第11讲 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（人教版2019）

第11讲 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 在门捷列夫编制的元素周期表中还留有很多空格,这些空格应由当时未被发现的元素来填满。门捷列夫还预言了类似硼、铝、硅等未知元素的存在及性质,为什么能预言这些元素的存在及性质? 知识点1：元素性质的周期性变化规律 1.元素原子核外电子排布的周期性变化 随核电荷数的递増，同周期主族元素原子的最外层电子数呈现从1到8 的周期性变化（第一周期除外）。 2.元素原子半径的周期性变化 随核电荷数的递増，同周期主族元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。 影响原子半径大小的因素 ①电子层数:一般电子层数越多，原子半径越大。 ②核电荷数:核电荷数越多，原子半径越趋向减小；当电子层数相同时，核电荷数对原子半径的影响较大。 ③核外电子数：电子数増多，增加了核外电子间的相互排斥作用，使原子半径有增大趋向。 ④稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素原子的测定依据不同，数据不具有可比性。 3.元素化合价的周期性变化 随着原子序数的递増，同周期主族元素的最高正价呈现从+1价到+7价，最低负价呈现从-4价到-1价的周期性变化。 化合价规律 金属元素没有负价，F没有正价，O没有最高正价。O除了在OF2中显正化合价(+2价)外，没有其他形式的正化合价。 4.元素金属性与非金属性的周期性变化 以第三周期元素为例： 元素周期律是指元素的性质随原子序数的递増而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电于排布周期性变化的必然结果。 知识点2：元素金属性、非金属性的周期性化规律 1.同周期元素（Na、Mg、Al）金属性强弱的实验探究 实验操作 实验现象 实验结论 取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象 加热前，镁条表而出现无色气泡，加热至沸腾后，有较多无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色 镁与冷水反应緩慢，能与沸水反应,反应的化学方程式 Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ 向试管中加入2 mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。 将Al(OH)3沉淀分别装在两支试管 中，向一支试管中滴加2 mol /L盐酸,向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液。边加边振荡，观察现象 两支试管中的白色沉淀都逐渐溶解 Al(OH)3表现出两性，既能与 NaOH溶液反应又能与盐酸反应,反应的离子方程式分别为 Al(OH)3+OH-===AlO2-+2H2O Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O 用 2 mL 1 m/L MgCl2 溶液代替 AlCl3溶液做上述实脸，观察现象 加入氢氧化钠溶液的试 管中，Mg(OH)2沉淀不溶解;加入盐酸的试管中，Mg(OH)2沉淀溶解 Mg(OH)2不具有两性，只具有碱性，能与强酸反应但不能与碱反应 结论:钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。 2.同周期元素（Si、P、S、Cl）非金属性强弱的比较 元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4，强酸（酸性比硫酸强） 单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃时发生反应 简单气态氧化物的稳定性 不稳定 受热分解 高温分解 稳定 结论:硅、磷、硫、氯的非金属性由强到弱的顺序为Cl＞S＞P＞Si。 通过上述实验分析可知，同周期元素（稀有气体元素除外）从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐増强。 ①判断元素非金属性或金属性的强弱，应依据元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。 ②根据元素氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断元素非金属性或金属性强弱时,必须是其最高价氧化物对应的水化物。 知识点3：同周期、同主族元素性质递变规律 同周期（从左到右） 同主族（自上而下） 化合价 最高价：+1价→+7价（O,F除外）；最低价：-4价→-1价；最低价=主族序数-8（H除外） 最高价用同（O、F除外）；最低价相同;最高价=族序数（O、F除外） 得电子能力 逐渐増强 逐渐减弱 失电子能力 逐渐减弱 逐渐増强 单质氧化性 逐渐増强 逐渐减弱 单质还原性 逐渐减弱 逐渐増强 金属性 逐渐减弱 逐渐増强 非金属性 逐渐増强 逐渐减弱 最高价氯化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐减弱 酸性探渐増强 碱性逐渐増强 酸性逐渐减弱 形成气态氢化物的难易 由难到易 由易到难 简单气态氢化物的稳定性 逐渐増强 逐渐减弱 元素的金属性（或非金属性）与单质还原性（或氧化性）的异同 元素金属性（或非金属性）的强弱可用于判断相应单质或化合物的性质。一般来说，元素金属性（或非金属性）越强，对应单质的活泼性（金属单质的还原性或非金属单质的氧化性）越强，但也有例外，如非金属性:N＞P,但单质的活泼性:N2＜P4（白磷）。 知识点4：元素周期表和元素周期律的应用 1.元素的原子结构、位置与性质之间的相互推断 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构，原子结构决定了元素的性质和在周期表中的位置，而根据元素性质又可推知元素的原子结构,进而推知元素在周期表中的位置，总之，三者之间可相互推断，具体关系可表示如下: ①核外电子层数=周期数。 ②主族元素的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正价(O、F元素除外)。 ③质子数=原子序数=核外电子数=核电荷数。 ④最低负价的绝对值=8-主族序数(仅限第IVA族~第VIIA族元素)。 ⑤原子半径越大，失电子越容易，单质还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。 ⑥原子半径越小，得电子越容易，单质氧化性越强，形成的简单气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应水化物的酸性越强。 价电子 ①定义:原子核外能与其他原子相互作用形成化学键、与元素的化合价有关的电子。 ②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子,过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。 2.元素周期表中金属元素与非金属元素的分区 金属元素与非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区，如图，虚线左下方是金属元素(氢除外)，右上方为非金属元素。 ①在分界线左侧还有一种非金属元素——氢。 ②元素周期表中左下方是金属性最强的元素Cs(Fr是放射性元素，除外)，碱性最强的碱是CsOH，右上方是非金属性最强的元素F，但无机含氧酸中酸性最强的为HClO4。 ③由于金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，因此位于分界线附近的元素既表现出一定的金属性,又表现出一定的非金属性。 3.元素周期律和元素周期表的应用 （1）寻找新材料 （2）预测元素的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性:Mg＞Al、Ca＞Mg,则由碱性:Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2,得碱性:Ca(OH)2＞Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质 例如，已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 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。 ①最活泼金属:Cs;最活泼非金属:F。 ②最轻的金属：Li;最轻的非金属：H。 ③地壳中含量最多的金属和非金属分别为 Al、O。 ①“序、层”规律:若一种阳离子与一种阴离子的电子层数相同，则“阴前阳后”，即阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。 ②“序、价”规律：在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致,即“价奇序奇，价偶序偶”。 重点1：粒子半径大小的比较 1.影响粒子半径大小的因素 ①电子层数的多少;②原子核对核外电子吸引力的大小;③核外电子数的多少。 2.粒子半径大小比较的方法 （1）原子 ①同一周期，从左到右，核电荷数依次増大，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。 ②同一主族，自上而下，电子层数依次増多，原子半径依次增大。如 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)。 （2）离子 ①同一主族，自上而下，电子层数依次増多，离子半径依次增大。如 r( Li+ )＜r(Na+) ＜r(K+)＜r(Rb+)＜r(Cs+)。 ②具有相同电子层结构的离子，随核电荷数増大，离子半径减小。如r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K+)＞r(Ca2+)。 （3）同一元素的不同粒子:核外电子数越多，半径越大。 ①阳离子:r(原子)＞r(阳离子)。r(Na) ＞r(Na+)。 ②阴离子:r(原子)＜r(阴离子)。如r(Cl)＜r(Cl-)。 ③多种价态的粒子：价态越高，半径越小。如r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+)。 重点2：元素金属性、非金属性强弱的比较 1.根据元素周期表判断 （1）金属性：同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐减弱；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐増强。 （2）非金属性:同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐増强；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐减弱。 2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断 （1）与氢有关的判断 ①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na＞Mg。 ②非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br。 ③简单气态氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强如稳定性:HF＞HCl,则非金属性:F＞Cl。 （2）最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 ①最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强，如碱性:NaOH＞Mg(OH)2,则金属性:Na＞Mg。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性:S＞P。 （3）置换反应 ①金属单质间的置换反应。如Zn + Cu2+ Zn2++Cu，则金属性:Zn＞Cu。 ②非金属单质间的置换反应。如Cl2+2KI 2KCl+I2,则非金属性:Cl＞I。 （4）离子的氧化性和还原性 ①元素原子对应简单阳离子的氧化性越强,则元素的金属性越弱。如氧化性:Mg2+＞Na+，则金属性:Mg＜Na。 ②元素原子对应简单阴离了的还原性越强，则元素的非金属性越弱,如还原性:S2-＞Cl-，则非金属性:Cl＞S。 3.根据金属活动性顺序判断 一般来说，排在前面的金属元素金属性比排在后面的强 (Ca、Na除外)。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。 重点3：元素周期律中的“规律” 1.“三角形”规律 所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族 (图中ABC位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数:C＞B＞A；原子半径：r(C)＞r(A)＞r(B)。 A、B、C若为非金属元素，则非金属性：B＞A＞C；单质的氧化性:B＞A＞C；气态氢化物的稳定性:B＞A＞C；阴离子的还原性:C＞A＞B。 若A、B、C为金属，则金属性:C＞A＞B ；单质的还原性: C＞A＞B；最高价氧化物对应水化物的碱性:C＞A＞B；阳离子的氧化性:B＞A＞C。 2.“对角线”规律 在第二、三周期中，某些元素处于不同的主族，但其化学性质却很相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等，这一规律称为“对角线”规律［注意：此对角线只能是左上右下的对角线，即第二周期第N主族元素与第三周期第(N+1)主族元素的性质相似］(图中A、D位置)。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质,推导陌生元素及其化合物的性质。 3.两性规律 周期数等于其主族序数的元素一般具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。 教材习题01（P106） 1.元素周期表的第三周期元素，从左到右，原子半径逐渐_________;元素的金属性逐渐_______,非金属性逐渐________。该周期元素中，最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是_____(填元素符号，下同);最高价氧化物对应的水化物呈两性的是______;最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是______。 解题方法 元素周期表中每周期，从左到右原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。第三周期元素中，最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是Na;最高价氧化物对应的水化物呈两性的是Al;最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是HClO4。 【答案】减小 减弱 增强 Na Al HClO4 教材习题02（P106） 2.根据元素周期表中1~20号元素的性质和递变规律，填写下列空白。 （1）属于金属元素的有________种，属于稀有气体元素的有____(填元素符号，下同)。 （2）第三周期中，原子半径最大的元素是(稀有气体元素除外)_________ （3）推测Si、N的非金属性强弱：_____大于______。 （4）第三周期中金属性最强的元素与氧气反应，生成的化合物有____________(写出两种化合物的化学式)。 解题方法 （1）属于金属元素的有7种，属于稀有气体元素的有He、Ne、Ar。 （2）第三周期中，原子半径最大的元素是(稀有气体元素除外)Na （3）推测Si、N的非金属性强弱：N大于Si。 （4）第三周期中金属性最强的元素与氧气反应，生成的化合物有Na2O、Na2O2。 【答案】（1）7 He、Ne、Ar （2）Na （3）N Si （4）Na2O、Na2O2 考点一 元素性质的周期性变化规律 1．根据元素周期律，下列说法不正确的是 A．离子半径： B．碱性： C．氧化性： D．酸性： 【答案】B 【解析】A．、、均为具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，离子半径越小，因此离子半径应为，故A正确； B．同一主族（碱金属）中，金属性从上到下增强，对应氢氧化物碱性应增强，碱性：，故B错误； C．卤素单质的氧化性随原子半径增大而减弱，氧化性：，故C正确； D．同一周期中，非金属性Cl＞S＞Si，对应最高价含氧酸酸性强弱为，故D正确； 答案选B。 2．下列各组中，微粒按得电子能力由弱到强、半径由大到小的顺序排列的是 A．O、Cl、S、P B．K+、Al3+、Ca2+、Ba2+ C．Rb、K、Na、Li D．K+、Mg2+、Al3+、H+ 【答案】D 【分析】同周期元素从左到右，金属性依次减弱，阳离子的氧化性依次增强，非金属性依次增强，单质的氧化性依次增强；原子半径依次减小；同主族元素从上到下，金属性依次增强，阳离子的氧化性依次减弱，非金属性依次减弱，单质的氧化性依次减弱，原子半径依次增大； 【解析】A．非金属性越强，则原子的氧化性越强，非金属性：O＞Cl＞S＞P，则得电子能力：O＞Cl＞S＞P，原子半径：O＜Cl＜S＜P，故A不选； B．金属性越强，则阳离子的氧化性越弱，金属性：K＞Ba＞Ca＞Al，则得电子能力K+＜Ba2+＜Ca2+＜Al3+；离子半径：Al3+＜Ca2+＜K+＜Ba2+，故B不选； C．Li、Na、K、Rb均为金属没有氧化性，原子半径：Rb＞K＞Na＞Li，故C不选； D．金属性：K＞Mg＞Al，H为非金属，则得电子能力：K+＜Mg2+＜Al3+＜H+，离子半径：K+＞Mg2+＞Al3+＞H+，符合题意，故D选； 答案选D。 3．异氰酸酯是异氰酸的各种酯的总称，广泛应用于家电、汽车、家具等行业。 一种异氰酸酯的结构简式为：．其中含有苯环结构。 下列关于构成该异氰酸酯的四种元素说法错误的是 A．非金属性： B．最高正价： C．原子半径： D．离子半径： 【答案】C 【解析】A．同周期元素从左到右非金属性依次增大，因此非金属性N＞C，A正确； B．N的最高正价为+5价，O没有+6价，在OF2中可以显+2价，因此最高正价N＞O，B正确； C．同周期元素从左到右半径依次减小，因此半径N＞O，C错误； D．离子的核外电子排布相同时原子序数越大半径越小，因此半径N3-＞O2-，D正确； 故选C。 考点二 元素周期表与元素周期率的应用 4．元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。下列叙述错误的是 A．Li在空气中燃烧生成Li2O、Li3N B．硼酸是弱酸 C．Be不与水反应 D．Be(OH)2是两性氢氧化物 【答案】C 【解析】A．镁在空气中燃烧生成氧化镁、氮化镁，根据对角线规则可知，Li在空气中燃烧生成Li2O、Li3N，A正确； B．硅酸是弱酸，根据对角线规则可知，硼酸是弱酸，B正确； C．Be的性质和Al相似，Al可以和沸水缓慢反应，则Be也可以与水反应，C错误； D．氢氧化铝是两性氢氧化物，根据对角线规则可知，氢氧化铍是两性氢氧化物，故D正确； 故选C。 5．短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等，下列叙述正确的是 A．原子半径： B．T的氧化物能溶于氨水 C．元素对应的含氧酸是强酸 D．、的氢化物分子可能具有相同数目的电子 【答案】D 【分析】由短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置可知，T位于第三周期，T所处的周期序数与主族序数相等，可知T为Al；结合元素在周期表的位置可知，Q为C、R为N、W为S，以此来解答。 【解析】A．同周期主族元素原子半径从左向右逐渐减小，因此原子半径：，，A错误； B．T的氧化物为氧化铝，为两性氧化物，能与强酸、强碱反应生成盐和水，但不能与弱碱反应，B错误； C．S元素对应的含氧酸不一定是强酸，如亚硫酸，C错误； D．由分析可知，R为N，W为S，这两者可以和氢分别形成N2H4和H2S，这两者都是18电子微粒，D正确； 故选D。 6．在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的。下列说法错误的是 B A．常温下，难溶于水，也难溶于水 B．和在过量的氧气中燃烧分别生成和 C．能与稀盐酸反应，也能与稀盐酸反应 D．硅酸为弱酸，硼酸也为弱酸 【答案】A 【解析】A．常温下，难溶于水，但Li的性质与钠类似都能和水反应，能溶于水，A错误； B．Li在过量中燃烧生成只生成Li2O，Mg在氧气中燃烧也只生成MgO，B正确； C．氢氧化铝是两性氢氧化物，Be(OH)2也是两性氢氧化物，既能溶于强酸又能溶于强碱溶液，因此也能与稀盐酸反应，C正确； D．B和Si性质相似，结合元素的非金属性可知，硼酸与硅酸的酸性均弱于碳酸，即两种酸均是弱酸，D正确； 故选A。 考点三 元素“位-构-性”的规律及应用 7．X、Y、Z、R、Q为原子序数依次增大的5种短周期元素，X原子L层有5个电子，Y与Z形成的淡黄色化合物甲可用作呼吸面具的供氧剂，R的周期序数与主族序数相等，O的最高正价与最低负价的代数和为4。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．简单氢化物的稳定性： C．Z、R、Q最高价氧化物的水化物两两间可以反应 D．甲中阴、阳离子的个数比为 【答案】C 【分析】X、Y、Z、R、Q为原子序数依次增大的短周期元素，X原子L层有5个电子，X是N元素；Y与Z形成的淡黄色化合物甲可用作呼吸面具的供氧剂，Y是O元素、Z是Na元素；R的周期序数与主族序数相等，R是Al元素；Q的最高正价与最低负价的代数和为4，Q是S元素。 【解析】A．N3-、O2-、Na+的电子层数相同，核电荷数越大，半径越小，故离子半径：Na+< O2- < N3⁻，即Z < Y < X，A错误； B．Y为O，Q为S，非金属性O＞S，故简单氢化物稳定性H2O＞H2S，B错误； C．Z（NaOH）、R（Al(OH)3）、Q（H2SO4）的最高价氧化物对应水化物可两两反应：NaOH与H2SO4中和，Al(OH)3与NaOH生成，Al(OH)3与H2SO4生成Al2(SO4)3，C正确； D．甲为Na2O2，阴离子（）与阳离子（Na+）个数比为1:2，D错误； 故选C。 8．X、Y、Z、W是短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。X原子最外层电子数是次外层的2倍，Y是地壳中含量最多的元素，Y原子最外层电子数是Z原子最外层电子数的2倍，W与Y同主族。下列说法正确的是 A．X形成的单质只有一种 B．原子半径：r(W)>r(Z)>r(Y) >r(X ) C．常温下，Z单质及其氧化物均不能溶于NaOH溶液中 D．Y简单气态氢化物的热稳定性比W的强 【答案】D 【分析】四种短周期主族元素，原子序数依次增大，X原子最外层电子数是次外层的2倍，则X是C元素，Y是地壳中含量最多的元素，所以Y是O元素，Y原子最外层电子数是6，则Z原子最外层电子数是3，且原子序数大于8，所以Z是Al元素，W与Y同主族，故W是S元素，据此分析； 【解析】A．碳有多种同素异形体（如金刚石、石墨等），X形成的单质不止一种，A错误； B．不同周期，电子层越多半径越大，同周期越靠右半径越小，它们的原子半径从大到小为r(Al)＞r(S)＞r(C)＞r(O)，B错误； C．Z是Al元素，其中单质铝和氧化铝都是既能和酸反应，又能和碱反应，C错误； D．非金属越强，其简单氢化物越稳定，非金属性氧大于硫，则H2O的热稳定性强于H2S，D正确； 故选D。 9．X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法错误的是 A．Q位于第三周期ⅠA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱 C．简单离子半径： D．M的最高价氧化物对应水化物为强酸 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，根据原子半径与主要化合价的关系图，X有+1价，其原子半径最小，则X为H；Y只有-2价，则Y为O；M存在+7、-1价，则M为Cl；Z存在+5、-3价，其原子半径小于Cl而大于O，则Z为N元素；Q只有+1价，R只有+2价，且原子半径R＞Q＞M(Cl)，则R为Ca，Q为Na元素，综上，X为H，Y为O，Z为N，M为Cl，Q为Na，R为Ca元素。 【解析】A．Q为Na，原子序数为11，在周期表中位于第三周期ⅠA族，故A正确； B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可为HNO3、NH3•H2O或NH4NO3，分别为酸、碱、盐，故B正确； C．一般而言，电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，原子序数越大，半径越小，则简单离子半径：，即M-＞R2+＞Q+，故C错误； D．M为Cl，M的最高价氧化物对应水化物为高氯酸，属于强酸，故D正确； 故选C。 10．四种短周期元素X、Y、Z和M在周期表中的位置如图所示，其中Z原子的K层与M层的电子数之和等于L层电子数。下列说法不正确的是 A．X与氧元素能组成多种氧化物 B．Y的单质是应用广泛的半导体材料 C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z > Y D．Y和M可形成离子化合物YM4 【答案】D 【分析】Z原子的K层与M层的电子数之和等于L层电子数，则Z为原子序数16的S元素；根据短周期元素X、Y、Z和M在周期表中的相对位置可知，则X为N元素，Y为Si元素，M为Cl元素。 【解析】A．X为N元素，可与氧元素组成NO、NO2等多种氧化物，A正确； B．Y为Si元素，单晶硅是应用广泛的半导体材料，B正确； C．同周期元素随核电荷数增大，非金属性增强，则最高价氧化物对应水化物的酸性：Z > Y，C正确； D．Y和M可形成化合物SiCl4，属于共价化合物，D错误； 答案选D。 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1.认识原子结构核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2.以第三周期元素为例，掌握同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3.归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法。 4.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置-结构-性质”认识元素性质。 【学习重难点】 1.元素金属性、非金属性的周期性化规律。 2.通过元素“位置-结构-性质”预测元素的性质。 3.粒子半径的比较。 4.元素周期率中的规律。 一、单选题 1．周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。在元素周期表中金属与非金属的分界处可以找到 A．半导体材料 B．耐高温材料 C．耐腐蚀材料 D．催化剂材料 【答案】A 【解析】在元素周期表中处于金属与非金属的分界处的元素，具有一定的金属性、非金属性，可做半导体材料，因此可在交界线附近找到半导体材料，故A符合题意，B、C、D不符合题意。 故答案选A。 2．铯与钠位于同一主族，下列对铯的性质预测错误的是 A．铯能与水剧烈反应 B．少量的铯可以保存在煤油中 C．硝酸铯是共价化合物 D．铯比钾的金属性强 【答案】C 【解析】A．同主族元素从上到下金属性增强，与水反应剧烈程度增强，铯与钠位于同一主族，铯在下，钠与水剧烈反应，则铯与水剧烈反应，A正确； B．碱金属元素从上到下密度增大，则铯密度大于钠大于煤油，且不与煤油反应，因此少量的铯可以保存在煤油中，B正确； C．铯金属性强于钠，则钠离子和硝酸根离子形成离子键，硝酸铯属于离子化合物，C错误； D．同主族元素从上到下金属性增强，铯在下，钾在上，则铯比钾的金属性强，D正确； 选C。 3．在元素周期表的指引下，可以有的放矢地寻找一些特殊用途的元素。例如，用来制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素常位于 A．金属元素和非金属元素分界线附近 B．周期表的碱金属区域 C．F、、S、P、等元素中 D．周期表的过渡元素中 【答案】D 【解析】A．金属元素和非金属元素分界线附近多用于寻找半导体材料，故A错误； B．周期表的碱金属区域元素，常用来制作各种用途的合金，故B错误 C．F、、S、P、等元素常常用来寻找新农药元素，故C错误； D．优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素常位于过渡元素中，故D正确； 本题答案D 。 4．在周期表中硒的左右分别为砷和溴，下列说法正确的是 A．的最高价含氧酸一定是一元酸 B．这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最弱 C．微粒半径 D．可以从溶液中置换出 【答案】C 【解析】A．的最高价含氧酸为H3AsO4，为三元酸，A错误； B．同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，非金属性越强，最高价氧化物对应水化物的酸性越强，这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最强，B错误； C．电子层数越多半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小；微粒半径，C正确； D．的非金属性弱于溴单质，不可以从溶液中置换出，D错误； 故选C。 5．下列有关元素周期表中第三周期主族元素的说法，正确的是 A．从左到右，原子半径逐渐增大 B．从左到右，金属性减弱，非金属性增强 C．从左到右，氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 D．从左到右，简单离子的半径减小 【答案】B 【解析】A．同一周期主族元素电子层数相同，原子核对核外电子吸引力增大导致原子半径随着原子序数增大而减小，A错误； B．同一周期主族元素随着原子序数增大，其金属性减弱，非金属性增强，B正确； C．同一周期主族元素随着原子序数增大，其最高价氧化物对应的水化物的碱性减弱，酸性增强，C错误； D．第三周期主族元素，简单阴离子的半径大于阳离子，D错误； 故答案为：B。 6．Se、Br两种元素的部分信息如图所示，下列说法正确的是（    ） A．原子半径：Br>Se>P B．还原性：S2->Se2->Br- C．Se在元素周期表中位于第四周期ⅥA族 D．Se、Br位于同一主族 【答案】C 【解析】A．Se和Br位于同一周期且Se位于Br的左侧，同一周期原子半径从左到右依次减小，故原子半径：Se>Br，A错误； B．Se和S位于同一主族，且Se位于S的下一周期，氧化性S>Se，故还原性：Se2->S2-，B错误； C．由图示信息可知Se有四个电子层，最外层电子数为6，故Se位于第四周期第ⅥA族，C正确； D．Se和Br位于同一周期，不在同一主族，D错误； 故选C。 7．部分元素在周期表中的分布如图所示（虚线为金属元素与非金属元素的分界线），下列说法不正确的是    A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径Ge＞Si C．As可作半导体材料 D．Po处于第六周期第VIA族 【答案】A 【分析】同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，因此图中临近虚线的元素既表现一定的金属性，又表现出一定的非金属性，在金属和非金属的分界线附近可以寻找半导体材料（如锗、硅、硒等），据此分析解答。 【解析】A. 根据以上分析，B元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，既能得电子，又能失电子，故A错误； B. 同一主族元素从上到下原子半径逐渐增大，所以原子半径Ge＞Si，故B正确； C. As元素位于金属元素与非金属元素的分界线附近，可作半导体材料，故C正确； D. Po为主族元素，原子有6个电子层，最外层电子数为6，处于第六周期第VIA族，故D正确。 故选A。 8．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，原子序数a、b、c、d、e所对应的元素分别为A、B、C、D、E，则下列说法正确的是 A．和属于同种核素 B．B和C的最高价氧化物对应的水化物可以反应 C．简单气态氢化物的稳定性： D．A和B只能形成一种化合物 【答案】B 【分析】短周期元素中A为-2价、E为+6价，处于VIA族，可推知A为O、E为S，B有+1价，原子序数大于氧，则B为Na，由原子序数可以知道C、D处于第三周期，化合价分别为+3、+5，则C为Al、D为P，则A、B、C、D、E分别为O、Na、Al、P、S五种元素据此分析； 【解析】A．由分析可知，31D和33D即31P和33P质子数相同，中子数不同，不属于同种核素，A错误； B．B和C的最高价氧化物对应的水化物分别为氢氧化钠和氢氧化铝，氢氧化铝为两性氢氧化物，可以和氢氧化钠反应，B正确； C．由分析可知，A、D、E分别为O、P、S，简单气态氢化物的稳定性与其非金属性一致，同一周期从左往右非金属性依次增强，同一主族从上往下非金属性依次弱，故简单气态氢化物的稳定性：即H2O＞H2S＞PH3，C错误； D．A和B能形成氧化钠、过氧化钠，故不止一种化合物，D错误； 答案选B。 9．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X和Z位于同一主族，Z元素原子最外层电子数是最内层电子数的3倍，Y是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应水化物的酸性： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．X分别与Z、W都不能形成多种化合物 【答案】B 【分析】短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，Z原子的最外层电子数是其内层电子总数的3倍，Z有3个电子层，最外层电子数为6，故Z为S元素，X与Z属于同一主族，故X为O元素，Y是地壳中含量最高的金属元素，故Y为Al元素，W的原子序数比硫元素大且是短周期主族元素，则W为Cl，以此解答该题。 【解析】由题给信息可推知，X为O元素、Y为元素、Z为S元素、W为元素。 A．同一周期元素原子半径随着原子序数增大而减小，原子半径：，A错误； B．非金属性：S<Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性中硫酸的酸性弱于高氯酸，即，B正确； C．非金属O＞S，元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，简单气态氢化物水的热稳定性强于硫化氢，即，C错误； D．O分别与S、能够形成的化合物有、，、、等，都能形成多种化合物，D错误； 故选：B。 10．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．已知Cl的非金属性比P强，故的酸性比的强 B．已知I是第五周期第ⅦA族元素，故HI的热稳定性比HF的热稳定性弱 C．已知Rb是第五周期第ⅠA族元素，故Rb与水反应比Na与水反应更剧烈 D．已知Ba是第六周期第ⅡA族元素，故的碱性比的碱性强 【答案】A 【解析】A．HClO中Cl不是最高价，无法判断非金属性强弱，A错误； B．同主族元素自上而下元素非金属性减弱，故非金属性F>I，非金属性越强，其氢化物越稳定，故氢化物稳定性：HI的稳定性比HF弱，B正确； C．铷的活泼性大于钠，Rb与水反应比Na与水反应更剧烈，C正确； D． Ba与Mg同位于第ⅡA族，金属性：Ba＞Mg，则碱性：Ba(OH)2＞Mg(OH)2，D正确； 故选A。 11．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是 A．原子半径：X＜Y＜Z B．气态氢化物的稳定性：X>Z C．一定条件下Z、W都能与Mg反应形成化合物 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W 【答案】C 【分析】由题意可设Y的原子序数为a，则Z为a+1,、W为10+a，又因Y、W的原子序数之和是Z的3倍，则，解得，所以Y为7号N元素，Z为8号O元素，W为17号Cl元素；X为14号Si元素；据此分析可得： 【解析】A．X为第二周期元素，其原子半径大于Y、Z；Y、Z同周期的主族元素，从左至右元素的原子半径减小，所以Y的原子半径大于Z，即原子半径：X＞Y＞Z，故A错误； B．X、Z分别为Si和O元素，由非金属性O＞Si，则其气态氢化物的稳定性：Z＞X，故B错误； C．Z、W分别为O和Cl，在点绕条件下Mg均能与反应分别生成，故C正确； D．Y、W分别为N和Cl元素，其最高价氧化物对应水化物分别为，为最强含氧酸，故最高价氧化物对应水化物的酸性：Y＜W，故D错误； 答案选C。 12．已知X、Y、Z、M、Q、R均为元素周期表前20号元素，且Q位于第三周期。其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法错误的是 A．Y和Z形成的简单氢化物的稳定性： B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是酸、碱或盐 C．M与Y组成的化合物可作自来水杀菌消毒剂，具有较强的还原性 D．X、Y与R组成的化合物是一种碱 【答案】C 【分析】X、Y、Z、M、Q、R均为元素周期表前20号元素，M有价，则M为Cl；Y有价，Y处于ⅥA族，而Z有价，可知Z处于VA族，原子半径，故Y为O，Z为N；X、Q均有价，二者处于ⅠA族，其中X的原子半径小于Y(O)，故X为H元素，Q位于第三周期，则Q为Na；R有价，其处于ⅡA族，原子半径：，可推知R为Ca。 【解析】A．元素非金属性越强，简单氢化物越稳定，非金属性：，则的稳定性强于，A正确； B．X、Y、Z三种元素组成的化合物有，三者分别属于酸、碱、盐，B正确； C．M与Y组成的化合物可作自来水杀菌消毒剂，具有强氧化性，C错误； D．X、Y与R组成的化合物是一种碱，D正确； 答案选C。 13．W、X、Y、Z是短周期中的常见元素，其部分性质如下表，下列说法不正确的是 W 某种氧化物是淡黄色固体 X 短周期中最高价氧化物对应水化物酸性最强 Y 第三周期中简单离子半径最小的 Z 原子最外层电子数是电子总数的 A．W、Y、X的原子半径依次减小，Y、W、X简单离子的半径依次增大 B．W、X、Y的最高价氧化物的水化物之间可以两两反应 C．W的氧化物与Z的最高价氧化物反应一定是氧化还原反应 D．金属性W比Y强，非金属性Z比X弱 【答案】C 【分析】W的某种氧化物是淡黄色固体，是过氧化钠，则W为Na元素；X为短周期中最高价氧化物对应水化物酸性最强，则X为Cl元素；Y是第三周期中离子半径最小的，Y为Al元素；Z原子最外层电子数是电子总数的，则Z为C元素。 【解析】A．同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小，Na、Al、Cl的原子半径依次减小，电子层数越多。离子半径越大，电子层数相同，核电荷数越大，离子半径越小，Y(Al3+)、W(Na+)、X(Cl-)简单离子的半径依次增大，故A正确； B．氢氧化铝为两性氢氧化物，能够与氢氧化钠和高氯酸反应，氢氧化钠和高氯酸能够发生中和反应，故B正确； C．W的氧化物有氧化钠、过氧化钠，氧化钠与二氧化碳的反应不属于氧化还原反应，故C错误； D．同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，金属性W比Y强，碳酸的酸性比高氯酸弱，因此非金属性C比Cl弱，故D正确； 故选C。 14．如表为元素周期表的一部分，四种元素均为短周期元素，若X原子核外的最外层上有5个电子，则下列叙述中合理的是 X Y Z W A．Y的氢化物的化学式一定是H2Y B．W的氧化物对应的水化物一定为强酸 C．四种元素的原子半径由小到大的顺序为X<Y<Z<W D．W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 【答案】D 【分析】根据各元素在元素周期表中的位置知，X、Y位于第二周期，Z、W位于第三周期，若X原子核外的最外层上有5个电子，则X为N、Y为O、Z为S、W为Cl元素。 【解析】A．Y为O元素，Y的氢化物的化学式为H2O、H2O2，A项错误； B．W为Cl元素，Cl的氧化物对应的水化物不一定是强酸，如HClO为弱酸，B项错误； C．同周期从左到右主族元素的原子半径逐渐减小，同主族从上到下元素的原子半径逐渐增大，一般电子层数越多、半径越大，原子半径由小到大的顺序为Y(O)＜X(N)＜W(Cl)＜Z(S)，C项错误； D．同周期从左到右主族元素的非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强，W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强，D项正确； 答案选D。 二、解答题 15．联合国大会称2019年定为“化学元素周期表国际年”，表明了元素周期律的重要性。几种主族元素在周期表中的位置如下： 族 周期 ⅠA 0 1 ④ ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ⑤ ⑥ 3 ① ③ ⑦ 4 ② ⑧ 根据上表回答下列问题： （1）①⑤⑥三种元素原子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 （2）表中某元素原子的电子层数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为 ，该元素在周期表中的位置是 ，写出该元素的单质与④的简单氧化物反应的化学方程式 。 （3）①②③三种元素最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是 。(填化学式)。 （4）⑦的非金属性强于⑧，下列表述中不能证明这一事实的是___________(填字母)。 A．⑦的氢化物比⑧的氢化物稳定 B．⑦最高价氧化物对应的水化物的酸性强于⑧最高价氧化物对应的水化物的酸性 C．⑦的单质能将⑧从其钠盐溶液中置换出来 D．⑦的氢化物酸性比⑧的氢化物酸性强 【答案】（1）Na>C>N （2） 第三周期第IA族 2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑ （3）KOH （4）D 【分析】根据元素在周期表的位置，可推知：①是Na元素，②是K元素，③是Al元素，④是H元素，⑤是C元素， ⑥是N元素，⑦是Cl元素，⑧是Br元素，然后结合元素周期律及物质的性质分析解答。 【解析】（1）①是Na元素，⑤是C元素， ⑥是N元素，电子层数越多，原子半径越大，同一周期元素，原子序数越大，原子半径就越小，故原子半径由大到小的顺序是Na>C>N； （2）表中某元素原子的核外电子层数是最外层电子数的3倍，若原子最外层只有1个电子，则其电子层数是3，该元素的原子核外电子排布式是2、8、1，该元素是Na元素，其原子结构示意图为 ；钠元素位于元素周期表第三周期第IA族；④的简单氧化物是H2O，钠和水反应生成氢氧化钠和氢气，化学方程式为2Na＋2H2O=2NaOH＋H2↑； （3）①是Na，②是K，③是Al，由于同一周期元素的金属性随原子序数的增大而减小；同一主族元素的金属性随原子序数的增大而增大，则三种元素的金属性强弱顺序为：K>Na>Al。元素的金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性就越强，因此三种元素最高价氧化物对应水化物碱性最强的KOH； （4）A．元素的非金属性越强，其氢化物的稳定性就越强，元素的非金属性：Cl>Br，所以简单氢化物的稳定性：HCl>HBr，选项A不符合题意； B．元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性就越强。元素的非金属性：Cl>Br，所以酸性：HClO4>HBrO4，选项B不符合题意； C．元素的非金属性越强，其单质的氧化性就越强，活动性强的可以将活动性弱的从化合物中置换出来。由于元素的非金属性：Cl>Br，所以可以发生反应：Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2，选项C不符合题意； D．通过比较最高价氧化物对应的水化物的酸性的强弱，比较其非金属性，而不是比较氢化物酸性的强弱，选项D符合题意； 答案选D。 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$ 第11讲 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 在门捷列夫编制的元素周期表中还留有很多空格,这些空格应由当时未被发现的元素来填满。门捷列夫还预言了类似硼、铝、硅等未知元素的存在及性质,为什么能预言这些元素的存在及性质? 知识点1：元素性质的周期性变化规律 1.元素原子核外电子排布的周期性变化 随核电荷数的递増，同周期主族元素原子的最外层电子数呈现从1到8 的周期性变化（第一周期除外）。 2.元素原子半径的周期性变化 随核电荷数的递増，同周期主族元素原子半径呈现 的周期性变化。 影响原子半径大小的因素 ①电子层数:一般电子层数越多，原子半径越 。 ②核电荷数:核电荷数越多，原子半径越趋向 ；当电子层数相同时，核电荷数对原子半径的影响较 。 ③核外电子数：电子数増多，增加了核外电子间的相互排斥作用，使原子半径有 趋向。 ④稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素原子的测定依据不同，数据不具有可比性。 3.元素化合价的周期性变化 随着原子序数的递増，同周期主族元素的最高正价呈现从 价到 价，最低负价呈现从 价到 价的周期性变化。 化合价规律 金属元素没有 价，F没有 价，O没有 价。O除了在OF2中显 (+2价)外，没有其他形式的正化合价。 4.元素金属性与非金属性的周期性变化 以第三周期元素为例： 元素周期律是指元素的性质随原子序数的递増而呈周期性的变化。元素性质的周期性变化是元素原子核外电于排布周期性变化的必然结果。 知识点2：元素金属性、非金属性的周期性化规律 1.同周期元素（Na、Mg、Al）金属性强弱的实验探究 实验操作 实验现象 实验结论 取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2mL水,并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象 加热前，镁条表而出现无色气泡，加热至沸腾后，有较多无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色 镁与冷水反应緩慢，能与沸水反应,反应的化学方程式 Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑ 向试管中加入2 mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。 将Al(OH)3沉淀分别装在两支试管 中，向一支试管中滴加2 mol /L盐酸,向另一支试管中滴加2 mol/L NaOH溶液。边加边振荡，观察现象 两支试管中的白色沉淀都逐渐溶解 Al(OH)3表现出两性，既能与 NaOH溶液反应又能与盐酸反应,反应的离子方程式分别为 Al(OH)3+OH-===AlO2-+2H2O Al(OH)3+3H+===Al3++3H2O 用 2 mL 1 m/L MgCl2 溶液代替 AlCl3溶液做上述实脸，观察现象 加入氢氧化钠溶液的试 管中，Mg(OH)2沉淀不溶解;加入盐酸的试管中，Mg(OH)2沉淀溶解 Mg(OH)2不具有两性，只具有碱性，能与强酸反应但不能与碱反应 结论:钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。 2.同周期元素（Si、P、S、Cl）非金属性强弱的比较 元素 Si P S Cl 最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4，强酸（酸性比硫酸强） 单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃时发生反应 简单气态氧化物的稳定性 不稳定 受热分解 高温分解 稳定 结论:硅、磷、硫、氯的非金属性由强到弱的顺序为Cl S P Si。 通过上述实验分析可知，同周期元素（稀有气体元素除外）从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 ①判断元素非金属性或金属性的强弱，应依据元素原子在化学反应中得失电子的 而不是得失电子的 。 ②根据元素氧化物对应水化物的酸、碱性强弱判断元素非金属性或金属性强弱时,必须是其 氧化物对应的水化物。 知识点3：同周期、同主族元素性质递变规律 同周期（从左到右） 同主族（自上而下） 化合价 最高价：+1价→+7价（O,F除外）；最低价：-4价→-1价；最低价=主族序数-8（H除外） 最高价用同（O、F除外）；最低价相同;最高价=族序数（O、F除外） 得电子能力 逐渐 逐渐 失电子能力 逐渐 逐渐 单质氧化性 逐渐 逐渐 单质还原性 逐渐 逐渐 金属性 逐渐 逐渐 非金属性 逐渐 逐渐 最高价氯化物对应水化物的酸、碱性 碱性逐渐 酸性探渐 碱性逐渐 酸性逐渐 形成气态氢化物的难易 由 到 由 到 简单气态氢化物的稳定性 逐渐 逐渐 元素的金属性（或非金属性）与单质还原性（或氧化性）的异同 元素金属性（或非金属性）的强弱可用于判断相应单质或化合物的性质。一般来说，元素金属性（或非金属性）越强，对应单质的活泼性（金属单质的还原性或非金属单质的氧化性）越 ，但也有例外，如非金属性:N＞P,但单质的活泼性:N2＜P4（白磷）。 知识点4：元素周期表和元素周期律的应用 1.元素的原子结构、位置与性质之间的相互推断 元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构，原子结构决定了元素的性质和在周期表中的位置，而根据元素性质又可推知元素的原子结构,进而推知元素在周期表中的位置，总之，三者之间可相互推断，具体关系可表示如下: ①核外电子层数= 。 ②主族元素的最外层电子数=价电子数= = (O、F元素除外)。 ③质子数=原子序数=核外电子数=核电荷数。 ④最低负价的绝对值=8-主族序数(仅限第IVA族~第VIIA族元素)。 ⑤原子半径越大，失电子越 ，单质还原性越 ，对应阳离子的氧化性越 。 ⑥原子半径越小，得电子越 ，单质氧化性越 ，形成的简单气态氢化物越 ，最高价氧化物对应水化物的酸性越 。 价电子 ①定义:原子核外能与其他原子相互作用形成化学键、与元素的化合价有关的电子。 ②具体内容：主族元素的价电子就是最外层电子,过渡元素的价电子包括最外层电子及次外层或倒数第三层的部分电子。 2.元素周期表中金属元素与非金属元素的分区 金属元素与非金属元素在元素周期表中有相对明确的分区，如图，虚线左下方是金属元素(氢除外)，右上方为非金属元素。 ①在分界线左侧还有一种非金属元素——氢。 ②元素周期表中左下方是金属性最强的元素 (Fr是放射性元素，除外)，碱性最强的碱是 ，右上方是非金属性最强的元素 ，但无机含氧酸中酸性最强的为 。 ③由于金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，因此位于分界线附近的元素既表现出一定的金属性,又表现出一定的非金属性。 3.元素周期律和元素周期表的应用 （1）寻找新材料 （2）预测元素的性质 ①比较不同周期、不同主族元素的性质，如金属性:Mg＞Al、Ca＞Mg,则由碱性:Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2,得碱性:Ca(OH)2＞Al(OH)3。 ②推测陌生元素的某些性质 例如，已知Ca(OH)2微溶,Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。 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。 ①最活泼金属:Cs;最活泼非金属:F。 ②最轻的金属：Li;最轻的非金属：H。 ③地壳中含量最多的金属和非金属分别为 Al、O。 ①“序、层”规律:若一种阳离子与一种阴离子的电子层数相同，则“阴前阳后”，即阴离子在前一周期，阳离子在后一周期，阳离子的原子序数大。 ②“序、价”规律：在短周期元素中，元素的原子序数与其主要化合价的数值在奇偶性上一般一致,即“价奇序奇，价偶序偶”。 重点1：粒子半径大小的比较 1.影响粒子半径大小的因素 ①电子层数的多少;②原子核对核外电子吸引力的大小;③核外电子数的多少。 2.粒子半径大小比较的方法 （1）原子 ①同一周期，从左到右，核电荷数依次増大，原子半径依次减小(稀有气体元素除外)。如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。 ②同一主族，自上而下，电子层数依次増多，原子半径依次增大。如 r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)。 （2）离子 ①同一主族，自上而下，电子层数依次増多，离子半径依次增大。如 r( Li+ )＜r(Na+) ＜r(K+)＜r(Rb+)＜r(Cs+)。 ②具有相同电子层结构的离子，随核电荷数増大，离子半径减小。如r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K+)＞r(Ca2+)。 （3）同一元素的不同粒子:核外电子数越多，半径越大。 ①阳离子:r(原子)＞r(阳离子)。r(Na) ＞r(Na+)。 ②阴离子:r(原子)＜r(阴离子)。如r(Cl)＜r(Cl-)。 ③多种价态的粒子：价态越高，半径越小。如r(Fe)＞r(Fe2+)＞r(Fe3+)。 重点2：元素金属性、非金属性强弱的比较 1.根据元素周期表判断 （1）金属性：同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐减弱；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的金属性逐渐増强。 （2）非金属性:同周期元素，从左到右，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐増强；同主族元素，从上到下，随着原子序数的递増，元素的非金属性逐渐减弱。 2.根据元素单质及其化合物的相关反应判断 （1）与氢有关的判断 ①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。如Na与水反应比Mg与水反应更剧烈，则金属性：Na＞Mg。 ②非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。如F2与H2在暗处即可反应，Br2与H2在加热条件下才能反应，则非金属性：F＞Br。 ③简单气态氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强如稳定性:HF＞HCl,则非金属性:F＞Cl。 （2）最高价氧化物对应水化物的酸、碱性 ①最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素的金属性越强，如碱性:NaOH＞Mg(OH)2,则金属性:Na＞Mg。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，如酸性：H2SO4＞H3PO4，则非金属性:S＞P。 （3）置换反应 ①金属单质间的置换反应。如Zn + Cu2+ Zn2++Cu，则金属性:Zn＞Cu。 ②非金属单质间的置换反应。如Cl2+2KI 2KCl+I2,则非金属性:Cl＞I。 （4）离子的氧化性和还原性 ①元素原子对应简单阳离子的氧化性越强,则元素的金属性越弱。如氧化性:Mg2+＞Na+，则金属性:Mg＜Na。 ②元素原子对应简单阴离了的还原性越强，则元素的非金属性越弱,如还原性:S2-＞Cl-，则非金属性:Cl＞S。 3.根据金属活动性顺序判断 一般来说，排在前面的金属元素金属性比排在后面的强 (Ca、Na除外)。如Fe排在Cu的前面，则金属性：Fe＞Cu。 重点3：元素周期律中的“规律” 1.“三角形”规律 所谓“三角形”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族 (图中ABC位置)，可推出三者原子结构、性质方面的规律。如原子序数:C＞B＞A；原子半径：r(C)＞r(A)＞r(B)。 A、B、C若为非金属元素，则非金属性：B＞A＞C；单质的氧化性:B＞A＞C；气态氢化物的稳定性:B＞A＞C；阴离子的还原性:C＞A＞B。 若A、B、C为金属，则金属性:C＞A＞B ；单质的还原性: C＞A＞B；最高价氧化物对应水化物的碱性:C＞A＞B；阳离子的氧化性:B＞A＞C。 2.“对角线”规律 在第二、三周期中，某些元素处于不同的主族，但其化学性质却很相似，如Li与Mg、Be与Al、B与Si等，这一规律称为“对角线”规律［注意：此对角线只能是左上右下的对角线，即第二周期第N主族元素与第三周期第(N+1)主族元素的性质相似］(图中A、D位置)。应用此规律可根据已知元素及其化合物的性质,推导陌生元素及其化合物的性质。 3.两性规律 周期数等于其 数的元素一般具有两性，由此可推断元素及其化合物的性质。 教材习题01（P106） 1.元素周期表的第三周期元素，从左到右，原子半径逐渐_________;元素的金属性逐渐_______,非金属性逐渐________。该周期元素中，最高价氧化物对应的水化物碱性最强的是_____(填元素符号，下同);最高价氧化物对应的水化物呈两性的是______;最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是______。 解题方法 【答案】 教材习题02（P106） 2.根据元素周期表中1~20号元素的性质和递变规律，填写下列空白。 （1）属于金属元素的有________种，属于稀有气体元素的有____(填元素符号，下同)。 （2）第三周期中，原子半径最大的元素是(稀有气体元素除外)_________ （3）推测Si、N的非金属性强弱：_____大于______。 （4）第三周期中金属性最强的元素与氧气反应，生成的化合物有____________(写出两种化合物的化学式)。 解题方法 【答案】 考点一 元素性质的周期性变化规律 1．根据元素周期律，下列说法不正确的是 A．离子半径： B．碱性： C．氧化性： D．酸性： 2．下列各组中，微粒按得电子能力由弱到强、半径由大到小的顺序排列的是 A．O、Cl、S、P B．K+、Al3+、Ca2+、Ba2+ C．Rb、K、Na、Li D．K+、Mg2+、Al3+、H+ 3．异氰酸酯是异氰酸的各种酯的总称，广泛应用于家电、汽车、家具等行业。 一种异氰酸酯的结构简式为：．其中含有苯环结构。 下列关于构成该异氰酸酯的四种元素说法错误的是 A．非金属性： B．最高正价： C．原子半径： D．离子半径： 考点二 元素周期表与元素周期率的应用 4．元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的性质具有相似性，这种规律被称为“对角线规则”。下列叙述错误的是 A．Li在空气中燃烧生成Li2O、Li3N B．硼酸是弱酸 C．Be不与水反应 D．Be(OH)2是两性氢氧化物 5．短周期元素Q、R、T、W在元素周期表中的位置如图所示，其中T所处的周期序数与主族序数相等，下列叙述正确的是 A．原子半径： B．T的氧化物能溶于氨水 C．元素对应的含氧酸是强酸 D．、的氢化物分子可能具有相同数目的电子 6．在元素周期表中，某些主族元素与其右下方的主族元素(如图所示)的有些性质是相似的。下列说法错误的是 B A．常温下，难溶于水，也难溶于水 B．和在过量的氧气中燃烧分别生成和 C．能与稀盐酸反应，也能与稀盐酸反应 D．硅酸为弱酸，硼酸也为弱酸 考点三 元素“位-构-性”的规律及应用 7．X、Y、Z、R、Q为原子序数依次增大的5种短周期元素，X原子L层有5个电子，Y与Z形成的淡黄色化合物甲可用作呼吸面具的供氧剂，R的周期序数与主族序数相等，O的最高正价与最低负价的代数和为4。下列说法正确的是 A．简单离子半径： B．简单氢化物的稳定性： C．Z、R、Q最高价氧化物的水化物两两间可以反应 D．甲中阴、阳离子的个数比为 8．X、Y、Z、W是短周期主族元素，它们的原子序数依次增大。X原子最外层电子数是次外层的2倍，Y是地壳中含量最多的元素，Y原子最外层电子数是Z原子最外层电子数的2倍，W与Y同主族。下列说法正确的是 A．X形成的单质只有一种 B．原子半径：r(W)>r(Z)>r(Y) >r(X ) C．常温下，Z单质及其氧化物均不能溶于NaOH溶液中 D．Y简单气态氢化物的热稳定性比W的强 9．X、Y、Z、M、Q、R皆为前20号元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法错误的是 A．Q位于第三周期ⅠA族 B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是盐或碱 C．简单离子半径： D．M的最高价氧化物对应水化物为强酸 10．四种短周期元素X、Y、Z和M在周期表中的位置如图所示，其中Z原子的K层与M层的电子数之和等于L层电子数。下列说法不正确的是 A．X与氧元素能组成多种氧化物 B．Y的单质是应用广泛的半导体材料 C．最高价氧化物对应水化物的酸性：Z > Y D．Y和M可形成离子化合物YM4 知识导图记忆 知识目标复核 【学习目标】 1.认识原子结构核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2.以第三周期元素为例，掌握同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3.归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律，学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法。 4.通过对元素周期性变化规律的再认识，理解基于元素“位置-结构-性质”认识元素性质。 【学习重难点】 1.元素金属性、非金属性的周期性化规律。 2.通过元素“位置-结构-性质”预测元素的性质。 3.粒子半径的比较。 4.元素周期率中的规律。 一、单选题 1．周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。在元素周期表中金属与非金属的分界处可以找到 A．半导体材料 B．耐高温材料 C．耐腐蚀材料 D．催化剂材料 2．铯与钠位于同一主族，下列对铯的性质预测错误的是 A．铯能与水剧烈反应 B．少量的铯可以保存在煤油中 C．硝酸铯是共价化合物 D．铯比钾的金属性强 3．在元素周期表的指引下，可以有的放矢地寻找一些特殊用途的元素。例如，用来制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素常位于 A．金属元素和非金属元素分界线附近 B．周期表的碱金属区域 C．F、、S、P、等元素中 D．周期表的过渡元素中 4．在周期表中硒的左右分别为砷和溴，下列说法正确的是 A．的最高价含氧酸一定是一元酸 B．这三种元素的最高价氧化物对应的水化物中，的酸性最弱 C．微粒半径 D．可以从溶液中置换出 5．下列有关元素周期表中第三周期主族元素的说法，正确的是 A．从左到右，原子半径逐渐增大 B．从左到右，金属性减弱，非金属性增强 C．从左到右，氧化物对应的水化物碱性减弱，酸性增强 D．从左到右，简单离子的半径减小 6．Se、Br两种元素的部分信息如图所示，下列说法正确的是（    ） A．原子半径：Br>Se>P B．还原性：S2->Se2->Br- C．Se在元素周期表中位于第四周期ⅥA族 D．Se、Br位于同一主族 7．部分元素在周期表中的分布如图所示（虚线为金属元素与非金属元素的分界线），下列说法不正确的是    A．B只能得电子，不能失电子 B．原子半径Ge＞Si C．As可作半导体材料 D．Po处于第六周期第VIA族 8．如图是部分短周期元素的原子序数与其某种常见化合价的关系图，原子序数a、b、c、d、e所对应的元素分别为A、B、C、D、E，则下列说法正确的是 A．和属于同种核素 B．B和C的最高价氧化物对应的水化物可以反应 C．简单气态氢化物的稳定性： D．A和B只能形成一种化合物 9．短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大，X和Z位于同一主族，Z元素原子最外层电子数是最内层电子数的3倍，Y是地壳中含量最高的金属元素。下列说法正确的是 A．原子半径： B．最高价氧化物对应水化物的酸性： C．简单气态氢化物的热稳定性： D．X分别与Z、W都不能形成多种化合物 10．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 A．已知Cl的非金属性比P强，故的酸性比的强 B．已知I是第五周期第ⅦA族元素，故HI的热稳定性比HF的热稳定性弱 C．已知Rb是第五周期第ⅠA族元素，故Rb与水反应比Na与水反应更剧烈 D．已知Ba是第六周期第ⅡA族元素，故的碱性比的碱性强 11．短周期元素X、Y、Z、W在元素周期表中的相对位置如图所示。已知Y、W的原子序数之和是Z的3倍，下列说法正确的是 A．原子半径：X＜Y＜Z B．气态氢化物的稳定性：X>Z C．一定条件下Z、W都能与Mg反应形成化合物 D．最高价氧化物对应水化物的酸性：Y>W 12．已知X、Y、Z、M、Q、R均为元素周期表前20号元素，且Q位于第三周期。其原子半径与主要化合价的关系如图所示。下列说法错误的是 A．Y和Z形成的简单氢化物的稳定性： B．X、Y、Z三种元素组成的化合物可能是酸、碱或盐 C．M与Y组成的化合物可作自来水杀菌消毒剂，具有较强的还原性 D．X、Y与R组成的化合物是一种碱 13．W、X、Y、Z是短周期中的常见元素，其部分性质如下表，下列说法不正确的是 W 某种氧化物是淡黄色固体 X 短周期中最高价氧化物对应水化物酸性最强 Y 第三周期中简单离子半径最小的 Z 原子最外层电子数是电子总数的 A．W、Y、X的原子半径依次减小，Y、W、X简单离子的半径依次增大 B．W、X、Y的最高价氧化物的水化物之间可以两两反应 C．W的氧化物与Z的最高价氧化物反应一定是氧化还原反应 D．金属性W比Y强，非金属性Z比X弱 14．如表为元素周期表的一部分，四种元素均为短周期元素，若X原子核外的最外层上有5个电子，则下列叙述中合理的是 X Y Z W A．Y的氢化物的化学式一定是H2Y B．W的氧化物对应的水化物一定为强酸 C．四种元素的原子半径由小到大的顺序为X<Y<Z<W D．W的最高价氧化物对应水化物的酸性比Z的强 二、解答题 15．联合国大会称2019年定为“化学元素周期表国际年”，表明了元素周期律的重要性。几种主族元素在周期表中的位置如下： 族 周期 ⅠA 0 1 ④ ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ⑤ ⑥ 3 ① ③ ⑦ 4 ② ⑧ 根据上表回答下列问题： （1）①⑤⑥三种元素原子半径由大到小的顺序是 (用元素符号表示)。 （2）表中某元素原子的电子层数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为 ，该元素在周期表中的位置是 ，写出该元素的单质与④的简单氧化物反应的化学方程式 。 （3）①②③三种元素最高价氧化物对应的水化物的碱性最强的是 。(填化学式)。 （4）⑦的非金属性强于⑧，下列表述中不能证明这一事实的是___________(填字母)。 A．⑦的氢化物比⑧的氢化物稳定 B．⑦最高价氧化物对应的水化物的酸性强于⑧最高价氧化物对应的水化物的酸性 C．⑦的单质能将⑧从其钠盐溶液中置换出来 D．⑦的氢化物酸性比⑧的氢化物酸性强 2 / 14 学科网（北京）股份有限公司 $$