高中化学总结性复习07元素周期表 元素周期律通用.docx
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高中化学总结性复习07元素周期表元素周期律通用
高中化学总结性复习第7讲元素周期表元素周期律
目标和能力要求
1.从元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，了解元素周期律。
2.了解元素周期表的结构（周期、族），知道金属、非金属在周期表中的位置。
3.以第三周期元素为例，知道同周期元素性质递变规律与原子结构的关系。
4.以IA、VIIA元素为例，理解同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。
5.了解元素周期表在科学研究、地质探矿等领域的广泛应用，从多角度、多层面了解元素及其化合物性质的分类与整合。
常见命题
1.元素周期律的涵义及实质：
通过该知识点，培养学生归纳能力和推理能力及迁移应用能力。
2.微粒半径比较及元素金属性非金属性强弱的比较：
通过该知识点，培养学生分析综合能力，推理能力。
该知识点易于与重要元素及其化合物的知识点结合起来进行综合考查。
3.元素周期表的结构与原子结构的关系及相互推断：
通过该知识点，培养学生分析综合能力，归纳推理及演绎推理能力。
4.同周期、同主族元素性质的递变规律及位、构、性三者的相互推断：
通过该知识点培养学生的理解能力，归纳推理能力及迁移运用能力。
该知识点易于与元素化合物知识结合起来综合考查，也易出现推断和预测未知新元素的位、构、性等信息考查题型。
5.元素周期表对科研及生产的指导作用
通过该知识点，培养学生分析推理能力，创造思维能力及自学能力。
该知识点易与工农业生产上有重要用途的一些重要元素化合物知识结合起来（如催化剂、农药等）进行综合能力考查。
知识体系和复习重点
一、知识体系：
随着原子序数（核电荷数）的递增：
元素的性质呈现周期性变化：
①、原子最外层电子数呈周期性变化
元素周期律②、原子半径呈周期性变化
③、元素主要化合价呈周期性变化
④、元素的金属性与非金属性呈周期性变化
①、按原子序数递增的顺序从左到右排列；
编排依据
元素周期律和排列原则②、将电子层数相同的元素排成一个横行；
元素周期表③、把最外层电子数相同的元素（个别除外）排成一个纵行。
①、短周期（一、二、三周期）
周期（7个横行）②、长周期（四、五、六周期）
周期表结构③、不完全周期（第七周期）
①、主族（ⅠA～ⅦA共7个）
元素周期表族（18个纵行）②、副族（ⅠB～ⅦB共7个）
③、Ⅷ族（8、9、10纵行）
④、零族（稀有气体）
同周期同主族元素性质的递变规律
性质递变①、核电荷数，电子层结构，最外层电子数②、原子半径
③、主要化合价
④、金属性与非金属性⑤、气态氢化物的稳定性
⑥、最高价氧化物的水化物酸碱性
二、复习重点、难点：
1.元素周期律
涵义
元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
实质
元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果。
核外电
子排布
最外层电子数由1递增至8（若K层为最外层则由1递增至2）而呈现周期性变
化。
原子半径
原子半径由大到小（稀有气体元素除外）呈周期性变化。
原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。
主要化合价
最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1。
（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。
元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定，一般存在下列关系：
最高正价数＝最外层电子数
元素及化合物的性质
金属性渐弱，非金属性渐强，最高氧化物的水化物的碱性渐弱，酸性渐强，呈周期性变化。
这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有此变化规律。
2.简单微粒半径的比较方法
原
子
半
径
1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小
例：
rNa＞rMg＞rAl＞rSi＞rp＞rs＞rCl
2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。
例：
rLi＜rNa＜rk＜rRb＜rCs
离
子
半
径
1.同种元素的离子半径:
阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳离子大于高价阳离子.例：
rCl-＞rCl，rFe＞rFe2+＞rFe3+
1.电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小.
例：
rO2-＞rF-＞rNa+＞rMg2+＞rAl3+
2.带相同电荷的离子,电子层越多,半径越大.
例：
rLi+＜rNa+＜rK+＜rRb+＜rcs+；rO2-＜rs2-＜rse2-＜rTe2-
3.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。
例：
比较rk+与rMg2+可选rNa+为参照可知rk+＞rNa+＞rMg2+
3.元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金
属
性
比
较
本质
原子越易失电子，金属性越强。
判
断
依
据
1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
2．单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强。
3．单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。
4．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。
5．若xn++y=x+ym+则y比x金属性强。
非
金
属
性
比
较
本质
原子越易得电子，非金属性越强。
判
断
方
法
1．与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金属性越强。
2．单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性越强。
3．最高价氧化物的水化物酸性越强，非金属性越强。
4．An-+B=Bm-+A则B比A非金属性强。
4.元素周期表的结构
元素周期表的结构
位置与结构的关系
周
期
周期序数
元素的种数
1.周期序数＝原子核外电子层数
2.对同主族（nA族）元素
若n≤2，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为上一周期的元素种数。
若n≥3，则该主族某一元素的原子序数与上一周期元素的原子序数的差值为该周期的元素种数。
短
周
期
第一周期
2
第二周期
8
第三周期
8
长
周
期
第四周期
18
第五周期
18
第六周期
32
第七周期
不完全周期
族
主
族
ⅠA族～
ⅦA族
由长周期元素和短周期元素共同构成的族。
最外层电子数=主族序数=价电子数
零族
最外层电子数均为8个（He为2个除外）
副
族
ⅠB族～
ⅦB族
只由长周期元素构成的族
最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外）
最外层电子数只有1～7个。
第Ⅷ族
有三列元素
5.同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子结构
核电荷数
逐渐增大
增大
电子层数
相同
增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
化合价
最高正价由+1→+7负价数=8-族序数
最高正价和负价数均相同，最高正价数=族序数
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。
单质的氧化性和还原性
氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。
氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
最高价氧化物的水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。
酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。
气态氢化物的稳定性、还原性，水溶液的酸性。
稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强。
稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐减弱。
6.元素的原子结构，在周期表中的位置及元素性质之间的关系。
7．解答元素推断题的一些规律和方法
元素的推断多为文字叙述题。
考查该知识点的题型主要有选择题、填空题、推断题等，涉及知识面广，常给出如下条件：
结构特点，性质特点，定量计算。
常需运用相关的基础知识去解决问题。
（1）根据原子序数推断元素在周期表中的位置。
记住稀有气体元素的原子序数：
2、10、18、36、54、86。
用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素的原子序数，即得该元素所在的纵行数。
再运用纵行数与族序数的关系确定元素所在的族；这种元素的周期数比相应的稀有气体元素的周期数大1。
（2）根据位置上的特殊性确定元素在周期表中的位置。
主族序数等于周期数的短周期元素：
H、Be、Al。
主族序数等于周期数2倍的元素：
C、S。
最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：
C、Si
短周期中最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：
S。
（3）根据元素性质、存在、用途的特殊性。
形成化合物种类最多的元素、或单质是自然界中硬度最大的物质的元素、或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：
C。
空气中含量最多的元素、或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：
N。
地壳中含量最多的元素、或气态氢化物的沸点最高的元素、或气态氢化物在通常情况下呈现液态的元素：
O。
最活泼的非金属元素：
F；最活泼的金属元素：
Cs；最轻的单质的元素：
H；最轻的金属元素：
Li；单质的着火点最低的非金属元素是：
P。
8、周期表中部分规律总结
（1）最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族（He）元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素（He除外）。
（2）在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：
①第1～3周期（短周期）元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差25。
（3）同主族相邻元素的原子序数差别有以下二种情况：
①第ⅠA、ⅡA族，上一周期元素的原子序数+该周期元素的数目=下一同期元素的原子序数；②第ⅢA～ⅦA族，上一周期元素的原子序数+下一周期元素的数目=下一周期元素的原子序数。
（4）元素周期表中金属和非金属之间有一分界线，分界线右上方的元素为非金属元素，分界线左下方的元素为金属元素（H除外），分界线两边的元素一般既有金属性，也有非金属性。
（5）对角线规则：
沿周期表中金属与非金属分界线方向对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，这一规律以第二、三周期元素间尤为明显。
典例解析
例1、推断下列微粒的名称，并用电子式表示其形成过程
（1）离子化合物AB，阳离子比阴离子多一个电子层，1molAB中含12mol电子，则化合物的名称为__________，形成过程为___________。
（2）由第三周期元素的半径最大的阳离子和半径最小的阴离子形成的化合物为___________，名称为___________,形成过程为___________。
解析：
（1）AB为离子化合物，则A为金属元素，B为非金属元素，且A、B、的原子序数小于12。
A可能为Li、Be、Na，B可能为H、O、F，又因阳离子与阴离子中，半径最大的阳离子为Na+，半径最小的阴离子为Cl—。
答案
（1）氢化钠，
（2）NaCl氯化钠，
例2、某元素的离子R2+有5个电子层，最外层有2个电子。
当RCl2固体配成溶液时，为得到澄清溶液并防止变质，常在溶液中加入少量R单质和盐酸，下列叙述正确的是（ ）
A、R为ⅡA族元素B、R的最高价氧化物的对应水化物是强碱
C、R2+的硝酸盐水溶液呈中性D、RCl2有还原性，可进一步被氧化
解析：
R2+最外层有2个电子，说明R为ⅣA族金属元素，其最高价氧化物对应水化物应是弱碱。
为防止变质，往溶液中加入R是为了防止R2+被氧化，加入盐酸是防止发生水解。
答案：
D。
点评：
本题可以由已有知识：
“在配制FeSO4溶液时，加入少量铁屑和稀盐酸，以防止Fe2+被氧化和发生水解而变质”。
进行迁移。
例3、某元素R具有微弱放射性，其原子核内中子数比质子数多43。
由R组成的固体单质A，在一定条件下密度为6.88g·cm-3。
用X射线研究固体A表明，在边长为1.00×10-7cm的立方体中含有20个原子。
R在化学反应中常表现为+2价、+4价。
在溶液中R2+稳定，而R4+有强氧化性，可将NO氧化为HNO3。
氧化物R3O4其性质与Fe3O4有些类似。
R的另一种质量数比R少2的同位素较为稳定，与铁可形成合金，在潮湿环境中易形成铁锈。
R的单质及化合物在工农业生产、医疗卫生、科学技术等各个领域都有很多用途。
请回答：
（1）R原子的摩尔质量为_________________。
（2）R元素处于周期表中第______周期_______族。
（3）假若使少量R4+加到Fe（NO3）2溶液中，是否会发生反应？
若“否”，说明原因；若“是”，请写出离子方程式______________。
（4）R3O4因具有氧化性，被大量用于油漆涂料，涂在钢铁表面，有利于形成耐腐蚀的钝化层。
R3O4与足量HNO3反应，生成R的氧化物、R的硝酸盐和水三种物质，此反应的方程式为：
_____________________________________。
解析：
（1）据题意：
含20个R原子的立方体体积为1.0×10-21cm3，则每立方厘米的空间含R原子：
则R原子摩尔质量为6.88g·cm-3÷（
mol·cm-3）=207g·mol-1
（2）由于原子的摩尔质量在数值上近似等于其质量数。
设质子数为x，有：
x+（x+43）=207得x=82。
再由稀有气体定位法86-82=4，故R为第六周期ⅣA族，其对应元素为Pb元素。
（3）因Pb4+能将NO氧化成HNO3，即氧化性Pb4+>HNO3，而氧化性：
HNO3>Fe3+，故氧化性Pb4+>Fe3+。
反应为：
Pb4++2Fe2+=Pb2++2Fe3+
（4）把Pb3O4改写成2PbO·PbO2，PbO为碱性氧化物，能与酸反应，且HNO3不能氧化Pb2+（因氧化性Pb4+>HNO3），而PbO2不属碱性氧化物，不与HNO3反应，Pb3O4+4HNO3=PbO2+2Pb（NO3）2+2H2O
点评：
解答此类题目也可先猜后算，即由题目所给信息进行推断，如本题：
R的常见化合价+2、+4（可能是ⅣA族），溶液中R2+稳定，而R4+有强氧化性（碳族中只有Pb是低价稳定）。
氧化物R3O4（可能为Pb3O4），R与铁形成的合金在潮湿的环境中形成铁锈（形成原电池，Fe活泼作负极被氧化）。
再进行相关运算。
例4、不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量（设其为E）如图所示。
试根据元素在周期表中的位置，分别图中曲线的变化特点，并回答下列问题。
（1）同主族内不同元素的E值变化的特点是：
_______________________；各主族中E值的这种变化特别体现了元素性质的_______变化规律；
（2）同周期内，随原子序数增大，E值增大，但个别元素的E值出现反常现象。
试预测下列关系式中正确的是_________（填写编号，多选倒扣）；
①E（砷）>E（硒）②E（砷）E（硒）
④E（溴） （3）估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：
_____ （4）10号元素E值较大的原因是_______________________。
解析：
（1）随着原子序数增大，E值变小，周期性；（在同一主族中，随着原子序数增大，原子半径增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，失去电子能力增大，即E值减小；）
（2）①③（在同一周期内，出现反常现象的是第二主族的E值大于第三主族，第五主族的E值大于第六主族，选项中①属反常现象，③属正常现象；）（3）419、738；（1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值应大于K原子的E值小于Mg原子的E值。
）（4）10号元素是氖，该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。
例5、（2002·上海化学·25）制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境的温度降低，达到制冷的目的。
人们曾采用过乙醚、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就易燃烧。
于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。
根据现有的知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
（1）氢化物的易燃性：
第二周期＞＞H2O＞HF；第三周期SiH4＞PH3＞＞
（2）化合物的毒性：
（用＞或＜＝填空）
PH3＞NH3H2SH2O；CS2CO2CCl4＞CF4
（3）已知CCl4的沸点为76.8℃。
CF4的沸点为－128℃。
新制冷剂的沸点介于其间。
经过较长
时间的反复试验，一种新的制冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其它类似的还可以是。
（4）然而这种制冷剂造成了当今的某种环境问题是。
但求助于周期表中元素及化合物的变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。
（填写字母，多选扣分）
①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色
A．①②③B．②④⑤C．②③④
解析；此题介绍了制冷剂的使用以及对环境的污染和开发新制冷剂的思路，阅读后感到耳目一
新，但此题所考的知识点却很简单，属于典型的起点高落点低的题目。
根据元素周期律和周期表不难完成，由题目信息毒性：
PH3＞NH3及同主族元素所形成的组成和结构相似的物质的毒性，从上而下逐渐增大；（3）由氟里昂的组成CF2Cl2就很容易联想到类似的物质CF3Cl、、CFCl3（4）根据题目的信息，可以总结出一般开发新的制冷剂要注意的问题包括：
毒性、沸点、可燃性、以及对环境的危害等因素。
解答：
（1）CH4＞NH3H2S＞HCl
（2）＞＞（3）CF3Cl或CFCl3（4）大气臭氧层出现空洞，A
例6、（2003·上海·25）下表是元素周期表的一部分。
表中所列的字母分别代表某一化学元素。
（1）下列（填写字母编号）组元素的单质可能是电的良导体。
A．a、c、hB．b、g、kC．c、h、lD．d、e、f
（2）如果给核外电子足够的能量，这些电子便会摆脱原子核的束缚而离去。
核外电子离开该原子或离子所需要的能量主要受两大因素的影响：
⒈原子核对核外电子的吸引力⒉形成稳定结构的倾向
下表是一些气态原子失去核外不同电子所需的能量（kJ·mol－1）
①通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去第二个核外电子时所需的能量要远远大于失去第一个电子所需的能量。
②表中的X可能为以上13种元素中的（填写元素符号）元素。
用元素符号表示X和j形成化合物的化学式。
③Y是周期表中的族元素。
④以上13种元素中（填写字母）元素原子失去核外第一个电子需要的能量最多
解析：
（1）从所给元素在周期表中的位置不难知道a、d、c、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是电的良导体；h为碳元素，其单质中的一种石墨也是电的良导体，故应选A、D两组
（2）①锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，当失去最外层的一个电子后，锂离子处于稳定结构，根据题给信息2可知，要使锂离子再失去一个电子便会形成不稳定结构，因此锂离子失去第二个电子时所需的能量远大于失去第一个电子所需的能量。
②由表中数据可知：
X失去第二个电子所需能量远大于失去第一个电子所需的能量（9倍多），而失去第三个、第四个电子所需的能量皆不足前者的2倍，故第一个电子为最外层电子，而其它几个电子应处于内层。
结合所给的周期表知，X应为a即钠元素，j即氧元素，二者形成的化合物的化学式分别为：
Na2O和Na2O2
③由表中Y的数据可知，Y失去第一、二、三个电子所需的能量差别不大，而失去第四个电子所需的能量远大于失去第三个电子所需的能量，因此Y元素最外层由三个电子即为第ⅢA主族元素Al。
④从题目信息知道，原子失电子所需的能量不仅与原子核对核外电子的吸引力有关，还与形成稳定结构的倾向有关。
结构越稳定失电子所需的能量越高，在所给的13种元素中，处于零族的m元素已达8电子的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。
解答：
（1）ad
（2）①Li失去一个电子后形成稳定结构，在失去一个电子很困难②aNa2O和Na2O2③第三主族或ⅢA④m
专题预测与训练
一、选择题
1.下列叙述正确的是：
（ ）
A．同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高
B．同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子
C．同一主族的元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高
D．稀的气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高
2.下列说法正确的是（ ）
A．ⅠＡ族元素的金属性比ⅡＡ族元素的金属性强
B．ⅥＡ族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高
C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强
D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
3.X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期。
X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。
Z原子的核外电子数比Y原子少1。
下列说法正确的是（ ）
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
4．下列说法中错误的是（ ）
A．原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期数
B．元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素
C．除氦以外的稀有气体原子的最外层电子数都是8
D．同一元素的各种同位素的物理性质、化学性质均相同
5．某短周期元素X的气态氢化物与该元素最高价氧化物的水化物反应生成盐，则该元
素（ ）
A．在周期表中处于第三周期，第ⅦA族 B．处于第二周期VA族
C．氢化物没有PH3、H2S稳定 D．常见价态只有-3、+2、+3、+5价
6．在元素周期表中，主族元素自ⅢA族的硼到ⅦA族的砹连一条斜线，即为金属和非金属的分界线，从分界线附近可以找到（ ）
A．耐高温材料 B．新型农药材料 C．半导体材料 D．新型催化剂材料
7．周期表中16号元素和4号元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（ ）
A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．最高化合价
8．下列叙述正确的是（ ）
A．发生化学反应时失去电子越多的金属原子，还原能力越强
B．金属阳离子被还原后，一定得到该元素的单质
C．核外电子总数相同的原子，一定是同种元素的原子
D．能与酸反应的氧化物，一定是碱性氧化物
9．已知两元素A与B的原子序数分别为a、b，且原子半径B>A，则a与b的相对大小关系（）
A．a一定大于bB．a一定小于b
C．若元素A、B在同一周期，则a一定大于b
D．若元素A、B不在同一周期，则a一定大于b
10．某元素X最高价含氧酸的相对分子质量为98，且X的氢化物的分子式不是H2X，则下列说法正确的是（ ）
A．X的最高含氧酸的分子式可表示为H3XO4B．X是第二周期VA族元素
C．X是第二周期ⅥA族元素D．X的最高化合价为+4价
二、填空题
11、X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，它们满足以下条件：
①元素周期表中，Z与Y相邻，Z与W也相邻；②Y、Z和W三种元素的原子最外电子数之和为17.请填空：
⑴Y、Z和W是否位于同一周期（填“是”或“否”）：
理由是
⑵Y是Z是W是
⑶X、Y、Z和W可组成一化合物，其原子个数比为8：
2：
4：
1，写出该化合物的名称及化学式：
。
.
12．置换反应的通式可以表示为：
单质
（1）+化合物
（1）==单质
（2）+化合物（
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