2015高考化学一轮复习专题11元素周期律与元素周期表学案无答案苏教版.doc

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1、考点11 元素周期律与元素周期表考纲要求1.掌握元素周期律的实质，了解元素周期表的结构。2.以第一流周期为例，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.以第一主族和第七主族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子原子结构的关系。4.掌握构位三都之间的关系。考点透视元素周期表一、元素周期律（1）定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫做元素周期律。（2）内容：原子核外电子排布的周期性变化。是外层电子数：从18的周期性变化。原子半径的周期性变化。同周期元素，随原子序数的递增，原子半径减小，稀有气体原子半径又突然增大的周期性变化。元素主要化合价的周期性变化。正价：+1+

2、7 负价：-4-1元素金属性、非金属性的周期性变化。具体关系归纳如下：（3）实质：元素性质随原子序数递增呈现出周期性变化，其本质原因是元素的原子核外电子排布周期性性变化的必然结果。二、元素周期表（1）排列原则：把原子电子层数相同的元素，按原子序数递增顺序自左而右排成横行。把原子最外层电子数相同的各元素，按原子序数递增的顺序自上而下排成纵行。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映出了各元素之间的相互联系的规律。（2）元素周期表的结构短周期（第1、2、3周期，包含元素种类数：2、8、8）周期 长周期（第4、5、6周期，包含元素种类数：18、18、32）不完全周期（第7周期，目前包含元素种类数

3、：26）主族（七个，7个列）：由长周期元素和短周期元素共同组成族 副族（七个，7个列）：只有长周期元素组成第族（第8、9、10三列）零族（1列）元素周期表的最右一列稀有气体元素周期：具有相同电子层数而又按原子序数递增顺序排列的一系列元素称为一个周期。各周期在周期表中的分布：自上而下第1、2、3周期分别是第1、2、3横行，为短周期；第4、5、6周期为第4、5、6横行，为长周期；第七横行为第7周期，称不完全周期。镧系、锕系两个系列分别有15种元素，它们分别属于第6周期第三列、第7周期第三列位置、两个系列的各15种元素的化学性质、电子层结构都非常相似，故而在元素周期表中各占一格。族：具有相同的最外层

4、电子数，而又按原子序数递增的顺序自上而下排列的一系列元素称为一个族。元素周期表中共18个纵行分16个族，它们在元素周期表中的排列如下：列序数1 2345678 9 10族号ABB BB BB族族类主族副族第族列序数11 1213 14 15 16 1718族号B BA AA AA族类副族主族0族（3）元素周期表的应用预测元素的性质：常见的题目是给一种不常见的主族元素（如砹、碲、铋、铅、镭、铯等）或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质，解答的关键是该元素所在族的其他元素的性质，找出递变归律，加以推测判断。启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂等）。三、原子结构

5、与元素周期表示关系的规律（1）电子层数=周期数（电子层数决定周期数）（2）最外层电子数、主族数=最高正价数=价电子数（3）核内质子数=原子序数（4）负价绝对值=8-主族数（限AA）（5）原子半径越大，失电子越易，还原性越强，金属性越强，形成的最高价氧化物的相应水化物碱性越强，其离子的氧化性越强。（6）原子半径越小，得电子越易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成最高价氧化物的相应水化物酸性越强，其离子的还原性越弱。四、构、位、性三者间的关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的性质，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，故三者之间可相互推断。即：元素

6、的原子结构元素在周期表中位置元素主要性质三者的关系可归纳如下图：难点释疑一、元素的金属性、非金属性相对强弱的判断1.元素的金属性和金属活动性的关系金属性系指元素气态原子失电子难易程度（即还原性），通常元素的电离能是衡量的标准，元素的电离能越小，说明原子越易失电子，金属性越强。金属活动性系指单质在水溶液里失去电子变成水合金属离子的难易程度（常见金属按照活动顺序，金属活泼性递减），也就说金属活泼性特指金属在水溶液里失电子能力的大小。2.金属性强弱的比较（1）根据原子结构：原子半径（电子层数）越大，最外层电子数越少，金属性越强，反之越弱。（2）根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右。随着原子序数

7、增加，金属性弱减，非金属性增强，同主族元素，从上至下，随着原子序数的增加，金属性增强，非金属性减弱。最强的金属为铯（Fr为放射性元素）。（3）根据金属活动性顺序表，排在前面的金属性较强，但有极少数例外，如Sn和Pb；（4）根据实验：与水或酸反应置换氢的难易，越易者金属性越强；最高价氧化物对应水化物碱性强弱，碱性越强者金属性越强；原电池反应中的正、负极，做负极的金属性较强；看盐溶液的相互置换反应，与同一种非金属反应的难易等。3.非金属性强弱的比较（1）根据原子结构：原子半径（电子层数）越小，最外层电子数越多，非金属性越强，反之则越弱。（2）根据在周期表中的位置：同周期元素，从左至右，随着原子序数

8、增加，非金属性增强。同主族元素，从上至下，随着原子序数增加，非金属性减弱。最强的非金属是氟（F）。（3）根据实验：与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性。越易化合，越稳定者，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强；与同种金属反应的难易，盐溶液中相互置换反应判断；气态氢化物的还原性越强，该元素非金属性越强等。二、根据原子序数推断元素在周期表中的位置熟悉稀有气体的原子序数：2、10、18、36、54、86，可以快速推断。其具体步骤为：用原子序数减去比它小而相近的稀有元素原子序数，即得该元素所在的纵行数。第1、2纵行为A、A，第37纵行为B、B族，第810纵行为第族，第11、12

9、纵行为B、B族，第1317纵行为AA，第18纵行为零族。这种元素的周期表，比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。注：如果是第六周期以上的元素，用原子序数减去比它小而相近的稀有元素原子序数后，再减去14，即得该元素所在的纵行数。如84号元素所在周期和族的推导：84-54-14=16，即在16纵行，可判断为A族，第六周期。命题趋势元素周期律是我们学习化学的重要工具，在整个中学化学中具有重要地位，本部分属于高考比考内容，其命题规律：给出不同元素，利用元素周期律推测微粒的半径；给出某种元素的结构和性质特征，判断形成化合物的形式；有位构性之间的关系推断元素。随着社会的发展，高考命题将在这部分适度

10、倾斜，题型会稳中有变，变中求新。仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算结合多方位、多视角、多层次地考查学生的应变能力。典型例析【例1】镭是元素周期表中的第七周期的A族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是（ ）A.在化合物中+2价 B.氢氧化物呈两性 C.单质使水分解，放出氢气 D.碳酸盐难溶于水【解析】在周期表中同族元素，从上到下其金属性依次增强，因此，可以由熟知的钙及其化合物的性质类推镭及其化合物的性质。可以确定其单质使水分解，放出氢气；其氢氧化物呈现出比氢氧化钙更强的碱性，而不能呈两性。所以C正确，B不正确。【答案】B【例2】（2005上

11、海高考题）此题为分叉题，分A B两题，考生可任选一题。（A）（1）在上面元素周期表中画出金属元素与非金属元素的分界线。（2）根据NaH的存在，有人提议可反氢元素放在VIIA族，那么根据其最高正价与最低负价的绝对值相等，又可将反氢元素放在周期表中的 族。（3）现有甲、乙两种元素，甲元素原子核外3p亚层上有5个电子，乙元素的焰色反应显黄色。用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应位置。甲元素与硫元素相比较，非金属性较强的是 （填名称），写出可以验证该结论的一个化学反应方程式 。【解析】金属元素与非金属元素的分界线、根据非金属元素的分布的区域在周期表的右上部分，从第一主族的氢开始第三主族的

12、硼，然后依次向后各族多一种非金属元素，即可画出金属与非金属的分界线。因为第四主族元素的最高正价与最低负价的绝对值相等，所以H可放在IVA。由电子排布规律可知1S22S22P63S23P5 X的电子总数为17，即为氯元素，在第三周期、第A。焰色反应为黄色的是钠元素，在第三周期、第A。由元素周期表中的位置可知氯在硫的后面，所以氯的非金属性强，验证的反应为H2S+Cl2=2HCl+S（B）ABCD（1）在上面元素周期表中全部是金属元素的区域为 。（a） A （b） B （c） C （d） D（2）有人认为形成化合物最多的元素不是IVA族的碳元素，而是另一种短周期元素，请你根据学过的化学知识判断这一元

13、素是 。（3）现有甲、乙两种短周期元素，室温下，甲元素单质在冷的浓硫酸或空气中，表面都生成致密的氧化膜，乙元素原子核外M电子层与K电子层上的电子数相等。用元素符号将甲、乙两元素填写在上面元素周期表中对应的位置。甲、乙两元素相比较，金属性较强的是 （填名称），可以验证该结论的实验是 。(a) 将在空气中放置已久的这两种元素的块状单质分别放入热水中(b) 将这两种元素的单质粉末分别和同浓度的盐酸反应(c) 将这两种元素的单质粉末分别和热水作用，并滴入酚酞溶液(d) 比较这两种元素的气态氢化物的稳定性【答案】（A）NaCl（2）IVA（3）右表中 氯 H2S+Cl22HCl+S（B）（本题共8分）（

14、1）b（2）H（3）MgAlABCD镁 B c【例2】第4周期某主族元素的原子，它的最外层上有两个电子，下列关于此原子的叙述正确的是（ ）A.原子半径比钾原子半径大 B.氯化物难溶于水C.原子半径比镁原子半径大 D.碳酸盐难溶于水【解析】第4周期主族元素的原子最外层有2个电子，应该是Ca，它的氯化物CaCl2是易溶于水的，它的原子半径比K原子小，而比同族的Mg原子半径大，其碳酸盐CaCO3难溶于水。【答案】CD【例3】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。下列 （填写编号）组元素的单质可能都是电的良导体。a、c、hb、g、kc、h、ld、e、f如果给核外电子足够的能量，

15、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：原子核对核外电子的吸引力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（kJmol-1）锂XY失去第一个电子519502580失去第二个电子729645701820失去第三个电子1179969202750失去第四个电子955011600通过上述信息和表中的数据分析为什么锂原子失去核外第二个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。 。表中X可能为以上13种元素中的 （填写字母）元素。用元素符号表示X和j形成化合物的化学式 。Y是周期表中 族元素。以上13种元素中， （填写字母

16、）元素原子失去核外第一个电子需要的能量多。从所给元素在周期表中的位置不难知道a、c、d、f分别为Na、Mg、Sr和Al，e处于过渡元素区也一定为金属，它们都是点的良导体；h为碳元素，其单质中的一种石墨也是电的良导体，故应选、两组。锂原子核外共有3个电子，其中两个在K层，1个在L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，要使锂离子再失去电子便会形成不稳定结构，因此锂原子失去第二个电子时所需能量远大于失去第一个所需的能量。由表中数据可知：X失去第2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，第四个电子所需能量都不足前者的2倍，故第一个电子为最外

17、层的1个电子，而其他几个电子应处于内层。结合所给的周期表知，X应为a即钠元素和j即氧元素所形成的化合物化学式分别为Na2O和Na2O2。由表中所给Y的数据可知，Y失去第1、2、3个电子所需能量差别不大，而失去第4个电子所需能量远大于失去第3个电子所需的能量，因此Y元素的最外层由个电子即为第A族的元素Al。从题目所给信息知道，原子失电子所需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能量越高，在所给13种元素中，处于零族的m元素已达8e-的稳定结构，因此失去核外第一个电子需要的能量最多。【答案】Li原子失去1个电子后形成稳定结构，再失去一个电子很困难a

18、Na2O和Na2O2A族或第三主族m【例4】根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的是（）A.K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的K层电子数相等B.L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等C.L层电子为偶数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的L层电子数相等D.M层电子为奇数的所有主族元素所在族的序数与该元素原子的M层电子数相等了解原子核外电子排布规律。本题涉及K、L、M三层电子，可知是前三周期元素。前三周期元素的原子，若某层电子数是奇数，则该层电子肯定未满，必是最外层，其电子数与族系数一致；若某层电子数是偶数，则该层电子有可能已满，不一定是

19、最外层，不能确定其电子数是否与族系数一致。【答案】C【例5】已知具有相同电子层数的X、Y、Z三种主族元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性由强到弱的顺序是HZO4H2XO4H3XO4，请分析下列四种说法是否正确？为什么？阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱。单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱。原子半径按X、Y、Z的顺序增大。气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱。由于三种元素的原子具有相同的电子层数，因此它们应属于同一周期的元素，由其最高价氧化物对应的化学式，我们可知X、Y、Z三元素的最高价分别为+5、+6、+7，因此它们原子的最外层电子数分别为5、6、7，分别处于周期表中第A、A、A族。这说

20、明在同周期表中X、Y、Z的原子序数是递增顺序，X、Y、Z三种元素的非金属性依次增强，原子半径依次减小。【答案】由题意知这三种元素位于元素周期表中同一周期，且按X、Y、Z的顺序原子序数依次增大，由同周期元素性质递变规律知：随原子序数的增大，元素的非金属性逐渐增强，故： 它们的阴离子还原性按X、Y、Z的顺序依次减弱是正确的。 它们单质的氧化性按X、Y、Z的顺序增强，说减弱是错误的。 同周期元素（除稀有气体）随原子序数的递增原子半径依次减小，说按X、Y、Z顺序原子半径增大是错误的。 由于按X、Y、Z顺序元素的非金属性依次增强，它们气态氢化物的稳定性应依次增强，说成减弱是错误的。过关检测1.下列叙述正

21、确的是（）A.同主族元素自上而下，金属性减弱 B.同主族元素自上而下，得电子能力增强C.同周期元素中A族元素的原子半径最小 D.同周期元素中A族元素气态氢化物最稳定2.下列具有特殊性能的材料中，由主族元素和副族元素形成的化合物是（）A.半导体材料坤化镓B.吸氢材料了镍合金C.透明陶瓷材料硒化锌D.超导材料K3C603.甲、乙是周期表中同一主族的两种元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（ ）A.x+2B.x+4C.x+8 D.x+184.关于氮族元素（用R代表）的下列叙述正确的是（ ）A.最高化合价是5 B.氢化物通式为RH3C.非金属性由上到下递增D.其含氧酸均为一元强酸5.有人认

22、为在元素周期表中，A族中氢元素，也可以放在A族，下列物质支持这种观点的是（）A.HF B.H3O+C.NaHD.H2O26.已知A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期元素，原子半径按D、E、B、C、A的顺序依次减小，B和E同主族，则下列推断中，不正确的是（ ）A.D位于第2周期 B.A、D可能属同一族 C.A、B、D一定位于不同周期 D.C和D的单质有可能化合形成离子化合物7.如图是元素周期表的一部分，其中X、Y、Z均为短周期元素，W原子最外层电子数是其内层电子总数的7/10，则下列说法正确的是（ ） A.Y的单质可与Z的氢化物的溶液反应，使溶液的pH值升高 B.最高正价氧化物对应的

23、水化物的酸性：ZW C.原子半径由大到小排列的顺序：ZYX D.与X同族的元素中，有一种元素的单质为蜡状固体8.原子序数为x的元素R，在周期表中位于A、B、C、D四种元素的中间，A、B、C、D四种元素的原子序数之和为下列数据，其中不可能的是（）A.4zB.4z+10 C.4z+5 D.4z+149.短周期中X、Y两元素，X元素原子最外层电子数与次外层电子数之差的绝对值等于电子层数，Y元素原子比X原子最外层多2个电子，下列不正确的是（ ）A.原子半径XYB.单质的熔点XYC.X和Y可形成离子化合物 D.X和Y可形成化合物XY310.酸根RO3-所含电子数比硝酸根NO3-的电子数多10，则下列说法

24、正确的是（）A.R原子的电子层数比N的电子层数多么1B.RO3-中R的化合价与NO3-中N的化合价相等C. RO3- 和NO3-只能被还原，不能被氧化D.R和N为同族元素11.两短周期元素X和Y，可组成化合物XY3，当Y原子序数为m时，X原子序数为-4m+4m+8m-2m+6其中正确组合是（）A.只有 B.只有 C. D.12.国际无机化学命委员在1989年作出决定，把长式元素周期表原先的主副族及族号取消，由左至右改为18列。按此规定，下列说法错误的是（ ）A.第9列元素中没有非金属元素B.只有第2列元素原子最外层有2个电子C.第1列和第17列元素的单质溶沸点变化趋势相反D.在整个18列元素中

25、，第3列的元素种类最多13.下列说法错误的是（ ）A.原子及其离子核外电子层数等于该元素所在周期数B.元素周期表中从B族到B族10个纵行的元素都是金属元素C.除了氦外，稀有气体原子的最外层电子数都是8D.同一元素的各种物理性质、化学性质均相同14.X、Y均为短周期元素，已知aXa-比bYm+多两个电子层，则下列说法正确的是（ ）A.b5B.X只能位于第3周期C.a+n-b+m=10或16 D.Y不可能位于第2周期15（2005全国高考理综）关于同一种元素的原子或离子，下列叙述正确的是A 原子半径比阴离子半径小B 原子半径比阴离子半径大C 原子半径比阳离子半径小D 带正电荷多的阳离子半径比带正电

26、荷少的阳离子半径大16（2005北京春季高考）甲、乙两元素原子的L层电子数都是其它层电子总数的2倍。下列推断正确的是 A甲与乙处于同一周期 B甲与乙处于同一主族 C甲与乙的单质都是原子晶体 D甲与乙的原子序数之和为偶数17（2005广东高考）铊（Tl）是某超导材料的组成元素之一，与铝同族，位于第6周期。Tl3+与Ag在酸性介质中发生反应：Tl3+ 2Ag =Tl+ + 2Ag+。下列推断正确的是 ATl+ 的最外层有1个电子 BTl3+ 的氧化性比Al3+弱 CTl能形成+3价和+1的化合物 DTl+ 的还原性比Ag强18.周期表前20号元素中，某两种元素的原子序数相差3，周期数相差1，它们形

27、成化合物时原子数之比为1：2。写出这些化合物的化学式 。19.填写下列空白：写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号： 。周期表中位于第8纵行的铁元素位于第 族。周期表中最活泼的非金属元素位于第 纵行。所含元素超过18种的周期是第 、 周期。20X、Y、Z是AA族的三种非金属元素，它们在周期表中的位置如图所示。试回答：X元素单质的化学式是 。Y元素的原子结构示意图是 ，Y与Na所形成化合物的电子式为 。Z元素的名称是 ，从元素原子得失电子的角度看，Z元素具有 性；若从Z元素在周期表中所处位置看，它具有这种性质的原因是 。21.已知稀有元素氡86Rn和锕系元素钍90Tn均为放射性元素，其

28、中某种同位素进行如下放射性蜕变：在上二式中，分别用X和Y代表蜕变后生成的新元素。回答下列问题：X在元素周期表中的位置 ，判断依据是 。Y元素最高价氧化物的化学式为 ，其对应的水化物是 性。（填“强酸”或“强碱”或“中”）在上述变化中产生的射线是一种粒子流，每个粒子带两个单位正电荷，若它结合2个电子，应变为 （填元素符号）。22.某同学做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如下表。请从下表中实验现象（）中选出与方案（）对应的实验现象，将其序号（A、B、C）填入（）中，并写出相应的化学方程式。实验方案实验方案答案（）化学方程式1.用砂纸擦后的镁带与沸水反应，再

29、向反应溶中滴加酚酞A.浮于水面，剧烈反应，放出气体，溶成一个小球，在水面上无定向移动，随之消失，溶液变红色2.向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水B.产生大量气体，可在空气中燃烧，溶液变成浅红色3.钠与滴有酚酞试液的冷水反应C.反应不十分强烈，产生的气体可以在空气中燃烧4.镁带与2molL-1的盐酸反应D.剧烈反应，产生的气体可以在空气中燃烧5.铝条与2molL-1上午盐酸反应E.生成白色胶状沉淀，继而沉淀消失6.向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液至过量F.生成淡黄色沉淀通过以上实验分析了同周期元素的符号是 。从实验结果可以得出的结论是 ，从结论理论上简单说明具有上述结论的原因 。23.致冷

30、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，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作致冷剂，但他们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷制，据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：氢化物的 易燃性：第2周期： H2O、HF；第3周期：SH4PH3 。化合物的毒性：PH3NH3；H2S H2O；CS2 CO2；CCl4CF4（填选 “”或 “”）。于是科学家们开始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。已知CCl4的沸点为76.8、CF4的沸点为-128，新致冷剂的沸点范围应介于其间。经较长时间反复实验，一种新致冷剂氟利昂CF2Cl2终于诞生了，其他类似的还有是 。然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是 。但求助于周期表中元素及其化合物的 变化趋势来开发致冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。毒性 沸点 易燃性水溶性颜色a.b. c.49