2026届高三化学一轮复习 第23讲 元素周期表(律)及元素综合推断

第23讲　 元素周期表(律)及元素综合推断 (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 C 【真题导入】 【真题导入】 (2022·海南卷)钠和钾是两种常见金属，下列说法正确的是(　　) A (2021·山东卷)X、Y为第三周期元素，Y最高正价与最低负价的代数和为6，二者形成的一种化合物能以[XY4]＋[XY6]－的形式存在。下列说法错误的是(　　) A.原子半径：X>Y B.简单氢化物的还原性：X>Y C.同周期元素形成的单质中Y氧化性最强 D.同周期中第一电离能小于X的元素有4种 D 【真题导入】 卷别 考查元素 高考题中“律、表推断“相关考点分布 半径 电负性 第一 电离能 核外电子排布 化合价 微粒间 作用力 杂化类型 空间构型 同素 异形体 非金属性 元素 性质 全国甲卷 N、O、Mg、S √ √ √ √ √ 全国乙卷 C、O、Mg √ √ √ √ √ 新课标卷 O、F、 P、Ca √ √ √ √ √ 湖南 O、F、P、Ca √ √ √ √ 湖北 B、N、O、F √ √ √ √ √ 辽宁 H、C、O、F、Al √ √ √ √ √ 广东 H、N、O、Mg、P √ √ √ √ √ 河北 H、C、N、O、S √ √ √ √ 浙江 C、N、F、Na √ √ √ √ √ √ 【考点统计】 微观 宏观 定量 金属性 非金属性 定性 【目标与素养】 周期：有 个横行，每一横行称为一个 ，元素周期表共有 个周期。 7 周期 7 族：有 个纵行，它们被划分为 个族；包括 个主族，用 表示。 个副族，用 表示(除了第Ⅷ族)， 个0族。 18 16 7 8 1 A B 1、元素周期表的结构 【考点梳理】 考点1 元素周期表(律) 【疑难突破】 ★直接相邻的主族元素““╋”型原子序数关系 ★同主族、邻周期元素原子序数差的关系 (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族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。 (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。 (4)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、32。 按电子最后填入的能级符号 2、原子结构与元素周期表分区的关系 ①元素周期表分区 【考点梳理】 ②各区元素化学性质及价层电子的排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA、ⅡA族 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 通常是最外层电子参与反应 (0族除外) d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) d轨道可以不同程度地 参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 金属元素 f区 镧系、锕系 镧系元素的化学性质非常相近， 锕系元素的化学性质也非常相近 ns1～2 ns2np1～6 (除He外) (n－1)d1～9ns1～2 (除Pd外) (n－1)d10ns1～2 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2 【考点梳理】 3、元素周期表的三大应用 (1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 (2)寻找新材料 (3)用于工农业生产 对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系， 研制农药材料等。 【考点梳理】 4、主族元素周期性变化规律 项目 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子核外电子排布 电子层数相同，最外层电子数 逐渐增多，1→7(第一周期1→2) 最外层电子数相同， 电子层数递增 原子半径 逐渐减小(0族除外) 逐渐增大 元素主要化合价 最高正价由＋1→＋7， 最低负价由－4→－1 最高正价＝主族序数(O、F除外)，非金属最低负价＝主族序数－8 原子得、失 电子能力 得电子能力逐渐增强， 失电子能力逐渐减弱 得电子能力逐渐减弱， 失电子能力逐渐增强 元素的第一电离能 第一电离能整体呈增大的趋势 第一电离能逐渐减小 元素的电负性 电负性逐渐增大 电负性逐渐减小 元素金属性、 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 【考点梳理】 ★微粒半径大小的判断方法 一看电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 二看原子序数：电子层结构相同时，序数越大，半径越小。 三看核外电子数：电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。 【疑难突破】 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 单质与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强， 或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的还原性(或元素的金属性)越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的氧化性(或元素的非金属性)越强 【疑难突破】 ★元素金属性或非金属性强弱的判断方法 1、电离能 (1)含义：第一电离能：气态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：I1，单位：kJ·mol－1。 (2)规律 ①同周期元素：第一电离能总体呈现______________的变化趋势(包括稀有气体元素) 。 ②同主族元素：从上至下第一电离能__________。 ③同种原子：逐级电离能越来越____ (即I1____I2____I3…)。 从左至右增大 逐渐减小 大 ＜ ＜ 【考点梳理】 考点2 电离能和电负性 ★为什么第ⅡA族元素的电离能比第ⅢA元素的第一电离能高？以Be 和 B 为例 ★传统解释： Be的价层电子排布式为2s2 ，处于全充满的稳定状态，较难失电子，故I1(Be)较大。 ★一般解释： B的第一电离能失去的是2p能级的单电子，该能级能量比Be的2s能级能量高，不稳定，较易失去，故I1(B)较小。 ★其它解释： Be的价层电子排布式为2s2 ，2p能级处于全空的稳定状态，较难失电子，故I1(Be)较大。 【疑难突破】 1s22s2 1s22s22p1 ★一般解释： N的价层电子排布式为2s22p3 ，处于半充满的稳定状态，较难失电子，故I1(N)较大。 ★其它解释： O失去的是已经配对的电子，配对电子相互排斥，因而电离能较低。 哪一种解释更合理？需做定量计算才能判断。 【疑难突破】 ★为什么第ⅤA族元素的电离能比第ⅥA 元素的第一电离能高？以N 和 O 为例 1s22s22p3 1s22s22p4 【考点梳理】 (3)电离能的应用 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；反之金属性越弱。 ②判断元素的化合价：如果某元素的In＋1≫In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1。 ③判断核外电子的分层排布情况：多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，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。 2、电负性 (1)含义：不同元素的原子对键合电子吸引力的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子的吸引力越大。 (2)标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体元素未计)。 【考点梳理】 (3)变化规律 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。 在表中，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______。 小于 大于 增大 减小 (4)电负性的应用 【考点梳理】 (2019·全国卷Ⅲ)NH4H2PO4中，电负性最高的元素是______。 (2021·山东)O、F、Cl电负性由大到小的顺序是__________。 (2022·太原二模)LiBH4 -LiI复合材料在低温下表现出较高的离子电导率。 BH4-离子中H的化合价为-1，其原因可能是 _______ 记住常用规律快速判断 F、O、N、Cl、Br、I、S、C、H、B、Si 注意： N和Cl，S和C，P和H，电负性数值相同，但一般认为前者>后者，电负性只是为了分析问题的方便而引入的思维模型，要注意事物的规律性和特殊性，灵活应用知识解决问题。 【考点梳理】 O F＞O＞Cl 电负性H>B ★“位、构、性”关系 【考点梳理】 考点3 元素综合推断 22 1、结构与位置互推是解题的核心 (1)掌握四个关系式： ①电子层数＝周期数；②质子数＝原子序数；③最外层电子数＝主族序数； ④主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，最低负价＝主族序数－8。 (2)熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律： ①“凹”型结构的“三短四长七刚满，七主七副八零完”；②各周期元素种类； ③稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；④同主族上下相邻元素原子序数的关系。 【考点梳理】 2、性质与位置互推是解题的关键 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律， 主要包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等。 3、结构和性质的互推是解题的要素 (1)电子层数和最外层电子数决定元素原子的金属性和非金属性； (2)同主族元素最外层电子数相同，化学性质相似； (3)正确推断原子半径和离子半径的大小及结构特点； (4)判断元素金属性和非金属性的强弱。 【考点梳理】 4、元素推断技巧 元素 特殊性质 碳 形成化合物种类最多、单质硬度最大、简单气态氢化物中氢的质量分数最大 硫 气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物发生氧化还原反应、 氢化物与氧化物反应生成单质 氮 空气中含量最多、气态氢化物的水溶液呈碱性、 气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物化合生成离子化合物 溴 常温下，其单质是呈液态的非金属 氢 单质的密度最小、没有中子 铝、铍 最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应 氧 地壳中含量最多、氢化物在常温下呈液态 锂、钠 单质与水反应放出氢气 氟 单质与水反应放出O2、最活泼的非金属元素、无正化合价、无含氧酸、 无氧酸可腐蚀玻璃、气态氢化物最稳定、阴离子的还原性最弱 【考点梳理】 5、分子(离子)结构与元素推断的关键——成键情况与化合价信息 (1)化学键信息：如能形成4个共价键的元素为C、Si等，能形成2个共价键的元素为O、S等，能形成1个共价键的元素为H或卤族元素。 (2)根据形成的简单阴、阳离子可确定原子的最外层电子数，如X2＋和Y2－，即X、Y原子最外层电子数分别为2和6。 (3)化合价信息：化合物中各元素化合价代数和为0，结合某些常见元素的化合价或化学键等，可确定未知元素的化合价，间接确定最外层电子数目。 【考点梳理】 解释、预测类问题 如：解释有机酸酸性 热点预测 解释、预测类问题 热点预测 如：预测断成键位置 1、(2022·江苏卷)工业上电解熔融Al2O3和冰晶石(Na3AlF6)的混合物可制得铝。下列说法正确的是(　　) A．半径大小：r(Al3＋)<r(Na＋) B．电负性大小：ᵡ (F)<ᵡ (O) C．电离能大小：I1(O)<I1(Na) D．碱性强弱：NaOH<Al(OH)3 A 【典例分析】 【典例分析】 2、(2023·浙江6月)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。下列说法正确的是________。 a．第一电离能：Y>Z>X 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 bc 3、(2020·高考全国卷Ⅰ)Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。 I1(Li)>I1(Na)，原因是________________。 I1/(kJ·mol－1) Li 520 Be 900 B 801 Na 496 Mg 738 Al 578 Na与Li同主族，Na原子半径较大，对最外层电子的吸引力小，较易失电子，故I1(Li)>I1(Na)。 【典例分析】 5、(2022·河北卷)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 Zn的第一电离能失去的是4s2电子，第二电离能失去的是4s1的电子 Cu的第一电离能失去的是4s1电子，第二电离能失去的是3d10的电子， 3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大 【答题规范】 4、(2016·全国卷Ⅱ)元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 958 kJ·mol－1、 INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu > I Ni的原因_______________________________________。 铜(3d104s1)的第二电离能失去的是全充满的3d10电子，镍(3d84s2)的第二电离能失去的是4s1电子，前者较稳定，失去电子时需要的能量较多，因此铜的第二电离能较大。　 A.钠元素的第一电离能大于钾 B.基态钾原子价层电子轨道表示式为 C.钾能置换出NaCl溶液中的钠 D.钠元素与钾元素的原子序数相差18 � 拖动侧边手柄可更改文本块的宽度。� 文本框的高度和它所关联的线条将随文本的增减而增减。拖动侧边手柄之一可更改注释的宽度。� 位置 结构 性质 在元素周期表中的位置� 原子结构 分子结构 晶体结构 物理性质 化学性质 物质的状态、颜色(如卤素单质) 物质的熔点、沸点(如碱金属单质) 物质的溶解性(如碱土金属的硫酸盐) 物质的密度(如碱金属单质) 单质的氧化性、还原性 化合物的氧化性、还原性 气态氢化物的热稳定性� 主要化合价 非金属性 金属性 原子半径 $$