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第2课时　元素周期表及其应用
基础过关练
题组一　　元素周期表的结构
1.下列有关元素周期表说法正确的是(　　)
A.元素周期表是按元素的相对原子质量由小到大的顺序排列而成的
B.元素周期表中只有前三个周期为短周期
C.元素周期表中同一族的元素,原子核外最外层电子数相同
D.元素周期表中稀有气体元素都在第ⅧA族
2.(经典题)下列说法正确的是(　　)
A.某短周期元素原子最外层有2个电子,则其一定是ⅡA族元素
B.主族元素的单核阳离子一定具有稀有气体元素原子的电子层结构
C.元素周期表有7个主族、7个副族,副族均由长周期元素组成
D.主族元素在周期表中的位置只取决于该元素原子的电子层数
题组二　　碱金属元素性质的递变规律
3.铯(Cs)是制造真空器件、光电管、原子钟等的重要材料,金属铯的密度为1.879 g·cm-3,熔点为28.4 ℃。下列说法正确的是(　　)
A.Cs位于第ⅡA族
B.铯的熔点大于钠
C.铯与水反应时,铯浮在水面上,反应剧烈,发生爆炸
D.碱性:CsOH>RbOH
4.下列有关锂和钠元素的说法正确的是(　　)
A.原子半径:Li>Na
B.二者的单质在加热条件下都能与氧气反应生成过氧化物
C.二者的单质与水反应时,钠比锂反应剧烈
D.碱性:LiOH>NaOH
题组三　　卤族元素性质的递变规律
5.下列关于碱金属或卤族元素的叙述中,正确的是(　　)
A.碱金属单质常温下呈固态,取用时可直接用手拿
B.随着核电荷数的增加,卤素单质的熔点、沸点依次升高
C.碱金属单质的金属性很强,易与氧气发生反应,加热时均生成氧化物R2O
D.卤素单质与水反应的通式为X2+H2O HX+HXO
6.(经典题)以下说法错误的是(　　)
A.得电子能力:F2>Cl2>Br2>I2
B.还原性:F-C.稳定性:HF>HCl>HBr>HI
D.酸性:HF>HCl>HBr>HI
题组四　　元素周期表的应用
7.装修用的石材的放射性检测常用Ra作为标准。下列叙述中不正确的是(　　)
A.一个Ra中,质子数比中子数少50
B.Ra元素位于元素周期表中第六周期ⅡA族
C.RaCO3难溶于水
D.Ra(OH)2是一种强碱
8.X、Y、Z、W四种短周期元素在元素周期表中的相对位置如图所示,X的最高正化合价与最低负化合价的代数和为0。
X Y
Z W
下列有关说法正确的是(　　)
A.原子半径:r(X)B.X的非金属性比Y强
C.Y的气态氢化物的热稳定性比W的弱
D.最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>X
能力提升练
题组一　　元素周期律和元素周期表
1.钫元素(Fr)具有放射性,它是碱金属元素。下列对其性质的预言中,不正确的是(　　)
A.Fr的金属性比Na强,单质与水反应更剧烈
B.Fr的原子半径比Na大
C.Fr与硫酸铜溶液发生置换反应得到金属铜
D.Fr的氢氧化物(FrOH)是一种强碱,能使酚酞溶液变红
2.根据元素周期律和元素周期表,下列推断错误的是(　　)
A.第83号元素的最高化合价是+6价
B.第七周期0族元素的原子序数是118
C.第53号元素的单质在常温常压下是固体
D.位于第四周期ⅣA族的元素的单质可作半导体,其同主族的第二周期元素的某种核素可用于考古断代
3.我国拥有自主知识产权的硅衬底高光效氮化镓发光二极管(简称LED)技术,已广泛应用于照明、显像等多个领域。氮和镓的原子结构示意图及镓在元素周期表中的信息如图所示,下列说法正确的是(　　)
A.镓的相对原子质量是69.72 g
B.镓原子核内有31个中子
C.镓元素位于第三周期ⅢA族
D.氮化镓的化学式为GaN
4.A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的短周期主族元素,A、E在元素周期表中的相对位置如图,A与C能形成两种无色气体,C是地壳中含量最多的元素,D是地壳中含量最多的金属元素。
A
E
(1)D在元素周期表中的位置为　　　　　　。
(2)C、E的简单氢化物沸点较高的是　　　　　(填化学式)。
(3)C、D、E、F的简单离子半径由大到小的顺序是　　　　　　　　(填离子符号)。
(4)H2O2不仅可以用于家庭消毒,还可以在微电子工业中作刻蚀剂。B的简单气态氢化物的水溶液可用作H2O2的清除剂,所得产物不污染环境,反应的化学方程式为　　　　　　　　　　。
题组二　　元素推断及“位—构—性”的关系
5.短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示,其中W原子的质子数是其最外层电子数的3倍。下列说法不正确的是(　　)
A.原子半径:Z>W>X>Y
B.简单氢化物的热稳定性:X>Y>W>Z
C.最高价氧化物对应水化物的酸性:X>W>Z
D.非金属性:Y>X>W>Z
6.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表所示:
元素 X Y Z R T
原子半 径/nm 0.160 0.111 0.102 0.143 0.066
主要化 合价 +2 +2 -2、+4、+6 +3 -2
根据表中信息,判断以下说法正确的是(　　)
A.单质与稀硫酸反应的剧烈程度:R>Y>X
B.离子半径:X2+>R3+>T2-
C.最高价氧化物对应水化物的碱性:R>X
D.简单氢化物的热稳定性:T>Z
答案与分层梯度式解析
第2课时　元素周期表及其应用
基础过关练
1.B　元素周期表是按元素的原子序数由小到大的顺序排列而成的,A错误;元素周期表中前三周期为短周期,其他周期为长周期,B正确;元素周期表中同一族元素的原子核外最外层电子数可能不同,如零族元素中He最外层有2个电子,Ne最外层有8个电子,C错误;元素周期表中稀有气体元素都在0族,D错误。
2.C　He原子最外层有2个电子,但He属于0族元素,A错误;主族元素的单核阳离子不一定具有稀有气体元素原子的电子层结构,如H+,B错误;元素周期表有7个主族、7个副族,从第四周期开始出现副族元素,副族均由长周期元素组成,C正确;主族元素所在周期取决于该元素原子的电子层数,所在族取决于该元素原子的最外层电子数,D错误。
3.D　Cs位于第ⅠA族,A错误;铯的熔点小于钠,B错误;铯的密度大于水,铯与水反应时,沉入水底,反应剧烈,发生爆炸,C错误;同主族元素从上到下,金属性逐渐增强,最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强,碱性:CsOH>RbOH,D正确。
4.C　Li和Na处于同一主族,锂原子的电子层数较少,原子半径较小,A错误;锂在加热条件下与氧气反应生成氧化锂,钠在加热条件下与氧气反应生成过氧化钠,B错误;钠比锂更活泼,与水反应更剧烈,C正确;钠的金属性比锂强,碱性:NaOH>LiOH,D错误。
5.B　碱金属性质活泼,不能用手直接接触,A错误;随着核电荷数的增加,卤素单质的熔点、沸点也随着原子序数递增而升高,B正确;加热条件下,O2与Li反应生成氧化锂,Na与O2反应生成过氧化钠,K、Rb、Cs分别与O2反应可能会生成更复杂的氧化物,C错误;F2与水反应生成氢氟酸和氧气(易错点)D错误。
6.D　F、Cl、Br、I均为ⅦA族元素,其非金属性由强到弱的顺序为F>Cl>Br>I。元素非金属性越强,其单质得电子能力越强,A正确;同一主族中非金属性越弱的元素,其简单阴离子失电子能力越强,故还原性:F-HCl>HBr>HI,C正确;HF是弱酸,HCl、HBr、HI均为强酸,D错误。
7.B　1个Ra中含有的质子数是88,由质量数=质子数+中子数可知,1个Ra中含有的中子数是226-88=138,质子数比中子数少50,A正确;由第六周期的0族元素氡的原子序数为86可知,Ra元素位于第七周期ⅡA族(解题技法),B错误;Ra位于ⅡA族,其碳酸盐应与CaCO3、BaCO3性质相似,可推知RaCO3难溶于水,C正确;同主族元素从上到下金属性依次增强,故Ra元素金属性较强,其最高价氧化物对应水化物的碱性比Ba(OH)2强,故Ra(OH)2是强碱,D正确。
方法点津　确定元素在周期表中的位置时,若已知原子序数,可采用稀有气体元素(0族)定位法,从上到下稀有气体元素的原子序数依次是2、10、18、36、54、86、118,可以此确定其他元素的周期序数和族序数。
8.D　根据题意可知,X为C,Y为F,Z为S,W为Cl。同一周期主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则原子半径:C>F,A错误;同一周期主族元素从左到右,非金属性逐渐增强,则非金属性:F>C,B错误;非金属性:F>Cl,则热稳定性:HF>HCl,C错误;非金属性:S>C,H2SO4的酸性比H2CO3强,D正确。
能力提升练
1.C　同主族元素从上到下,金属性增强,Fr的失电子能力比Na强,其跟水反应会比Na更剧烈,A正确;同主族元素,从上到下原子半径依次增大,则Fr的原子半径比Na大,B正确;同主族元素从上到下,金属性增强,Fr的失电子能力比Na强,Fr跟水反应会更剧烈,所以Fr与硫酸铜溶液反应不能得到金属铜,C错误;同主族元素从上到下,最高价氧化物对应水化物的碱性增强,FrOH是一种强碱,能使酚酞溶液变红,D正确。
2.A　氡的原子序数为86,位于元素周期表中第六周期0族,则83号元素位于第六周期ⅤA族,所以第83号元素的最高化合价是+5价,A错误;第七周期0族元素的原子序数为118,B正确;第五周期0族元素的原子序数为54,第53号元素为第五周期ⅦA族元素,即碘元素,碘单质在常温常压下是固体,C正确;位于第四周期ⅣA族的元素是Ge,处于金属和非金属分界线附近,Ge的单质可作半导体,其同主族的第二周期元素的一种核素——14C可用于考古断代,D正确。
3.D　镓的相对原子质量为69.72,A错误;镓原子核内有31个质子,中子数不为31,B错误;镓位于第四周期ⅢA族,C错误。
4.答案　(1)第三周期第ⅢA族
(2)H2O
(3)S2->Cl->O2->Al3+
(4)2NH3·H2O+3H2O2 N2↑+8H2O(或2NH3+3H2O2 N2↑+6H2O)
解析　A、B、C、D、E、F是原子序数依次增大的短周期主族元素,C是地壳中含量最多的元素,则C为O元素;A与氧元素能形成两种无色气体,这两种无色气体为CO、CO2,则A为C元素,B为N元素;结合A、E在元素周期表中的相对位置可知E为S元素,F为Cl元素;D是地壳中含量最多的金属元素,则D为Al元素,据此分析解答。
(1)D为Al元素,在元素周期表中位于第三周期第ⅢA族。
(2)常温下H2O为液体,H2S为气体,则H2O的沸点较高。
(3)电子层数越多,离子半径越大,具有相同核外电子排布的离子,原子序数大的离子半径小,则C、D、E、F的离子半径由大到小的顺序是S2->Cl->O2->Al3+。
(4)B的简单气态氢化物为NH3,其水溶液可作H2O2的清除剂,所得产物不污染环境,则反应生成氮气与水,反应的化学方程式为2NH3·H2O+3H2O2 N2↑+8H2O或2NH3+3H2O2 N2↑+6H2O。
5.B　W原子的质子数是其最外层电子数的3倍,结合W原子在元素周期表中的位置,可推出W为磷元素,故X、Y、Z分别为氮元素、氧元素、硅元素(破题关键)。同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小,不同周期的元素,一般原子核外电子层数越多,原子半径越大,所以原子半径:Z>W>X>Y,A正确;元素的非金属性越强,其简单氢化物的稳定性就越强,元素的非金属性:Y>X>W>Z,则简单氢化物的热稳定性:Y>X>W>Z,B错误;元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,元素的非金属性:X>W>Z,所以对应元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性:X>W>Z,C正确;元素的非金属性:Y>X>W>Z,D正确。
6.D　短周期元素Z的主要化合价是-2、+4、+6,则Z是S(破题关键);X、Y主要化合价是+2价,说明它们是ⅡA元素,由于原子半径:X>Y,则X是Mg,Y是Be;R主要化合价是+3价,原子半径:R>Y,则R是Al;T主要化合价是-2价,则T是O。元素金属性越强,其单质与稀硫酸发生置换反应就越剧烈,金属性Mg>Al,Mg>Be,故Mg(X)与稀硫酸反应最剧烈,A项错误;X是Mg,R是Al,T是O,它们形成的简单离子分别为Mg2+、Al3+、O2-,核外电子排布相同,核电荷数越大,离子半径越小,所以离子半径:T2->X2+>R3+,B项错误;同周期主族元素从左到右,其最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱,则碱性:Mg(OH)2>Al(OH)3,C项错误;元素的非金属性越强,其简单氢化物的热稳定性越强,非金属性:O>S,所以简单氢化物的热稳定性:H2O>H2S,D项正确。
10(共36张PPT)
第一单元　元素周期律和元素周期表
1.原子序数
(1)概念:化学家按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号,这种编号叫作原子序数。
(2)数量关系:原子序数=质子数=核外电子数=核电荷数。
2.原子结构变化规律
(1)元素原子最外层电子数的变化规律
　　3~18号元素,随着原子序数的递增,原子最外层电子数重复出现从1递增到8的变化,说明
元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
(2)元素原子半径的变化规律
知识点 1 原子结构的周期性变化
必备知识 清单破
　　随着原子序数的递增,元素(稀有气体元素除外)原子半径呈现周期性变化。3~9号元
素、11~17号元素的原子半径随着核电荷数的递增都逐渐减小。
1.元素化合价(只讨论3~9号、11~17号元素)
(1)元素的最高化合价=原子核外最外层电子数(O、F除外);元素的最低化合价=原子核外最
外层电子数-8(金属元素最低化合价为0价)。
(2)随着原子序数的递增,元素的最高正化合价由+1价递增到+7价(O、F除外),元素的最低负
化合价按碳、氮、氧、氟(硅、磷、硫、氯)的顺序由-4价递增到-1价。
2.元素金属性和非金属性
(1)钠、镁、铝元素金属性强弱比较
①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时,由易到难的顺序是Na>Mg>Al。
②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>
Al(OH)3。
知识点 2 元素周期律
③钠、镁、铝元素的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
(2)硅、磷、硫、氯元素非金属性强弱比较
①硅、磷、硫、氯的单质与氢气化合时由易到难的顺序为Cl2>S>P>Si。
②硅、磷、硫、氯对应气态氢化物的热稳定性:SiH4③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si。
(3)11~17号元素金属性与非金属性的强弱变化规律
①随着元素原子最外层电子数的增多,11~17号元素最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱,
酸性逐渐增强。
②随着元素原子最外层电子数的增多,11~17号元素金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
3.元素周期律
(1)概念:元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。
(2)内容:随着元素核电荷数的递增,元素的原子半径(稀有气体元素除外)、元素的金属性和
非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。
(3)实质:元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的
必然结果。
1.元素周期表的编排原则
(1)原子核外电子层数相同的元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成行。每一行称为一
个周期。
(2)原子核外最外层电子数相同的元素,按电子层数递增的顺序自上而下排成列。每一列为
一族(第8、9、10列除外)。
2.元素周期表的结构
(1)周期:元素周期表有7行,每一行称为一个周期,元素周期表共有7个周期。周期序数=电子
层数。
(2)族:元素周期表有18列,它们被划分为16个族,包括7个主族、7个副族、1个Ⅷ族(第8、9、1
0三列称为Ⅷ族)、1个0族。主族序数=最外层电子数。
知识点 3 元素周期表的结构
特别提醒 由于镧系元素(原子序数:57~71,位于第六周期ⅢB族)与锕系元素(原子序数:89~1
03,位于第七周期ⅢB族)的存在,第六、七周期均比第五周期多14种元素。
3.主族元素性质的递变规律
(1)同一周期元素(稀有气体元素除外)

(2)同一主族元素


知识点 4 元素周期表和元素周期律的应用
知识辨析
1.原子序数越大,原子半径一定越大。这种说法对吗
2.11~17号元素的最高正价由+1价递增到+7价,3~9号元素的最高正价也是由+1价递增到+7
价。这种说法对吗
3.原子失去的电子数越多,元素的金属性越强。这种说法对吗
4.原子最外层电子数是2的元素一定是ⅡA族元素。这种说法对吗
5.元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅠA族。这种说法对吗
一语破的
1.不对。同周期主族元素,原子序数越大,原子半径越小;同一主族元素,原子序数越大,原子半
径越大。
2.不对。3~9号元素中氧元素没有最高正价,氟元素没有正价。
3.不对。元素金属性的强弱与失去电子的难易程度有关,与失去电子数的多少无关,如Na失
去一个电子形成Na+,Al失去三个电子形成Al3+,但是Na的金属性强于Al。
4.不对。如He最外层电子数为2,但为0族元素。
5.不对。元素周期表中所含元素种类最多的族是ⅢB族。因为第3列包括镧系和锕系。
关键能力 定点破
定点 1 元素金属性和非金属性强弱的比较
1.元素金属性强弱的比较
　　比较元素金属性强弱,实质是看元素原子失去电子的难易程度,原子越易失去电子,其金
属性越强。具体判断方法:
(1)根据金属活动性顺序判断:金属活动性顺序中越靠前,对应元素金属性越强。
(2)根据单质的反应判断:单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,对应元素的金属性越强。
(3)根据最高价氧化物对应水化物的碱性判断:碱性越强,对应元素的金属性越强。
(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。如
根据Fe+Cu2+ Fe2++Cu,可知金属性:Fe>Cu。
(5)根据氧化性或还原性判断:单质的还原性越强或阳离子氧化性越弱,元素金属性越强。
(6)根据在周期表中的位置判断:一般来说,左边比右边或下方比上方元素的金属性强。
2.元素非金属性强弱的比较
　　比较元素非金属性强弱,实质是看元素原子得到电子的难易程度,原子越易得到电子,其
非金属性越强。具体判断方法:
(1)根据与H2反应难易:与H2化合越容易,气态氢化物越稳定,元素非金属性越强。
(2)根据氧化性或还原性判断:单质氧化性越强或阴离子还原性越弱,元素非金属性越强。
(3)根据最高价氧化物对应水化物的酸性判断:酸性越强,对应元素的非金属性越强。
(4)根据溶液中置换反应判断:活泼的非金属能将较不活泼的非金属从其盐溶液中置换出
来。如根据Cl2+2Br- 2Cl-+Br2,可知非金属性:Cl>Br。
(5)根据在周期表中的位置判断:一般来说,右边比左边或上方比下方元素的非金属性强。
典例 可以说明硫元素的非金属性比氯元素的非金属性弱的是 (　 )
①相同条件下HCl的溶解度比H2S的大
②HClO的氧化性比H2SO4的强
③HClO4的酸性比H2SO4的强
④HCl比H2S稳定
⑤氯原子最外层有7个电子,硫原子最外层有6个电子
⑥Cl2可以从H2S溶液中置换出S
⑦同浓度的HCl和H2S的水溶液,前者酸性强
⑧HCl还原性比H2S弱
A.③④⑤⑥⑦　　　 B.②③④⑥⑦⑧
C.①②⑤⑥⑦ D.③④⑥⑧
D
思路点拨 根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱、气态氢化物的稳定性强弱、非金属
单质的氧化性强弱及单质间的置换反应均能比较元素非金属性的强弱。
解析 溶解度与元素的非金属性没有直接关系,①不符合题意;应该用最高价氧化物对应水
化物的酸性强弱来比较元素非金属性的强弱,②不符合题意,③符合题意,⑦不符合题意;气态
氢化物越稳定,对应元素的非金属性越强,④符合题意;元素原子得电子能力的强弱不仅与原
子最外层电子数有关,还与电子层数等有关,最外层电子数多的原子不一定得电子能力强,元
素的非金属性不一定强,⑤不符合题意;Cl2可从H2S溶液中置换出S,说明Cl2的氧化性强于S,非
金属性Cl>S,⑥符合题意;非金属元素气态氢化物的还原性越强,说明越易失电子,则对应的非
金属元素原子得电子能力越弱,HCl还原性比H2S弱,能证明Cl得电子能力强于S,则Cl的非金
属性强于S,⑧符合题意。
易错提醒 判断元素非金属性强弱时应注意以下几点:
(1)单质或化合物物理性质方面的规律与元素的金属性或非金属性强弱无关。如不能根据相
同条件下HCl的溶解度比H2S大得非金属性Cl>S。
(2)含氧酸的氧化性强弱与元素的非金属性强弱无关。如不能根据氧化性HClO>H2SO4得非
金属性Cl>S。
(3)根据非最高价氧化物对应水化物的酸性强弱,无法比较元素非金属性的强弱。如不能根
据酸性HClO
1.结构与位置的关系
结构 位置
2.结构与性质的关系

定点 2 元素“位、构、性”关系模型

3.位置、结构和性质的关系
典例 主族元素W、X、Y、Z位于同一周期,原子序数依次增大,W、X是金属元素,Y、Z是非
金属元素。W、X的最高价氧化物对应的水化物可以相互反应,W与Y可形成化合物W2Y,Y
的最外层电子数是核外电子层数的2倍。下列说法正确的是 (　 )
A.Y的气态氢化物比Z的气态氢化物稳定
B.W的最高价氧化物对应的水化物是已知最强的碱
C.Y单质和氧气、氢气都能发生化合反应,且产物都具有还原性
D.W、X、Y、Z四种元素的原子半径由小到大的顺序是WC
思路点拨 解答此题需要知道氢氧化铝是两性氢氧化物,“W、X是金属元素,W、X的最高
价氧化物对应的水化物可以相互反应”为该题的突破口;另外,注意把握原子核外电子排布
特点。
解析 W、X是金属元素,W、X的最高价氧化物对应的水化物可以相互反应,则W为Na,X为
Al;Y的最外层电子数是核外电子层数的2倍,且与Na、Al在同一周期,则Y为S;Z位于第三周
期,且为原子序数大于S的主族元素,则Z为Cl。非金属性Y物稳定,A错误;W为Na,Na的最高价氧化物对应的水化物为NaOH,NaOH不是最强的碱,B错
误;S和O2、H2都能发生化合反应,分别生成SO2、H2S,SO2、H2S都具有还原性,C正确;同周期
主族元素从左到右,原子半径逐渐减小,则原子半径由小到大的顺序为Z规律小结 元素原子结构、元素在周期表中的位置和元素的主要性质三者之间的关系如下:

1.同周期——“序大径小”
同周期(稀有气体元素除外),从左到右,原子半径逐渐减小。如第三周期中:r(Na)>r(Mg)>r
(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
2.同主族——“序大径大”
　　同主族,从上到下,原子(或离子)半径逐渐增大。如:r(Li)r(Br-)3.同元素
(1)同种元素的原子与其简单离子比较——“阴大阳小”
　　阴离子半径大于原子半径,阳离子半径小于原子半径。如:r(Na+)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子比较——“数大径小”
定点 3 粒子半径的大小比较
　　带电荷数越多,离子半径越小。如:r(Fe3+)4.同结构——“核大径小”
　　电子层结构相同的离子,核电荷数越大,离子半径越小。如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r
(Al3+)。
典例 比较下列各组粒子半径,正确的是 (　 )
①Cl③Na+A.①和③　　B.②　　C.③　　D.①和④
A
思路点拨 解答本题需能理解粒子半径的大小比较方法,并能结合具体粒子组进行灵活应
用。
解析 同种元素的原子和离子比较,电子数越多半径越大,同主族元素的离子,核外电子层数
越多离子半径越大,故粒子半径:Cl小”,即离子半径:F->Mg2+>Al3+,②错误;电子数:Na+径增大,即粒子半径:Na+半径:S2->Cl-,④错误。结合上述分析可知A项正确。
知识拓展 比较位于不同周期和主族的元素原子半径时,需另选一种元素原子作参照。如比
较Rb和Ca的原子半径,因r(K)>r(Ca),r(Rb)>r(K),所以原子半径:r(Rb)>r(Ca)。
　　奥地利首都维也纳一家矿场监督牟勒是第一个提取出碲的人。1782年牟勒从一种被当
地人称为“奇异金”的矿石中提取出碲(Te),Te与O、S同主族。
学科素养 情境破
素养 证据推理与模型认知——新情境下利用元素周期律推测陌生物质的性质
情境探究
问题1 常温下,碲单质是什么状态的物质 说明理由。
提示 固态。同主族非金属元素,从上到下,其单质的熔点逐渐升高,常温下硫单质是固体,则
碲单质也是固体。
问题2 碲的常见化合价有哪些
提示 -2、0、+4、+6等。
问题3 碲单质有可能是半导体吗 说明理由。
提示 可能是半导体。碲位于金属与非金属的分界线附近,其物理性质和化学性质介于金属
和非金属之间。
讲解分析
元素周期律的两大应用
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法:金属性Mg>Al,Ca>Mg,则碱性Ca(OH)2>Mg(OH)2>
Al(OH)3。
②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法:非金属性C>Si,O>C,则简单氢化物稳定性H2O>CH4>
SiH4。
(2)推测陌生元素的某些性质
①已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶,可推知Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素F、Cl、Br、I的性质递变规律,可推知元素砹(At)的某些化合物的性质,如
HAt不稳定,其水溶液呈酸性;AgAt难溶于水。
例题 类比和推理是化学研究的重要方法。下列说法正确的是 (　 )
A.卤素单质的熔点从F2到I2逐渐升高,则碱金属单质的熔点从Li到Cs逐渐升高
B.117号元素Ts的最低化合价为-1价
C.铊和铝属同一主族,则铊的最高价氧化物对应的水化物Tl(OH)3为两性氢氧化物
D.周期表中碲与硫处于同一主族,碲的相对原子质量大于硫,则碲化氢是比硫化氢更稳定的
气体
典例呈现
B
素养解读 本题以“类比和推理的研究方法”为情境素材,考查元素周期律的应用,提升学
生逻辑推理的能力,培养证据推理与模型认知的化学学科核心素养。
信息提取 同主族元素从上到下,原子半径逐渐增大,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
卤素单质的熔点与相对分子质量有关。气态氢化物的热稳定性与元素的非金属性有关,与相
对分子质量无关。
解题思路 卤素单质的熔点与相对分子质量有关,相对分子质量越大,熔点越高,则从F2到I2熔
点逐渐升高,而碱金属单质的熔点从Li到Cs逐渐降低,A错误;117号元素Ts位于元素周期表的
第七周期ⅦA族,最外层有7个电子,最低化合价为-1价,B正确;同一主族从上到下,元素的金属
性逐渐增强,Tl元素位于元素周期表的第六周期ⅢA族,铊的最高价氧化物对应的水化物Tl
(OH)3不具有两性,C错误;同一主族从上到下,元素的非金属性逐渐减弱,非金属性越强,简单
氢化物的稳定性越强,则碲化氢比硫化氢稳定性差,D错误。
思维升华
利用元素周期律推断元素性质
　　元素金属性强 单质还原性强 最高价氧化物对应的水化物碱性强。
　　元素非金属性强 单质氧化性强 最高价含氧酸酸性强 气态氢化物稳定性
强 简单阴离子或气态氢化物还原性弱。专题5　微观结构与物质的多样性
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
基础过关练
题组一　　原子结构的周期性变化
1.(经典题)元素性质随原子序数的递增呈周期性变化的实质是(　　)
A.元素的相对原子质量逐渐增大,量变引起质变
B.原子的电子层数增多
C.原子核外电子排布呈周期性变化
D.原子半径呈周期性变化
2.已知下列元素的原子半径:
元素 N S O Si
原子半径r/ 10-10 m 0.70 1.04 0.66 1.17
根据以上数据,推测P的原子半径可能是(　　)
A.1.10×10-10 m　　　　B.0.80×10-10 m
C.1.20×10-10 m　　　　D.0.70×10-10 m
题组二　　元素化合价、原子结构及其递变规律
3.下列各组元素性质或原子结构递变规律错误的是(　　)
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多
B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C.N、O、F原子半径依次增大
D.Na、K、Rb的电子层数依次增多
4.(经典题)原子序数为3~10的元素,随着核电荷数的递增而逐渐增大的是(　　)
A.电子层数　　　B.最外层电子数　
C.原子半径　　　　D.最高正化合价
5.几种短周期主族元素的原子半径及常见化合价如表所示,下列说法正确的是(　　)
元素代号 A B C D E F
常见化合价 -2 +4、-4 -1 +5、-3 +3 +1
原子半径/ nm 0.074 0.077 0.099 0.110 0.143 0.186
A.A元素为氧元素,F元素为钾元素
B.A元素与F元素形成的化合物只有一种
C.C、D的简单离子半径:C>D
D.由上表信息可推测N的原子半径:0.074 nm题组三　　元素金属性、非金属性强弱的比较
6.M、N均为非金属元素,下列有关叙述能说明M比N的非金属性强的是(　　)
①M的单质能从N的化合物中置换出N的单质
②相同条件下,M的单质与金属反应生成高价金属化合物,而N的单质与同一金属反应生成低价金属化合物
③M的单质与H2反应比N的单质与H2反应容易得多
④气态氢化物水溶液的酸性:HmM>HnN
⑤氧化物对应水化物的酸性:HmMOx>HnNOy
⑥M的单质的熔点高于N的单质
A.①②③⑤　　　B.①②③
C.①③④⑤　　　D.③④⑤⑥
7.下列叙述错误的是(　　)
A.Na、Mg、Al与水反应置换出氢气越来越难
B.Al3+、Na+、O2-半径依次增大
C.从HF、HCl、HBr、HI的酸性递增的事实,推出F、Cl、Br、I的非金属性递增的规律
D.从氢硫酸露置于空气中容易变质,产生浑浊的事实,推出O的非金属性比S强
8.下列比较元素金属性相对强弱的方法或依据正确的是(　　)
A.根据金属元素原子失去电子的数目来判断,失去电子较多的金属性较强
B.用Na置换MgCl2溶液中的Mg,来验证钠元素的金属性强于镁元素
C.Mg不与NaOH溶液反应而Al能与NaOH溶液反应,可说明元素金属性:Al>Mg
D.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3,可说明钠、镁、铝元素金属性依次减弱
9.下列事实与推论相符的是(　　)
选项 事实 推论
A H2O的沸点比H2S的沸点高 非金属性:O>S
B 盐酸的酸性比H2SO3的酸性强 非金属性:Cl>S
C 钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 金属性:Na>K
D HF的热稳定性比HCl的强 非金属性:F>Cl
题组四　　元素周期律
10.海洋是一个十分巨大的资源宝库。海水中含量最多的是H、O两种元素,还含有Na、Cl、Mg、Br、Ca、K、S等元素。下列关于K、Mg、S、Cl、Br、O元素及其化合物的说法正确的是(　　)
A.最高化合价:Cl>S
B.单质与水反应的剧烈程度:Mg>K
C.还原性:Cl->Br-
D.热稳定性:H2S>H2O
11.下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是(　　)
A.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3
B.酸性:HClO4>H2SO4
C.非金属性:N>P
D.原子半径:r(C)12.某同学设计用如图所示装置比较C和Cl的非金属性。则溶液X、Y中的溶质可分别是(　　)
A.HCl、Na2CO3　　　B.HCl、H2CO3
C.HClO4、NaHCO3　　　D.NaHCO3、NaCl
13.某同学为了验证元素周期律相关的结论,自己设计了一套实验方案,并记录了有关实验现象。
实验方案 实验现象
①将少量新制氯水滴入NaBr溶液中,加入适量CCl4,振荡,静置 分层,上层无色,下层橙红色
②将一小块金属钠放入冷水中 钠浮在水面上,熔成小球,四处游动,发出“嘶嘶”的响声,随后消失
③将少量溴水滴入NaI溶液中,加入适量CCl4,振荡,静置 分层,上层无色,下层紫红色
④将一小块金属钾放入冷水中 钾浮在水面上,熔成小球,四处游动,并伴有轻微的爆炸声,很快消失
回答下列问题:
(1)实验方案①相关反应的离子方程式为　　　　　　　　　　　　。由实验方案①和实验方案③可知Cl、Br、I的非金属性由强到弱的顺序为　　　　　　　　　(用元素符号表示)。
(2)实验方案④相关反应的化学方程式为　　　　　　　　　　　　　　。由实验方案②和实验方案④可知碱性:NaOH　　　(填“>”或“<”)KOH。
(3)实验结论:同一主族元素的原子最外层电子数相同,随着核电荷数的增加,元素的金属性逐渐　　　　(填“增强”或“减弱”,下同),非金属性逐渐　　　　。
答案与分层梯度式解析
专题5　微观结构与物质的多样性
第一单元　元素周期律和元素周期表
第1课时　元素周期律
基础过关练
1.C　考查元素周期律的实质,明确结构决定性质。
2.A　P与N最外层电子数相同,原子序数P>N,则磷原子半径>0.70×10-10 m;又P与Si、S电子层数相同,原子序数S>P>Si,则1.04×10-10 m<磷原子半径<1.17×10-10 m。综上,A符合要求。
3.C　Li、Be、B原子核外都有2个电子层,最外层电子数随着原子序数的递增而增多,A正确;P、S、Cl元素的原子核外均有3个电子层,最外层电子数依次为5、6、7,对应的最高正化合价依次为+5、+6、+7,B正确;N、O、F原子的核外电子层数相同,随着核电荷数增大,原子半径依次减小,C错误;Na、K、Rb元素的原子最外层均有1个电子,电子层数依次增多,D正确。
4.B　原子序数为3~10的元素,原子的电子层数都为2,A错误;这些元素原子的最外层电子数由1依次增大到8,B正确;除了10号稀有气体元素原子外,3~9号元素原子的核电荷数越大,原子半径越小,C错误;O无最高正价、F无正价,D错误。
5.D　A的常见化合价为-2,B的常见化合价为-4、+4,B处于第ⅣA族,且A的原子半径与B相差不大,但C的原子半径大于A和B,则A、B为第二周期元素,C为第三周期元素,A为O,B为C,C为Cl;D的常见化合价为-3、+5,原子半径大于Cl,则D是P;E的常见化合价为+3,F的常见化合价为+1,二者的原子半径均大于P,所以E是Al,F是Na,A错误;A与F可以形成氧化钠、过氧化钠,B错误;Cl-与P3-具有相同的核外电子排布,但核电荷数:Cl->P3-,故离子半径:r(P3-)>r(Cl-),C错误;同周期主族元素的原子半径,从左到右依次减小,故r(O)=0.074 nm6.B　M的单质能从N的化合物中置换出N的单质,则氧化性:M的单质>N的单质,说明非金属性:M>N,①正确;相同条件下,M的单质与金属反应生成高价金属化合物,而N的单质与同一金属反应生成低价金属化合物,则氧化性:M的单质>N的单质,说明非金属性:M>N,②正确;M的单质与H2反应比N的单质与H2反应容易得多,说明非金属性:M>N,③正确;元素非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,与气态氢化物水溶液的酸性无关,④错误;元素非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,没有指明是否为最高价氧化物对应水化物,不能说明M比N的非金属性强,⑤错误;根据单质的熔点高低,不能比较M与N的非金属性强弱,⑥错误;综上,①②③正确。
7.C　元素的金属性越强,单质越易与水(或酸)反应置换出氢气,金属性:Na>Mg>Al,则Na、Mg、Al与水反应置换出氢气越来越难,A项正确;Al3+、Na+、O2-具有相同的电子层结构,具有相同电子层结构的离子,原子序数越大离子半径越小,则离子半径:Al3+S,即O的非金属性比S强,D项正确。
8.D　根据金属元素原子失去电子的难易程度来判断金属性强弱,金属元素原子越容易失去电子,金属性越强,与失去电子的数目没有必然联系,A项错误;Na与MgCl2溶液中的水反应生成NaOH,NaOH与MgCl2反应生成Mg(OH)2沉淀和NaCl,不能置换出Mg,B项错误;不能根据金属与碱溶液的反应来判断相应元素金属性的强弱,C项错误;可以根据元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱比较元素金属性的强弱,D项正确。
9.D　氢化物的沸点高低与元素的非金属性强弱无关(易错点),A项错误;HCl是无氧酸,H2SO3不是S的最高价含氧酸,盐酸的酸性比H2SO3的酸性强,不能证明非金属性:Cl>S,B项错误;元素的金属性越强,其单质与水或酸反应越剧烈,钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈,则金属性:K>Na,C项错误;元素的非金属性越强,其简单氢化物的热稳定性越强,HF的热稳定性比HCl的强,则非金属性:F>Cl,D项正确。
10.A　氯元素的最高价是+7价,硫元素的最高价是+6价,则最高化合价:Cl>S,A正确;金属性:K>Mg,则单质与水反应的剧烈程度:MgBr,则还原性:Cl-11.A　热稳定性:Na2CO3>NaHCO3,不能用元素周期律解释,A符合题意;元素的非金属性越强,对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,非金属性:Cl>S,则酸性:HClO4>H2SO4,能用元素周期律解释,B不符合题意;同主族,从上到下,元素非金属性依次减弱,则非金属性:N>P,能用元素周期律解释,C不符合题意;同主族,从上到下,随原子序数增大,原子半径增大,同周期主族元素,随着原子序数增大,原子半径减小,则原子半径:r(C)12.C　HClO4与NaHCO3反应放出CO2,说明HClO4的酸性强于H2CO3,H2CO3、HClO4分别是C、Cl对应的最高价含氧酸,能说明Cl的非金属性强于C,C正确。
13.答案　(1)2Br-+Cl2 2Cl-+Br2　Cl>Br>I　
(2)2K+2H2O 2KOH+H2↑　<　
(3)增强　减弱
解析　实验方案①中,Cl2与NaBr发生置换反应生成NaCl和Br2,CCl4将Br2从水层萃取出来;实验方案②中,Na与水发生置换反应生成NaOH和H2,同时放出大量的热;实验方案③中,Br2与NaI发生置换反应生成NaBr和I2,CCl4将I2从水层萃取出来;实验方案④中,K与水发生置换反应生成KOH和H2,同时放出大量的热。
(1)实验方案①中,Cl2与NaBr反应生成NaCl和Br2,反应的离子方程式为2Br-+Cl2 2Cl-+Br2,实验方案③中,Br2与NaI反应生成NaBr和I2,可得出氧化性Cl2>Br2>I2,即Cl、Br、I的非金属性由强到弱的顺序为Cl>Br>I。
(2)实验方案④中,K与水反应生成KOH和H2,反应的化学方程式为2K+2H2O 2KOH+H2↑。由实验方案②和实验方案④的现象可知,K与水反应比Na与水反应更剧烈,则金属性Na(3)由实验分析可知,金属性:NaBr>I,同一主族元素,随着核电荷数的增加,元素非金属性逐渐减弱。
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