第11讲 元素周期表 元素周期律-【名师大课堂】2025年高考化学艺术生总复习必备（word教师用书）

第11讲　元素周期表　元素周期律 考点一　元素周期表及应用 1．第一张元素周期表 2．原子序数 (1)概念：按照元素在周期表中的顺序由小到大给元素编号。 (2)原子序数与原子结构的关系： 原子序数＝　核电荷数　＝质子数＝　核外电子数　。 3．元素周期表的结构 (1)周期 ①含义：把　电子层数目　相同的元素，按　原子序数　递增的顺序从左到右排列的一横行，叫做一个周期。 ②数目：元素周期表有　7　个横行，有　7　个周期。 ③分类： (2)族 ①含义：把不同横行中　最外层电子数　相同的元素，按　电子层数　递增的顺序由上而下排成纵行。 ②数目：元素周期表有　18　个纵行，有　16　个族。 ③分类 4．元素周期表的分区 (1)按元素种类分 (2)按电子排布分 按电子排布，可把周期表里的元素划分成5个区。除ds区外，区的名称来自按构造原理　最后填入电子　的能级符号。 各个区的元素价电子排布特点如下： 分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 　ns1～2　 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6（He为1s2） 通常是最外层电子参与反应 d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族 （除镧系、锕系外） (n－1)d1～9ns1～2 （Pd为4d10） d轨道可以不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 　(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2　 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 5.元素周期表的应用 (1)科学预测：为新元素的发现和预测原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料。 利用元素周期表的结构推断元素位置和性质 1．元素周期表中的“不一定” (1)原子最外层电子数小于或等于2的，不一定是金属元素，如氢、氦。 (2)元素周期表中每一族不一定占一列，如第Ⅷ族占3列。 (3)具有相同电子层数的粒子对应的元素不一定位于同一周期，如电子层数相同的阳离子与原子。 (4)同一族元素的最外层电子数不一定相同，如副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素。 2．利用元素周期表中的规律推断元素位置 (1)同构规律：稀有气体元素原子与同周期非金属元素的阴离子、下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构。 (2)同周期序数差规律 ①短周期中同周期元素原子序数差＝族序数差。 ②同周期的两种元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。 ③同周期的两种元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10；第六或第七周期元素原子序数差＝族序数差＋24。 如同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差，在第四、五周期时都为1＋10，在第六、七周期时为1＋24。 (3)同主族序数差规律 ①第ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。 ②第ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 [应用]　第ⅠA、ⅡA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期相邻元素的原子序数＋上一周期元素的种数。如11Na下一周期相邻元素是xK，Na所在周期有8种元素，所以有x＝11＋8＝19。 ③第ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。 [应用]　第ⅢA～ⅦA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期相邻元素的原子序数＋下一周期元素的种数。如17Cl下一周期是yBr，Br所在周期有18种元素，所以有y＝17＋18＝35。 (4)根据稀有气体元素推断未知元素在周期表中的位置 ①各周期稀有气体元素的原子序数 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 本周期元素种数 2 8 8 18 18 32 32 本周期稀有气体元素的原子序数 2 10 18 36 54 86 118 ②比大小，定周期 若某元素原子序数比最邻近的稀有气体元素原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周期；若某元素原子序数比最邻近的稀有气体元素原子序数大，则该元素在该稀有气体元素所在周期的下一周期。 ③求差值，定族数 若元素的原子序数比相应稀有气体元素的小1～5，则该元素与稀有气体元素同周期，且位于第ⅦA～ⅢA族。如53号元素，由于36＜53＜54，则53号元素位于第五周期，54－53＝1，所以53号元素位于54号元素左侧第一格，即第ⅦA族，可得53号元素在元素周期表中的位置是第五周期第ⅦA族。 说明：20号以后的元素与最邻近的稀有气体元素相比，若比该稀有气体元素原子序数大3～12（或比该稀有气体元素原子序数小6以上），则该未知元素是过渡元素。 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(　C　) 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 解析：甲～戊是短周期元素，戊中的最高价氧化物对应水化物为强酸，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，故A正确；根据同周期从左到右非金属性逐渐增强，则非金属性：戊＞丁＞丙，故B正确；甲的氢化物可能为氨气，可能为甲烷、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，故C错误；丙的最高价氧化物对应的水化物可能是硅酸、也可能是磷酸，都一定能与强碱反应，故D正确。综上所述，答案为C。 已知短周期元素X、Y、Z、M、Q和R在周期表中的相对位置如下所示，其中Y的最高化合价为＋3。下列说法不正确的是(　A　) A．还原性：ZQ2<ZR4 B．X能从ZO2中置换出Z C．Y能与Fe2O3反应得到Fe D．M最高价氧化物的水化物能与其最低价氢化物反应 解析：ZQ2为：CS2，ZR4为：CCl4，CS2中硫的还原性强于CCl4中的氯元素，A错误；Mg和CO2发生下述反应：2Mg＋CO22MgO＋C，B正确；Al和Fe2O3发生铝热反应如下：2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe，C正确；M为：N，N的最高价氧化物的水化物为：HNO3，最低价氢化物为：NH3，二者发生如下反应：HNO3＋NH3===NH4NO3，D正确；答案为A。 考点二　元素周期律及应用 1．元素周期律 2．主族元素的周期性变化规律 同周期（左→右） 同主族（上→下） 核电荷数 逐渐　增大　 逐渐　增大　 电子层数 逐渐　相同　 逐渐　增多　 原子半径 逐渐　减小　 逐渐　增大　 离子半径 阳离子逐渐　减小　；阴离子逐渐　减小　； r（阴离子）　＞　r（阳离子） 逐渐　增大　 化合价 最高正化合价由　＋1　→　＋7　（O、F除外），负化合价＝　－（8－主族序数）　 相同，最高正化合价＝　主族序数　（O、F除外）； 元素的金属性和 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　 离子的氧化性、 还原性 阳离子氧化性逐渐　增强　；阴离子还原性逐渐　减弱　 阳离子氧化性逐渐　减弱　；阴离子还原性逐渐　增强　 气态氢化物的稳定性 逐渐　增强　 逐渐　减弱　 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐　减弱　 酸性逐渐　增强　 碱性逐渐　增强　 酸性逐渐　减弱　 3.元素周期表、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） ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2　＞　Al(OH)3、Ca(OH)2　＞　Mg(OH)2，则碱性：Ca(OH)2　＞　Al(OH)3（填“＞”“＜”或“＝”）。 ②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，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢　难　化合，HAt　不　稳定，其水溶液呈　酸　性，AgAt　不　溶于水等。 (3)启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，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，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 1.电子分层排布的规律 (1)电子总是尽可能先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 (2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。 (3)原子最外层电子数不能超过8（K层为最外层时不能超过2），次外层电子数不能超过18。 2．粒子半径大小比较 (1)原子半径大小的比较。 ①同电子层：一般来说，当电子层相同时，随着核电荷数的增加，其原子半径（或离子半径）逐渐减小（稀有气体除外），有“序小径大”的规律。 ②同主族：一般来说，当最外层电子数相同时，能层数越多，原子（或离子）半径越大。 (2)离子半径大小的比较。 ①同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+)。 ②电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如r(O2-)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2+)＞r(Al3+)。 ③带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2-)＜r(S2-)＜r(Se2-)＜r(Te2-)。 ④核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。如比较r(K＋)与r(Mg2+)可选r(Na＋)为参照：r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2+)。 3．价层电子排布与元素的最高正价数 (1)当主族元素失去全部价电子后，表现出该元素的最高化合价。最高正价＝主族序数（O、F除外）。 (2)ⅢB～ⅦB族可失去ns2和(n－1)d轨道上的全部电子，所以，最高正价数＝族序数。 (3)Ⅷ族可失去最外层的s电子和次外层的部分(n－1)d电子，所以最高正价低于族序数(8)，只有Ru和Os可表现八价。 (4)ⅠB族可失去ns1电子和部分(n－1)d电子，所以ⅠB的族数＜最高正价，ⅡB只失去ns2电子，ⅡB的族序数＝最高正价。 4．第一电离能 (1)影响因素。 ①同一周期：一般来说，同一周期的元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子的半径减小，核对外层电子的引力加大，因此，越靠右的元素，越不易失去电子，电离能也就越大。 ②同一族：同一族元素电子层数不同，最外层电子数相同，原子半径增大起主要作用，半径越大，核对电子引力越小，越易失去电子，电离能也就越小。 ③电子排布：各周期稀有气体元素的电离能最大，原因是稀有气体元素的原子具有相对稳定的8电子（He为2电子）最外层电子构型。某些元素具有全充满和半充满的电子构型，稳定性也较高，如Be(2s2)、N(2s22p3)、Mg(3s2)、P(3s23p3)比同周期相邻元素的第一电离能大。 (2)电离能的应用。 ①确定元素原子的核外电子排布。如Li：I1≪I2＜I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层（K、L能层）上，而且最外层上只有一个电子。 ②确定元素的化合价。如K元素I1≪I2＜I3，表明K原子容易失去一个电子形成＋1价阳离子。 ③判断元素的金属性、非金属性强弱。I1越大，元素的非金属性就越强；I1越小，元素的金属性就越强。 ④ⅡA族、ⅤA族元素原子的价电子排布分别为ns2、ns2np3，为全满和半满结构，导致这两族元素原子第一电离能反常。 5．电负性的应用 (1)判断金属性或非金属性的相对强弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，位于非金属三角区边界的“类金属”的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。 ②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 (2)判断元素的化合价。 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值； ②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。 (3)判断化学键的类型。 ①若两个成键元素原子间的电负性差值大于1.7，它们之间通常形成离子键； ②若两个成键元素原子间的电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价键。 （2023·湖南卷）日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2。已知：X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素，W为金属元素。基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等，基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3。下列说法正确的是(　C　) A.电负性：X>Y>Z>W B.原子半径：X<Y<Z<W C.Y和W的单质都能与水反应生成气体 D.Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性 解析：元素辨析：根据基态X原子s轨道上的电子数与p轨道上的电子数相等，可知X的电子排布式为1s22s22p4，为O元素，基态O原子的未成对电子数为2，则基态Y、Z原子的未成对电子数分别为1、3，结合原子序数关系可确定Y为F元素或Na元素，Z为P元素，则该荧光粉的主要成分为3W3(PO4)2·WF2，结合化合物中各元素化合价代数和为0可确定W为＋2价，又其原子序数最大，故W为Ca元素，Y为F元素。 元素电负性：F>O>P>Ca，A项错误；原子半径：F<O<P<Ca，B项错误；F2、Ca与水反应生成的气体分别为O2和H2，C项正确；P元素的最高价氧化物对应的水化物H3PO4不具有强氧化性，D项错误。 （2023·浙江卷）X、Y、Z、W四种短周期主族元素，原子序数依次增大。X、Y与Z位于同一周期，且只有X、 Y元素相邻。X基态原子核外有2个未成对电子，W原子在同周期中原子半径最大。下列说法不正确的是(　A　) A.第一电离能：Y>Z>W B.电负性：Z>Y<X>W C.Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W<Z D.W2X2与水反应生成产物之一是非极性分子 解析：根据同周期从左到右第一电离能呈增大趋势，但第ⅡA族大于第ⅢA族，第ⅤA族大于第ⅥA族，则第一电离能：Z>Y>X，故A错误；根据同周期从左到右电负性逐渐增大，同主族从上到下电负性逐渐减小，则电负性：Z>Y>X>W，故B正确；根据同电子层结构核多径小，则Z、W原子形成稀有气体电子构型的简单离子的半径：W<Z，故C正确；W2X2与水反应生成产物之一为乙炔，乙炔是非极性分子，故D正确。综上所述，答案为A。 学科网（北京）股份有限公司 $$