高考一轮复习元素周期律和元素周期表

2.元素非金属性强弱的比较
(1)结构比较法:最外层电子数越多,电子层数越少,元素非金属性越强。 (2)位置比较法
同周期 : 从左到右, 元素非金属性逐渐增强 同主族 : 从上到下, 元素非金属性逐渐减弱
(3)
依据最高价氧化物对应水化物酸性强弱 : 酸性强的对应元素非金属性强 依据与H 2反应的难易或剧烈程度 : 越易反应或 反应越剧烈, 对应元素非金属性越强 依据单质的氧化性强弱 : 氧化性越强, 对应 元素的非金属性越强 实验比较法 依据简单阴离子的还原性强弱 : 还原性越弱, 对应元素的非金属性越强 依据单质与同一物质反应的难易程度 : 反应越易进行, 对应元素的非金属性越强 依据置换反应 : 非金属性较强的元素对应单质能置 换出非金属性较弱的元素对应单质
典例1 下列有关元素及其化合物性质的比较正确的是 ( A ) A.原子半径:F<O<Al B.稳定性:H2O<PH3<NH3
C.酸性:H2SiO3<HNO3<H3PO4
D.碱性:KOH<NaOH<Mg(OH)2
误区警示 判断元素金属性、非金属性强弱应注意的问题
(1)元素金属性是指失电子能力而非失电子多少,如:金属性Mg>Al。 (2)非金属元素最高价含氧酸酸性强弱可作为元素非金属性强弱的判断依
a.半导体材料在金属元素与非金属元素分界线附近,如:Si、Ge等。 b.农药中常用元素在周期表的右上方,如:F、Cl、S、P等。 c.催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找,如:Ni、Rh、Pt
等。
自测3 判断下列说法是否正确。 (1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 ( ✕ ) (2)电子层数越多,半径越大。 ( ✕ ) (3)在主族元素中,最高正化合价均等于主族序数。( ✕ ) (4)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。 ( ✕ )
自测2
某同学为1~18号元素设计了一种扇形图(如图所示),下列有关说法
不正确的是 (
D
)
A.每个小扇区就是长式周期表的一个族 B.此扇形周期表中只显示了三个周期 C.扇形周期表拆下扇子顶螺丝可以转换为现在常见的长式周期表 D.扇形周期表考虑镧系和锕系应有九个周期
二、元素周期律及其应用
1.元素周期律
2种 元素 第一周期⑤ 短周期 8种 元素 第二周期⑥ 第三周期⑦ 8种 元素 18 元素 第四周期⑧ 种 周期 第五周期18种元素 长周期 第六周期32种元素 第七周期
列序
族序号 列序 族序号
(2)族(18个纵行,16个族)
教材研读
一、元素周期表 1.原子序数:按元素周期表中的顺序给元素编号,得到 ①原子序数 。在 原子中,② 原子序数 =核电荷数=质子数=核外电子数。
2.编排原则
(1)周期:把③ 电子层数 相同的元素,按原子序数递增的顺序从左至右 排成的横行。 (2)族:把不同周期中④ 最外层电子数 相同的元素,按电子层数递增的 顺序从上至下排成的纵行。 3.元素周期表的结构 (1)周期
<r(Rb)<r(Cs)
③不同周期和主族,选参照比较。如Rb和Ca比较,因r(K)>r(Ca),r(Rb)>r(K), 所以r(Rb)>r(Ca) 离子半径 ①同种元素的粒子半径: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。如:r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(F)>r(Fe3+) ②电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。如: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。如: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。如比较r(K+)
周期族 1 2 3 4 5 6 7 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
(1)分界线:沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交 界处画一条斜线,即为 (氢元素除外)。 (2)分界线左下方为 金属 元素区,分界线右上方为 非金属 元素 区。
金属元素
区和
非金属元素
区分界线
(
)
A.原子最外层电子数是次外层的2倍的元素 B.原子M层电子数等于另两层电子数之差的元素 C.第三周期ⅦA族的元素 D.其单质有多种同素异形体,其中一种着火点很低、能自燃的元素
答案
C A项中元素为碳,B项中元素为硫,C项中元素为氯,D项中元素
为磷,四种元素中Cl的非金属性最强,因此其最高价氧化物对应的水化物酸 性最强。
阳离子氧化性逐渐增强,阴离子还原
还原性
气态氢化 物稳定性 最高价氧化物对应水 化物的酸(或碱)性
性逐渐减弱
逐渐增强
性逐渐增强
逐渐减弱
碱性逐渐减弱, 酸性逐渐增强
碱性逐渐增强, 酸性逐渐减弱
3.元素周期表和元素周期律应用的重要意义 (1)预测元素的性质:根据原子结构、元素在周期表中的位置预测元素的性 质。
D.碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
1-2 (1)下列事实能说明氯原子得电子能力比硫原子强的是
。
①HCl的溶解度比H2S大 ②HCl的酸性比H2S强 ③HCl的稳定性比H2S强 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、S同周期且Cl在S的右侧 ⑨还原性:Cl-<S2(2)有三种金属元素A、B、C,在相同条件下,B的最高价氧化物的水化物的 碱性比A的最高价氧化物的水化物的碱性强;若将A、C相连后投入稀硫酸 中构成原电池,发现C表面有气泡产生。则这三种金属元素的原子失电子 能力由强到弱的顺序是
(5)元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性 越强。 ( ✕ ) (6)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性
越弱。 ( ✕ )
(7)在Mg、Al、NaOH溶液构成的原电池中,因为Al作负极,Mg作正极,所以 Al的金属性强于Mg。 ( ✕ )
自测4 下列元素的最高价氧化物溶于水,形成的含氧酸的酸性最强的是
自测1 判断下列说法是否正确。
(1)最外层电子数为2的元素一定在ⅡA 族。 ( ✕ ) (2)除短周期外,其他周期都含有18种元素。 ( ✕ ) (3)Fe是ⅧB族的元素。 ( ✕ ) (4)ⅠA族都是金属元素。 ( ✕ ) (5)同主族元素的最外层电子数均相等。 ( √ )
(6)元素所在的主族序数与最外层电子数相等的元素都是金属元素。 ( ✕ ) (7)原子序数为29的元素位于元素周期表的第四周期ⅠB族。 ( √ )
答案
。
(1)③④⑤⑥⑦⑧⑨ (2)B>A>C
考点二
微粒半径大小的比较
1.微粒半径大小的比较规律
原子半径 ①同一周期,随着原子序数递增,原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)。 如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) ②同一主族,随着电子层数递增,原子半径逐渐增大。如:r(Li)<r(Na)<r(K)
越大。
典例2 A、B、C、D为四种短周期元素,已知A、C同主族,B、C、D同周期;A
的气态氢化物比C的气态氢化物稳定;B的阳离子比D的阳离子氧化性强;B的阳 离子比C的阴离子少一个电子层。下列叙述正确的是 ( C ) A.原子序数:A>C>B>D C.原子半径:D>B>C>A B.单质熔点:D>B,A>C D.简单离子半径:D>B>C>A
(2)比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物对应水化物的酸
(或碱)性、氢化物的稳定性等。如碱性:Ra(OH)2 化物稳定性:CH4 性:HCl >
> >
Ba(OH)2;气态氢
>
SiH4。 H2SO4;稳定
(3)比较同周期元素及其化合物的性质。如酸性:HClO4 H2S。
(4)推断一些未学过的元素的某些性质。如根据Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难 溶,可以推知Be(OH)2更难溶。 (5)启发人们在一定范围内寻找某些物质。
答案
C A的气态氢化物比C的气态氢化物稳定,说明A是第2周期元素,
C是第3周期元素,则B、D也是第3周期元素;B的阳离子比C的阴离子少一 个电子层,说明B是金属元素,C是非金属元素;B的阳离子比D的阳离子氧化
性强,说明B、D都是金属元素且B在D的右侧。A项,四种元素原子序数的
考点突破
考点一 元素金属性、非金属性强弱的比较
1.元素金属性强弱的比较 (1)结构比较法:最外层电子数越少,电子层数越多,元素金属性越强。
同周期 : 从左到右, 元素金属性逐渐减弱 (2)位置比较法 同主族 : 从上到下, 元素金属性逐渐增强
(3)
依据最高价氧化物对应水化物碱性强弱 : 碱性强的对应元素金属性强 依据与水、酸反应的难易或剧烈程度 : 越易反应或反应越剧烈, 对应元素金属性越强 依据单质的还原性强弱 : 还原性越强, 对应元素 的金属性越强 实验比较法 依据阳离子氧化性强弱 : 氧化性越弱, 对应元素 的金属性越强 依据单质与同一物质反应的难易程度 : 反应越易进行, 对应元素的金属性越强 依据原电池正负极 : 一般来说, 作负极的金属对 应元素的金属性强