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第二节　元素周期律和元素周期表
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1．掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。
2．以第3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．以第ⅠA和第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、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变规律。
一、元素周期律及其实质
1．定义
元素的性质随________的递增而呈______变化的规律。
2．实质
元素原子__________________的结果。
3．具体表现形式
项目 同周期(左→右)除0族元素外 同主族(上→下)
原子结构] 核电荷数 逐渐____ 逐渐____
电子层数 逐渐____
原子半径 逐渐____ 逐渐____
离子半径 阳离子逐渐____，阴离子逐渐____，r(阴离子)____r(阳离子) 逐渐____
性质 化合价 最高正化合价由____→____(O、F除外)负化合价＝____________ 相同最高正化合价＝________(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐____非金属性逐渐____ 金属性逐渐____非金属性逐渐____
离子的氧化性和还原性 阳离子氧化性逐渐____，阴离子还原性逐渐____ 阳离子氧化性逐渐____，阴离子还原性逐渐____
气态氢化物稳定性 逐渐____ 逐渐____
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐____酸性逐渐____ 碱性逐渐____酸性逐渐____
4．实质
原子____呈现周期性变化决定了元素性质的周期性变化。
即时训练1比较下列各组性质(填“＞”或“＜”)。
(1)原子半径：S______Cl，Mg______K；
(2)金属性：Mg______Ca，非金属性：F______S；
(3)氢化物的稳定性：H2O______PH3，HF______H2O；
(4)酸性：H2SO4______HClO4，碱性：NaOH______KOH。
即时训练2判断下列说法是否正确(填“√”或“×”)。
(1)第3周期元素的最高化合价等于它所处的主族序数(　　)
(2)酸性：H3PO4＞H2SO4＞HClO4(　　)
(3)氢化物的稳定性：H2S＞HF＞H2O(　　)
(4)元素的性质随相对原子质量的递增呈现周期性的变化(　　)
(5)在周期表中的金属与非金属的分界线附近可以探索研制农药的材料(　　)
二、元素周期表
1．原子序数
对于一个原子：原子序数＝________＝______＝__________＝______－______。
2．元素周期表
(1)编排原则
①按________递增顺序从左到右排列；
②将________相同的元素排成一横行，共有____个横行；
③把____________相同的元素按________递增的顺序从上到下排成一纵列，共____列。
(2)周期
7个横行，7个周期
短周期 长周期
序号 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 不完全周期，最多容纳32种元素，目前排了26种元素
0族元素原子序数 86
(3)族
18列，16个族
主族 列序号 1 2 13 14 15 16 17
族序号
副族 列序号 3 4 5 6 7 11 12
族序号
第Ⅷ族 第________共3列
0族 第____列
(4)分区
①分界线：沿着元素周期表中____________与______________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：分界线左下方为________区，分界线右上方为__________区。
③分界线附近元素的性质：既表现________的性质，又表现__________的性质。
3．元素周期表中的特殊位置
(1)过渡元素：元素周期表中部，从____族到____族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(2)镧系：元素周期表第____周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(3)锕系：元素周期表第____周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(4)超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
即时训练3下列说法是否正确(用“√”或“×”填写)。
(1)最外层电子数为2的元素一定在ⅡA族(　　)
(2)周期表中第Ⅷ族元素种类最多(　　)
(3)三、四周期同主族上下原子序数的差都是18(　　)
(4)铁元素的原子结构示意图为，故铁位于第四周期ⅡB族(　　)
(5)同主族元素的最外层电子数均相等(　　)
(6)除短周期外，其他周期均有18种元素(　　)
即时训练4第三周期第ⅣA族的元素是______；Na元素的原子序数为11，其相邻的同族元素的原子序数是______；短周期元素中，族序数等于周期序数的元素有______，族序数等于周期序数2倍的元素有______，周期序数等于族序数2倍的元素有______。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1．根据元素周期表中的位置寻找未知元素
2．预测元素的性质(由递变规律推测)
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质。
如金属性Mg＞Al，Ca＞Mg，则碱性Mg(OH)2____Al(OH)3，Ca(OH)2____Mg(OH)2(填“＞”“＜”或“＝”)；
(2)推测未知元素的某些性质。
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2____溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为____色固体，与氢____化合，HAt____稳定，水溶液呈____性，AgAt____溶于水等。
3．启发人们在一定区域内寻找新物质
(1)半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
(2)农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
(3)催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd。
即时训练5比较下列各组物质的性质(填“＞”或“＜”)。
(1)金属性：K______Na，非金属性：F______Br。
(2)碱性：LiOH______KOH，酸性：HClO4______HBrO4。
(3)原子半径：Na______Rb，Br______I。
(4)热稳定性：HF______HCl，HBr______HI。
即时训练6下列事实能说明氯元素原子得电子能力比硫元素原子强的是______。
①HCl的溶解度比H2S大　②HCl的酸性比H2S强　③HCl的稳定性比H2S大　④HCl的还原性比H2S弱　⑤HClO4的酸性比H2SO4强　⑥Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS　⑦Cl2能与H2S反应生成S　⑧在周期表中Cl处于S同周期的右侧　⑨还原性：Cl－＜S2－
四、元素性质与原子结构
1．元素性质与原子结构的关系
原子核外电子排布，特别是__________决定着元素的化学性质。________________的相似性和递变性导致元素性质的相似性和递变性。
2．同主族元素结构与性质的相似性和递变性
相似性 递变性
碱金属 卤素 碱金属(Li→Cs) 卤素(F→I)
单质化学性质 都能与H2O反应生成可溶性氢氧化物和____，都能与O2反应，都具有强的____ 都能够与H2反应，都具有强的____ 与水反应越来越____，与氧气反应越来越____，产物越来越复杂，还原性逐渐____ 与H2反应条件要求越来越____，生成氢化物的稳定性越来越________，氧化性逐渐____
最高价氧化物对应水化物的酸(碱)性 碱金属(Li→Cs)最高价氧化物的水化物碱性逐渐____
卤素(Cl→I)最高价氧化物的水化物酸性逐渐____
3．ⅠA族(碱金属)元素性质相似性和递变性
元素名称 锂 钠 钾 铷 铯
元素符号 Li Na K Rb Cs
相似性 ①最外层电子数均为____，容易____电子②最高正化合价均为____价③碱金属元素的单质均能与氧气等非金属单质反应，生成相应的氧化物等碱金属化合物④均能与水、酸剧烈反应，生成____和相应的碱、盐
递变性 ①电子层数____②原子半径____③金属性____④氢氧化物的碱性____
4．ⅦA族(卤素)元素性质的相似性和递变性
元素名称 氟 氯 溴 碘
元素符号 F Cl Br I
相似性 ①最外层均有7个电子②最高正价(除F外)均显____价③最低负价均为____价④单质均可与H2反应生成气态______⑤单质均可与________反应，生成相应的金属卤化物
递变性 ①电子层数____②原子半径____③单质颜色自上而下____④单质与H2化合按__________的顺序依次由易到难⑤气态氢化物的稳定性，按__________的顺序递减⑥单质与H2O反应的难易程度：由____到____
5．同主族元素性质递变规律的原因
在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
即时训练7判断正误，正确的画“√”，错误的画“×”。
(1)同周期主族元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小(　　)
(2)第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强(　　)
(3)同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低(　　)
(4)根据主族元素最高正化合价与族序数的关系，推出卤族元素最高正价都是＋7(　　)
(5)元素的非金属性越强，其单质的活泼性一定越强(　　)
(6)HF、HCl、HBr、HI的热稳定性和还原性均依次减弱(　　)
(7)第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强(　　)
即时训练8关于碱金属和卤族元素的叙述，错误的是(　　)。
A．碱金属都能在空气中燃烧生成M2O(M指碱金属)
B．HCl、HBr、HI的还原性由弱到强
C．X、Y是两种卤族元素，X的非金属性比Y的强，则X的单质比Y的单质更容易与氢气反应
D．碱金属所形成的阳离子的氧化性从上到下依次减弱
一、微粒半径大小比较及元素(非)金属性强弱的比较
1．原子半径的比较
(1)同一周期电子层数相同，随着原子序数递增，原子半径逐渐减小。
例：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)
(2)同一主族最外层电子数相同，随着电子层数递增，原子半径逐渐增大。
例：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)
2．离子半径的比较
(1)同种元素电子数越多，半径越大。
例：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：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)
(3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)
(4)核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：比较r(K＋)与r(Mg2＋)可选r(Na＋)为参照：
r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)
3．元素的非金属性和金属性强弱比较
比较元素的非金属性和金属性的强弱：可以根据原子结构(原子半径越大、最外层电子数越少，金属性越强)，也可以根据元素在周期表中的位置(越靠右上方，元素的非金属性越强)；但主要是根据实验来比较如下：
(1)元素金属性强弱的判断依据
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对应的金属元素的金属性比B对应的金属元素的金属性强。
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不活泼。
(2)元素非金属性强弱的判断依据
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根据形成的气态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对应的非金属元素的非金属性强于B对应的非金属元素的非金属性。
④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则对应非金属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。
⑥最高价含氧酸形成的盐(同种阳离子)碱性越弱对应的非金属元素的非金属性越强。
特别提示：(1)通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据得、失电子的多少。
(2)通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。
(3)金属性和非金属性强弱比较的依据不是绝对的，如Mg和Al作两极，NaOH溶液为电解质溶液形成的原电池中，Al为负极，但Al的金属性比Mg弱。
(4)不能将(非)金属性与单质的活动性混为一谈，如N元素的非金属性很强，但N2的活动性较差。
【例1－1】(2012北京理综)已知33As、35Br位于同一周期。下列关系正确的是(　　)。
A．原子半径：As＞Cl＞P
B．热稳定性：HCl＞AsH3＞HBr
C．还原性：As3－＞S2－＞Cl－
D．酸性：H3AsO4＞H2SO4＞H3PO4
【例1－2】(2012福建理综)短周期元素R、T、Q、W在元素周期表中的相对位置如图所示，其中T所处的周期序数与族序数相等。下列判断不正确的是(　　)。
A．最简单气态氢化物的热稳定性：R＞Q
B．最高价氧化物对应水化物的酸性：Q＜W
C．原子半径：T＞Q＞R
D．含T的盐溶液一定显酸性
二、元素周期表结构和规律的应用
1．位、构、性三者间关系
2．从元素周期表归纳电子排布规律
(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)最外层电子数为1或2，则可能是ⅠA、ⅡA族元素，又可能是过渡金属元素或零族的氦；
(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电子数相同，该元素位于第3周期；电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同一周期；若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期；
(5)第3周期～第7周期的ⅠA、ⅡA族元素原子次外层电子数均为8，ⅢA～ⅦA族元素原子次外层电子数为8或18。
特别提示：在运用“位”、“构”、“性”关系相互推断时，应掌握四个关系式：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主族序数＝元素最高正化合价。结合元素周期表中原子序数、最外层电子数、原子半径及元素金属性、非金属性的递变规律，综合分析，灵活运用。
【例2－1】四种短周期元素在周期表中的相对位置如下所示，其中Z元素原子核外电子总数是其最外层电子数的3倍。
X Y
Z W
请回答下列问题：
(1)元素Z位于周期表中第______周期，______族。
(2)这些元素的氢化物中，水溶液碱性最强的是________________________(写化学式)。
(3)XW2的电子式为______。
(4)Y的最高价氧化物的化学式为______。
(5)W和Y形成的一种二元化合物具有色温效应，其相对分子质量在170～190之间，且W的质量分数约为70%。该化合物的化学式为______。
【例2－2】(双选)(2012江苏化学)短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Y原子的最外层只有2个电子，Z单质可制成半导体材料，W与X属于同一主族。下列叙述正确的是(　　)。
A．元素X的简单气态氢化物的热稳定性比W的强
B．元素W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的弱
C．化合物YX、ZX2、WX3中化学键的类型相同
D．原子半径的大小顺序：r(Y)＞r(Z)＞r(W)＞r(X)
三、碱金属和卤族元素
1．碱金属的性质
(1)氧化性与还原性
(2)与O2反应
从Li→Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。
(3)从Li→Cs，与H2O(或酸)反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸。
(4)最高价氧化物对应水化物的碱性
碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH。
(5)碱金属的特性
①钠、钾需保存在煤油中，但Li的密度比煤油的小，所以Li必须保存在石蜡中。Li、K的密度比水小，而Rb、Cs的密度比水大，与水反应时，沉于水底。
②氧在化合物中一般显－2价，但Na2O2中氧显－1价；氢能够与非金属元素形成氢化物，氢显＋1价，而碱金属也能够与氢形成氢化物，如NaH、KH，其中氢的化合价为－1价。
2．卤族元素的性质
(1)氧化性与还原性
(2)与H2反应的难易及氢化物稳定性(由F2→I2)
①与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
②氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高。
(3)卤素单质与变价金属(如Fe)反应
(4)卤素单质的特殊性质
①Br2在常温下是唯一的液态非金属单质，易挥发。
②碘为紫黑色固体，易升华(常用于分离提纯碘)，遇淀粉变蓝色(常用于检验I2的存在)，碘氧化性较其他卤素弱，与变价金属反应生成低价化合物，如与Fe反应生成FeI2。
③氟元素的几种特殊性质
CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟无正价，无含氧酸。氢氟酸为弱酸，剧毒，能腐蚀玻璃；氟气能够与水剧烈反应生成HF和O2：2F2＋2H2O===4HF＋O2，故实验室中不能制取氟水；氟气能与稀有气体反应。
(5)卤素的检验
①氯气是黄绿色气体，有刺激性气味，可使湿润的KI淀粉试纸变蓝色。
②卤化银检验法。用硝酸酸化的AgNO3溶液可检验Cl－、Br－、I－。
③也可用卤素之间的置换反应和有机溶剂萃取的方法来检验卤素单质。
特别提示：F与Cl、Br、I的性质在某些方面差别较大：①卤素单质与水的反应。②F－的还原性极弱。③氢氟酸为弱酸，而盐酸、氢溴酸、氢碘酸为强酸。④F无正价、无含氧酸，而Cl、Br、I有最高正价和含氧酸。
【例3－1】下列关于碱金属按Li、Na、K、Rb、Cs的顺序叙述中不正确的是(　　)。
A．碱金属元素原子最外层都只有一个电子，在化学反应中容易失去电子表现出强还原性
B．单质的熔点和沸点依次递减
C．单质都能与水反应生成碱，都能在空气中燃烧生成过氧化物
D．原子半径逐渐增大，单质与水反应的剧烈程度逐渐增强
【例3－2】下列各组性质比较的表示中，正确的是(　　)。
A．还原性：HF＞HCl＞HBr＞HI
B．稳定性：HF＜HCl＜HBr＜HI
C．与水反应由易到难：Cl2＞Br2＞I2＞F2
D．密度：F2＜Cl2＜Br2＜I2
四、原子结构与元素周期表的关系
1．结构与位置的数量关系
(1)常见的等量关系
①核外电子层数＝周期数；
②主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。
(2)周期表中常见的原子序数的差值规律
①同主族、相邻周期元素的原子序数差
a．位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族，同主族、相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；
b．位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA族～第ⅦA族，同主族、相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4周期所含元素的种数)。
②同周期第ⅡA族和第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。
2．推断元素的位置方法
(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，则可能是第ⅠA族、第ⅡA族元素，又可能是副族、第Ⅷ族元素或零族元素氦。
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。
(2)由原子序数确定位置——零族原子序数推导法
第一至第六周期零族原子序数依次为2、10、18、36、54、86。
【例4－1】以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是(　　)。
A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子
B．同周期元素(除0族元素外)从左到右，原子半径逐渐减小
C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强
D．同主族元素从上到下，单质的熔点逐渐降低
【例4－2】(2012四川理综)已知W、X、Y、Z为短周期元素，W、Z同主族，X、Y、Z同周期，W的气态氢化物的稳定性大于Z的气态氢化物的稳定性，X、Y为金属元素，X的阳离子的氧化性小于Y的阳离子的氧化性。下列说法正确的是(　　)。
A．X、Y、Z、W的原子半径依次减小
B．W与X形成的化合物中只含离子键
C．W的气态氢化物的沸点一定高于Z的气态氢化物的沸点
D．若W与Y的原子序数相差5，则二者形成化合物的化学式一定为Y2W3
元素性质递变规律的实验探究
探究元素的性质递变规律，主要是比较元素的金属性、非金属性的强弱。
【实验典例1 】
某化学兴趣小组为探究元素性质的递变规律，设计了如下系列实验。
Ⅰ．(1)将钠、钾、镁、铝各1 mol分别投入到足量的0.1 mol·L－1 的盐酸中，试预测实验结果：______与盐酸反应最剧烈，______与盐酸反应最慢。
(2)将NaOH溶液与NH4Cl溶液混合生成NH3·H2O，从而验证NaOH的碱性大于NH3·H2O，继而可以验证Na的金属性大于N，你认为此设计是否合理？并说明理由：________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
Ⅱ．利用下图装置可以验证非金属性的变化规律。
(3)仪器A的名称为______，干燥管D的作用是___________________________________
________________________________________________________________________。
(4)实验室中现有药品Na2S、KMnO4、浓盐酸、MnO2，请选择合适药品设计实验验证氯的非金属性大于硫：装置A、B、C中所装药品分别为______、______、______，装置C中的实验现象为有淡黄色沉淀生成，离子方程式为__________________________________
________________________________________________________________________。
(5)若要证明非金属性：C＞Si，则A中加______、B中加Na2CO3、C中加______，观察到C中溶液的现象为_______________________________________________________。
【实验典例2】某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如下表：
实验方案 实验现象
①用砂纸擦后的镁带与沸水反应，再向反应后的溶液中滴加酚酞 A．浮于水面，熔成一个小球，在水面上无定向移动，随之消失，溶液变红色
②向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水 B．产生气体，可在空气中燃烧，溶液变成浅红色
③钠与滴有酚酞试液的冷水反应 C．反应不十分强烈，产生可燃性气体
④镁带与2 mol·L－1的盐酸反应 D．剧烈反应，产生可燃性气体
⑤铝条与2 mol·L－1的盐酸反应 E．生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失
⑥向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量 F．生成淡黄色沉淀
请你帮助该同学整理并完成实验报告：
(1)实验目的：_______________________________________________________________。
(2)实验用品：
仪器：______________________________________________________________________，
药品：_____________________________________________________________________。
(3)实验内容：(填写题给信息表中的序号)
实验方案 实验现象 有关化学方程式
(4)实验结论：__________________________________________________________。
(5)请用物质结构理论简单说明具有上述结论的原因。
(6)请你补充两组简单易行的实验方案，证明此周期中另外两种元素性质的递变规律。
1．(2012山东理综)下列关于原子结构、元素性质的说法正确的是(　　)。
A．非金属元素组成的化合物中只含共价键
B．ⅠA族金属元素是同周期中金属性最强的元素
C．同种元素的原子均有相同的质子数和中子数
D．ⅦA族元素的阴离子还原性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强
2．(2012课标全国理综)短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，其中W的阴离子的核外电子数与X、Y、Z原子的核外内层电子数相同。X的一种核素在考古时常用来鉴定一些文物的年代，工业上采用液态空气分馏方法来生产Y的单质，而Z不能形成双原子分子。根据以上叙述，下列说法中正确的是(　　)。
A．上述四种元素的原子半径大小为W＜X＜Y＜Z
B．W、X、Y、Z原子的核外最外层电子数的总和为20
C．W与Y可形成既含极性共价键又含非极性共价键的化合物
D．由W与X组成的化合物的沸点总低于由W与Y组成的化合物的沸点
3．(双选)(2012广东理综)如图所示是部分短周期元素化合价与原子序数的关系图，下列说法正确的是(　　)。
A．原子半径：Z＞Y＞X
B．气态氢化物的稳定性：R＞W
C．WX3和水反应形成的化合物是离子化合物
D．Y和Z两者最高价氧化物对应的水化物能相互反应
4．下列叙述正确的是(　　)。
A．Li、Na、K的原子半径和密度随原子序数的增加而增大
B．质子数为53，中子数为78的碘原子符号为I
C．HCl、HBr、HI的热稳定性依次增强
D．若M＋和R2－的核外电子层结构相同，则原子序数R＞M
5．已知1～18号元素的离子aW3＋、bX＋、cY2－、dZ－都具有相同的电子层结构，下列关系正确的是(　　)。
A．质子数c＞d
B．离子的还原性Y2－＞Z－
C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ
D．原子半径X＜W
6．元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。下列说法正确的是(　　)。
A．元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B．多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高
C．P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
7．短周期元素X、Y、Z、W、Q在元素周期表中的相对位置如图所示。下列说法正确的是(　　)。
A．元素X与元素Z的最高正化合价之和的数值等于8
B．原子半径的大小顺序为r(X)＞r(Y)＞r(Z)＞r(W)＞r(Q)
C．离子Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数都不相同
D．元素W的最高价氧化物对应的水化物酸性比Q的强
8．(2012天津理综部分)X、Y、Z、M、G五种元素分属三个短周期，且原子序数依次增大。X、Z同主族，可形成离子化合物ZX；Y、M同主族，可形成MY2、MY3两种分子。
请回答下列问题：
(1)Y在元素周期表中的位置为______。
(2)上述元素的最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是______(写化学式)，非金属气态氢化物还原性最强的是______(写化学式)。
(3)Y、G的单质或两元素之间形成的化合物可作水消毒剂的有______(写出其中两种物质的化学式)。
(4)ZX的电子式为______；ZX与水反应放出气体的化学方程式为__________________。
参考答案
基础梳理整合
一、1．原子序数　周期性
2．核外电子排布周期性变化
3．增大　增大　相同　增多　减小　增大　减小　减小　＞　增大　＋1　＋7　－(8－主族序数)　主族序数　减弱　增强　增强　减弱　增强　减弱　减弱　增强　增强　减弱　减弱　增强　增强　减弱
4．结构
即时训练1　答案：(1)＞　＜　(2)＜　＞　(3)＞　＞　(4)＜　＜
即时训练2　答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×
二、1．核电荷数　质子数　核外电子数　质量数　中子数
2．(1)原子序数　电子层数　7　最外层电子数　原子序数　18
(2)2　8　8　18　18　32　2　10　18　36　54
(3)ⅠA　ⅡA　ⅢA　ⅣA　ⅤA　ⅥA　ⅦA
ⅢB　ⅣB　ⅤB　ⅥB　ⅦB　ⅠB　ⅡB　8、9、10　18
(4)铝、锗、锑、钋　硼、硅、砷、碲、砹　金属元素　非金属元素　金属元素　非金属元素
3．(1)ⅢB　ⅡB　(2)六　(3)七
即时训练3　答案：(1)×　(2)×　(3)×　(4)×　(5)√　(6)×
即时训练4　答案：Si　3、19　H、Be、Al　C、S　Li
三、2．(1)＞　＞　(2)难　有　难　不　酸　不
即时训练5　答案：(1)＞　＞　(2)＜　＞　　(3)＜　＜　(4)＞　＞
即时训练6　答案：③④⑤⑥⑦⑧⑨
四、1．最外层电子数　原子核外电子排布
2．H2　还原性　氧化性　剧烈　剧烈　增强　高　差(或弱)　减弱　增强　减弱
3．1　失去　＋1　H2　增多　增大　增强　增强
4．＋7　－1　氢化物　金属单质　增多　增大　加深　F、Cl、Br、I
F、Cl、Br、I　易　难
即时训练7　答案：(1)√　(2)×　(3)×　(4)×　(5)×　(6)×　(7)×
即时训练8　A
核心归纳突破
【例1－1】C　解析：本题考查原子结构与元素的性质，意在考查考生对元素周期律的理解及应用。同周期元素原子半径随核电荷数增大而减小，同主族元素原子半径自上而下随核电荷数增大原子半径增大，故原子半径：As＞P＞Cl，A项错误；元素的非金属性越强，其相应氢化物的热稳定越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，故热稳定性：HCl＞HBr＞AsH3，B项错误；非金属元素单质的氧化性越强则相应阴离子的还原性越弱，故还原性：As3－＞S2－＞Cl－，C项正确；酸性：H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4，D项错误。
【例1－2】D　解析：本题考查元素周期表结构及元素周期律知识。由各元素的相对位置可以判断R在第二周期、T、Q、W三种元素在第三周期，再根据T所处的周期序数与族序数相等，可判断T为Al，则R为N、Q为Si、W为S。A项，非金属性N＞P，P＞Si，所以稳定性NH3＞SiH4，正确；B项，酸性H2SiO3＜H2SO4，正确；C项，原子半径：Al＞Si＞N，正确；D项，可能显碱性，如偏铝酸钠的水溶液显碱性，错误。
【例2－1】答案：(1)三(或3)　ⅤA　(2)NH3
(3)∶∶∶C∶∶∶　(4)N2O5　(5)S4N4
解析：由题干先推导出Z元素为磷元素，则X、Y、W分别是C、N、S。XW2的电子式可由二氧化碳的结构类比而来。(5)中计算为N(S)∶N(N)＝∶≈1∶1，再由相对分子质量得化学式为S4N4。
【例2－2】AD　解析：本题考查元素推断以及元素周期律。X的最外层电子数为内层电子数的3倍，则X应为O元素；Y最外层有2个电子，且为原子序数大于O的短周期元素，则Y应为Mg元素；Z单质为半导体，则应为Si元素；W与X同族，则W为S元素。A项，O的非金属性强于S，故H2O的热稳定性强于H2S，正确；B项，酸性：H2SO4＞H2SiO3，错；C项，MgO中为离子键，SiO2中为共价键，SO3中为共价键，错；D项，原子半径：Mg＞Si＞S＞O，正确。
【例3－1】C　解析：根据碱金属元素的原子结构示意图，可以看出碱金属原子最外层都只有一个电子，原子半径逐渐增大，在化学反应中容易失去一个电子表现出强还原性；它们与水反应的剧烈程度逐渐增强；根据碱金属的物理性质变化规律，碱金属单质的熔、沸点逐渐降低；金属锂在氧气中燃烧生成普通氧化物：4Li＋O22Li2O。
【例3－2】D　解析：A项应为：HI＞HBr＞HCl＞HF；B项应为：HF＞HCl＞HBr＞HI，C项应为：F2＞Cl2＞Br2＞I2。
【例4－1】B　解析：A项二者质子数相同，但中子数相差4；C项第ⅦA族元素自上而下，其氢化物的稳定性逐渐减弱；D项同主族金属元素形成的单质自上而下熔点降低，同主族非金属元素形成的单质自上而下熔点升高。
【例4－2】A　解析：本题考查元素周期表和元素周期律，意在考查学生对元素周期表的熟悉程度，能推导元素及对应物质。结合题目描述，W、X、Y、Z之间的位置关系为：
，可知W位于第二周期，其余位于第三周期，结合位置关系：X、Y、Z、W的半径依次减小，A项正确；W与X形成的化合物如Na2O2分子中含有离子键和非极性共价键，B项错误；N、O、F元素的氢化物分子间均存在氢键，其沸点均比各自同主族相邻元素的气态氢化物的高，但若W为C，其氢化物分子间不存在氢键，由于相对分子质量较小，沸点较低，C项错误；W与Y的原子序数相差5，二者形成的化合物可能是Mg3N2或者Al2O3，D项错误。
实验探究拓展
【实验典例1】答案：(1)钾　铝
(2)不合理，用碱性强弱比较金属性强弱时，一定要用元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较，NH3·H2O不是N元素最高价氧化物对应的水化物
(3)分液漏斗　防止倒吸
(4)浓盐酸　KMnO4　Na2S　S2－＋Cl2===S↓＋2Cl－
(5)硫酸　Na2SiO3　有白色胶状沉淀产生
解析：(4)由题中所给药品可知可用Na2S与氯气发生置换反应判断非金属性强弱，因为无加热装置，所以只能选择KMnO4与浓盐酸反应制取氯气；(5)由B中药品Na2CO3可知，用最高价氧化物对应水化物的酸性强弱来判断非金属性强弱，所以A中加入硫酸，B、C装置中加入相应的盐。
【实验典例2】答案：(1)验证第三周期元素从左到右金属性递减、非金属性递增的规律
(2)试管、酒精灯、砂纸、镊子、小刀、胶头滴管等　镁带、钠、铝条、新制氯水、新制饱和硫化氢溶液、2 mol·L－1的盐酸、NaOH溶液、蒸馏水、酚酞试液、AlCl3溶液
(3)实验内容：(填写题给信息表中的序号)
实验方案 实验现象 有关化学方程式
③ A 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
① B Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑
④ D Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑
⑤ C 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
⑥ E AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaClAl(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4]
② F H2S＋Cl2===2HCl＋S↓
(4)金属性：Na＞Mg＞Al；非金属性：Cl＞S
(5)Na、Mg、Al、S、Cl原子核外都有三个电子层，但最外层电子数依次为1、2、3、6、7，原子半径随电子数增多而减小，所以核对最外层电子的吸引力依次增强，失电子能力减弱，得电子能力增强。
(6)方案一：测定0.1 mol·L－1的Na2SiO3、Na3PO4的pH，由此判断两种盐溶液的水解能力，得出硅酸、磷酸两种最高价含氧酸的酸性强弱顺序，进而得出硅、磷两种元素非金属性强弱的顺序。
方案二：在硅酸钠溶液中滴加磷酸溶液，可发生反应生成硅酸沉淀，进而得出硅、磷两种元素非金属性强弱的顺序。
解析：该题综合性很强，以实验探究的形式考查元素周期律的知识，并且以实验方案设计的形式考查学生的思维想象能力和创新能力。解答该题要认真审题，结合元素化合物的性质和元素周期律的知识，系统分析，填出(3)表中内容。再结合实验要求，得出实验目的、实验所需仪器、药品，综合分析，得出实验结论。结合元素周期律的实质，分析(5)。该题中的实验对第三周期的元素进行了实验探究，但没有涉及Si和P两种元素，结合Si、P两元素在第三周期的位置和其性质、设计实验方案，证明其非金属性的递变规律。可利用其最高价含氧酸的酸性，或利用最高价含氧酸的钠盐的水解程度等方法。
演练巩固提升
1．B　解析：NH4Cl全部由非金属元素组成，但含有离子键和共价键，A项错；同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，各周期中ⅠA族金属元素的金属性最强，B项正确；同种元素的原子的质子数相同，但中子数不同，C项错；ⅦA族元素的阴离子还原性越强，则元素的非金属性越弱，其最高价氧化物对应水化物的酸性越弱，D项错。
2．C　解析：由“X的一种核素可用于考古”可知X为碳元素，由“分馏液态空气来生产Y”可知Y为氮元素或氧元素。因X为碳，其内层电子数为2，故W的阴离子有2个电子，所以W为H；由Z不能形成双原子分子，且内层电子数为2，故Z为Ne。碳的原子半径大于氧或氮的原子半径，A错误；W、X、Y、Z的最外层电子数之和为18或19，B错误；H与N可形成N2H4、H和O可形成H2O2，C正确；W与X形成的烃随着碳原子数的增加熔沸点逐渐增大，且可以形成高分子化合物，所以D错误。
3．BD　解析：本题综合考查物质结构和元素周期律，考查考生的接受、吸收、整合化学信息的能力，以及元素在周期表中的位置、元素及其化合物的主要性质、原子结构和物质结构之间关系的综合推断能力。短周期主族元素的最高正价＝主族序数(F、O除外)、非金属元素的最低负价＝主族序数－8(H除外)，由化合价随原子序数变化关系推断，图中11种元素依次为第二周期第ⅣA～第ⅦA族的碳、氮、氧、氟，第三周期第ⅠA族～第ⅦA族的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯，所以X、Y、Z、W和R分别为氧、钠、铝、硫和氯。随着原子序数的递增，同周期主族元素的原子半径递减，同主族元素的原子半径递增，则原子半径：Na＞Al＞S＞O，因此Y＞Z＞X，故A错；随着原子序数的递增，同周期主族元素的非金属性递增，则非金属性：Cl＞S，非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，则稳定性：HCl＞H2S，故B正确；WX3是SO3，它和水发生如下反应：“SO3＋H2O===H2SO4”，生成的硫酸(H2SO4)是共价化合物，故C错；Y和Z是Na和Al，它们的最高价氧化物对应水化物分别是NaOH、Al(OH)3，前者是强碱，后者是两性氢氧化物，二者发生如下反应：“NaOH＋Al(OH)3===Na[Al(OH)4]”，故D正确。
4．B　解析：ρ(Na)＞ρ(K)，A项错；同主族从上到下氢化物热稳定性减弱，C项错；R比M小一个周期，故R＜M，D项错。
5．B　解析：四种离子的电子层结构相同，所以四种元素在周期表中有如下位置关系：，由此得质子数a、b、c、d的大小关系应为a＞b＞d＞c，所以氢化物稳定性应为HZ＞H2Y，原子半径大小关系应为X＞W，故选B。
6．C　解析：A项，对于主族元素来说，元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价数(O、F除外)，故A错误；B项，离核较近的区域内运动的电子能量较低，故B错误；C项，非金属性：P＜S＜Cl，故得电子能力、最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强，故C正确；D项，位于金属与非金属分界线附近的元素既有金属性又有非金属性，而过渡元素包括所有的副族元素和第Ⅷ族元素，故D错误。
7．A　解析：由元素在元素周期表中的位置可推知X、Y、Z、W、Q分别为N、O、Al、S、Cl。元素X(N)的最高正价＋5与元素Z(Al)的最高正价＋3的数值之和为8；原子半径的大小顺序为r(Z)＞r(W)＞r(Q)＞r(X)＞r(Y)；Y2－和Z3＋的核外电子数和电子层数均相同；非金属性：W(S)＜Q(Cl)，故最高价氧化物对应的水化物的酸性：W(S)＜Q(Cl)。
8．答案：(1)第二周期第ⅥA族
(2)HClO4　H2S
(3)Cl2、O3、ClO2(任写两种，其他合理答案均可)
(4)Na＋[∶H]－　NaH＋H2O===NaOH＋H2↑
解析：该题以原子结构为载体命题考查考生元素周期表、元素周期律以及电化学等知识以及考生的分析、推断能力。利用题中信息容易推知原子序数依次增大的X、Y、Z、M、G五种短周期元素分别为H、O、Na、S、Cl。(1)氧元素的核电荷数为8，故在周期表的位置是第二周期第ⅥA族。(2)在五种元素中非金属性最强的是Cl，因此最高价氧化物对应水化物中酸性最强的是HClO4；非金属单质氧化性越弱其相应的阴离子还原性越强，因此上述五种元素中的非金属气态氢化物还原性最强的是H2S。(3)O3、Cl2、ClO2等具有强氧化性，均可用作自来水的消毒剂。(4)NaH是由Na＋与H－构成的离子化合物，故其电子式为Na＋[∶H]－；与H2O反应时氢元素间发生氧化还原反应生成氢气与NaOH。
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