专题五 考点二 元素周期表与元素周期律（Word教参）-【优化指导】2024年高考化学二轮复习高中总复习·第2轮（新教材 不定项版）

考点二　元素周期表与元素周期律 [对应学生用书P56] 要点一　元素周期表的结构 (1)认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。 (2)知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律(表)的应用价值。 1.元素周期表的结构与分区 2．价层电子排布与元素周期表的关系 (1)各周期元素原子的价层电子排布与元素种类 (2)主族和0族元素原子的价层电子排布特点 纵列 族序数 价层电子排布 1 Ⅰ A ns1 2 Ⅱ A ns2 13 Ⅲ A ns2np1 14 Ⅳ A ns2np2 15 Ⅴ A ns2np3 16 Ⅵ A ns2np4 17 Ⅶ A ns2np5 18 0 ns2np6(He：1s2) (3)副族元素原子的价层电子排布特点 纵列 族序数 价层电子排布 3 Ⅲ B (n－1)d1ns2(镧系、锕系元素除外) 4 Ⅳ B (n－1)d2ns2 5 Ⅴ B (n－1)d3ns2(Nb：4d45s1) 6 Ⅵ B (n－1)d5ns1(W：5d46s2) 7 Ⅶ B (n－1)d5ns2 8、9、10 Ⅷ (n－1)d6～8ns2(Pb等除外) 11 Ⅰ B (n－1)d10ns1 12 Ⅱ B (n－1)d10ns2 要点二　元素周期律及其应用 (1)结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 (2)认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化。 (3)知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。1.金属性和非金属性的强弱及比较 2．原子(或离子)半径的比较 3．电离能及其应用 (1)电离能的比较 电离能 比较方法 备注 第一电离能 同周期元素从左到右，第一电离能呈增大趋势 考虑价层电子排布影响，同周期中： I1( Ⅱ A)＞I1( Ⅲ A)、I1( Ⅴ A)＞I1( Ⅵ A) 同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小 不考虑其他因素的影响 逐级电离能 一般情况下，同一元素原子的逐级电离能：I1＜I2＜I3＜I4…… (2)电离能的应用 4．电负性及其应用 (1)电负性的比较 电负性 比较方法 应用举例 同周期主族元素(从左到右) 元素的电负性逐渐变大 电负性：C＜N＜O＜F 电负性：Si＜P＜S＜Cl 同主族元素(从上到下) 元素的电负性逐渐变小 电负性：F＞Cl＞Br＞I 电负性：O＞S＞Se＞Te (2)电负性的应用 [对应学生用书P58] 命题点1　元素周期表的结构及应用 [典例1] (2022·广东卷)甲～戊均为短周期元素，在元素周期表中的相对位置如图所示。戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸。下列说法不正确的是(　　) A．原子半径：丁＞戊＞乙 B．非金属性：戊＞丁＞丙 C．甲的氢化物遇氯化氢一定有白烟产生 D．丙的最高价氧化物对应的水化物一定能与强碱反应 [思路分析]解答本题的思路如下： (1)五种短周期元素的相对位置甲、乙在第二周期，丙、丁、戊在第三周期； (2)戊的最高价氧化物对应的水化物为强酸强酸可能是H2SO4或HClO4戊可能是S或Cl； (3)根据戊可能是S或Cl，结合五种元素的相对位置，分别讨论其他元素的可能性，再结合元素周期律进行分析、判断。 C　解析：甲～戊是短周期元素，戊中的最高价氧化物对应的水化物为强酸，则可能是硫酸或高氯酸。若是高氯酸，则戊为Cl，甲为N、乙为F、丙为P、丁为S；若是硫酸，则戊为S，甲为C、乙为O、丙为Si、丁为P。根据“层多径大”，同电子层结构“核多径小”原则，则原子半径：丁＞戊＞乙，A正确。根据同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，B正确。甲的氢化物可能为氨气、甲烷、乙烷等，若是氨气，则遇氯化氢一定有白烟产生；若是甲烷、乙烷等，则遇氯化氢不反应，没有白烟生成，C错误。丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸、磷酸，都一定能与强碱反应，D正确。 [衍生1] (2023·北京顺义区一模)如表为元素周期表的一部分，其中X、Y、W、Z为短周期元素，W的单质常温下为黄绿色气体。下列说法不正确的是(　　) Y Z X W R T A．X、Y的单质均存在同素异形体 B．Y、Z的简单氢化物的稳定性依次增大 C．R的单质可用于制造半导体材料 D．工业上电解NaW溶液得W2可使用阴离子交换膜 D　解析：W的单质常温下为黄绿色气体，则W为Cl元素，由元素在周期表中的位置可知，X为P元素，Y为O元素，Z为F元素，R为Ge元素，T为Br元素。P