化学：高三一轮复习元素周期表的应用教案鲁科版

第三讲元素周期表的应用复习目标：
１、掌握元素周期表和元素周期律综合应用的问题。

２、能够解决原子结构、元素周期律综合性问题解题的方法。

元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律
实例
（１）碱金属
１碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系
２单质物理性质的比较
A．碱金属元素的单质一般呈银白色，密度小，熔、沸点低，导电、导热性良好。

B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐增大，熔沸点逐渐降低。

C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小
于H２O；熔点：Li大于１00 ℃。

（２）卤素
１原子结构特点
相同点：最外层都是7 个电子。

不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。

２卤素单质的物理性质递变规律
按F２、Cl２、Br２、I２的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高；密度逐渐增大。

３卤素单质的化学性质
F２Cl２Br２I２
与H２化合
H２＋X２=２
HX
冷暗处爆炸化合，
生成的HF很稳定
强光下爆炸化合，
生成的HCl稳定
高温下缓慢化合，生
成的HBr较不稳定
持续加热缓慢化合，生
成的HI不稳定
与H２O反应２F２＋２H２O=
=４HF＋O
２
Cl２＋H２O=
=HCl＋HClO
与水反应，但较氯气
缓慢
与水只起微弱反应
置换反应Cl２＋２NaBr=
=２NaCl＋
Br２
Br２＋２NaI=
=２NaBr＋
I２
不能把其他卤素从它们
的卤化物中置换出来结论非金属性逐渐减弱
★☆判断元素金属性、非金属性强弱的方法
１．根据元素在周期表中的位置
２．根据金属活动性顺序表
金属的位置越靠前，其金属性越强。

３．根据实验
（１）元素金属性强弱的比较
１根据金属单质与水（或酸）反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。

２根据金属单质与盐溶液的置换反应：A置换出B，则A对应的金属元素比B对应的金属元素金属性强。

３根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素的金属性越强（Fe对应的是Fe２+，而不是Fe３+）。

４根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。

５根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属其对应的元素不活泼。

（２）元素非金属性强弱的比较
１根据非金属单质与H２化合的难易程度：越易化合则其对应元素的非金属性越强。

２根据形成的氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。

３根据非金属之间的相互置换：A能置换出B，则A对应的非金属元素的非金属性强于B对应元素的非金属性。

４根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则元素的非金属性越强。

５根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，元素的非金属性越强。

【特别提醒】
（１）元素的非金属性与金属性强弱的实质是元素的原子得失电子的难易，而不是得失电子的多少。

如Mg比Na失电子数多，但Na比Mg失电子更容易，故Na的金属性比Mg强。

（２）根据产物中元素化合价的高低可比较元素金属性和非金属性的强弱，例如
２Fe+３Cl２=２FeCl３，Fe+S=FeS,则元素非金属性Cl>S。

（３）用酸性强弱判断元素非金属性强弱时，一定是最高价含氧酸的酸性。

如酸性：由H２SO４>H３PO４可判断非金属性：S>P；但酸性H２SO４>HClO，HCl>H２S，均不能用于判断元素非金属性强弱。

【例１】下列关于元素电负性大小的比较中，不正确的是（）
A．O<S<Se<Te B．C<N<O<F C．P<S<O<F D．K<Na<Mg<Al
〖解析〗A选项元素属于同一主族,电负性从上到下依次减小；B选项元素属于同一周期，电负性从左到右依次增大；C、D两个选项元素的相对位置如下图所示：
C:D:
周期表中，右上角元素（惰性元素除外）的电负性最大，左下角元素电负性最小。

【例２】下列推断正确的是（）
A．根据同浓度的两元素含氧酸钠盐（正盐）溶液的碱性强弱，可判断该两元素非金属性的强弱
B．根据同主族两非金属元素氢化物沸点高低，可判断该两元素非金属性的强弱
C．根据相同条件下两主族金属单质与水反应的难易，可判断两元素金属性的强弱
D．根据两主族金属原子最外层电子数的多少，可判断两元素金属性的强弱
〖解析〗元素非金属性的强弱与最高价含氧酸的酸性对应，A错；氢化物沸点高低与元素的非金属性强弱没有必然联系，B错；当电子层数相同时，才可以根据最外层电子数的多少判断金属性的强弱，D错。

〖答案〗C
（１）根据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；
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溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹（At）应为色固体，与氢化合，HAt不稳定，水溶液呈性，AgAt 溶于水等。

（３）启发人们在一定区域内寻找新物质。

１在周期表中寻找半导体材料；２在周期表中的附近探索研制农药的材料；３在中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。

★☆“位”、“构”、“性”三者之间的关系
１．“位”、“构”、“性”三者的关系可表示如下
（１）原子结构与元素在周期表中的位置关系
１主族元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数。

主族元素的最低负化合价=最高正化合价—8。

２核外电子层数=周期数。

３质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。

４最外层电子数等于或大于３而小于8的一定是主族元素。

５最外层有１个或２个电子，则可能是第ⅠA、第ⅡA族元素，也可能是副族、第Ⅷ族或0族元素氦。

（２）性质与位置互推是解题的关键
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，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。

（３）结构和性质的互推是解题的要素
１电子层数和最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。

２同主族元素最外层电子数相同，性质相似。

３正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。

４判断元素金属性和非金属性的方法。

２．元素“位、构、性”规律中的特例
在“位、构、性”的规律中一些例外必须引起我们足够的注意，否则在解题时会误入歧途；
（１）一般原子的原子核是由质子和中子构成，但无中子。

（２）元素周期表中每一周期一般都是从金属元素开始，但第一周期例外，是从氢元素开始。

（３）大多数元素在自然界中都有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等２0种元素却未发现稳定的同位素。

（４）元素的原子序数大，相对原子质量不一定大，如１8Ar的相对原子质量为３9．9５,大于１9K 的３9．１0。

（５）一般元素性质越活泼，其单质性质也越活泼，但N与P却相反，N的非金属性强于P，但N
比白磷、红磷稳定得多。

２
典型例题：
【例１】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在周期表中相对位置如右图所示。

若Y原子的最外层电子数是内层电子数的３倍，下列说法中正确的是（）
Ａ．原子半径：W>Z>Y>X
Ｂ．最高价氧化物对应水化物的酸性W比Z弱
Ｃ．Y的气态氢化物的稳定性较Z的弱
Ｄ．四种元素的单质中，Z的熔、沸点最高
〖解析〗Y原子的最外层电子数是内层电子数的３倍，则Y为O，故X为N，Z为S，W为Cl，A项错误；B项HClO４酸性比H２SO４酸性强，错误；H２O比H２S稳定，故C项错误；S为固体，其他为气体，故D项正确。

【例２】（２0１0山东卷，１１）下列说法正确的是
Ａ．形成离子键的阴阳离子间只存在静电吸引力
Ｂ．HF、HCL、HBr、HI的热稳定性和还原性从左到右依次减弱
Ｃ．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
Ｄ．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果
〖解析〗离子键是阴阳离子通过静电作用形成的，静电作用包括静电吸引和静电排斥，故A错；因同驻足元素从上到下的非金属性减弱，故HF、HCL、HBr、HI的热稳定性依次减弱，但HF、HCL、HBr、HI 的还原性依次增强，故B错；根据元素的非金属性越强，其对应的最高价汉阳算得酸性越强，C错‘因为没有指明是最高价含氧酸；元素周期律的根本原因是元素原子核外电子排布的周期性变化，D正确。

〖答案〗D。