高考化学复习第十三章元素周期表与元素周期律讲练.docx

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高考化学复习第十三章元素周期表与元素周期律讲练

第十三章元素周期表与元素周期律

一、考纲要求

1.了解原子核外电子排布。

2.了解原子构成、原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3.了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。

4.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。

5.以第ⅠA族和第ⅦA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。

6.掌握元素周期律的实质。

7.了解元素、核素和同位素的含义。

二、知识梳理

1.原子的核外电子排布

（1）电子层的表示方法及能量变化。

（2）原子核外电子的排布规律。

①核外电子优先排布在能量____的电子层中。

②每个电子层（电子层数用n表示，n＝1,2，3…）最多容纳的电子数为____个。

③最外层最多容纳电子数不超过____个（K层为最外层时不超过____个）。

④次外层最多容纳的电子数目不超过____个，倒数第三层不超过____个。

⑶原子核外电子层排布的表示方法——原子或离子结构示意图。

下面为钠的原子结构示意图：

答案：

（1）近；远；低；高

（2）①低；②2n2；③8、2；④18、32

（3）原子核；电子层；电子数

2.元素周期表

（1）原子序数

对于一个原子：

原子序数＝____________＝__________＝__________。

（2）元素周期表

编排原则：

①按________递增顺序从左到右排列。

②将________相同的元素排成一横行，共有________个横行。

③把________相同的元素按________递增的顺序从上到下排成一纵列，共有________列。

（3）结构。

①周期（7个横行，7个周期）。

短周期

长周期

周期序号

1

2

3

4

5

6

7

元素种类数

32

32

ⅠA族元素原子序数

55

87

0族元素原子序数

86

118

②族（18个纵列，16个族）。

主族（A）：

由短周期和长周期元素共同组成（________个纵行）；

副族（B）：

共________个副族，只包括长周期元素（________个纵行）；

第Ⅷ族：

包括______________三个纵行的元素；

0族：

稀有气体元素；

在所有族中，第ⅢB族包括镧系和锕系元素，因此元素种类最多，共有________种元素。

③元素周期表的分区。

通过周期表，我们还可以对元素进行分区，如硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左侧为________元素，右侧为________元素；位于虚线附近的元素，既表现金属元素的性质，又表现为非金属元素的性质，可在此区域附近寻找半导体材料。

答案：

（1）核电荷数；核外电子数；质子数

（2）①核电荷数；②电子层数；七；③最外层电子数；电子层数；18

（3）①2；8；8；18；18；1；3；11；19；37；2；10；18；36；54；

②7；7；7；长周期；32

③金属；非金属

3.元素的性质与原子结构

（1）碱金属元素

（2）卤族元素

答案：

⑴增多；增大；增大；金属性；＋1；增强；银白；较小；较低；增大；降低；还原性；增强；剧烈

⑵7；增多；增大；增大；非金属性；＋7；减弱；变深；增大；升高；氧化性；减弱；难；不稳定。

4.元素周期律

（1）定义

①随着原子序数的递增：

元素的最外层电子排布呈周期性变化；

元素原子的半径呈周期性变化；

元素的主要化合价呈周期性变化。

②随着原子序数的递增：

元素的金属性、非金属性呈周期性变化；

金属元素最高价氧化物对应的水化物碱性呈周期性变化；

非金属元素氢化物稳定性呈周期性变化；

非金属元素最高价氧化物对应的水化物酸性呈周期性变化。

（2）实质

元素原子________的周期性变化。

（3）主族元素的变化规律

答案：

（1）核外电子排布

（3）相同；递增；1；相同；减小；增大；增强；减弱；减弱；增强；减弱；增强；增强；减弱；＋1→＋7；主族序数－8

主族；增强；减弱；减弱；增强；容易；增强；难；减弱

减弱；增强

5.核素

（1）原子结构及质量数。

质量数（A）＝________（Z）＋________（N）

（2）核素、同位素、元素。

①核素：

具有一定数目的__________和一定数目的__________的一种__________，如氢元素有三种核素，符号为______________。

如氢元素有三种核素H、D、T，这三种核素互称__________。

如氢元素有三种核素H、D、T，这三种核素总称为__________。

②三者关系。

（3）同位素的性质。

①天然存在的同位素，相互间保持一定的比率。

②元素的相对原子质量，就是按照该元素各种核素原子所占的一定百分比算出的平均值。

③同位素的物理性质有差异，化学性质几乎完全相同。

答案：

（1）质子数；中子数

（2）①质子；中子；原子；

；同位素；氢元素

三、要点精析

1.原子的组成和结构

（1）

（2）有关粒子间的关系

①质子数（Z）＝核电荷数＝原子的核外电子数＝原子序数

②质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）

③阳离子的核外电子数＝质子数－所带电荷数

④阴离子的核外电子数＝质子数＋所带电荷数

2.1～20号元素中具有特殊核外电子排布的原子

（1）原子核中无中子的原子：

H

（2）最外层只有一个电子的原子：

H、Li、Na、K

最外层有两个电子的原子：

He、Be、Mg、Ca

（3）最外层电子数是次外层电子数整数倍的原子一定在第二周期

①最外层电子数等于次外层电子数的原子：

Be、Ar

②最外层电子数是次外层电子数2倍的原子：

C

③最外层电子数是次外层电子数3倍的原子：

O

（4）最外层电子数是内层电子数一半的原子：

Li、P

（5）最外层电子数是次外层电子数一半的原子：

Li、Si

（6）最外层电子数与电子层数相等的原子：

H、Be、Al

⑺内层电子数等于最外层电子数的原子：

Be

3.核外电子数相同的微粒

4.碱金属与卤族元素性质的递变规律

（1）碱金属的性质

①氧化性与还原性

②与O2反应

从Li→Cs，与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等。

（2）卤素单质与变价金属（如Fe）反应

5.卤素单质及化合物的特性

（1）Br2在常温下是唯一的液态非金属单质，易挥发。

（2）碘为紫黑色固体，易升华，淀粉遇I2变蓝色。

在CCl4或苯中呈紫红色。

（3）F2与H2O反应生成O2。

（4）氢氟酸为弱酸；HCl、HBr、HI为强酸，且酸性逐渐增强。

（5）F无正价，而Cl、Br、I最高价均为＋7价。

（6）I－具有强的还原性，能被Fe3＋、MnO、ClO－、IO（H＋）、NO（H＋）、Cl2、Br2氧化而生成I2。

6.“位—构—性”的关系及应用

位、构、性之间的三角关系

结构与位置互推问题是解题的基础

（1）掌握四个关系式

①电子层数＝周期数。

②质子数＝原子序数。

③最外层电子数＝主族序数。

④主族元素的最高正价＝族序数，负价＝主族序数－8。

（2）熟悉常见离子的电子层结构

①第2周期第ⅠA、ⅡA族元素原子能形成稳定的2电子结构的离子。

②除第2周期第ⅠA、ⅡA、ⅢA族元素外的其他主族元素原子能形成稳定的8电子结构（氢元素除外）。

③本周期的非金属阴离子与下一周期的金属阳离子具有相同的电子层结构。

性质与位置互推问题是解题的关键

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。

④金属与H2O或酸反应的难易程度。

结构和性质的互推问题是解题的要素

①最外层电子数决定元素原子的氧化性和还原性。

②原子结构决定了元素单质的性质。

③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。

7.［小提醒］

（1）对于主族元素，元素的最高正化合价和主族族序数相同。

但氧一般表现为负价；氟无正价。

（2）非金属性越强，其含氧酸的酸性不一定越强。

如HClO为弱酸。

（3）元素原子得失电子的多少，不能确定元素的非金属性或金属性的强弱。

（4）金属元素在分界线的左侧，但分界线左边的并不都是金属元素，如H元素，副族元素均是金属元素。

8.误区警示：

原子结构和周期表的认识误区

①任何原子中都有质子和电子，但不一定均有中子。

如氕无中子。

②核外电子数相同的微粒不一定是相同的元素原子，如10电子的微粒有Ne、H2O、OH－、NH等。

③单质、化合物之间不能称为同位素。

如16O2与18O2不互称同位素。

④同一主族相邻周期元素的原子序数差不一定相同：

如Na与K相差8，Cl与Br相差18。

⑤非金属性越强，最高价含氧酸酸性越强，但低价含氧酸酸性不一定强。

⑥ⅠA族的元素含有碱金属，但ⅠA族也含有氢元素，为非金属。

⑦最外层电子数为2不一定是ⅡA族，也可以是零族等。

9.关键提醒

H的特殊性：

（1）H元素是ⅠA族中唯一的非金属元素，可表现＋1价和－1价。

（2）H形成2电子稳定结构。

（3）H和卤素有一些相似性，最低负价为－1价，单质可以表现氧化性。

10.原子结构与周期表的关系

（1）常见的等量关系

核外电子层数＝周期数；

主族序数＝最外层电子数＝最高正价＝8－|最低负价|。

（2）周期表中常见的原子序数的差值规律

①同主族、相邻周期元素的原子序数差

位于过渡元素左侧的主族元素，即第ⅠA族、第ⅡA族，同主族、相邻周期元素原子序数之差为上一周期元素所在周期所含元素种数；

位于过渡元素右侧的主族元素，即第ⅢA族～第ⅦA族，同主族、相邻周期元素原子序数之差为下一周期元素所在周期所含元素种数。

例如，氯和溴的原子序数之差为：

35－17＝18（溴所在第4周期所含元素的种数）。

②同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差

第2、3周期元素，原子序数差为1；

第4、5周期元素，原子序数差为11；

第6周期元素，原子序数差为25。

（3）由原子序数确定位置——零族原子序数推导法

第1至第7周期零族元素原子序数依次为2、10、18、36、54、86、118。

11.判断元素性质强弱的方法

12.粒子半径大小的比较

（1）同周期元素的微粒

同周期元素的原子或最高价阳离子或最低价阴离子半径随核电荷数增大而逐渐减小（稀有气体元素除外），如Na＞Mg＞Al＞Si，Na＋＞Mg2＋＞Al3＋，S2－＞Cl－，但阳离子半径小于阴离子半径，如Na＋＜S2－。

（2）同主族元素的微粒

同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而逐渐增大，如Li＜Na＜K，Li＋＜Na＋＜K＋。

（3）同电子层结构的微粒（同电子数）

电子层结构相同（核外电子排布相同）的离子（包括阴、阳离子）半径随核电荷数的增加而减小，如O2－＞F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋。

（4）同种元素形成的微粒（同核电荷数）

同种元素原子形成的微粒电子数越多，半径越大。

如Fe3＋＜Fe2＋＜Fe，H＋＜H＜H－。

（5）电子数和核电荷数都不同的，可通过一种参照物进行比较

如比较Al3＋与S2－的半径大小，可找出与Al3＋电子数相同，与S2－同族的元素O2－比较，Al3＋＜O2－，且O2－＜S2－，故Al3＋＜S2－。

13.关键提醒

常见元素化合价的一些规律：

①金属元素无负价，金属单质只有还原性。

②氟无正价，氧一般无正价。

③除某些元素外如N元素，原子序数为奇数的元素，其化合价也常呈奇数价，原子序数为偶数的元素，其化合价也常呈偶数价，即价奇序奇，价偶序偶。

14.[小贴示]

（1）含元素种数最多的周期是第六周期和第七周期，有32种元素；含元素种类最多的族是ⅢB族，共有32种元素。

（2）过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部都是金属元素，原子最外层电子数不超过2个（1～2个）。

（3）最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。

（4）同一周期ⅡA族与ⅢA族的原子序数可能相差1（二、三周期）或11（四、五周期）或25（六、七周期）。

15.同位素、同素异形体的比较

同位素

同素异形体

“同”的含义

质子数同

同元素

“异”的含义

中子数不同

单质不同

研究对象

核素（原子）

单质

关键提醒

（1）同种元素可以有若干种不同的核素，也可以只有一种核素，有多少种核素就有多少种原子。

（2）有质子的微粒不一定有电子如H＋。

（3）质子数相同的微粒不一定属于同一种元素如Ne、HF、H2O、NH3、CH4等。

（4）原子中不一定有中子，如氕。

16.元素周期律和元素周期表在应用中的重要意义。

（1）根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质。

①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸性、碱性、氢化物的稳定性等。

②比较同周期元素及其化合物的性质。

（2）启发人们在一定范围内寻找某些物质。

①半导体元素在两性线附近，如：

Si、Ge、Ga等。

②农药中常用元素在右上方，如：

F、Cl、S、P、As等。

③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、Pt、Pd等。

（3）判断金属性与非金属性的强弱。

①同一周期：

从左到右，核电荷数依次增多，电子层数相同，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

②同一主族：

从上到下，核电荷数依次增多，电子层依次增多，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，因此金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

（4）判断氧化还原性的强弱。

①同一周期：

从左到右单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱。

例如：

氧化性：

S

还原性：

Na>Mg

②同一主族：

从上到下单质的还原性逐渐增强，氧化性逐渐减弱。

例如：

还原性：

Na

氧化性：

Cl2>Br2>I2

（5）判断酸碱性的强弱。

①同一周期：

从左到右元素最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱。

②同一主族：

从上到下元素最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。

（6）判断元素的化合价。

①主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数（族序数与价电子数相同）。

②主族元素中的非金属元素最高正价等于族序数，负价为－（8－族序数），且|最高正价数|＋|负价数|＝8。

（7）判断氢化物的稳定性。

①同一周期：

从左到右，氢化物的稳定性逐渐增强。

②同一主族：

从上到下，氢化物的稳定性逐渐减弱。

（8）常见某些元素的特性（元素之最）。

①与水反应的最激烈的非金属元素是氟；

②与水反应的最激烈的金属元素是铯；

③单质硬度最大的元素是碳；

④常温下有颜色的气体单质是氟气和氯气；

⑤原子半径最小的元素是氢（稀有气体除外）；

⑥所形成的气态氢化物最稳定的元素是氟；

⑦正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢百分率最高的元素是碳；

⑧最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是氯；

⑨所形成的化合物种类最多的是碳；

⑩只有负价并无正价的是氟；

⑪最轻的金属是锂；最轻的气体是氢气；

⑫同位素之一的原子核中只有质子没有中子的元素是氢；

⑬最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是铝；

⑭空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素是氮；

⑮地壳含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素，或氢化物在通常情况下呈液态的元素是氧；

⑯地壳中含量最多的金属元素是铝；

⑰最活泼的非金属元素，或无正价的元素，或无含氧酸的非金属元素，或无氧酸（气态氢化物）可以腐蚀玻璃的元素，或气态氢化物最稳定的元素，或阴离子的还原性最弱的元素是氟；

⑱最易燃烧的非金属元素的单质，其元素是磷；

⑲常温下单质呈液态的非金属元素是溴，金属元素是汞；

⑳元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素是氮；

元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素是锂、钠、氟；

常见的能形成同素异形体的元素有碳、磷、氧、硫；

与He原子电子层结构相同的离子有（2电子结构）：

H－、Li＋、Be2＋。

17.熟悉下列推导关系

（1）金属性强↔单质还原性强↔最高价氢氧化物碱性强；

（2）非金属性强↔单质氧化性强↔最高价含氧酸酸性强↔气态氢化物稳定性强。

四、典型例题

1.（2015·新课标Ⅰ·12）W、X、Y、Z均为短周期主族元素，原子序数依次增加，且原子核外L电子层的电子数分别为0、5、8、8，它们的最外层电子数之和为18。

下列说法正确的是（  ）

A．单质的沸点：

W>X

B．阴离子的还原性：

W>Z

C．氧化物的水化物的酸性：

Y

D．X与Y不能存在于同一离子化合物中

【答案】B

【解析】W的L层无电子，则W是H元素；X的L层有5个电子，则X是N元素，Y与Z的L层都是8个电子，则二者都是第三周期元素。

由“最外层电子数之和为18”可知Y与Z的最外层电子数之和为12。

又因为Z的原子序数大于Y且均为主族元素，所以Y是P，Z是Cl元素。

A、氢气与氮气都是分子晶体，相对分子质量大的沸点高，沸点X>W。

错误；B、H元素的非金属性比Cl弱，所以简单阴离子的还原性W>Z。

正确；C、未指明是最高价氧化物的水化物，故不能判断酸性（如：

H3PO4>HClO，但H3PO4

错误；D、N与P可以同时存在于同一离子化合物中，如磷酸铵。

错误

2.（2014·海南高考·2）下列有关物质性质的说法错误的是（ ）

A．热稳定性：

HCl>HI

B．原子半径：

Na>Mg

C．酸性：

H2SO3>H2SO4

D．结合质子能力：

S2->Cl-

【答案】C

【解析】同一主族元素的非金属性自上而下逐渐减弱,气态氢化物的稳定性逐渐减弱,A正确；同一周期元素的原子半径自左向右逐渐减小,B正确；同一元素的不同价态含氧酸酸性随着化合价升高逐渐增强,则硫酸酸性大于亚硫酸酸性,C不正确；盐酸为强酸,氢硫酸为弱酸,则结合质子的能力：

硫离子大于氯离子,D正确。

3.（2015·江苏省南京市、盐城市一模）在电冶铝的电解槽中存在电解质W2[X2Y2Z4]，己知四种元素的简单离子的电子层结构均相同，Y原子最外层电子数为次外层的3倍，X原子最外层电子数为Y原子最外层电子数的一半，下列说法正确的是

A．原子序数：

W>X>Y>Z

B．原子半径：

r（w）>r（X）>r（Y）>r（Z）

C．W的最高价氧化物的水化物碱性比X的弱

D．Y的简单氢化物的稳定性比Z的强

【答案】B

【解析】从原子核外电子的排布规律可知Y、X分别为O、Al，四种元素的简单离子的电子层结构均相同，结合其化学式可知W、Z分别是Na、F。

原子序数X>W>Z>Y，A项错误；原子半径r（W）>r（X）>r（Y）>r（Z），B项正确；钠（W）的金属性比铝（X）强，故NaOH的碱性比Al（OH）3强，C项错误；F（Z）的非金属性比氧强，故HF的稳定性比H2O，D项错误。

4.下列有关原子结构的说法，正确的是（ ）

A．稀有气体元素原子的最外层电子数都是8

B．非金属元素的最外层电子数都大于3

C．原子核都是由质子和中子构成的

D．质子数决定元素的种类、质子数和中子数决定原子的种类

【答案】D

【解析】稀有气体中的He原子最外层电子数为2；H是非金属元素，氢原子的最外层电子数为1；普通氢原子中只有一个质子，没有中子。

5.（双选）X、Y、Z、T是四种原子序数递增的短周期元素，其部分性质或结构如下：

元素编号

元素性质或原子结构

X

形成的简单阳离子核外无电子

Y

元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应

Z

元素在周期表中的族序数等于周期序数的3倍

T

同周期元素表中形成的简单阳离子半径最小

下列说法正确的是（ ）A．原子半径大小顺序：

T＞Z＞Y＞X

B．Y、Z分别形成的氢化物的稳定性：

Z>Y

C．T的单质与Y的最高价氧化物对应水化物的稀溶液能反应

D．由X、Y和Z三种元素构成的强电解质，对水电离均起抑制作用

【答案】BC

【解析】X形成的简单阳离子没有电子，可知X为H；氢化物和最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的短周期元素只有N；族序数是周期序数的3倍的只有O，而T只能是Al；A中正确的半径大小顺序应为Al>N>O>H，A不正确；非金属性O>N，氢化物稳定性水强于氨气，B正确；Al能与稀硝酸反应，C正确；X、Y和Z三种元素可以形成铵盐，对水的电离能起促进作用，D错误。

6.（2014·浙江高考·9）如表所示的五种元素中,W、X、Y、Z为短周期元素,这四种元素的原子最外层电子数之和为22。

下列说法正确的是（ ）

A．X、Y、Z三种元素最低价氢化物的沸点依次升高

B．由X、Y和氢三种元素形成的化合物中只有共价键

C．物质WY2、W3X4、WZ4均有熔点高、硬度大的特性

D．T元素的单质具有半导体的特性,T与Z元素可形成化合物TZ4

【答案】D

【解析】根据W、X、Y、Z的最外层电子数是22,则最外层电子数分别是4、5、6、7,表示的是硅、氮、氧、氯,T是锗。

在常温常压下氨气和HCl是气体、水是液态,A错误；氮、氧、氢元素可以形成铵盐,含有离子键,B错误；SiCl4固体属于分子晶体,熔点较低、硬度较小,C错误；根据元素性质的递变性和相似性,可知锗是良好的半导体材料,可形成GeCl4,D正确。

7.如下图所示，a、b、c均为非金属单质，d、e均为含有10个电子的共价化合物，且分子中所含原子个数：

d>e，f为离子化合物。

则下列说法错误的是（  ）

A．常温下，单质a呈气态

B．单质c具有强氧化性

C．稳定性：

d>e

D．f受热易分解为d和e

【答案】C

【解析】由题意可知，a为N2，b为H2，c为F2，d为NH3，e为HF，f为NH4F。

8.（2015·天津高考·7）（14分）随原子序数的递增，八种短周期元素（用字母X表示）原子半径的相对大小、最高正价或最低负价的变化如下图所示。

根据判断出的元素回答问题：

（1）f在元素周期表的位置是__________。

（2）比较d、e常见离子的半径的小（用化学式表示，下同）_______＞__________；比较g、h的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱是：

_______＞__________。

（3）任选上述元素组成一种四原子共价化合物，写出其电子式__________。

（4）已知1mole的单质在足量d2中燃烧，恢复至室温，放出255.5kJ热量，写出该反应的热化学方程式：

___________________。

（5）上述元素可组成盐R：

zx4f（gd4）2,向盛有10mL1mol·L-1R溶液的烧杯中滴加1mol·L-1NaOH溶液，沉淀物质的量随NaOH溶液体积变化示意图如下：

①R离子浓度由大到小的顺序是：

__________。

②写出m点反应的离子方程式_________________。

③若R溶液改加2