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中小学教育资源及组卷应用平台
第15讲　元素周期律和元素周期表
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学习目标
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1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表的结构(周期、族)及其应用。
2.以第三周期为例，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族和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、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。
5.学会有关元素周期表和元素周期律的有关推断。
考点一　元素周期律和元素周期表的应用
知识点一
元素周期表
1．元素周期表的结构
(1)原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
(2)编排原则
①周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
②族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列。
(3)结构
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总结
元素周期表
(4)元素周期表中的特殊位置
①分区
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a．分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
b．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。
c．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过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
③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。
④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。
⑤超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
2．元素周期表的应用
(1)元素周期表结构中隐含的两条规律
①同周期、邻主族元素原子序数差的关系
a．短周期元素原子序数差＝族序数差。
b．两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，第六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。
c．第二、第三周期的ⅡA族与ⅢA族原子序数之差都为1，第四、第五周期的ⅡA族与ⅢA族原子序数之差都为11，第六、第七周期的ⅡA族与ⅢA族原子序数之差为25。
②同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
a．ⅠA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。
b．ⅡA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。
c．ⅢA～ⅦA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。
(2)直接相邻的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序数关系
①
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②
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③
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④
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(3)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(4)寻找新材料
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(5)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。
判断
(1)ⅠA族全部是金属元素(×)
错因：ⅠA族除H外全部是金属元素。
(2)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素(×)
错因：元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们不是同位素。
(3)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1(√)
(4)包含元素种数最多的族是ⅠA族(×)
错因：含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素。
(5)原子的最外层有2个电子的元素一定是ⅡA族元素(×)
错因：He原子和部分过渡金属元素最外层电子数也是2。
练习
(1)35号元素在元素周期表中的位置__________。
(2)87号元素在元素周期表中的位置__________。
答案　(1)第四周期ⅦA族(2)第七周期ⅠA族
解析　(1)35号元素(最邻近的稀有气体元素是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为4，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期ⅦA族，为溴元素。(2)87号元素(相邻近的稀有气体元素是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期ⅠA族，为钫元素。
小结
利用稀有气体元素确定主族元素在周期表中的位置
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
(1)若ΔZ<0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|。
(2)若ΔZ>0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
题组练习
题组一　元素周期表的结构
1．(2020·广西防城港市防城中学期中)硒是人体必需的微量元素，如图是硒在周期表中的信息，关于硒元素的说法错误的是(　　)
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A．位于第四周期
B．质量数为34
C．原子最外层有6个电子
D．相对原子质量为78.96
答案　B
解析　根据元素周期表中的信息可知，Se的原子结构示意图为
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，Se位于第四周期ⅥA族，选项A正确；根据元素周期表中的信息可知，Se的原子序数为34，根据原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数，则该元素原子的原子核内质子数和核外电子数为34，质量数不是34，选项B错误；由Se的原子结构示意图知，Se原子最外层有6个电子，选项C正确；根据元素周期表中的信息可知，价电子排布式下面的数字表示相对原子质量，该元素的相对原子质量为78.96，选项D正确。
2．下列叙述不正确的是(　　)
A．Ca原子核外有4层电子，Ca位于第四周期
B．元素周期表中只有短周期与长周期
C．每个短周期都既有金属元素又有非金属元素
D．短周期中，同周期元素随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)
答案　C
解析　Ca原子核外电子排布为2、8、8、2，有4层电子，所以钙元素位于第四周期，A项正确；元素周期表中第一、二、三周期为短周期，第四、五、六、七周期为长周期，B项正确；第一周期只有H、He两种元素，均为非金属元素，C项错误；短周期中，同周期元素(稀有气体元素除外)随着原子序数的递增，原子核对核外电子的吸引力增强，从而导致原子半径逐渐减小，D项正确。
3．下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中M为37的是(　　)
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答案　C
4．(2020·洛阳新安县第一高级中学高三开学考试)下图是周期表中短周期的一部分，已知Y原子与Z原子核外电子总数为X原子核外电子数的4倍，以下推断正确的是(　　)
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A．X、Y、Z三者均为金属元素
B．X、Y、Z三者核外电子数之和为40
C．X与Y、Y与Z均可形成离子化合物
D．Y与Z只能形成一种共价化合物
答案　B
解析　设X原子核外电子数为x，Y、Z原子核外电子数分别为x＋7、x＋9，由已知条件可得(x＋7)＋(x＋9)＝4x，解得x＝8，则X为O元素，Y为P元素，Z为Cl元素，三种元素都是非金属元素，故A错误；X为O，Y为P，Z为Cl，三者核外电子数之和为8＋15＋17＝40，故B正确；P与O、O与Cl均可以形成共价化合物P2O5、Cl2O7，故C错误；P与Cl可以形成PCl3、PCl5等多种共价化合物，故D错误。
题组二　元素周期表的应用
5．(2020·北京海淀101中学高三期中)下列关于元素周期表应用的说法正确的是(　　)
A．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索
B．在金属与非金属的交界处，寻找可作催化剂的合金材料
C．在ⅠA、ⅡA族元素中，寻找制造农药的主要元素
D．在过渡元素中，可以找到半导体材料
答案　A
解析　元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律，为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索，故A正确；在周期表中金属和非金属的分界处可以找到半导体材料，故B错误；通常制造农药的主要元素有F、Cl、S、P等元素，并不在ⅠA、ⅡA族元素中，故C错误；在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料，并不是半导体材料，故D错误。
6．(2019·北京高考模拟)部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说法不正确的是(　　)
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A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料
D．Po处于第六周期ⅥA族
答案　A
解析　B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误；同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径：Ge＞Si，故B正确；As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确；Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，处于第六周期ⅥA族，故D正确。
知识点二　元素周期律
1．元素周期律
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2．主族元素的周期性变化规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小阴离子逐渐减小r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)(H为－1价)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
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
离子的氧化性、还原性
阳离子的氧化性逐渐增强；阴离子的还原性逐渐减弱
阳离子的氧化性逐渐减弱；阴离子的还原性逐渐增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱；酸性逐渐增强
碱性逐渐增强；酸性逐渐减弱
3.元素金属性、非金属性比较及实验探究
(1)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”
金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb＞Sn)
非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱
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，对应单质的金属性越强
还原性
非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强
(2)同周期元素(Na、Mg、Al)金属性强弱的实验探究
钠
镁
铝
与水的反应
与冷水即可发生反应2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
需要与热水发生反应Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
与沸水才能发生反应，且反应很缓慢
与酸的反应
与非氧化性酸均能发生反应，但从钠到铝，反应剧烈程度逐渐减弱
与碱的反应
不能与碱溶液发生反应
能与强碱溶液发生反应
结论：钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
判断
(1)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(×)
错因：NH3水溶液显碱性。
(2)元素的氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强(×)
错因：元素的最高价氧化物对应的水化物酸性越强，非金属性越强，碱性越强，金属性越强。
(3)元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性越强，还原性越弱(×)
错因：元素的气态氢化物越稳定，非金属性越强，其水溶液的酸性与还原性没有关系。
(4)元素的原子得电子越多，非金属性越强，失电子越多，金属性越强(×)
错因：元素的原子金属性、非金属性强弱与得失电子多少无关，只与得失电子的难易程度有关。
(5)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小(×)
错因：同周期元素若均形成阳离子或均形成阴离子，则原子序数越大，离子半径越小。
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比较下列微粒半径大小(用“＞”或“＜”填空)：
(1)Na________Mg________Cl。
(2)Li________Na________K。
(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。
(4)F－________Cl－________Br－。
(5)Cl－________O2－________Na＋________Mg2＋。
(6)Fe2＋________Fe3＋。
答案　(1)＞　＞　(2)＜　＜　(3)＞　＞　(4)＜　＜(5)＞　＞　＞　(6)＞
小结
“三看”法快速判断简单微粒半径的大小
一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
二看核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
三看核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
题组练习
题组一　元素性质递变规律
1．(2020·云南省保山第九中学月考)下列各组元素性质递变情况错误的是(　　)
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B．N、O、F原子半径依次增大
C．P、S、Cl元素最高正化合价依次增大
D．Na、K、Rb的金属性依次增强
答案　B
解析　Li、Be、B均属于第二周期元素，原子序数逐渐增大，其最外层电子数逐渐增多，A正确；N、O、F均属于第二周期元素，原子序数逐渐增大，原子半径逐渐减小，B错误；P、S、Cl均属于第三周期元素，原子序数逐渐增大，价电子数逐渐增多，其最高正化合价逐渐增大，C正确；Na、K、Rb均属于ⅠA族元素，自上而下金属性逐渐增强，D正确。
2．(2020·防城港市防城中学月考)下列排列顺序不正确的是(　　)
A．热稳定性：HF＞H2O＞NH3
B．原子半径：Cl＞S＞P
C．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
D．金属性：K＞Na＞Li
答案　B
解析　非金属性越强，其氢化物越稳定，非金属性的强弱：F>O>N，因此氢化物的热稳定性：HF>H2O>NH3，故A正确；同周期元素从左向右原子半径逐渐减小，因此原子半径：P>S>Cl，故B错误；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，其金属性越强，反之也成立，金属性：Na>Mg>Al，碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3，故C正确；同主族元素从上到下，金属性逐渐增强，金属性：K>Na>Li，故D正确。
题组二　元素金属性、非金属性的判断
3．甲、乙两种非金属元素：
①甲的单质比乙的单质容易与氢气化合
②甲的单质能与乙的阴离子发生置换反应
③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强
④与某金属反应时，甲元素原子得电子数目比乙的多
⑤甲单质的熔、沸点比乙的低
能说明甲比乙的非金属性强的是(　　)
A．只有④
B．只有⑤
C．①②③
D．①②③④⑤
答案　C
4．下列关于元素金属性和非金属性强弱比较的说法不正确的是(　　)
A．将大理石加入稀盐酸中，能产生CO2气体，说明Cl的非金属性强于C
B．Si与H2化合所需温度远高于S与H2化合所需温度，说明S的非金属性强于Si
C．Na与冷水反应剧烈，而Mg与冷水反应缓慢，说明Na的金属性强于Mg
D．Fe投入CuSO4溶液中，能置换出Cu，说明Fe的金属性比Cu的强
答案　A
解析　盐酸中的溶质HCl不是氯元素的最高价氧化物对应的水化物，虽然HCl的酸性比碳酸的强，但不能作为Cl、C非金属性强弱的判断依据，A错误；单质与H2越易化合，元素的非金属性越强，B正确；单质与水越易反应生成碱和H2，其金属性越强，C正确；较活泼的金属单质可将较不活泼的金属从它的盐溶液中置换出来，D正确。
5．元素R、X、T、Z、Q在元素周期表中的相对位置如下表所示，其中R单质在暗处与H2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是(　　)
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A．非金属性：ZB．R与Q的电子数相差26
C．气态氢化物稳定性：RD．最高价氧化物对应的水化物的酸性：T答案　B
解析　Z、T、X分别是Ar、Cl、S，稀有气体元素性质很稳定，同周期主族元素的非金属性随原子序数增大而逐渐增强，则非金属性：ArCl>Br，非金属性越强，气态氢化物越稳定，则HF>HCl>HBr即R>T>Q，C项错误；T、Q分别是氯、溴，非金属性：氯>溴，非金属性越强，最高价氧化物对应的水化物酸性越强，则高氯酸(HClO4)的酸性比高溴酸(HBrO4)的酸性强即T>Q，D项错误。
题组三　金属性、非金属性强弱的实验探究
6．某校化学学习小组分别设计了一组实验来探究元素周期律。
[查阅资料]
Ⅰ.常温下浓盐酸与高锰酸钾能反应生成氯气。
Ⅱ.H2SiO3难溶于水。
(1)第一小组根据元素非金属性与其对应最高价含氧酸之间的关系，设计了如图装置来一次性完成同主族元素非金属性强弱比较的实验探究。
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实验药品：大理石、稀硝酸、硅酸钠溶液。
①烧杯C中现象为_______________，发生反应的离子方程式为_______________________。
②实验预期结论：______________________________________________________________。
③存在问题：__________________________________________________________________。
(2)第二小组设计了如图装置来验证卤素单质的氧化性，A、B、C三处分别是蘸有溴化钠溶液的棉花、湿润的淀粉碘化钾试纸、湿润的红色纸条。
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①写出A处反应的离子方程式：___________________________________________________。
②B处实验现象是______________________________________________________________。
③实验预期结论：______________________________________________________________。
④存在问题：__________________________________________________________________。
答案　(1)①溶液变浑浊　CO2＋SiO＋H2O===H2SiO3↓＋CO　②非金属性：C＞Si　③稀硝酸有一定的挥发性，影响C和Si非金属性强弱的判断
(2)①Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－　②试纸变蓝　③氧化性：Cl2＞Br2＞I2　④无法判断Br2和I2的氧化性强弱
解析　(1)①烧杯C中硅酸钠溶液与二氧化碳反应生成硅酸沉淀和碳酸钠，反应的离子方程式为SiO＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋CO。②实验预期结论是同主族元素从上到下非金属性依次减弱，元素的非金属性：C＞Si。③硝酸有挥发性，挥发出的硝酸与硅酸钠溶液反应生成硅酸沉淀，会干扰C和Si非金属性强弱的判断。(2)①A处氯气与溴化钠溶液发生置换反应生成单质溴和氯化钠，反应的离子方程式为Cl2＋2Br－===Br2＋2Cl－。②B处氯气与碘化钾溶液发生置换反应生成单质碘，淀粉遇碘变蓝色。③实验预期结论是同主族元素从上到下非金属性依次减弱，单质的氧化性依次减弱，单质的氧化性：Cl2＞Br2＞I2。④实验中没有溴与淀粉碘化钾溶液的反应，无法判断Br2和I2的氧化性强弱。
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精品试卷·第
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