2025届高三化学一轮复习：元素周期律

(2024·江苏选择考·4)明矾[KAl(SO4)2·12H2O]可用作净水剂。下列说法正确的是 (　　) A.半径:r(Al3+)>r(K+) B.电负性:χ(O)>χ(S) C.沸点:H2S>H2O D.碱性:Al(OH)3>KOH 【真题引入】 B 第六章　物质结构 元素周期律 第23讲　元素周期表 元素周期律 第二课时 元素周期律 2025届高三一轮复习-------- 衡阳市八中高三化学备课组 完成听课手册 P130-131 页“考点二 元素周期律 ”并核对好答案 【时间：3min】 【自主整理】 （1）内容：元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。 I 原子序数 周期性 核外电子排布周期性变化 （2）实质：元素原子 的结果。 知识点一 元素周期律 思考1：元素周期表的内容？元素周期表的实质？ 试一试：比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)： (1)Si______N______F。 (2)Li______Na______K。 (3)Na＋______Mg2＋______Al3＋。 (4)F－______Cl－______Br－。 (5)Cl－______O2－______Na＋。 (6)H－______Li＋______H＋。 知识点二 原子半径 思考2：原子(或离子)半径大小的变化规律？ 影响原子(或离子)半径大小的因素有哪些？ 减小 增大 越大 越小 试一试：比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)： (1)Si______N______F。 (2)Li______Na______K。 (3)Na＋______Mg2＋______Al3＋。 (4)F－______Cl－______Br－。 (5)Cl－______O2－______Na＋。 (6)H－______Li＋______H＋。 ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＞ ＜ ＜ ＜ ＜ “三看法” 【听课手册P131】2.下列四种粒子中,半径按由大到小顺序排列正确的是 (　 ) ①基态X的原子结构示意图: ②基态Y原子的价层电子排布:3s23p5 ③基态Z2-的轨道表示式: ④W基态原子有2个能层,电子式为 A.①>②>③>④ B.③>④>①>② C.③>①>②>④ D.①>②>④>③ C 【巩固练习】 知识点三 电离能 【回忆1】：第一电离能的定义？表示符号？单位？ 第一电离能： 气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。 符号为：I1 单位为：kJ·mol-1 定义中的“气态”“基态” “电中性”“失去一个电子”都是保证“最低能量”的条件 原子序数 1、第一电离能 思考3：观察下图，第一电离能的一般变化规律？ ①同周期：第一种元素的第一电离能______，最后一种元素的第一电离能______，总体呈现 的变化趋势。 ②同族元素：从上至下第一电离能__________。 最小 最大 从左至右逐渐增大 逐渐减小 【判断】第二周期元素中,第一电离能介于B和N之间的元素有3种 ①ⅡA、ⅤA元素第一电离能均比同周期相邻主族元素的第一电离能大。 ②H的电离能大于第二周期的Li～C的第一电离能。 思考4：观察上图，第一电离能的变化有何特殊规律？为什么？ 1、第一电离能 p、d、f轨道处于半满、全满或全空时，较稳定，电离能就越大 【再思考】上述表格中的数据和Na、Mg、Al的化合价有什么联系？ 思考5： 为什么同种元素原子的 逐级电离能越来越大？ 2、逐级电离能 原因：因为随着电子的逐个失去，阳离子所带的正电荷数越来越大，再要失去一个电子需克服的电性引力也越来越大，消耗的能量也越来越多。 【听课手册P132】 练习：下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I1、I2…表示，单位为kJ·mol－1) I1 I2 I3 I4 … R 740 1500 7700 10500 下列关于元素R的判断一定正确的是(　　) ①R的最高正价为＋3价 ②R元素位于元素周期表中第ⅡA族 ③R元素第一电离能大于同周期相邻元素 ④R元素基态原子的电子排布式为1s22s2 A．①② B．②③ C．③④ D．①④ B 【夯实基础】 正误判断(正确打“√”，错误打“×”)。 (1)钠元素的第一、第二电离能分别小于镁元素的第一、第二电离能。 (　　) (2)C、N、O、F四种元素第一电离能从大到小的顺序是N>O>F>C。 (　　) (3)元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大。(　　) × × × 【夯实基础】 ①判断元素金属性的强弱： 电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。 ②判断元素的化合价： I1、I2……表示各级电离能。如果某元素的In+1≫In,则该元素的常见化合价为+n价。如钠元素I2≫I1,所以钠元素的化合价为+1价。 【思考7】电离能有哪些应用？ ③判断核外电子的分层排布情况： 多电子原子的各级电离能逐级增大，有一定的规律性。 当电离能的变化出现突变时,电子层数就可能发生变化。 ④反映元素原子的核外电子排布特点： 同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满或全充满状态时，第一电离能就会反常的大。 练习：(1)[2023·北京卷节选] 比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由: 。  I1(O)>I1(S)，因为氧原子半径小， 原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 （2）元素铜与镍的第二电离能分别为：ICu＝1 958 kJ·mol－1、INi＝1753 kJ·mol－1，ICu>INi的原因是 __________________________________。 （3）黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)________I1(Cu)(填“大于”或“小于”)。原因是_________________。 Zn核外电子排布为全满稳定结构，较难失电子 铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子 大于 （4）[2022河北卷,17(2)]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是　　　　　 ，原因是  　 。  Cu　 Cu的第二电离能失去3d10电子,第一电离能失去4s1电子,3d10电子处于全充满状态，较难失去电子，则Cu的第二电离能较大，与第一电离能的差值大 练习：[2022全国甲卷,35(2)]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是　　　(填标号)，判断的根据是　 　 ;  第三电离能的变化图是　　　(填标号)。  图a 同一周期主族元素第一电离能呈增大趋势，由于N元素的2p能级为半充满状态，故N元素的第一电离能较C、O两种元素高 图b 练习：[2017新课标Ⅱ]我国科学家最近成功合成了 世界上首个五氮阴离子盐(N5)6(H3O)3(NH4)4Cl （用R代表）。回答下列问题： 气态电中性基态原子得到1个电子转化为-1价气态离子所放出的能量称作第一电子亲和能（E1）。第二周期部分元素的E1变化趋势如上图所示，其中除氮元素外，其他元素的E1自左而右依次增大的原因是___________；氮元素的E1呈现异常的原因是__________。 同周期元素随核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，故结合一个电子释放出的能量依次增大。 N原子的2p轨道为半充满状态，具有额外稳定性，故不易结合一个电子。 【链接高考】 知识点四 电负性 【回忆2】：什么叫做键合电子？电负性的概念？相对标准？单位？ 原子中用于形成化学键的电子叫做键合电子； 电负性的概念由美国化学家鲍林提出， 用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子，对键合电子的吸引力就越大。 《选必二》P24 以氟的电负性为4.0和锂的电负性1.0作为相对标准， 计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 电负性是相对值，没单位。 金属元素的电负性一般______1.8，非金属元素的电负性一般______1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。 小于 大于 【思考8】观察左图， 金属元素与非金属元素电负性的数值 有何特点？ 【思考9】观察左图， 同周期元素及同族元素的电负性有何递变规律？ 在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐______， 同主族从上至下，元素的电负性逐渐______。 增大 减小 练习：(1)[2023·全国乙卷节选] 探测发现火星上存在大量橄榄石矿物 (MgxFe2-xSiO4)。橄榄石中,各元素电负性大小顺序为　 ,  铁的化合价为　　　　。  O>Si>Fe>Mg +2 (3)已知稀有气体熔、沸点均为同周期的最低者，第三周期8种元素按单质熔点由低到高的顺序排列如右图所示，其中电负性最大的是　　(填图中的序号)。  2 (4)硒、硅均能与氢元素形成气态氢化物，若“Si—H”中共用电子对偏向氢元素，氢气与硒反应时单质硒是氧化剂，则硒与硅的电负性相对大小为Se________Si(填“＞”或“＜”)。 ＞ (2)带状纳米Zn2GeO4是该反应的良好催化剂。Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是________________。 O＞Ge＞Zn 练习：已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性： 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0   3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 已知：两成键元素间电负性差值大于1.7时，形成离子键，两成键元素间电负性差值小于1.7时，形成共价键。 (1)根据表中给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是_________________。 (2)通过分析电负性值变化规律，确定镁元素电负性值的最小范围是________。 随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化 0.9～1.5 (3)判断下列物质是离子化合物还是共价化合物： A.Li3N B.BeCl2 C.AlCl3 D.SiC 属于离子化合物的是_____；属于共价化合物的是________； 请设计一个实验方案证明上述所得到的结论：_________________________________ ___________________________________________。 测定各物质在熔融状态下能否导电，若导电则为离子化合物，反之则为共价化合物 A BCD 元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si 电负性 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0   3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8 (4)在P与Cl组成的化合物中，Cl元素显______(填“正”或“负”)价，理由是_______________________________________________。 负 练习：已知元素的电负性和元素的化合价一样，也是元素的一种基本性质。下面给出14种元素的电负性： 上述练习题体现了电负性的哪些应用？ Cl的电负性大于P，其原子形成化学键时吸引电子的能力强 特例：HF NaH 【问题】电负性有哪些哪些应用？ 共价化合物中，两种元素电负性差值越大，它们形成共价键的极性就越强。 金属活动性顺序与元素相应的电离能大小顺序不完全一致，故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。 $来&源：ziyuanku.com 27 x、y为两种元素的原子，x的阴离子与y的阳离子具有相同的电子层结构，由此可知(　　) A.x的原子半径大于y的原子半径 B.x的电负性小于y的电负性 C.x的氧化性大于y的氧化性 D.x的第一电离能小于y的第一电离能 C 【夯实基础】 练习：下列性质的比较，不能用元素周期律解释的是 (　　) A. 酸性:HClO4>H2SO3>H2SiO3 B. 碱性:KOH>NaOH>LiOH C.热稳定性:H2O>H2S>PH3 D.非金属性:F>O>N A 【思考10】：定性判断金属性、非金属性的一般方法有哪些？ 金属性 ①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强…… 非金属性 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强 ②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强 ③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强…… 【听课手册P133】 【思考10】：定性判断金属性、非金属性的一般方法有哪些？ 【思考10】：定性判断金属性、非金属性的一般方法有哪些？ 练习：根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)： (1)金属性：K________Na________Mg； 非金属性：F________O________S。 (2)碱性：Mg(OH)2________Ca(OH)2______KOH。 (3)酸性：HClO4________H2SO4________HClO。 (4)热稳定性：CH4________NH3________H2O。 (5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。 (6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。 >　 > >　 > <　 < >　 > <　 < >　 > >　 > 【夯实基础】 题组三　金属性、非金属性的比较和应用 5.下列事实不能说明X元素的非金属性比硫元素的非金属性强的是 (　 ) A.X单质与H2S溶液反应,溶液变浑浊 B.在氧化还原反应中,1 mol X单质比1 mol硫得电子多 C.X和硫两元素的气态氢化物受热分解,前者的分解温度高 D.X元素的最高价含氧酸的酸性强于硫酸的酸性 B 【课后练习】 [2024·湖南衡阳三校联考] X、Y、Z、W、M是五种常见的短周期主族元素,其原子半径随原子序数的变化如图所示,已知Y的原子核外电子总数是W的4倍,M、X的最外层电子数之和与W的最外层电子数相等。下列说法错误的是 (　 ) A.金属性:X>W B.非金属性:Z>Y>M C.X、Y、Z的简单离子半径:X<Z<Y D.W与Z形成的分子中各原子最外层均达到8e-稳定结构 D 【课后练习】 练习：根据周期律对角线规则，金属铍与铝单质及其化合物的性质相似，又知AlCl3熔沸点较低，易升华，试回答下列问题： (1)写出Be与NaOH溶液反应的离子方程式： (2)Be(OH)2和Mg(OH)2可用试剂 鉴别， 其离子方程式为： 。 (3)BeCl2是 化合物(填“离子”或“共价”)，其电子式为 ，BeCl2水溶液显酸性，原因是(用离子方程式表示) 。 Be+2OH-＝BeO22-+H2↑ NaOH溶液 Be(OH)2+2OH-＝BeO22-+2H2O 共价 Be2++2H2O Be(OH)2+2H+ 对角线规则： 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。 例如,Be与Al处于对角线,其单质及化合物的化学性质相似，Al2O3、Al(OH)3是两性化合物，则BeO、Be(OH)2也是两性化合物。 $$