高考化学一轮复习 专题6.2 元素周期表和元素周期律讲案（含解析）.doc

专题6.2 元素周期表和元素周期律讲案（含解析）复习目标：1、掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。2、以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。3、以a和a族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。4、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。基础知识回顾：一、元素周期表1、元素周期表的编排原则（1）横行：把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横行。（2）纵行：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。2、元素周期表的结构（1）周期（七个横行，七个周期）短周期长周期序号一二三四五六七元素种数288181832不完全周期最多容纳 32 种元素0族元素原子序数21018365486（2）族（18个纵行，16个族）主族列序121314151617族序aaaaaaa副族列序345671112族序bbbbbbb第族第 8、9、10 共3个纵行0族第 18 纵行3元素周期表的分区按构造原理最后填入电子的能级的符号可把周期表里的元素划分为5个区，分别为s区、d区、ds、p区、f区，各区分别包括a、族元素、b族元素、b、b族元素、aa族和0族元素、镧系和锕系元素，其中s区(h除外)d区、ds区和f区的元素都为金属。【注意】根据元素原子最后一个电子填充的原子轨道的所属能级不同，将元素周期表中的元素分为5个区，并以此电子所处能级的符号作为该区的符号。元素的化学性质主要决定于价电子，而周期表的分区主要基于元素的价电子构型，处于同一区内的元素价电子排布是相似的，具体情况如下表所示。分区价层电子的电子排布式s区ns12p区ns2np16d区(n1)d19ns12ds区(n1)d10ns12f区(n2)f114(n1)d02ns2【典型例题1】已知x、y、z三种主族元素在周期表中的位置如图所示，设x的原子序数为a。则下列说法不正确的是()ay与z的原子序数之和可能为2aby的原子序数可能为a17cz的原子序数可能为a31dx、y、z一定为短周期元素【迁移训练1】已知m、n是元素周期表中同主族的两种元素。若m的原子序数是x，则n的原子序数可能是 ()x2；x8；x10；x18；x26；x32。a仅 b仅c仅 d都有可能二、元素周期律1、概念 元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。2、实质 元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。3、对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的某些性质相似，如li和mg，be和al。4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律项目同周期（从左到右）同主族（从上到下）最外层电子数由1递增到7相同主要化合价最高正价由+1+7（o、f除外）负价由-4-1最高正价相同原子半径逐渐减小（惰性气体除外）逐渐增大金属性与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最高价氧化物对应水化物的酸碱性碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱非金属的气态氢化物生成由难到易稳定性由弱到强生成由易到难稳定性由强到弱得失电子能力得电子能力逐渐增强失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐减弱失电子能力逐渐增强第一电离能逐渐增大（特例：beb,no,mgal，ps）逐渐减小电负性逐渐增大逐渐减小5、电离能（1）第一电离能：气态电中性基态原子 失去一个电子 转化为气态基态正离子所需要的最低能量。（2）元素第一电离能的意义：元素的第一电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。 第一电离能数值越小，原子越易失去一个电子，该元素的金属性越强；反之，第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。（3）变化规律：同一周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势，但某些地方出现曲折变化，如be b，n o， mg al，p s。同一族从上到下元素的第一电离能变小。6电负性（1）键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。（2）电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。（3）意义：电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大，非金属性越强。故电负性的大小可用来衡量元素非金属性和金属性的大小。（4）变化规律同周期从左到右元素的电负性逐渐增大。同主族从上到下元素的电负性逐渐变小。（5）应用判断元素的金属性和非金属性的强弱：非金属的电负性1.8;金属的电负性b原子半径：c电负性：d最高正化合价：【迁移应用3】【广州六中2013-2014学年度高三第三次模拟考试】元素r、x、t、z、q在元素周期表中的相对位置如下表所示， 其中r单质在暗处与h2剧烈化合并发生爆炸。则下列判断正确的是a非金属性：ztxbr与q的电子数相差26c气态氢化物稳定性：r tq三、“位构性”综合应用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。核外电子层数=周期数。质子数=原子序数=原子核外电子数=核电荷数。最外层电子数等于或大于3而小于8的一定是主族元素。最外层有1个或2个电子，则可能是第a、第a族元素，也可能是副族、第族或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：元素的金属性、非金属性。气态氢化物的稳定性。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。同主族元素最外层电子数相同，性质相似。正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点。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3995,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n2比白磷、红磷稳定得多。3、推断元素在周期表位置的常用方法（1）根据核外电子排布规律最外层电子数等于或大于3(小于8)的一定是主族元素。最外层有1个或2个电子，则可能是a、a族元素，也可能是副族、族元素或0族元素氦。最外层电子数比次外层电子数多的元素一定位于第二周期。某元素阴离子最外层电子数与次外层相同，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期“阴上阳下”规律。（2）根据稀有气体元素的原子序数第一七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118(第七周期若排满)，可利用元素的原子序数与最相近稀有气体元素原子序数的差值来推断元素在周期表中的位置，遵循“比大小，定周期；比差值，定族数”的原则。如53号元素，由于365354，则53号元素位于第五周期，54531，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即a族，得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期a族。4、元素周期律的应用（1）根据元素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)比较不同周期、不同主族元素的性质如金属性mgal，camg，则碱性mg(oh)2al(oh)3，ca(oh)2mg(oh)2(填“”、“”或“”)。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难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(at)应为有色固体，与氢难化合，hat不稳定，水溶液呈酸性，agat不溶于水等。（3）启发人们在一定区域内寻找新物质半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：si、ge、ga等。农药中常用元素在右上方，如：f、cl、s、p、as等。催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：fe、ni、rh、pt、pd等。【典型例题4】已知钍(th)的原子可发生下列放射性变化，thx，生成的x是与钫(fr)同周期的一种元素的原子，下列对x的推断错误的是()ax的氢氧化物是一种强碱bx的碳酸正盐不溶于水cx原子核外有6个电子层dx的最高化合价为2价【答案】c【迁移训练4】【广东省惠州市2014届高三第三次调研考试】据下表信息，判断以下叙述正确的是( ) 部分短周期元素的原子半径及主要化合价元素代号glmqrt原子半径/nm0.1860.1600.1430.1040.0750.066主要化合价+1+2+3+6、-2+5、-3-2agoh溶液和m(oh)3可以相互反应b非金属性：tqc气态氢化物的稳定性：rtdl2+与t2-核外电子数相等考点详析：考点一：元素周期表1、元素周期表结构的记忆（1）七个横行七周期，三短三长一不全。即一、二、三周期为短周期，长周期为四、五、六、七，其中第七周期还未填满。（2）18纵行16族，7主7副0和。2、元素周期表中的几个特殊区域（1）过渡元素：元素周期表中部从b族到b族10个纵行共六十多种元素，通称为过渡元素，这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。（2）主、副族的交界：a族后是第b族，b族后是a族。（3）镧系元素：在第六周期，第b族中共有15种元素，是57号元素镧到71号元素镥，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称镧系元素。（4）锕系元素：在第七周期，第b族中共有15种元素，是89号元素锕到103号元素铹，因它们原子的电子层结构与性质十分相似，统称锕系元素。（5）第族：在元素周期表中第8、9、10三个纵行统称第族。3、元素原子序数的确定（1）依据主族元素在周期表中的位置对于主族元素，电子层数周期数，最外层电子数主族序数，所以知道元素在周期表中的位置，即能画出其原子结构示意图，从而确定其原子序数。如某元素的位置为第四周期第a族，其原子结构示意图为 ，则原子序数z为35。（2）利用同主族相邻两元素原子序数的关系元素周期表中左侧元素(a、a族)：同主族相邻两元素中，z(下)z(上)上一周期元素所在周期的元素种类数目。元素周期表中右侧元素(aa族)：同主族相邻两元素中，z(下)z(上)下一周期元素所在周期的元素种类数目。直接相邻的“”型、“”型、“”型原子序数关系（3）利用同周期a族和a族元素原子序数的关系设a族、a族元素原子序数分别为x、y，则有y=x+1（第二、三周期）y=x+11（第四、五周期）y=x+25（第六、七周期）4、已知元素的原子序数确定其在元素周期表中的位置方法：利用稀有气体的原子序数来确定。第一至第七周期中稀有气体的原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。【典型例题5】下列各图为元素周期表的一部分，表中的数字为原子序数，其中m为37的是 () 【迁移训练5】【广东省揭阳市2014届高三上学期期末学业水平考试】右图是部分短周期元素原子半径与原子序数的关系图。则下列说法不正确的是ay、r两种元素的气态氢化物及其最高价氧化物的水化物均为强酸b简单离子的半径：x z mc由x与n两种元素组成的化合物不能与任何酸反应，但能与强碱反应dz单质不能从m与r元素构成的盐溶液中置换出单质m考点二：金属性和非金属的变化规律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。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。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+）。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。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。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。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。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。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cls。（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h2so4h3po4可判断非金属性：sp；但酸性h2so4hclo，hclh2s，均不能用于判断元素非金属性强弱。【典型例题6】下表是元素周期表的一部分，有关说法正确的是()族周期aaaaaaa二cd三abefae的氢化物比d的氢化物稳定ba、b、e三种元素的原子半径：ebac六种元素中，c元素单质的化学性质最活泼dc、e、f的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强【迁移训练6】【广东省梅州市2014年高三3月总复习质检】短周期金属元素甲丁在元素周期表中的相对位置如右表所示：下列判断正确的是( )a、原子半径：丙丁乙 b、单质的还原性：丁丙甲c、甲、乙、丙的氧化物均为共价化合物 d、乙、丙、丁的最高价氧化物对应的水化物能相互反应考点三：微粒半径大小比较1、粒子半径比较基本原则（1）一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。如同一主族元素，电子层数越多，半径越大如：r(cl)r(f)、r(o2)r(s2)、r(na)r(na+)。（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。如同一周期元素，电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。如r(na)r(cl)、r(o2)r(f)r(na+)。（3）三看“核