第10讲 元素周期表和元素周期律【暑假自学课】2025年新高一化学暑假提升精品讲义（沪科版2020必修第一册）

第10讲 元素周期表和元素周期律 内容导航——预习四步曲 第一步：学 析教材 学知识：教材精讲精析、全方位预习 第二步：练 练习题 强方法：教材习题学解题、强化关键解题方法 练考点 会应用：核心考点精准练、快速掌握知识应用 第三步：记 串知识 识框架：思维导图助力掌握知识框架、学习目标复核内容掌握 第四步：测 过关测 稳提升：小试牛刀检测预习效果、查漏补缺快速提升 知识点1 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家 绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则： ①横行：把 相同的元素，按 递增的顺序从左到右排列。 ②纵列：把不同横行中 相同的元素，按 递增的顺序由上而下排列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把 相同的元素，按 递增的顺序，从左至右排成的横行，称为 。7个横行分别称为7个 。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次 ，但元素的电子层数 ，即周期序数 电子层数。 ②分类：分为 周期和 周期。 ③现行元素周期表周期的特点： 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 （2）族（纵列）：把 相同的元素，按 递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为 。共 列，分为 个族。 ①主族：共 个，用 表示。 a.特点：由短周期和长周期元素 构成，主族的序数 最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由 周期元素构成，共 个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ③Ⅷ族：占据元素周期表的第 共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第 列。 得分速记 （1）元素周期表的特殊位置： ①镧系：在元素周期表的第 周期 族，共 种元素。 ②锕系：在元素周期表的第 周期 族，共 种元素。 ③过渡元素，又称 ：指 族元素，包括所有 族元素和 族元素。 ④常见族的别名：ⅠA称为 (除H外)，ⅡA称为 ，ⅤA称为 元素，ⅥA称为 元素，ⅦA称为 ，0族称为 元素。 （2）元素“序数差”规律： ①同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为 ；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差 ，第四、五周期相差 ，第六、第七周期相差 。 ②同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差 ；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差 ，其它族相差 ；第四、第五周期的同族元素原子序数相差 ；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差 ；第六、第七周期的同族元素原子序数相差 。 ③奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性 。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为 ，反之则均为 （但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为 。 知识点2 元素周期律 1．元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照 由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝ 。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数 ( ) 3→10 1→8 11→18 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数 出现从 递增到 的变化，说明元素原子的最外层电子数出现 变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐 (不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现 变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次 。如图： 2．元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的 逐渐升高(＋1→＋7，O和F 最高正价)； ②元素的最低负价由 族的－4价逐渐升高至ⅦA族的 价； ③最高正价＋|最低负价|＝ 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的 变化，其中O、F 元素 最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的 变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的 呈周期性变化。 3．同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径 (电子层数 )，最外层电子数 ，元素的金属性 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越 置换出H2，元素的金属性 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性 ，元素的金属性 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性 于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性 (或金属阳离子的氧化性 )，元素的金属性 单质与同种非金属反应的难易 单质越 反应，元素的金属性 ，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性： ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力： ，即金属性： 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ==NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl == MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是 碱，Mg(OH)2是 碱，Al(OH)3是 ，三者的碱性依次 ，则金属性： 。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径 (电子层数 )，最外层电子数 ，元素的非金属性 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越 、形成的气态氢化物越 ，其对应元素的非金属性 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性 ，其对应元素的非金属性 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性 于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性 (或非金属阴离子的还原性 )，对应元素的非金属性 单质与同种金属反应的难易 单质 反应，元素的非金属性 ，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性： ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 最低负价 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性 →从Si到Cl，元素得电子能力 ，非金属性 4．同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈 色；都比较柔软； 延展性；导电性和导热性都 ；碱金属的密度都比较 ，熔点也都比较 。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次 （钾除外）；熔沸点逐渐 。 ②化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式： 2Na+2H2O== 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式： 2K+2H2O== 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易 1个电子，在化合物中均为 价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式： ；④单质均能与酸反应，反应通式： ；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有 性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越 ；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐 ，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐 。 （2）卤族元素 ①单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点 ， 熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐 ；②状态由气→液→固；③密度逐渐 ；④熔沸点都较低，且逐渐 。 ③单质化学性质的相似性和递变性（与H2化合） F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生 ，生成的氟化氢 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢 ，在同一条件下同时分解为H2和I2，是 反应 5．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 变化的规律。 （2）内容：随着元素核电荷数的递增，元素的 (稀有气体除外)、元素的 、元素的 都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子 的必然结果。 得分速记 （1）主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝ (O、F除外)。 ②最低负价＝ (H、O、F除外)。 ③H最高价为 ，最低价为 ；O最低价为 ；F 正化合价，最低价为 。 （2）碱金属单质性质的相似性和递变性 ①单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的 等化合物； ②都能与水反应，生成对应的 和 ； ③随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越 。 4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ （3）卤素的特殊性 ①氟 正价， 含氧酸，氟的化学性质特别 ，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀 。氟化银 于水， 感光性。 ②氯气易 ，次氯酸具有 作用，且能杀菌消毒。 ③溴是常温下唯一 态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加 液封，溴对橡胶有较强 作用。 ④碘为 色固体，易 ，碘单质遇淀粉变 。 6．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐 。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐 。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径 于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径 。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径 。 【易错提醒】微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 知识点3 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如： 金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性： 。 （2）推测陌生元素的某些性质。如： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶； ②根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为 色固体，与氢 化合，HAt 稳定，其水溶液呈 性，AgAt 溶于水等。 2．在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的 。 ②在过渡元素中寻找 的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成 。 ④位于第六周期ⅥB的钨是 最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （2）同主族(自上而下)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐 ，失电子能力 ，得电子能力 ，元素金属性 ，非金属性 。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边 是 元素，右边是 元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的 ，又能表现出一定的 ，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 （4）元素周期表中左下方是金属性最强的元素 ，右上方是非金属性最强的元素 。 教材习题01（P117） 1913 年，英国物理学家莫塞莱提出了莫塞莱定律。该定律要点是元素若按原子序数大小排列，其性质能更清晰地呈现周期性变化。某元素 X 的原子序数是 9，下列原子序数代表的元素中，与 X 具有相似化学性质的是（ ） （A） 1 （B） 8（C） 17 （D）18 解题方法 【解析】根据元素周期表的结构可知，原子序数为 9的元素，位于元素周期表第二周期VIIA族，即X为卤素元素中的F元素。A项，原子序数为1的元素是位于第ⅠA族的H元素，B项，原子序数为8的元素是位于第VIA族的O元素，C项，原子序数为17的元素是位于VIIA族的Cl元素，D项，原子序数为18的元素是位于0族的Ar元素。根据同主族元素性质的相似性可知，元素F与Cl同为卤族元素，化学性质相似，故选C。 【答案】C 教材习题04（P118） 根据元素周期律，请比较： （1） H3PO4、H2SO4、HClO4 的酸性强弱。 （2） O、Al、S 的原子半径大小。 （3） N、O、F 的非金属性强弱。 解题方法 【解答】（1）H3PO4、H2SO4、HClO4 分别为元素周期表中同周期（第三周期）P、S、Cl三种元素最高价氧化物对应的水化物。根据同周期从左至右，元素的非金属性逐渐增强可知，非金属性P<S<Cl，再根据元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强规律可得：酸性H3PO4<H2SO4<HClO4。 （2）元素O核S位于同主族，且O在S的上一周期，根据同主族元素的原子半径从上到下逐渐增大的规律可知，原子半径：S>O。Al和S位于同周期，且Al在S之前，根据同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小的规律可知，原子半径：Al>S。综上原子半径大小关系：Al>S>O。 （3）N、O、F同为第二周期，且N在最前，F在最后，根据同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强可知，元素的非金属性强弱为：N<O<F。 【答案】见“解析” 考点一 元素周期表的结构 1．下列有关元素周期表叙述错误的是 A．元素周期表共有18个族 B．元素周期表中第一、二、三周期为短周期 C．门捷列夫编制了第一张元素周期表 D．元素周期表中周期序数等于原子核外电子层数 2．下列元素中，属于第三周期的是 A．H B．N C．O D．Cl 3．主族元素在周期表的位置，取决于元素原子的 A．相对原子质量和核电荷数 B．电子层数和最外层电子数 C．电子层数和质量数 D．金属性和非金属性的强弱 4．下列关于元素周期表的判断，正确的是 A．镧系和锕系位于周期表第IVB族 B．第三周期第IVA族元素和第四周期第VIA族元素的原子序数之差为11 C．已知第六周期某主族元素的最外层电子数为2，那么该元素的原子序数为56 D．电子层数相同的粒子，对应元素一定属于同一周期 考点二 元素周期律 5．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．稳定性：NH3＞PH3 B．酸性：HCl＞H2CO3 C．氧化性：Cl2＞Br2 D．与水反应的剧烈程度：K＞Na 6．根据元素周期律判断，不正确的是 A．Mg原子失电子能力比Ca弱 B．K与水反应比Mg与水反应剧烈 C．HCl的稳定性强于HBr D．H2SO4酸性强于HClO4 7．与同周期主族元素相比，下列事实最能说明主族元素X的单质在化学反应中更易作氧化剂的是 A．该元素的第三电离能远远大于第二电离能 B．X原子的价电子数与能层数之比很大 C．X元素的电负性较小 D．与氢元素形成的共价键键能较小 8．四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是 A．原子半径：X>M B．Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强 C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小 D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族 考点三 元素的性质与推断 9．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为 A．X+2 B．X+4 C．X+8 D．X+10 10．下列选项不能说明金属A比金属B活泼的是 A．A常温下可以与水反应，B不与水反应 B．B不能从任何含A的盐中置换出金属A C．A的最高价氧化物对应水化物的碱性比B强 D．A的最外层电子数比B少 11．在周期表中，“相临”元素即同周期左右紧挨，或同主族上下紧挨，下列元素与第三周期第ⅥA族元素不一定相临的是 A．电子总数是最内层电子数4倍的元素 B．最外层电子数是最内层电子数2.5倍的主族元素 C．最外层电子数是次外层电子数0.5倍的主族元素 D．质子数为34的元素 12．镓是一种低熔点高沸点的战略金属。金属镓的性质与铝相似，镓在元素周期表中的相关信息及原子结构示意图如图所示，下列说法不正确的是 A．镓的相对原子质量为69.72 B．镓单质具有导电性 C．氯化镓的化学式为 D．镓原子在化学反应中容易失去最外层电子 考点四 元素周期表的应用 13．某主族元素X的原子最外层电子数是3，X元素位于周期表的 A．ⅠA族 B．ⅡA族 C．ⅢA族 D．ⅣA族 14．2022 年 12 月 7 日国务院联防联控机制发布《新冠病毒感染者居家治疗指南》，为新冠病毒感染者居家治疗提供参照。下列相关说法正确的是 A．家庭使用的玻璃体温计中的汞为主族元素 B．止咳祛痰药盐酸氨溴索中含有两种卤族元素 C．连花清瘟胶囊成分中的石膏CaSO4⋅2H2O 属于混合物 D．酒精能够有效杀灭新冠病毒，浓度越高，消毒效果越好 15．下列判断不正确的是 A．在过渡元素中寻找半导体材料 B．在氟、氯、硫、磷等元素在周期表中位置附近找合成农药的元素 C．在铁、铬、锰元素在周期表中位置附近可找合成催化剂的元素 D．钛铁合金和镧镍合金可用于合成储氢材料 16．2023年是元素周期表诞生的第154年，下列说法正确的是 A．第一张元素周期表的制作者是门捷列夫，他将元素按照相对原子质量由小到大排列 B．国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)将第118号元素命名为Og，它是一种自然界中存在的元素 C．人们依据元素周期表和元素周期律知识，在金属和非金属的分界处寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 D．门捷列夫曾经预言了“类铝”元素的存在，后来化学家发现了它，这种元素是锗 ( 横行 （周期） ：把 相同的元素，按 递增的顺序从左到右排列。 纵列 （族） ：把 相同的元素，按 递增的顺序由上而下排列。 ) ( 编排原则 )知识导图记忆 ( 元素 周期表 ) ( 7个周期（ 横行 ）：1 ~ 3为 周期，4 ~ 7为 周期。 18个族 ( 纵列 ) ： 族 (第1 ~ 2列)； 族（第14 ~ 17列）； 族(第18列)；第 族 (第3 ~ 7列)； 第 族 (第8 ~ 10列)；第 族(第 11 ~ 12列 ) ) ( 结构 ) ( 元素周期表和元素周期律 ) ( 除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数 出现从 递增到 的变化，原子的最外层电子数出现 变化。 ) ( 原子结构 ) ( 随着核电荷数的递增，原子半径呈现 变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次 。 ) ( 原子半径 ) ( 元素 周期律 ) ( 1~18号元素最高正化合价呈现从+1~+7的 变化，其中O、F 元素 最高正化合价，最低负化合价呈现从-4~-1的 变化。 ) ( 化合价 ) ( 元素金属性和非金属性呈 变化， 同周期从左至右，元素金属性逐渐 ，同主族元素金属性逐渐 ，反之，同周期同主族元素非金属性逐渐 和 。 ) ( 金属非金属性 ) ( 元素周期表的应用 ) ( ①推测元素及其化合物的性质 ；② 在科技生产中寻找新材料、催化剂等； ③ 判断元素金属性和非金属性及强弱等。 ) 知识目标复核 【学习目标】 1．通过了解现行元素周期表的编排原则，知道元素周期表的结构。 2．结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律 3．感悟元素周期表在学习元素及其化合物知识与科学研究中的重要作用. 【学习重难点】 1．元素周期表的结构特点 2．同周期、同主族元素性质的相似性和递变性 1．为纪念元素周期表诞生150周年，联合国将2019年定为“国际化学元素周期表年”。编制出第一张元素周期表的科学家是 A．门捷列夫 B．达尔文 C．侯德榜 D．波义耳 2．下列关于元素周期表的说法中，正确的是 A．元素周期表共有7个周期16个族 B．最外层电子数相同的元素都在同一族 C．第ⅠA族都是金属元素，过渡元素都是金属元素 D．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 3．下列关于元素周期表说法错误的是 A．元素周期表中有7个周期，周期序数等于该元素原子的核外电子层数 B．除He外其余稀有气体元素原子的最外层电子数均为8 C．元素周期表有18个族，族序数等于该元素原子的最外层电子数 D．通过元素周期表，可以了解元素名称、符号、相对原子质量 4．下列有关金属的描述正确的是 A．根据金属与酸反应置换出氢的难易程度，可比较金属的活泼性 B．含金属元素的离子一定都是阳离子 C．金属都是银白色、都有金属光泽、能导电、导热、有延展性 D．常温下所有的金属都是固态 5．下列事实中，能说明氯原子得电子能力比硫原子强的是 ①盐酸的酸性比氢硫酸(H2S水溶液)酸性强②还原性：Cl-<S2-③Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS④Cl2能与H2S反应生成S A．①③④ B．②④ C．②③④ D．①②④ 6．下列叙述正确的是 A．最高正化合价： B．元素的金属性： C．热稳定性： D．碱性： 7．金属钛有“未来金属”之称，具有低密度、高硬度等性能，化学性质稳定。钛的化合价主要有+4价和+3价，其中+3价钛极易被氧化。下列有关说法不正确的是 A．钛元素位于周期表第四周期 B．化学性质不稳定 C．(钛酸亚铁)中钛的化合价为+3价 D．钛及其合金可广泛应用于航空领域 8．下列有关第VIIA族元素说法中不正确的是 A．原子最外层电子数都是7 B．从F2到I2，氧化性逐渐增强 C．从F2到I2，颜色逐渐加深 D．熔、沸点： 9．Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．原子半径：r(Cl)＞r(S)＞r(Mg)＞r(Na) B．非金属性：S＞Cl C．Na、S两种元素可形成化合物Na2S D．最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg(OH)2 10．下列有关元素周期表的说法中，错误的是 A．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 B．第ⅠA、ⅡA族和第ⅥA、ⅦA族的元素只能形成离子键 C．同主族不同周期的原子其原子序数可能相差2、16、26、36、50、84等 D．最外层电子数相同的元素不一定是同一族的元素 11．有关元素周期表中的原子序数之差错误的是 A．同周期的第ⅠA族和0族元素的原子序数之差可能为17 B．同主族两相邻元素的原子序数之差为2、8、18、32 C．两粒子，如果核外电子排布相同，则一定属于同种元素 D．同周期第ⅡA、ⅢA族元素原子序数之差可能为25 12．钴是一种重要的过渡金属元素，常见化合价有+2、+3价。实验室利用固体进行如下实验。下列说法错误的是 A．Co在元素周期表中位于第四周期VIII族 B．固体Y为Co3O4 C．酸性条件下氧化性：Co3+>Cl2 D．结合上述流程信息，若有0.2molCo5O6与足量盐酸充分反应，理论上可以得到0.1molCl2 13．如图所示，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。下列说法正确的是 A．虚线左下方的元素均为非金属元素 B．可在虚线的右上方，寻找耐高温材料 C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等) D．紧靠虚线两侧的元素都是具有金属性和非金属性的金属元素 14．回答下列问题： （1）根据“原子序数”推导元素 ①56号元素位于第___________周期___________族。 ②114号元素位于第___________周期___________族。 ③35号元素位于第___________周期___________族。 （2）根据“元素符号”填空(前20号元素) ①主族序数与周期数相同的元素有___________。 ②主族序数是周期数2倍的元素有___________，主族序数是周期数3倍的元素有___________。 ③周期数是主族序数2倍的元素有___________，周期数是主族序数3倍的元素有___________。 （3）用“元素符号”填空 ①最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素是___________。 ②最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是___________。 （4）①甲、乙是元素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___________(填序号)。 A．x＋2           B．x＋4 C．x＋8       D．x＋18 ②若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别为m和n。则下列关于m和n的关系不正确的是___________(填序号)。 A．n=m＋1       B．n=m＋18 C．n=m＋25       D．n=m＋11 15．海洋是巨大的化学资源宝库。从海水中可以制取氯、溴、镁等多种化工产品。 （1）Cl在元素周期表中的位置是第_______周期、第_______族。 （2）Br的最高价氧化物对应的水化物为，其中溴元素的化合价是_______，的酸性比的酸性_______(填“强”或“弱”)。 （3）金属性强于Al用原子结构解释原因：Mg和Al位于同一周期，原子核外电子层数相同，_______，原子半径Mg大于Al，失电子能力Mg强于Al。 （4）在元素周期表中，溴(Br)位于第4周期，与Cl同主族。下列实验或事实能说明得电子能力Cl强于Br的是_______(填字母)。 a．将Cl2通入KBr溶液中可制得Br2 b．常温常压下，Cl2为气态，Br2为液态 c．HBr约500℃开始分解，HCl约1000℃开始缓慢分解 16．下表是元素周期表的一部分，请参照元素①~⑦在表中的位置，请用化学用语回答下列问题： （1）①~⑦元素中原子半径最大的是_______半径最小的是_______(用元素符号表示)； （2）②、⑦两种元素所形成的气态氢化物中最稳定的是_______(用化学式表示)； （3）③的单质着火时不能用水来灭火，原因之一是其燃烧的产物能与水反应，该反应的化学方程式为_______，该反应中产生标准状况下22.4 L的气体时，转移的电子的数目为_______(用含的代数式表示)； （4）写出③和④两种元素的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式_______； （5）⑦元素单质的新制水溶液中能起杀菌消毒作用，光照易分解的弱酸是_______。(用化学式表示) 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第10讲 元素周期表和元素周期律 内容导航——预习四步曲 第一步：学 析教材 学知识：教材精讲精析、全方位预习 第二步：练 练习题 强方法：教材习题学解题、强化关键解题方法 练考点 会应用：核心考点精准练、快速掌握知识应用 第三步：记 串知识 识框架：思维导图助力掌握知识框架、学习目标复核内容掌握 第四步：测 过关测 稳提升：小试牛刀检测预习效果、查漏补缺快速提升 知识点1 元素周期表 1．元素周期表的编排原则 （1）诞生：1869年，俄国化学家门捷列夫绘制了第一张元素周期表。 （2）编排原则： ①横行：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。 ②纵列：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列。 2．元素周期表的结构 （1）周期(横行)：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行，称为周期。7个横行分别称为7个周期。 ①特点：每一周期从左到右核电荷数依次递增，但元素的电子层数相同，即周期序数＝电子层数。 ②分类：分为短周期和长周期。 ③现行元素周期表周期的特点： 短周期 长周期 电子层数 1 2 3 4 5 6 7 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 （2）族（纵列）：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵列，称为族。共18列，分为16个族。 ①主族：共7个，用A表示。 a.特点：由短周期和长周期元素共同构成，主族的序数＝最外层电子数。 b.现行元素周期表族的特点 列序号 1 2 13 14 15 16 17 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 族序数 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ②副族：完全由长周期元素构成，共7个。 列序号 3 4 5 6 7 11 12 族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB ③Ⅷ族：占据元素周期表的第8、9、10共3个纵列。 ④0族：在元素周期表的第18列。 得分速记 （1）元素周期表的特殊位置： ①镧系：在元素周期表的第六周期ⅢB族，共15种元素。 ②锕系：在元素周期表的第七周期ⅢB族，共15种元素。 ③过渡元素，又称过渡金属：指ⅢB~ⅡB族元素，包括所有副族元素和Ⅷ族元素。 ④常见族的别名：ⅠA称为碱金属(除H外)，ⅡA称为碱土金属，ⅤA称为氮族元素，ⅥA称为氧族元素，ⅦA称为卤素，0族称为稀有气体元素。 （2）元素“序数差”规律： ①同周期：相邻主族元素除第ⅡA族和第ⅢA族外，其余同周期相邻元素序数差为1；同周期第ⅡA族和第ⅢA族为相邻元素，其原子序数差为：第二、第三周期相差1，第四、五周期相差11，第六、第七周期相差25。 ②同主族：相邻元素第二、第三周期的同族元素原子序数相差8；第三、第四周期的同族元素原子序数相差有两种情况：第IA族和第ⅡA族相差8，其它族相差18；第四、第五周期的同族元素原子序数相差18；第五、第六周期的同族元素原子序数镧系之前相差18，镧系之后相差32；第六、第七周期的同族元素原子序数相差32。 ③奇偶差规律：元素的原子序数与该元素在周期表中的族序数和该元素的主要化合价的奇偶性一致。若原子序数为奇数时，主族族序数、元素的主要化合价均为奇数，反之则均为偶数（但要除去有多种价态的元素）。零族元素的原子序数为偶数，其化合价视为0。 知识点2 元素周期律 1．元素的原子结构的周期性变化 （1）原子序数 ①概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 ②与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 （2）1～18号元素原子最外层电子排布变化规律 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 3→10 2 1→8 11→18 3 1→8 【规律】除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数重复出现从1递增到8的变化，说明元素原子的最外层电子数出现周期性变化。如图： （3）1～18号元素原子半径的变化规律(稀有气体除外) 原子序数 原子半径(nm) 结论 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 3→9 0.152→0.071大→小 11→17 0.186→0.099大→小 【规律】随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次递减。如图： 2．元素主要化合价的周期性变化 1～18号元素的主要化合价规律 原子序数 主要化合价 结论 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F) 最低价－4→－1 11→17 最高价＋1→＋7 最低价－4→－1 【规律】 1~18号元素的最高正化合价的变化规律是呈现从+1~+7的周期性变化，其中O、F 元素没有最高正化合价，最低负化合价的变化规律是呈现从-4~-1的周期性变化。如图： 本质原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子排布呈周期性变化。 3．同周期元素性质的递变规律 （1）元素的金属性变化规律 ①判断元素金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越大(电子层数越多)，最外层电子数越少，元素的金属性越强 ♦金属单质与水(或酸)反应置换氢的难易 越易置换出H2，元素的金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的碱性 碱性越强，元素的金属性越强 金属与盐溶液的置换反应 若金属单质A与金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的金属性强于元素B 金属单质的还原性(或金属阳离子的氧化性) 一般单质的还原性越强(或金属阳离子的氧化性越弱)，元素的金属性越强 单质与同种非金属反应的难易 单质越易反应，元素的金属性越强，如由反应Fe＋SFeS，2Na＋S=Na2S，知金属性：Na>Fe ②实验探究钠、镁、铝的金属性强弱 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力：Na>Mg>Al，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ③实验探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ==NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl == MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱，则金属性：Na>Mg>Al。 （2）元素的非金属性变化规律 ①判断元素非金属性强弱的方法 比较方法 结论 根据原子结构 原子半径越小(电子层数越少)，最外层电子数越多，元素的非金属性越强 ♦单质与H2化合的难易(氢化物的稳定性) 单质与H2化合越容易、形成的气态氢化物越稳定，其对应元素的非金属性越强 ♦最高价氧化物水化物的酸性 酸性越强，其对应元素的非金属性越强 非金属与盐溶液的置换反应 若非金属单质A与非金属B的盐溶液反应置换出B单质，则A元素的非金属性强于B元素 单质的氧化性(或非金属阴离子的还原性) 一般单质氧化性越强(或非金属阴离子的还原性越弱)，对应元素的非金属性越强 单质与同种金属反应的难易 单质越易反应，元素的非金属性越强，如由反应Cu＋Cl2CuCl2，2Cu＋SCu2S，知非金属性：Cl>S ②硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸 结论 从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强→从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强 4．同主族元素性质的递变规律 （1）碱金属元素 ①物理性质的相似性和递变性 碱金属单质 颜色和状态 密度／g·cm－3 熔点／℃ 沸点／℃ 锂（Li） 银白色、柔软 0.534 180.5 1347 钠（Na） 银白色、柔软 0.97 97.81 882.9 钾（K） 银白色、柔软 0.86 63.65 774 铷（Rb） 银白色、柔软 1.532 38.89 688 铯（Cs） 略带金属光泽、柔软 1.879 28.40 678.4 相似性 除铯外，其余都呈银白色；都比较柔软；有延展性；导电性和导热性都很好；碱金属的密度都比较小，熔点也都比较低。 递变性 随着核电荷数的递增，碱金属单质的密度依次增大（钾除外）；熔沸点逐渐降低。 ②化学性质的相似性和递变性（钠、钾为例） 实验内容 现象 结论或解释 与氧气反应 钠在空气中燃烧 钠开始熔化成闪亮的小球，着火燃烧，产生黄色火焰，生成淡黄色固体 化学方程式：2Na+O2Na2O2 钾在空气中燃烧 钾开始熔化成闪亮的小球，剧烈反应，生成橙黄色固体 化学方程式：K+O2KO2（超氧化钾） 碱金属与水反应 钠与水的反应 钠块浮在水面，熔化成闪亮小球，四处游动嘶嘶作响，最后消失 化学方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑ 钾与水的反应 钾块浮在水面，熔成闪亮的小球，四处游动，嘶嘶作响，甚至轻微爆炸，最后消失 化学方程式：2K+2H2O==2KOH+H2↑ 相似性 ①碱金属都是活泼金属，均易失去1个电子，在化合物中均为＋1价；②单质均能与非金属单质(O2、Cl2)反应；③单质均能与水反应（用R表示单质），反应通式：2R+2H2O=2ROH+H2↑；④单质均能与酸反应，反应通式：2R+2H+=2R++H2↑；⑤碱金属的最高价氧化物(R2O)对应的水化物(ROH)，一般都具有强碱性。 递变性 ①碱金属都能与水反应，从Li~Cs，反应越来越剧烈；②LiOH、NaOH、KOH、RbOH的碱性逐渐增强，随着核电荷数的递增，碱金属元素的金属性逐渐增强。 （2）卤族元素 ①单质物理性质的相似性和递变性 卤素单质 颜色和状态 密度 熔点／℃ 沸点／℃ F2 淡黄绿色气体 1.69 g / L（15℃） －219.6 －188.1 Cl2 黄绿色气体 3.215 g / L（0℃） －101 －34.6 Br2 深红棕色液体 3.119 g / cm3（20℃） －7.2 58.78 I2 紫黑色固体 4.93 g / cm3 113.5 184.4 相似性 均有色，熔、沸点较低，难熔与水（F2与水剧烈反应）。 递变性 ①随着核电荷数的递增，卤素单质的颜色逐渐加深；②状态由气→液→固；③密度逐渐增大；④熔沸点都较低，且逐渐升高。 ③单质化学性质的相似性和递变性（与H2化合） F2＋H2＝2HF 在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢很稳定 Cl2＋H22HCl 光照或点燃发生反应，生成氯化氢较稳定 Br2＋H22HBr 加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢较稳定 I2＋H22HI 不断加热才能缓慢反应；碘化氢不稳定，在同一条件下同时分解为H2和I2，是可逆反应 5．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。 （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、元素的主要化合价都呈现周期性变化。 （3）实质：元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。 得分速记 （1）主族元素主要化合价的确定方法 ①最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)。 ②最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)。 ③H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1。 （2）碱金属单质性质的相似性和递变性 ①单质都能与氧气等非金属单质反应，生成对应的金属氧化物等化合物； ②都能与水反应，生成对应的金属氢氧化物和氢气； ③随着核电荷数的递增，碱金属单质与氧气、水等物质的反应越来越剧烈。 4Li+O22Li2O 、2Na+O2Na2O2、2Na+2H2O==2NaOH+H2↑、2K+2H2O==2KOH+H2↑ （3）卤素的特殊性 ①氟无正价，无含氧酸，氟的化学性质特别活泼，遇水生成HF和O2，能与稀有气体反应，氢氟酸能腐蚀玻璃。氟化银易溶于水，无感光性。 ②氯气易液化，次氯酸具有漂白作用，且能杀菌消毒。 ③溴是常温下唯一液态非金属单质，溴易挥发，少量溴保存要加水液封，溴对橡胶有较强腐蚀作用。 ④碘为紫黑色固体，易升华，碘单质遇淀粉变蓝。 6．微粒半径的大小比较—“四同法” （1）同周期——“序大径小”：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。 （2）同主族——“序大径大”：同主族元素，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。 （3）同元素不同微粒半径 ①同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)；r(Cl−) >r(Cl)。 ②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。 （4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 【易错提醒】微粒半径的大小比较—“三看” “一看”电子层数:当电子层数不同时,电子层数越多,半径越大。 “二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。 “三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。 所带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例：比较r(Mg2+)与r(K+)可选r(Na+)为参照，可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 知识点3 元素周期表的应用 1．推测元素及其化合物的性质 （1）比较不同周期、不同主族元素的性质。如： 金属性：Mg>Al、Ca>Mg，则根据碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，可得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。 （2）推测陌生元素的某些性质。如： ①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶； ②根据卤族元素的性质递变规律，可推知砹(At2)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。 2．在科技生产中的应用 某元素通常与它的同族元素、相邻同周期元素性质相似，在自然界中以共生矿形式存在。根据在周期表位置，寻找地壳含量较大或分布较集中的元素的矿床，如铂会存在于金矿。如图： ①在过渡元素（副族和Ⅷ族）中寻找优良的催化剂。 ②在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料。 ③研究元素周期表右上角的元素，合成新农药。 ④位于第六周期ⅥB的钨是熔点最高的金属，位于第四周期ⅣB的钛，密度小、耐高温、耐腐蚀，适应于制造火箭发动机壳体、人造卫星壳体等。 3．判断元素金属性与非金属性强弱 （1）同周期(从左到右)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，元素金属性减弱，非金属性增强。 （2）同主族(自上而下)：核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，元素金属性增强，非金属性减弱。 （3）元素周期表的金属区和非金属区： ①分界线的划分：沿着周期表中B、Si、As、Te、At跟Al、Ge、Sb、Po之间画一条斜线，斜线的左边 是金属元素，右边是非金属元素。 ②分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属之间没有严格的界线。 （4）元素周期表中左下方是金属性最强的元素铯，右上方是非金属性最强的元素氟。 教材习题01（P117） 1913 年，英国物理学家莫塞莱提出了莫塞莱定律。该定律要点是元素若按原子序数大小排列，其性质能更清晰地呈现周期性变化。某元素 X 的原子序数是 9，下列原子序数代表的元素中，与 X 具有相似化学性质的是（ ） （A） 1 （B） 8（C） 17 （D）18 解题方法 【解析】根据元素周期表的结构可知，原子序数为 9的元素，位于元素周期表第二周期VIIA族，即X为卤素元素中的F元素。A项，原子序数为1的元素是位于第ⅠA族的H元素，B项，原子序数为8的元素是位于第VIA族的O元素，C项，原子序数为17的元素是位于VIIA族的Cl元素，D项，原子序数为18的元素是位于0族的Ar元素。根据同主族元素性质的相似性可知，元素F与Cl同为卤族元素，化学性质相似，故选C。 【答案】C 教材习题04（P118） 根据元素周期律，请比较： （1） H3PO4、H2SO4、HClO4 的酸性强弱。 （2） O、Al、S 的原子半径大小。 （3） N、O、F 的非金属性强弱。 解题方法 【解答】（1）H3PO4、H2SO4、HClO4 分别为元素周期表中同周期（第三周期）P、S、Cl三种元素最高价氧化物对应的水化物。根据同周期从左至右，元素的非金属性逐渐增强可知，非金属性P<S<Cl，再根据元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强规律可得：酸性H3PO4<H2SO4<HClO4。 （2）元素O核S位于同主族，且O在S的上一周期，根据同主族元素的原子半径从上到下逐渐增大的规律可知，原子半径：S>O。Al和S位于同周期，且Al在S之前，根据同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小的规律可知，原子半径：Al>S。综上原子半径大小关系：Al>S>O。 （3）N、O、F同为第二周期，且N在最前，F在最后，根据同周期元素从左到右，元素的非金属性逐渐增强可知，元素的非金属性强弱为：N<O<F。 【答案】见“解析” 考点一 元素周期表的结构 1．下列有关元素周期表叙述错误的是 A．元素周期表共有18个族 B．元素周期表中第一、二、三周期为短周期 C．门捷列夫编制了第一张元素周期表 D．元素周期表中周期序数等于原子核外电子层数 【答案】A 【解析】A．元素周期表有7个主族，8个副族和一个零族，共有16个族，故A说法错误；B．元素周期表中第一、二、三周期为短周期，剩余为长周期，故B说法正确；C．第一张元素周期表是由俄国门捷列夫按照相对原子质量编写，故C说法正确；D．元素周期表中周期序数等于核外电子层数，故D说法正确；答案为A。 2．下列元素中，属于第三周期的是 A．H B．N C．O D．Cl 【答案】D 【解析】A．H原子序数是1，属于第一周期，A错误；B．N原子序数是7，属于第二周期，B错误；C．O原子序数是8，属于第二周期，C错误；D．Cl原子序数是17，属于第三周期，D正确；故选D。 3．主族元素在周期表的位置，取决于元素原子的 A．相对原子质量和核电荷数 B．电子层数和最外层电子数 C．电子层数和质量数 D．金属性和非金属性的强弱 【答案】B 【解析】原子结构中，电子层数=周期数，最外层电子数=主族序数，则原子结构中的电子层、最外层电子数决定主族元素在周期表中的位置。故选B。 4．下列关于元素周期表的判断，正确的是 A．镧系和锕系位于周期表第IVB族 B．第三周期第IVA族元素和第四周期第VIA族元素的原子序数之差为11 C．已知第六周期某主族元素的最外层电子数为2，那么该元素的原子序数为56 D．电子层数相同的粒子，对应元素一定属于同一周期 【答案】C 【解析】A．镧系和锕系位于周期表第ⅢB族，故A错误；B．第三周期第IVA族元素和第四周期第VIA族元素的原子序数之差为20，故B错误；C．已知第六周期某主族元素的最外层电子数为2，其位于第六周期ⅡA族，该元素的原子序数为56，故C正确；D．电子层数相同的粒子，对应元素不一定属于同一周期，如O2-和Na+，故D错误；故选C。 考点二 元素周期律 5．下列事实不能用元素周期律解释的是 A．稳定性：NH3＞PH3 B．酸性：HCl＞H2CO3 C．氧化性：Cl2＞Br2 D．与水反应的剧烈程度：K＞Na 【答案】B 【解析】A．元素非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，氮的非金属性强于磷，稳定性：NH3>PH3，A项能用元素周期律解释；B．元素非金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的酸性越强，HCl不是氯元素最高价氧化物对应水化物，B项不能用元素周期律解释；C．元素非金属性越强，其单质氧化性越强，氯的非金属强于溴，氧化性：Cl2>Br2，C项能用元素周期律解释；D．元素金属性越强，其单质与水反应越剧烈，钾的金属性强于钠，与水反应的剧烈程度：K>Na，D项能用元素周期律解释；故选B。 6．根据元素周期律判断，不正确的是 A．Mg原子失电子能力比Ca弱 B．K与水反应比Mg与水反应剧烈 C．HCl的稳定性强于HBr D．H2SO4酸性强于HClO4 【答案】D 【解析】A．金属性越强，其单质的还原性越强，失电子的能力越强，金属性Ca＞Mg，即Mg原子失电子能力比Ca弱，故A正确；B．金属性越强，其单质与水的反应越剧烈，金属性K＞Mg，即K与水反应比Mg与水反应剧烈，故B正确；C．同主族从上至下，元素的非金属性减弱，非金属性越强，其氢化物稳定，非金属性Cl>Br，所以HCl的稳定性强于HBr，故C正确；D．非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强，非金属性Cl>S的，所以HClO4酸性强于H2SO4，故D错误；故选D。 7．与同周期主族元素相比，下列事实最能说明主族元素X的单质在化学反应中更易作氧化剂的是 A．该元素的第三电离能远远大于第二电离能 B．X原子的价电子数与能层数之比很大 C．X元素的电负性较小 D．与氢元素形成的共价键键能较小 【答案】B 【解析】A．该元素的第三电离能远远大于第二电离能，则位于ⅡA族，对应单质容易失去电子，做还原剂，故A错误；B．X原子的价电子数与能层数之比很大，则价电子数较多，得电子能力较强，氧化性较强，易做氧化剂，故B正确；C．X元素的电负性较小，说明失电子能力较强得电子能力较弱，易做还原剂，故C错误；D．与氢元素形成的共价键键能较小，说明得电子能力较弱，不易做氧化剂，故D正确； 8．四种短周期元素在周期表中的位置如图，其中只有M为金属元素。下列说法不正确的是 A．原子半径：X>M B．Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性比X的强 C．X的最简单气态氢化物的热稳定性比Z的小 D．Z位于元素周期表中第二周期ⅥA族 【答案】A 【解析】根据各元素在周期表中的相对位置及只有M为金属元素可知，M为Al，X为Si，Y为N，Z为O，以此分析；A．同一周期随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，同一主族随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，所以原子半径X<M，A项错误；B．Y的最高价氧化物对应的水化物是HNO3，X的最高价氧化物对应的水化物是H2SiO3，HNO3酸性更强，B项正确；C．Si的非金属性比O弱，所以Si的气态氢化物的热稳定性比O的小，C项正确；D．Z是氧元素，位于元素周期表中第二周期ⅥA族，D项正确；故答案为：A。 考点三 元素的性质与推断 9．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为 A．X+2 B．X+4 C．X+8 D．X+10 【答案】B 【解析】由元素周期表结构，对于处于ⅠA、ⅡA元素而言，同主族原子序数之差为上一周期元素的种类数；对于其他主族，同主族原子序数之差为下一周期元素的种类数，同一主族不同周期的元素，原子序数相差可能为2、8、18、32等或它们的组合，如10、26、34等，不可能相差4，即乙原子序数不可能为X+4，答案选B 10．下列选项不能说明金属A比金属B活泼的是 A．A常温下可以与水反应，B不与水反应 B．B不能从任何含A的盐中置换出金属A C．A的最高价氧化物对应水化物的碱性比B强 D．A的最外层电子数比B少 【答案】D 【解析】A．与水反应越剧烈，说明金属性越强，即A的金属性强于B，A项不符合题意；B．根据置换反应，金属性强的置换金属性弱的，说明A的金属性强于B，B项不符合题意；C．金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，即A比B强，C项不符合题意；D．金属性的强弱不能用最外层电子数的多少来衡量，D项符合题意；故选D。 11．在周期表中，“相临”元素即同周期左右紧挨，或同主族上下紧挨，下列元素与第三周期第ⅥA族元素不一定相临的是 A．电子总数是最内层电子数4倍的元素 B．最外层电子数是最内层电子数2.5倍的主族元素 C．最外层电子数是次外层电子数0.5倍的主族元素D．质子数为34的元素 【答案】B 【解析】第三周期第ⅥA族元素为S，与S元素“相临”的元素为O，P，Cl和Se；据此分析解题。A．电子总数是最内层电子数4倍的元素为O，与S元素一定“相临”，故A不符合题意；B．最外层电子数是最内层电子数2.5倍的主族元素，最外层电子数为5，可以为N元素或P元素，不一定与S元素“相临”，故B符合题意；C．主族元素最外层电子数为1~8，最外层电子数是次外层电子数0.5倍的主族元素为Si或Li，与S元素一定不“相临”，故C不符合题意；D．质子数为34的元素为Se，与S元素一定“相临”，故D不符合题意；故答案选B。 12．镓是一种低熔点高沸点的战略金属。金属镓的性质与铝相似，镓在元素周期表中的相关信息及原子结构示意图如图所示，下列说法不正确的是 A．镓的相对原子质量为69.72 B．镓单质具有导电性 C．氯化镓的化学式为 D．镓原子在化学反应中容易失去最外层电子 【答案】C 【解析】A．根据元素周期表中的一格可知，汉字下面的数字表示相对原子质量，该元素的相对原子质量为69.72，故A正确；B．金属具有优良的导电性，镓单质具有导电性，故B正确；C．镓原子的最外层电子数为3，在化学反应中易失去3个电子而形成带3个单位正电荷的阳离子，化合价的数值等于离子所带电荷的数值，且符号一致，则该元素的化合价为+3价，氯元素显-1价，组成化合物的化学式为GaCl3，故C错误；D．镓原子最外层电子数是3，在化学反应中容易失去最外层电子形成阳离子，故D正确；故选：C。 考点四 元素周期表的应用 13．某主族元素X的原子最外层电子数是3，X元素位于周期表的 A．ⅠA族 B．ⅡA族 C．ⅢA族 D．ⅣA族 【答案】C 【解析】A．第IA族元素的原子最外层电子数是1，A错误；B．第ⅡA族元素的原子最外层电子数是2，B错误；C．第ⅢA族元素的原子最外层电子数是3，C正确；D．第IVA族元素的原子最外层电子数是4，D错误；答案选C。 14．2022 年 12 月 7 日国务院联防联控机制发布《新冠病毒感染者居家治疗指南》，为新冠病毒感染者居家治疗提供参照。下列相关说法正确的是 A．家庭使用的玻璃体温计中的汞为主族元素 B．止咳祛痰药盐酸氨溴索中含有两种卤族元素 C．连花清瘟胶囊成分中的石膏CaSO4⋅2H2O 属于混合物 D．酒精能够有效杀灭新冠病毒，浓度越高，消毒效果越好 【答案】B 【解析】A．家庭使用的玻璃体温计中的汞为副族元素，A错误；B．止咳祛痰药盐酸氨溴索中含有氯、溴两种卤族元素，B正确；C．连花清瘟胶囊成分中的石膏CaSO4⋅2H2O 属于化合物，C错误；D．如果酒精浓度过高，造成蛋白质脱水凝固的作用过强，导致细菌包膜上蛋白质凝固变性。在细菌的表面形成了一层保护层，无法起到杀灭病毒的作用，D错误； 故选B。 15．下列判断不正确的是 A．在过渡元素中寻找半导体材料 B．在氟、氯、硫、磷等元素在周期表中位置附近找合成农药的元素 C．在铁、铬、锰元素在周期表中位置附近可找合成催化剂的元素 D．钛铁合金和镧镍合金可用于合成储氢材料 【答案】A 【解析】A．在元素周期表中金属与非金属的分界线附近，可以找到半导体材料，在过渡元素中寻找耐高温材料、新型催化剂，A项不正确；B．非金属元素F、Cl、S、P等可制备农药，非金属元素在周期表的右上角，则用于制农药的元素通常位于周期表的右上角，B项正确；C．在过渡区域铁、铬、锰元素在周期表中位置附近可找合成催化剂的元素，C项正确；D．镧镍合金能大量吸收H2形成金属氢化物，可作储氢材料，D项正确；答案选A。 16．2023年是元素周期表诞生的第154年，下列说法正确的是 A．第一张元素周期表的制作者是门捷列夫，他将元素按照相对原子质量由小到大排列 B．国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)将第118号元素命名为Og，它是一种自然界中存在的元素 C．人们依据元素周期表和元素周期律知识，在金属和非金属的分界处寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料 D．门捷列夫曾经预言了“类铝”元素的存在，后来化学家发现了它，这种元素是锗 【答案】A 【解析】A．第一张元素周期表是按照相对原子质量由小到大排列，第一张元素周期表的制作者是俄国化学家门捷列夫，故A正确；B．国际纯粹与应用化学联合会(UPAC)将第118号元素命名为Og，第118号元素是一种放射性元素，在自然界中不能稳定存在，它是一种人工合成元素，故B错误；C．在元素周期表中，优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)大多属于过渡元素，所以在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料(如制造火箭、飞机的钛、钼等元素)；位于金属和非金属的分界处的元素既有金属性又有非金属性，在金属和非金属的分界处寻找半导体材料，故C错误；D．门捷列夫曾经顶言了“类铝“元素的存在，同主族元素的性质相似，镓元素与铝元素属于同主族元素性质相似，后来化学家发现了它，这种元素是镓，故D错误；答案选A。 ( 横行 （周期） ：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。 纵列 （族） ：把 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列。 ) ( 编排原则 )知识导图记忆 ( 元素 周期表 ) ( 7个周期（ 横行 ）：1 ~ 3为 短 周期，4 ~ 7为 长 周期。 18个族 ( 纵列 ) ： ⅠA ~ Ⅱ A 族 (第1 ~ 2列)； ⅢA ~ VII A 族（第14 ~ 17列）； 0 族(第18列)；第 Ⅲ B ~ VII B 族 (第3 ~ 7列)； 第 VIII 族 (第8 ~ 10列)；第 ⅠB ~Ⅱ B 族(第 11 ~ 12列 ) ) ( 结构 ) ( 元素周期表和元素周期律 ) ( 除H、He外，元素随着原子序数的递增，原子最外电子层数 重复 出现从 1 递增到 8 的变化，原子的最外层电子数出现 周期性 变化。 ) ( 原子结构 ) ( 随着核电荷数的递增，原子半径呈现 周期性 变化，原子序数为3~9号及11~17号的元素的原子半径依次 递减 。 ) ( 原子半径 ) ( 元素 周期律 ) ( 1~18号元素最高正化合价呈现从+1~+7的 周期性 变化，其中O、F 元素 没有 最高正化合价，最低负化合价呈现从-4~-1的 周期性 变化。 ) ( 化合价 ) ( 元素金属性和非金属性呈 周期性 变化， 同周期从左至右，元素金属性逐渐 减弱 ，同主族元素金属性逐渐 增强 ，反之，同周期同主族元素非金属性逐渐 增强 和 减弱 。 ) ( 金属非金属性 ) ( 元素周期表的应用 ) ( ①推测元素及其化合物的性质 ；② 在科技生产中寻找新材料、催化剂等； ③ 判断元素金属性和非金属性及强弱等。 ) 知识目标复核 【学习目标】 1．通过了解现行元素周期表的编排原则，知道元素周期表的结构。 2．结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律 3．感悟元素周期表在学习元素及其化合物知识与科学研究中的重要作用. 【学习重难点】 1．元素周期表的结构特点 2．同周期、同主族元素性质的相似性和递变性 1．为纪念元素周期表诞生150周年，联合国将2019年定为“国际化学元素周期表年”。编制出第一张元素周期表的科学家是 A．门捷列夫 B．达尔文 C．侯德榜 D．波义耳 【答案】A 【解析】1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制出元素周期表，故A正确；故选A。 2．下列关于元素周期表的说法中，正确的是 A．元素周期表共有7个周期16个族 B．最外层电子数相同的元素都在同一族 C．第ⅠA族都是金属元素，过渡元素都是金属元素 D．元素周期表是按照元素的相对原子质量大小排列而成的 【答案】A 【解析】A．元素周期表中有7个横行，每个横行代表一个周期，共七个周期；共18个列，除8、9、10三个列为一族，其余每个列一族，共7个主族、7个副族、一个0族，一个Ⅷ族，16个族，故A正确；B．原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，将电子层数相同的元素放在同一行，将最外层电子数相同的元素放在同一列，但是稀有气体元素中He在外层2个电子，其余为8，故B错误；C．第ⅠA族存在H、Li、Na、K、Rb、Cs、Fr七种元素，其中H为非金属元素，故C错误；D．原子的核外电子排布和性质有明显的规律性，科学家们是按原子序数递增排列，故D错误；故选A。 3．下列关于元素周期表说法错误的是 A．元素周期表中有7个周期，周期序数等于该元素原子的核外电子层数 B．除He外其余稀有气体元素原子的最外层电子数均为8 C．元素周期表有18个族，族序数等于该元素原子的最外层电子数 D．通过元素周期表，可以了解元素名称、符号、相对原子质量 【答案】C 【解析】A．元素周期表中有7个周期，原子结构中，电子层数=周期序数，则原子的核外电子层数等于该元素所在周期数，故A正确；B．除He外，其余稀有气体元素原子最外层电子数为8，故B正确；C．元素周期表有16个族，族序数不一定等于该元素原子的最外层电子数，如0族，故C错误；D．通过元素周期表可以获知某元素的原子序数、质子数、元素名称、周期数和相对原子质量等，故D正确。答案选C。 4．下列有关金属的描述正确的是 A．根据金属与酸反应置换出氢的难易程度，可比较金属的活泼性 B．含金属元素的离子一定都是阳离子 C．金属都是银白色、都有金属光泽、能导电、导热、有延展性 D．常温下所有的金属都是固态 【答案】A 【解析】A．金属与酸反应置换出氢越容易，反应越剧烈，金属越活泼，A正确；B．含金属元素的离子不一定是阳离子，如 ，B错误；C．大多数金属是银白色，但铜是紫红色，金为黄色，C错误；D．常温下汞为液态，D错误；故答案选A。 5．下列事实中，能说明氯原子得电子能力比硫原子强的是 ①盐酸的酸性比氢硫酸(H2S水溶液)酸性强②还原性：Cl-<S2-③Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS④Cl2能与H2S反应生成S A．①③④ B．②④ C．②③④ D．①②④ 【答案】C 【解析】①氢化物的酸性不能用来比较非金属性强弱，例如HCl水溶液的酸性比HI的弱，但Cl的非金属性比I强，故①错误； ②元素的非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱，故②正确； ③Cl2与铁反应生成FeCl3，而S与铁反应生成FeS，说明Cl原子得电子能力强，故③正确； ④Cl2能与H2S反应生成S，说明氯气的氧化性比S强，单质的氧化性越强，对应的元素的非金属性越强，故④正确； 故选C。 6．下列叙述正确的是 A．最高正化合价： B．元素的金属性： C．热稳定性： D．碱性： 【答案】B 【解析】A．P、N为同主族元素，最高化合价均为+5价，故A错误； B．Na、Mg、Al均为第三周期主族元素，核电荷数越小，金属性越强，则金属性：Na＞Mg＞Al，故B正确；C．元素的非金属性F>O>S，则热稳定性HF>H2O>H2S，故C错误； D．Li、Na、K均为第IA族元素，核电荷数越大，金属性越强，则碱性强弱顺序为KOH＞NaOH＞LiOH，故D错误；故答案选B。 7．金属钛有“未来金属”之称，具有低密度、高硬度等性能，化学性质稳定。钛的化合价主要有+4价和+3价，其中+3价钛极易被氧化。下列有关说法不正确的是 A．钛元素位于周期表第四周期 B．化学性质不稳定 C．(钛酸亚铁)中钛的化合价为+3价 D．钛及其合金可广泛应用于航空领域 【答案】C 【解析】A．钛元素是22号元素，位于周期表第四周期，A正确；B．+3价钛极易被氧化，所以Ti2O3化学性质不稳定，B正确；C．根据化合价代数和为零，FeTiO3(钛酸亚铁)中铁为+2价，所以钛的化合价为+4价，C错误；D．钛及其合金具有密度小、强度高、耐酸、碱腐蚀等优良性能，被广泛用于航天，D正确；故答案为：C。 8．下列有关第VIIA族元素说法中不正确的是 A．原子最外层电子数都是7 B．从F2到I2，氧化性逐渐增强 C．从F2到I2，颜色逐渐加深 D．熔、沸点： 【答案】B 【解析】A．族序数等于最外层电子数，则第ⅦA族原子最外层电子数都是7，A正确；B．同一主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，其单质的氧化性也逐渐减弱，则从F2到I2，得到电子的能力减小，氧化性逐渐减弱，B错误；C．从F2到I2，其单质的颜色分别为淡黄绿色(气体)、黄绿色(气体)、深红棕色(液体)、紫黑色(固体)，即颜色逐渐加深，C正确；D．卤素单质从上到下熔、沸点逐渐升高，则熔、沸点：F2<Cl2<Br2<I2，D正确；故选B。 9．Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．原子半径：r(Cl)＞r(S)＞r(Mg)＞r(Na) B．非金属性：S＞Cl C．Na、S两种元素可形成化合物Na2S D．最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg(OH)2 【答案】C 【解析】A． 同周期，从左向右，原子半径依次减小，故r(Cl)<r(S)<r(Mg)<r(Na)，A错误；B．同周期，从左向右，非金属性逐渐增强，故非金属性：S<Cl，B错误；C．钠与硫元素形成化合物的时候，钠为+1价，硫为-2价，可形成化合物Na2S，C正确；D．最高价氧化物的水化物碱性与金属性成正比，Na的金属性强于Mg，故碱性： NaOH>Mg(OH)2，D错误；故选C。 10．下列有关元素周期表的说法中，错误的是 A．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素 B．第ⅠA、ⅡA族和第ⅥA、ⅦA族的元素只能形成离子键 C．同主族不同周期的原子其原子序数可能相差2、16、26、36、50、84等 D．最外层电子数相同的元素不一定是同一族的元素 【答案】B 【解析】A．元素周期表中ⅢB族到ⅡB族10个纵列的元素都是金属元素，称为过渡金属，故A正确；B．第ⅠA的H和第ⅥA、ⅦA族的元素形成共价键，如HF、HCl、H2S等，故B错误；C．从第一周期到第七周期，每一周期的元素种类数分别为2、8、8、18、18、32、32，同主族不同周期的原子其原子序数可能相差2、8、18、32，也可能相差相邻周期元素种类数的和，如相差16(即8+8)就可以是第ⅠA族第二周期和第四周期的两种元素，相差84只能是0族的He和Rn，故C正确；D．最外层电子数相同的元素不一定是同一族的元素，如0族元素He和第ⅡA族元素的原子最外层均为2个电子，过渡元素里也有很多元素的原子最外层也是2个电子，故D正确；故选B。 11．有关元素周期表中的原子序数之差错误的是 A．同周期的第ⅠA族和0族元素的原子序数之差可能为17 B．同主族两相邻元素的原子序数之差为2、8、18、32 C．两粒子，如果核外电子排布相同，则一定属于同种元素 D．同周期第ⅡA、ⅢA族元素原子序数之差可能为25 【答案】C 【解析】A．同周期的第ⅠA族和0族元素的原子序数之差可能为17，例如第四周期的K和Kr，A正确；B．同主族两相邻元素的原子序数之差为2、8、18、32，例如第A的H和Li、Na和K、K和Rb、Cs和Fr，B正确；C．两粒子，如果核外电子排布相同，不一定属于同种元素，例如钠离子和氟离子，C错误；D．同周期第ⅡA、ⅢA族元素原子序数之差可能为25，例如第六周期的Ba和Ti，D正确；答案选C。 12．钴是一种重要的过渡金属元素，常见化合价有+2、+3价。实验室利用固体进行如下实验。下列说法错误的是 A．Co在元素周期表中位于第四周期VIII族 B．固体Y为Co3O4 C．酸性条件下氧化性：Co3+>Cl2 D．结合上述流程信息，若有0.2molCo5O6与足量盐酸充分反应，理论上可以得到0.1molCl2 【答案】D 【解析】A．已知Co是27号元素，则Co在元素周期表中位于第4横行第9纵列即第四周期Ⅷ族，选项A正确；B．由题干信息可知，0.3molCoC2O4·2H2O加热至恒重时固体Y的质量为24.1g，Y中含有0.3molCo，则O的物质的量为：，则固体Y为Co3O4，选项B正确；C．由B项分析结合题干转化信息可知，酸溶时发生的反应为：Co3O4+8HCl=3CoCl2+4H2O+Cl2↑，此反应中Co3+为氧化剂，Cl2为氧化产物，故酸性条件下氧化性：Co3+>Cl2，选项C正确；D．由题干信息可知，Co的常见化合价有+2、+3价，Co5O6中Co3+与Co2+的物质的量之比为：2：3，结合上述流程信息，若有0.2molCo5O6与足量盐酸充分反应，则反应方程式为：Co5O6+12HCl=5CoCl2+6H2O+Cl2↑，故理论上可以得到0.2molCl2，选项D错误；答案选D。 13．如图所示，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。下列说法正确的是 A．虚线左下方的元素均为非金属元素 B．可在虚线的右上方，寻找耐高温材料 C．可在虚线附近寻找半导体材料(如Ge、Si等) D．紧靠虚线两侧的元素都是具有金属性和非金属性的金属元素 【答案】C 【解析】本题考点为元素周期表的分区及元素周期律。图中虚线的上方大部分为非金属元素，下方为金属元素，在虚线附近的元素大都有金属性和非金属性。A．根据元素周期表，虚线右上方的元素为大部分为非金属元素，A错误；B．在过渡元素区寻找耐高温材料，则在虚线的左下方，B错误；C．在虚线附近的元素具有金属性和非金属性，在虚线附近可寻找半导体材料（如Ge、Si等），C正确；D．紧靠虚线两侧的元素不一定都是金属元素，如硅元素，D错误； 故选C。 14．回答下列问题： （1）根据“原子序数”推导元素 ①56号元素位于第___________周期___________族。 ②114号元素位于第___________周期___________族。 ③35号元素位于第___________周期___________族。 （2）根据“元素符号”填空(前20号元素) ①主族序数与周期数相同的元素有___________。 ②主族序数是周期数2倍的元素有___________，主族序数是周期数3倍的元素有___________。 ③周期数是主族序数2倍的元素有___________，周期数是主族序数3倍的元素有___________。 （3）用“元素符号”填空 ①最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素是___________。 ②最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是___________。 （4）①甲、乙是元素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___________(填序号)。 A．x＋2           B．x＋4 C．x＋8       D．x＋18 ②若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅢA族元素，原子序数分别为m和n。则下列关于m和n的关系不正确的是___________(填序号)。 A．n=m＋1       B．n=m＋18 C．n=m＋25       D．n=m＋11 【答案】（1）六     ⅡA     七     ⅣA     四     ⅦA （2）H、Be、Al     C、S     O     Li、Ca     Na （3）H、C、Si     S （4）B     B 【解析】（1）①根据每周期元素的种数，可知每周期最后一种稀有气体元素的原子序数分别是：2、10、18、36、54、86、118，则56号元素位于第六周期ⅡA族； ②第七周期稀有气体是118号元素，114号元素位于第七周期ⅣA族； ③第四周期最后一位元素是36号元素，则35号元素位于第四周期ⅦA族； （2）①前20号元素主族序数与周期数相同的元素即第一周期IA族、第二周期IIA族，第三周期IIIA族，即H、Be、Al； ②主族序数是周期数2倍的元素有C、S，主族序数是周期数3倍的元素有O； ③周期数是主族序数2倍的元素有Li、Ca，周期数是主族序数3倍的元素有Na； （3）①最高正价与最低负价代数和为0的短周期元素有第一周期IA族、第IVA族，即是H、C、Si； ②最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素即正价为+6负价为-2，是S； （4）①因前六周期中元素的数目分别为2、8、8、18、18、32；同一主族中乙的原子序数可以是x＋2、x＋8、x＋18、x＋32，也可以是x-2、x-8、x-18、x-32，不可能是x＋4，故选：B； ②若为短周期，ⅡA族元素、ⅢA族元素的原子序数相差1，即n=m+1；若元素在四、五周期，中间有10个纵行，ⅡA族元素、ⅢA族元素的原子序数相差11，即n=m+11；若元素在五、六周期，中间有10个纵行，且存在镧系(14种元素)和锕系，ⅡA族元素、ⅢA族元素的原子序数相差25，即n=m+25；无论元素在短周期还是长周期，都不存在n=m+18，故选：B。 15．海洋是巨大的化学资源宝库。从海水中可以制取氯、溴、镁等多种化工产品。 （1）Cl在元素周期表中的位置是第_______周期、第_______族。 （2）Br的最高价氧化物对应的水化物为，其中溴元素的化合价是_______，的酸性比的酸性_______(填“强”或“弱”)。 （3）金属性强于Al用原子结构解释原因：Mg和Al位于同一周期，原子核外电子层数相同，_______，原子半径Mg大于Al，失电子能力Mg强于Al。 （4）在元素周期表中，溴(Br)位于第4周期，与Cl同主族。下列实验或事实能说明得电子能力Cl强于Br的是_______(填字母)。 a．将Cl2通入KBr溶液中可制得Br2 b．常温常压下，Cl2为气态，Br2为液态 c．HBr约500℃开始分解，HCl约1000℃开始缓慢分解 【答案】（1）三     ⅦA （2）+7     弱 （3）核电荷数Mg小于Al （4）ac 【解析】（1）Cl是17号元素，核外电子排布是2、8、7，因此Cl在元素周期表中的位置是第三周期、第VIIA族；故答案为：三；VIIA。 （2）Br的最高价氧化物对应的水化物为HBrO4，氢为+1价，氧为−2价，则溴元素的化合价是+7，根据同主族从上到下非金属性逐渐减弱，其最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱，因此HBrO4的酸性比HClO4的酸性弱；故答案为：+7；弱。 （3）金属性Mg强于Al用原子结构解释原因：Mg和Al位于同一周期，原子核外电子层数相同，核电荷数Mg小于Al，原子半径Mg大于Al，失电子能力Mg强于Al；故答案为：核电荷数Mg小于Al。 （4）a．将Cl2通入KBr溶液中可制得Br2，说明氧化性Cl2>Br2，则一般得到非金属性Cl强于Br，故a符合题意；b．常温常压下，Cl2为气态，Br2为液态，得电子能力与物质的状态无关，故b不符合题意；c．根据同主族从上到下非金属性逐渐减弱，其氢化物稳定性逐渐减弱，HBr约500℃开始分解，HCl约1000℃开始缓慢分解，则非金属性Cl强于Br，故c符合题意；综上所述，答案为：ac。 16．下表是元素周期表的一部分，请参照元素①~⑦在表中的位置，请用化学用语回答下列问题： （1）①~⑦元素中原子半径最大的是_______半径最小的是_______(用元素符号表示)； （2）②、⑦两种元素所形成的气态氢化物中最稳定的是_______(用化学式表示)； （3）③的单质着火时不能用水来灭火，原因之一是其燃烧的产物能与水反应，该反应的化学方程式为_______，该反应中产生标准状况下22.4 L的气体时，转移的电子的数目为_______(用含的代数式表示)； （4）写出③和④两种元素的最高价氧化物对应水化物反应的离子方程式_______； （5）⑦元素单质的新制水溶液中能起杀菌消毒作用，光照易分解的弱酸是_______。(用化学式表示) 【答案】（1）Na     F （2）HF （3）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ 2NA       （4）Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O （5）HClO 【解析】根据元素所在周期表中的位置，可知①为O，②为F，③为Na，④为Al，⑤为P，⑥为S，⑦为Cl，据此解答。 （1）同周期自左而右原子半径减小，同主族自上而下原子半径增大，故原子半径最大是③，即Na原子半径最大，半径最小的是②，即F原子半径最小。 （2）②为F，⑦为Cl，同主族自上而下非金属性减弱，非金属性越强，气态氢化物越稳定，故氢化物稳定性：HF>HCl。 （3）③为Na，其单质燃烧会生成过氧化钠，过氧化钠可与水发生反应生成氢氧化钠和氧气，该反应的化学方程式可表示为：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑；上述反应中2Na2O2~2e-~O2，所以产生标准状况下22.4 L(1 mol)的气体时，转移的电子的数目为2NA； （4）③和④两种元素的最高价氧化物对应水化物分别是氢氧化钠和氢氧化铝，二者反应的离子方程式为Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O。 （5）⑦为Cl，氯元素单质的新制水溶液中能起杀菌消毒作用，发生反应：Cl2+H2OHCl +HClO，其中光照易分解的弱酸是HClO。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$