC，则氢化物稳定性：H 2OCH4SiH4。(2)预测未

16、知元素的某些性质已知 Ca(OH)2微溶，Mg(OH) 2难溶，可推知 Be(OH)2难溶。已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为 HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 难溶于水。考法精析考法一 金属性、非金属性的强弱比较典例 1 下列实验不能达到实验目的的是( )选项 实验操作 实验目的A Cl2、 Br2分别与 H2反应 比较氯、溴的非金属性强弱B 向 MgCl2、 AlCl3溶液中分别通入氨 比较镁、铝的金属性强弱C测定相同物质的量浓度的 Na2CO3、Na 2SO4溶液的 pH比较碳、硫的非金属性强弱D Fe、Cu 分别与稀盐酸反应 比较铁、铜的金属性强弱

17、解析 A 项，Cl 2、Br 2分别与 H2反应，根据反应条件的难易和反应剧烈程度可判断出氯、溴的非金属性强弱；B 项，向 MgCl2、AlCl 3溶液中分别通入氨，MgCl 2与 AlCl3分别生成 Mg(OH)2、Al(OH) 3沉淀，不能比较二者的金属性强弱；C 项，测定相同物质的量浓度的 Na2CO3、Na 2SO4溶液的 pH，根据 pH可判断出 Na2CO3与 Na2SO4水解程度的大小，即判断出酸性：H 2CO3Cl，但 Cl2比 O2活泼，原因是 O2中存在 O双键，比 ClCl单O键难断裂。考法二 粒子半径的大小比较典例 2 已知短周期元素的四种离子 A2 、B 、C 3 、

18、D 具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是( )A原子序数：DCBAB原子半径：BACDC离子半径：C 3 D A2 BD氧化性：A 2 B ，还原性：C 3 B，C、D 在上一周期，为非金属元素，且原子序数 DC。由电子层数越多的原子序数越大，同周期从左向右原子序数增大，所以原子序数为 ABDC，故 A错误；电子层越多，半径越大，同周期原子序数越大，半径越小，则原子半径为 BACD，故 B正确；具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，原子序数为 ABDC，则离子半径为 C3 D B A2 ，故 C错误；金属性越强，其阳离子的氧化性越弱，金属性为BA，则氧化性：A 2 B ，非金

19、属性：CD ，故 D错误。答案 B11备考方略 粒子半径大小的比较方法考法三 根据元素周期律预测元素的性质典例 3 应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是( )A铊(Tl)与铝同主族，其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应B气态氢化物的稳定性 HF低于 HClC硒(Se)位于元素周期表第A 族，其最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱D第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性解析 在元素周期表中，铊位于铝的下面，其金属性比铝的金属性强，不与碱反应，A项错误；氟的非金属性比氯强，气态氢化物稳定性 HF较强，B 项错误；NH 3的水溶液呈碱性，D 项错误。答案 C备考方略 依据

20、周期律预测元素性质的流程对于同一主族的陌生元素，首先确定它在元素周期表中的位置，然后确定它是金属元素还是非金属元素，再根据同族元素性质的相似性、递变性及同周期元素的性质变化规律(元素周期律)，来推测该元素及其化合物的性质。如已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)的单质应为有色固体，与 H2难化合，HAt 不稳定，HAt 水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。综合训练1砷(As)和镓(Ga)都是第四周期元素，分别属于A 和A 族。下列说法中不正确的是( )A原子半径：GaAsP12B热稳定性：NH 3PH3AsH3C酸性：H 3AsO4H2SO4H3PO4DGa(OH) 3可能是两性氢氧化

21、物解析：选 C 酸性：H 2SO4H3PO4H3AsO4，故 C项错误。2.下列各性质中不符合图示关系的是( )A还原性B与水反应的剧烈程度C熔点D原子半径解析：选 C 题图中表示碱金属的某项性质随核电荷 数的增大而逐渐增大或升高。A 项，随着核电荷数增大，碱金属元素的还原性逐渐增强；B 项，随着核电荷数增大，碱金属单质与水反应的剧烈程度逐渐增大；C 项，随着核电荷数增大，碱金属的熔点逐渐降低；D 项，随着核电荷数增大，碱金属元素的原子半径逐渐增大。3X、Y、Z 均为短周期元素，其中两种为金属元素，一种为非金属元素，其原子半径分别为元素 X Y Z原子半径/nm 0.154 0.130 0.0

22、71X、Y 处于同一周期，三种元素形成的简单离子具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )A原子最外层电子数：ZXYB三种元素可能为同周期元素C原子序数：YXZD离子半径：XYZ解析：选 C 由已知得三种元素在周期表中相对位置为 ，最外层电子数ZYX，故 A、B 错误；由位置可知，原子序数 YXZ，故 C正确；具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，则离子半径 ZXY，故 D错误。4下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的强的有几项( )HCl 比 H2S稳定 HClO 的氧化性比 H2SO4强 沸点：H 2SHCl HClO 4的非羟基氧数目比 H2SO4的非羟基氧数目多 Cl 原

23、子最外层有 7个电子，S 原子最外层有 6个电子 Cl 2与 Fe反应生成 FeCl3，S 与 Fe生成 FeS HCl 的酸性比 H2S的酸性强 Cl 2能与 H2S反应生成 S S 2Cl2中元素的化合价 电负性：ClSA7 项 B6 项13C5 项 D4 项解析：选 D 气态氢化物的稳定性能比较非金属性，HCl 比 H2S稳定，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；最高价含氧酸的酸性强弱能比较非金属性，HClO 不是氯元素的最高价含氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；氢化物的沸点不能比较非金属性，沸点 H2SHCl，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；含氧酸中非羟基氧数目越多酸性越强

24、，HClO 4的非羟基氧数目比 H2SO4的非羟基氧数目多说明高氯酸酸性大于硫酸，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；不用最外层电子的多少比较非金属性的强弱，Cl原子最外层有 7个电子，S 原子最外层有 6个电子，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；Cl 2与 Fe反应生成 FeCl3，S 与 Fe生成 FeS，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；HCl、H 2S是无氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强； Cl 2能与 H2S反应生成 S，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；S 2Cl2中元素的化合价，氯元素显负价，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；电负性：ClS，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强。14