第二节 元素周期律 （原卷版）高一化学人教版2019必修第一册（举一反三）

/第二节元素周期律题型01原子结构和元素的化合价的周期性变化题型02简单粒子半径的大小比较题型03元素的金属性和非金属性的比较题型04元素周期律题型05元素周期表的分区题型06同周期、同主族元素性质的变化规律题型07元素周期表和元素周期律的应用题型08元素“位—构—性”关系推断题型01原子结构和元素的化合价的周期性变化1.原子核外电子排布的周期性变化（1）以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下。（2）规律：随着元素核电荷数的递增，除H、He外，元素原子最外层电子数呈现的周期性变化。只有K层的原子，2个电子为稳定结构，除此之外均8个电子为稳定结构。2.元素化合价的规律性变化（1）对1～18号元素，以元素的原子序数为横坐标，元素的最高化合价和最低化合价为纵坐标，绘制折线图如图所示：（2）规律：①随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现(氧、氟除外)的周期性变化、最低负化合价呈现的周期性变化。②元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)|元素的最低负化合价|＝8－最外层电子数元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8(氢除外)【典例1】下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高C．N、O、F最高正化合价依次增大D．Na、K、Rb的电子层数依次增多【变式1-1】某元素的气态氢化物化学式为HR，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为A．HRO B．HRO2 C．HRO3 D．HRO4【变式1-2】原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是A．电子层数 B．电子数 C．原子半径 D．化合价【变式1-3】某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子数为A．4 B．5 C．6 D．7题型02简单粒子半径的大小比较1.简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子，如：Cl、Cl－及Na＋。2.简单粒子半径的大小比较：“三看”法“一看”电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大(简称“层多径大”)。例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小(简称“序大径小”)。例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)；r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。“三看”核外电子数：同种元素的不同粒子，核外电子数越多，半径越大。例：r(Cl－)>r(Cl)；r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。【典例2】下列粒子半径大小比较正确的是A．Mg＞Na＞Li B．P＞S＞OC．Na+＜Mg2+＜Al3+ D．O2－＜F－＜Cl－【变式2-1】下列粒子半径大小的比较中，正确的是A．Na+<Mg2+<Al3+<O2- B．S2->Cl->Na+>Al3+C．Na<Mg<Al<S D．Cs+>Rb+>Na+>K+【变式2-2】已知下列原子的半径：原子NSO半径0.701.060.661.17根据以上数据，P原子的半径可能是A． B．C． D．【变式2-3】下列各组微粒半径的大小比较错误的是A． B．C． D．题型03元素的金属性和非金属性的比较1.金属性强弱的判断依据（1）同一主族从上到下，元素的金属性逐渐增强。（2）元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则其金属性越强。（3）元素的最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则其金属性越强。（4）金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的金属性强于B。（5）在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的金属性。（6）金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。2.非金属性强弱的判断依据（1）同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐减弱。（2）非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容易进行，则其非金属性越强。（3）非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性越强。（4）元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则其非金属性越强。（5）非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若A能置换出B，则A的非金属性强于B。（6）非金属阴离子的还原性越强，则其单质的氧化性越弱，元素的非金属性越弱。3.以下几点不能用作判断元素金属性或非金属性强弱的依据（1）原子失去或得到电子数目的多少。（2）单质的熔点(状态)或氢化物的沸点等物理性质。（3）非最高价含氧酸(如HClO、H2SO3等)的酸性。（4）气态氢化物水溶液(无氧酸)的酸性。【典例3】下列事实中，能说明氯元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是①盐酸的酸性比氢硫酸（H2S水溶液）酸性强②HCl的稳定性比H2S强③相同条件下，Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS④Cl2能与H2S反应生成S⑤酸性强弱：硫酸<高氯酸A．①②③④ B．②③④ C．①②③④⑤ D．②③④⑤【变式3-1】下列事实不能作为实验判断依据的是A．钠和镁分别与冷水反应，判断金属活动性强弱B．铁投入CuSO4溶液中，能置换出铜，钠投入CuSO4溶液中不能置换出铜，判断钠与铁的金属活动性强弱C．酸性H2CO3>H2SiO3，判断碳与硅的非金属活动性强弱D．Br2与I2分别与足量的H2反应的难易，判断溴与碘的非金属活动性强弱【变式3-2】下表中的事实与推论不符的是序号事实推论A与冷水反应，Na比Mg剧烈金属性：Na>MgBCa(OH)2的碱性强于Mg(OH)2金属性：Ca>MgCSO2与NaHCO3溶液反应生成CO2非金属性：S>CDHCl热稳定性比H2S强非金属性：Cl>SA．A B．B C．C D．D【变式3-3】下列说法中，不符合第三周期主族元素性质特征的是A．从左到右原子半径逐渐减小B．从左到右非金属性逐渐增强C．从左到右金属元素的最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱D．从左到右非金属元素的氧化物的水化物的酸性逐渐增强题型04元素周期律1.概念：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律叫作元素周期律。2.内容：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径(稀有气体除外)、元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价(最高化合价和最低化合价)都呈现周期性变化。3.实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。【典例4】下列关于元素周期律的叙述正确的是A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化C．随着元素原子序数的递增，元素的最高化合价从＋1到＋7，最低化合价从-7到-1重复出现D．元素性质的周期性变化是指原子相对原子质量的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化【变式4-1】随着原子序数的递增，下列说法正确的是A．最外层电子数逐渐增多B．原子半径逐渐减小C．元素的主要化合价逐渐增加D．元素的化合价、原子半径、最外层电子数、得失电子能力呈周期性变化【变式4-2】元素性质呈周期性变化的决定因素是A．元素原子半径大小呈周期性变化B．元素的相对原子质量依次递增C．元素原子核外电子排布呈周期性变化D．元素的主要化合价呈周期性变化【变式4-3】门捷列夫对化学这一学科发展最大贡献在于发现了元素周期律。下列事实不能用元素周期律解释的有A．碱性：KOH>Ca(OH)2>Mg(OH)2B．稳定性：H2O>H2S>H2SeC．挥发性：HNO3>H3PO4>H2SO4D．原子半径：P>S>Cl题型05元素周期表的分区1.元素周期表的金属区和非金属区：请填写出图中序号所示内容：①________；②________；③________；④________；⑤________；⑥________；⑦________；⑧________。2.在分界线附近的元素，既能表现出一定的性，又能表现出一定的性。【典例5】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线用虚线表示。下列说法中正确的是A．虚线的左侧全部是金属元素B．非金属性最强的元素是氟，其最高价氧化物对应水化物酸性最强C．第ⅠA族元素的金属性一定强于第ⅡA族元素D．Si是半导体材料，Ge也可能是半导体材料【变式5-1】在半导体的发展史中金属锗(Ge)是第一个被广泛使用的半导体材料，它在硅的下一周期，且与硅同主族。下列叙述不正确的是A．锗位于金属区与非金属区的交界处 B．锗的最高价含氧酸是强酸C．锗的单质具有半导体的性能 D．热稳定性：【变式5-2】元素周期表中的金属和非金属元素的分界线处用虚线表示。下列说法不正确的是ⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA第二周期第三周期第四周期第五周期第六周期A．元素在地壳上的分布和它们在元素周期表中的位置有密切关系B．在元素周期表左下角可以寻找制备新型农药材料的元素C．可在虚线附近寻找半导体材料(如、等)D．可在过渡元素中寻找耐高温材料【变式5-3】下列关于现代元素周期表的说法错误的是A．是元素周期律的具体表现形式B．按照元素相对原子质量由小到大顺序排列的C．对与化学相关的工农业生产有一定的指导作用D．可在元素周期表中Si附近寻找新的半导体材料题型06同周期、同主族元素性质的变化规律元素周期表中元素性质递变规律(稀有气体除外)内容同周期(左→右)同主族(上→下)原子结构电子层数相同增多最外层电子数1个→8个(第1周期1→2)相同原子半径逐渐减小逐渐增大元素性质原子得电子能力逐渐增强逐渐减弱原子失电子能力逐渐减弱逐渐增强元素的金属性逐渐减弱逐渐增强元素的非金属性逐渐增强逐渐减弱金属单质还原性逐渐减弱逐渐增强非金属单质氧化性逐渐增强逐渐减弱元素的主要化合价最高正价由＋1→＋7(O、F除外)，最低负价由－4→－1最高正价数＝主族序数(O、F除外)非金属气态氢化物形成难→易易→难稳定性逐渐增强逐渐减弱还原性逐渐减弱逐渐增强最高价氧化物的水化物酸性逐渐增强逐渐减弱碱性逐渐减弱逐渐增强金属阳离子氧化性逐渐增强逐渐减弱非金属阴离子还原性逐渐减弱逐渐增强【典例6】依据已知信息，下列对元素或物质性质的预测或推理不合理的是选项已知信息预测或推理ANa和Fe分别加入冷水中，Na反应剧烈，Fe无现象元素Na的金属性比Fe强B与化合比与更容易元素F的非金属性比Cl强CMg与Ba是同主族元素，且为沉淀也是沉淀DGa与Al是同主族元素碱性：A．A B．B C．C D．D【变式6-1】下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是A．酸性： B．非金属性：C．碱性： D．酸性：【变式6-2】关于元素周期表的说法正确的是A．第ⅠA族元素均为金属元素B．同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强C．第Ⅷ族元素种类最多D．同主族元素从上到下，原子半径逐渐减小【变式6-3】利用如图装置研究同主族元素非金属性强弱。下列说法中不正确的是实验实验目的试剂a试剂b试剂c①比较C与Si的非金属性Na2CO3______________②比较Cl与Br的非金属性KMnO4_______NaOH溶液A．实验①中试剂b和试剂c分别是Na2CO3溶液，Na2SiO3溶液B．实验①中盛有试剂c的试管中有胶状物生成，证明非金属性C>SiC．实验②中试剂b可以是KBr溶液D．实验②中NaOH溶液的作用主要是吸收多余的Cl2题型07元素周期表和元素周期律的应用1.对化学研究的指导作用(1)根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和，并研究元素性质的变化规律。(2)根据元素的原子结构推测其在元素周期表中的位置和。(3)依据元素周期律和周期表，对元素性质进行系统研究，可以为新元素的发现，以及预测它们的原子结构和提供线索。2.指导其他与化学相关的科学技术【典例7】从已知到未知，周期律是化学家的预言书。下列运用元素周期律和周期表得出的推断，其中错误的是A．镭是第族元素，其单质可与冷水直接发生反应B．铟(In)和铝同为第族元素，常温下其单质与盐酸和溶液都可以反应C．氢氧化铷是一种强碱，碱性比氢氧化钠更强D．锗与硅均位于金属与非金属分界处，是良好的半导体材料【变式7-1】下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是A．非金属性： B．酸性：C．碱性： D．热稳定性：【变式7-2】关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述：①元素周期表是学习化学知识的一种重要工具；②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质；③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素；④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料和稀有矿产。其中正确的是A．①②③④ B．只有②③④C．只有③④ D．只有②③【变式7-3】元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和元素的性质，下列说法正确的是A．同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性B．第三周期主族元素的最高正化合价等于它所处的主族序数C．短周期元素形成离子后，最外层电子都达到8电子稳定结构D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，化学性质完全相同题型08元素“位—构—性”关系推断1.由元素原子或离子的核外电子排布推断eq\x(核外电子排布)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(电子层数、最外层电子数)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(周期序数、族序数)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(单质及化合物的性质)2.由元素单质或化合物的性质(特性)推断eq\x(元素单质或化合物的特性)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(元素名称或符号)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(原子结构)eq\o(→,\s\up7(推知))eq\x(元素周期表中的位置)3.由元素在周期表中的位置推断4.元素的“位—构—性”关系5.元素“位—构—性”的特殊规律(1)“三角形”规律所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族(图中A、B、C位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数：C>B>A；原子半径：r(C)>r(A)>r(B)。A、B、C若为非金属元素，则非金属性：B>A>C；单质的氧化性：B>A>C；气态氢化物的稳定性：B>A>C；阴离子的还原性：C>A>B。若A、B、C为金属元素，则金属性：C>A>B：单质的还原性：C>A>B；最高价氧化物对应水化物的碱性：C>A>B；阳离子的氧化性：B>A>C。(2)“对角线”规则在第二、三周期中，某些元素处于不同的主族，但其化学性质却很相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等，这一规律称为“对角线”规则[注意：此对角线只能是左上右下的对角线，即第二周期第N主族元素与第三周