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第四章 物质结构元素周期律
第二节 元素周期律
第一课时　元素周期律
知识点一元素原子结构的周期性变化
粒子半径大小的比较方法
(1)同周期——“序大径小”
①方法：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。
②实例：11～17号元素
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)同主族——“序大径大”
①方法：同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。
②实例：
r(Li)r(Li＋)(3)同元素
①同种元素的原子和离子半径比较规律——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。
如r(Na＋)r(Cl)。
②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。
带电荷数越多，粒子半径越小。
如r(Fe3＋)(4)同结构——“序大径小”
①方法：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
②实例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
【典例1】　下列粒子半径大小比较正确的是(　　)
A．Na＋B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．NaD．Cs[思路启迪]　根据粒子半径大小的比较方法进行归类，从而进行判断。
[解析]　A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径，r(Na＋)>r(Al3＋)，B项正确。
[答案]　B
规律总结
“三看”法比较简单微粒的半径大小
(1)“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般地，电子层数越多，半径越大。
(2)“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
(3)“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。
知识点二元素性质的周期性变化
1.元素主要化合价呈现周期性变化
(1)金属元素无负价(除金属单质为零价外，在化合物中只显正价)，非金属元素(O、F和稀有气体元素除外)既有正价又有负价；
(2)元素的最高正价等于原子的最外层电子数。
2．元素的金属性和非金属性强弱的判断方法
(1)判断金属性强弱的5种依据
(2)判断非金属性强弱的7种依据
【典例2】　X、Y两元素是同周期的非金属主族元素，如果X原子半径比Y的大，下面说法正确的是(　　)
A．最高价氧化物对应水化物的酸性，X的比Y的强
B．X的非金属性比Y的强
C．X的阴离子比Y的阴离子还原性强
D．X的气态氢化物比Y的稳定
[思路启迪]　根据题干信息，首先由同元素的原子半径大小确定元素的位置，再根据元素非金属性强弱的判断依据综合分析。尤其注意比较酸性时认真审题“最高价氧化物对应水化物”。
[解析]　X原子半径比Y的大，说明X在Y的左边，原子序数X比Y小，X的非金属性比Y的弱，因此最高价氧化物对应水化物的酸性X比Y的弱，X的阴离子比Y的阴离子还原性强，X的气态氢化物不如Y的稳定。
[答案]　C
规律总结
同周期元素从左到右：
(1)原子半径逐渐减小。
(2)非金属性逐渐增强，其阴离子的还原性逐渐减弱。
(3)气态氢化物的稳定性逐渐增强。
(4)最高价氧化物对应水化的酸性逐渐增强。
第二课时　元素周期表和元素周期律的应用
知识点一元素周期表的区分及应用
1.元素周期表的金属区和非金属区
(1)金属元素在分界线的左侧，但分界线的左侧并不都是金属元素，如氢元素属于非金属元素。
(2)元素周期表的左下方元素的金属性最强，右上方元素的(稀有气体元素除外)非金属性最强。
(3)由于元素的金属性和非金属性没有严格的界限，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
2．元素化合价与其在周期表中位置的关系
(1)O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，F无正化合价，O无最高正价。
(2)元素的最高正价和最低负价的绝对值之差与族序数的关系。
最高正价－|最低负价| 6 4 2 0
主族族序数 ⅦA ⅥA ⅤA ⅣA
【典例1】　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：QC．原子半径：T>Q>R
D．单质T与NaOH溶液不反应
[思路启迪]　根据题干信息以及给出的四种元素的相对位置，结合短周期元素原子核外电子排布情况，推断出具体的元素，然后再对各选项进行一一判断。
[解析]　短周期元素中周期序数与族序数相等的元素是H、Be和Al，根据T在周期表中的相对位置，它只能是第三周期的Al，据此可以判断出其他元素如表所示：
R(N)
T(Al) Q(Si) W(S)
氮元素的非金属性比硅元素的强，所以NH3比SiH4稳定，A正确；硫元素的非金属性比硅元素的强，所以H2SO4比H2SiO3的酸性强，B正确；同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，所以原子半径：Al>Si>P，同一主族随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径：P>N，即Al>Si>P>N，C正确；Al既能与酸反应，又能与NaOH溶液反应，D错误。
[答案]　D
规律总结
陌生元素的性质的推断
(1)与同周期前、后元素相比较，依据同周期元素性质的递变规律推测元素的性质。
(2)与同主族上、下元素相比较，依据同主族元素性质的递变规律推测元素的性质。
(3)比较不同周期，不同主族元素性质时，可借助“三角”规律进行推断。
若A、B、C三种元素位于元素周期表中如图所示位置，有关元素的各种性质均可排出顺序(但D不能参与排列)。如原子半径：C>A>B；金属性：C>A>B；非金属性：B>A>C。
知识点二“位—构—性”关系及应用
1.元素的“位—构—性”之间的关系
同一元素的“位—构—性”关系可表示如下：
具体表现为：
(1)结构与位置的关系
结构位置
(2)结构与性质的关系
结构性质
(3)位置、结构和性质的关系
2．元素“位—构—性”规律中的特例
(1)绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H)无中子。
(2)元素周期表中的周期一般是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。
(3)所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
(4)非金属单质一般不导电，但石墨是导体，晶体硅是半导体。
(5)氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价；在NaH中氢显－1价。
【典例2】　W、X、Y、Z是四种常见的短周期元素，其原子半径随原子序数的变化如图。已知W的一种核素的质量数为18，中子数为10；X和Ne原子的核外电子数相差1；Y的单质是一种常见的半导体材料；Z的非金属性在同周期元素中最强。下列说法不正确的是 (　　)
A．对应的简单离子的半径：XB．对应的简单气态氢化物的稳定性：YC．元素X、Z和W能形成多种化合物
D．Y的最高价氧化物对应的水化物具有强酸性
[思路启迪]　一是抓住短周期元素；二是结合题给信息及周期表的部分结构、元素原子序数关系，推断出图中的
元素的种类，并将具体元素符号填入相应字母符号旁；三是运用元素周期律的知识分析、判断题给各选项的正误。
[解析]　根据题目所给信息可推出W为O，X为Na，Y为Si，Z为Cl。核外电子数相同的简单离子，原子序数越大，半径越小，可知对应的简单离子的半径：Na＋[答案]　D
规律总结
元素推断的方法
(1)已知元素原子或离子的核外电子排布
先由电子层数和最外层电子数确定元素在周期表中的位置(周期和族)，再由元素周期律推断其单质及化合物的性质。
(2)已知元素单质或化合物的性质(特性)
由元素单质及化合物的特性可确定元素的名称，根据其原子结构可确定其在周期表中的位置。
(3)已知元素在周期表中的位置
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