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元素周期律
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
【目标导航】
1．通过原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合物、原子半径等有关数据和实验事实，能够认识随原子序数递增而呈周期性变化的规律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。
2．通过第三周期元素性质递变规律为例，能认识同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。
3．通过对第三周期原子微观结构的变化到元素性质变化的推理过程，能够设计并完成实验，探究第三周期元素性质递变规律。
4．通过周期表中金属元素、非金属元素分区，能掌握“位、构、性”的关系。
5．通过进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式，能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
6．通过元素周期律、元素周期表在化学研究、工农业生产中的具体应用，能利用元素周期表、元素周期律指导科学研究和工农业生产的模型认知。
【重难点精讲】
一、元素性质的周期性变化规律
1.理论分析
（1）原子结构的变化规律
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
（2）原子半径的变化规律
3～10号元素 Li Be B C
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10号元素 N O F Ne
原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18号元素 Na Mg Al Si
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18号元素 P S Cl Ar
原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 -
变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
（3）元素主要化合价的变化规律
原子序数 主要化合价的变化
1～2 +1→0
3～10 +1→+5　-4→-1→0
11～18 +1→+7　-4→-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
（4）结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
【思考与讨论】参考答案：
2.实验探究——第三周期元素性质的递变
1）钠、镁、铝的金属性比较
(1)预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。
(2)实验过程
①实验探究：钠、镁与水的反应
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应缓慢，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
结论：金属性：Na>Mg
②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应
实验操作 实验现象及离子方程式
向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明；离子方程式为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明。离子方程式为Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失；离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀不溶解。
结论：A．NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；B．金属性：Na>Mg>Al
(3)实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变
(1)最高价含氧酸酸性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
(2)结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【结论分析】参考答案：
第三周期元素从钠到氯，随着原子序数递增，元素的金属性逐惭减弱，非金属性逐惭增强。这与通过元素原子的核外电子排布推测的结论一致。由此，对原子结构与元素性质的关系有以下认识：
1、原子结构决定元素质
2、原子核外最外电子层电子的数目与元素的化学性质关系密切：
(1)金属元素的原子核外最外层电子数一般少于4个，在化学反应中易失去最外层电子。
(2)非金属元素的原子核外最外层电子数一般多于4个，在化学反应中易得到电子。
3.元素周期律
1）元素周期律
(1)含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
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) 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 阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强
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
二、金属性和非金属性强弱的判断方法
一表两序 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：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱
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，对应元素的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强
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，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(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难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
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。
四、元素位—构—性的关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
2．三者的推断关系
(1)结构与位置的互推
①明确四个关系式
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。
最低负价＝－|8－最外层电子数|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律
a．各周期所能容纳元素种数。
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。
c．同族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
④金属与H2O或酸反应的难易程度。
3．结构和性质的互推
(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。
(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
【典题精练】
考点1、考查金属性、非金属性的强弱比较
例1．以下进行元素性质比较的方案中可行的是
A．铁投入溶液中能置换出铜，钠投入溶液中不能置换出铜，可以比较与的金属性强弱
B．的酸性比强，可以比较S与C的非金属性强弱
C．和S分别与铁反应，可以比较Cl与S的非金属性强弱
D．向溶液和溶液中分别通入，可以比较Mg与Al的金属性强弱
【解析】A．铁投入CuSO4溶液中，发生置换反应生成铜，钠投入CuSO4溶液中，Na先和水反应生成NaOH，NaOH再和CuSO4反应生成氢氧化铜沉淀，钠不能置换出铜，这两个反应说明Na、Fe都比Cu活泼，但不能比较钠与铁的金属性强弱，故A错误；B．H2SO3的酸性比H2CO3的酸性强，但亚硫酸不是最高价含氧酸，则不能说明S的非金属性比C强，故B错误；C．氯气和铁反应生成氯化铁，硫和铁反应生成硫化亚铁，说明氯气的氧化性比硫强，故C正确；D．氯化镁或氯化铝通入氨气都生成沉淀，不能比较金属性强弱，故D错误；故选C。
【答案】C
【易错提醒】规避金属性和非金属性判断中的易错点：(1)关注关键词“最高价”，根据元素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时，必须是其最高价氧化物的水化物。(2)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。
考点2、考查微粒半径大小比较
例2．下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
【解析】A．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；同一元素不同粒子，核外电子数越多，半径越大；r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)，A正确；B．原子X与Y的原子序数X＞Y，若X周期数大于Y，则原子半径X>Y，B错误；C．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+【答案】A
【方法技巧】微粒半径大小的比较规律：①层数相同，核大半径小。即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数大的微粒半径小；②层异，层大半径大。即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数大的微粒半径大；③核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小；④电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。
考点3、考查元素周期律、周期表的应用
例3．下列关于元素周期表及周期律的叙述，其中错误的是
①一般在过渡元素中寻找一些化学反应新型催化剂
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物
④按F2→I2的顺序单质氧化性逐渐减弱，故前面的卤素单质可将后面的卤素从它们的盐溶液里置换出来
⑤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
⑥砹(At)为ⅦA元素，推测单质砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第3纵列
A．②③⑤⑦ B．②④⑤⑦ C．①②⑤⑦ D．④⑤⑥⑦
【解析】①过渡元素中的重金属元素通常可以作为一些化学反应新型催化剂，①正确；②非金属性越强，对应简单氢化物稳定性越强，非金属性S>Se，稳定性H2S>H2Se，②错误；③通常农药中含有F、Cl、S、P、As等元素，所以研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物，③正确；④卤族元素简单阴离子的还原性随着原子序数的增大而增大，排在前面的卤素单质可将排在后面的卤素从它的盐溶液中置换出来，但由于氟气极易和水反应生成氢氟酸和氧气，所以氟气除外，④错误；⑤过渡元素是指元素周期表中的副族元素，全部由金属元素构成，可在金属与非金属分界线处的元素中寻找半导体材料，⑤错误；⑥氟氯溴碘砹处于同一主族，从上到下非金属性逐渐减弱，相对原子质量逐渐增大，根据元素周期律可知，碘单质已为紫黑色固体，因此砹也为有色固体，碘化氢不稳定，则砹化氢也不稳定，卤化银都不溶于水和硝酸，则砹化银也不溶于水和硝酸，⑥正确；⑦ⅠA族元素中H是非金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第13纵列，⑦错误；②④⑤⑦错误；故选B。
【答案】B
【名师归纳】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它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。
考点4、考查位、构、性关系的综合应用
例4．T、Q、R、W四种元素在元素周期表中所处位置如图，已知W能与氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的质量分数为50%，且W原子中质子数等于中子数。下列说法错误的是
Q R
T W
A．简单气态氢化物的稳定性：QB．T的最高价氧化物能与强酸溶液反应
C．WO2分子中所有原子最外层均能满足8电子稳定结构
D．Q与氧元素形成的化合物的种类不止一种
【分析】W能与氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的质量分数为50%，则W的相对原子质量为32，W原子中质子数等于中子数，则W的质子数为16，W是S元素；根据T、Q、R、W四种元素在元素周期表中所处位置，可知T、Q、R分别是Al元素、C元素、N元素。
【解析】A．同周期元素从左到右非金属性增强，简单气态氢化物的稳定性增强 ，稳定性：CH4【答案】C
【方法归纳】直接相邻的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序数关系
(1)
(2)
(3)
(4)
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元素周期律
【核心素养分析】
1.宏观辨识与微观探析:从元素和原子、分子水平认识物质的组成、结构、性质和变化,形成“结构决定性质”的观念,能从宏观和微观相结合的视角分析元素周期律的递变性。
2.证据推理与模型认知:具有证据意识,基于实验现象和事实对物质的组成、结构及其变化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的编排方法,能运用元素周期表揭示元素周期律。
3.科学探究与创新意识:发现和提出有探索价值的原子结构与性质的问题,如核外电子排布、元素的特殊性等,面对异常现象敢于提出自己的见解。
【目标导航】
1．通过原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合物、原子半径等有关数据和实验事实，能够认识随原子序数递增而呈周期性变化的规律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果。
2．通过第三周期元素性质递变规律为例，能认识同周期元素的金属性、非金属性等随原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。
3．通过对第三周期原子微观结构的变化到元素性质变化的推理过程，能够设计并完成实验，探究第三周期元素性质递变规律。
4．通过周期表中金属元素、非金属元素分区，能掌握“位、构、性”的关系。
5．通过进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式，能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
6．通过元素周期律、元素周期表在化学研究、工农业生产中的具体应用，能利用元素周期表、元素周期律指导科学研究和工农业生产的模型认知。
【重难点精讲】
一、元素性质的周期性变化规律
1.理论分析
（1）原子结构的变化规律
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化
（2）原子半径的变化规律
3～10号元素 Li Be B C
原子半径/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10号元素 N O F Ne
原子半径/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18号元素 Na Mg Al Si
原子半径/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18号元素 P S Cl Ar
原子半径/nm 0.110 0.102 0.099 -
变化趋势 同周期内自左至右逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子的半径呈现周期性变化
（3）元素主要化合价的变化规律
原子序数 主要化合价的变化
1～2 +1→0
3～10 +1→+5　-4→-1→0
11～18 +1→+7　-4→-1→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化
（4）结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
【思考与讨论】参考答案：
2.实验探究——第三周期元素性质的递变
1）钠、镁、铝的金属性比较
(1)预测：钠、镁、铝同属于第三周期，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子吸引力逐渐增强，将会导致失电子能力减弱，金属性逐渐减弱。
(2)实验过程
①实验探究：钠、镁与水的反应
实验操作 实验现象 实验结论及化学方程式
钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，向反应结束的溶液中加入酚酞溶液，溶液变红 钠与冷水反应剧烈。化学方程式为2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，溶液变为粉红色 镁条与冷水反应缓慢，镁条表面有非常少的小气泡，入酚酞，溶液颜色变化不明显；加热液体至沸腾后，镁与热人较快反应，镁条表面产生较多气泡，试管中溶液变红。镁与冷水几乎不反应，能与热水反应。化学方程式为Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
结论：金属性：Na>Mg
②实验探究：氢氧化铝、氢氧化镁分别和盐酸、氢氧化钠溶液的反应
实验操作 实验现象及离子方程式
向试管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化铝中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明；离子方程式为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液，边滴加边振荡 加入氢氧化钠溶液，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失，溶液无色透明。离子方程式为Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
向试管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色 Mg(OH)2沉淀为止。将 Mg(OH)2 沉淀分装在两支试管中 向一支试管中滴加 2 mol/L 盐酸，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入盐酸，白色沉淀逐渐溶解，最后沉淀消失；离子方程式为Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
向另一支试管中滴加2 mol/L 氢氧化钠溶液，边滴加边振荡 向氢氧化镁白色沉淀中加入氢氧化钠，沉淀不溶解。
结论：A．NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；B．金属性：Na>Mg>Al
(3)实验结论：Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金属性的递变
(1)最高价含氧酸酸性强弱的比较
非金属元素 Si P S Cl
最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸(酸性比H2SO4强)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
(2)结论：Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
3）结论：同周期从左到右，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【结论分析】参考答案：
第三周期元素从钠到氯，随着原子序数递增，元素的金属性逐惭减弱，非金属性逐惭增强。这与通过元素原子的核外电子排布推测的结论一致。由此，对原子结构与元素性质的关系有以下认识：
1、原子结构决定元素质
2、原子核外最外电子层电子的数目与元素的化学性质关系密切：
(1)金属元素的原子核外最外层电子数一般少于4个，在化学反应中易失去最外层电子。
(2)非金属元素的原子核外最外层电子数一般多于4个，在化学反应中易得到电子。
3.元素周期律
1）元素周期律
(1)含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
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) 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 阳离子氧化性逐渐增强阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱阴离子还原性逐渐增强
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
二、金属性和非金属性强弱的判断方法
一表两序 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：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱
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，对应元素的金属性越强
还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强
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，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(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难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
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。
四、元素位—构—性的关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。
2．三者的推断关系
(1)结构与位置的互推
①明确四个关系式
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。
最低负价＝－|8－最外层电子数|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律
a．各周期所能容纳元素种数。
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。
c．同族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
④金属与H2O或酸反应的难易程度。
3．结构和性质的互推
(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。
(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
【典题精练】
考点1、考查金属性、非金属性的强弱比较
例1．以下进行元素性质比较的方案中可行的是
A．铁投入溶液中能置换出铜，钠投入溶液中不能置换出铜，可以比较与的金属性强弱
B．的酸性比强，可以比较S与C的非金属性强弱
C．和S分别与铁反应，可以比较Cl与S的非金属性强弱
D．向溶液和溶液中分别通入，可以比较Mg与Al的金属性强弱
考点2、考查微粒半径大小比较
例2．下列有关微粒半径大小关系比较中，正确的是
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X与Y的原子序数X＞Y，则原子半径一定是X＜Y
C．微粒X+与Y-的核外电子排布相同，则离子半径：X+＞Y-
D．同一主族非金属原子半径X＞Y，则非金属性：X＞Y
考点3、考查元素周期律、周期表的应用
例3．下列关于元素周期表及周期律的叙述，其中错误的是
①一般在过渡元素中寻找一些化学反应新型催化剂
②硒化氢(H2Se)是无色，有毒，比H2S稳定的气体
③研制农药通常考虑含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有机物
④按F2→I2的顺序单质氧化性逐渐减弱，故前面的卤素单质可将后面的卤素从它们的盐溶液里置换出来
⑤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
⑥砹(At)为ⅦA元素，推测单质砹为有色固体，HAt不稳定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金属元素，第ⅢA族位于元素周期表第3纵列
A．②③⑤⑦ B．②④⑤⑦ C．①②⑤⑦ D．④⑤⑥⑦
考点4、考查位、构、性关系的综合应用
例4．T、Q、R、W四种元素在元素周期表中所处位置如图，已知W能与氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的质量分数为50%，且W原子中质子数等于中子数。下列说法错误的是
Q R
T W
A．简单气态氢化物的稳定性：QB．T的最高价氧化物能与强酸溶液反应
C．WO2分子中所有原子最外层均能满足8电子稳定结构
D．Q与氧元素形成的化合物的种类不止一种
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