第31講元素周期表、元素的性質(zhì)

［復(fù)習(xí)目標(biāo)］1.掌握元素周期表的編排原則和整體結(jié)構(gòu)。2.掌握元素周期律的內(nèi)容和本質(zhì)。3.

掌握元素的原子半徑、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的變化規(guī)律。

考點(diǎn)一元素周期表的結(jié)構(gòu)與價(jià)層電子排布

■歸納整合必備知識(shí)

I.元素周期表的編排原則

⑴周期：把相同的元素，按的順序從左到右排成的橫行。

(2)族：把不同橫行中相同的元素，按的順序從上而下排成的縱列。

2.原子結(jié)構(gòu)與元素周期表的關(guān)系

⑴原子結(jié)構(gòu)與周期的關(guān)系

原子的最大能層數(shù)=周期序數(shù)。

(2)原子結(jié)構(gòu)與族的關(guān)系

①主族元素的價(jià)層電子排布特點(diǎn)

主族IAIIAIIIAIVA

排布特點(diǎn)

主族VAVIAVDA

排布特點(diǎn)

@0族元素的價(jià)層電子排布：He為Is?；其他為/?s2/?p6o

③過(guò)渡元素(胡系、啊系元素除外)的價(jià)層電子排布：(〃一1對(duì)~叼/~2。

(3)原子結(jié)構(gòu)與元素周期表分區(qū)的關(guān)系

①元素周期表分區(qū)

②各區(qū)價(jià)層電子排布特點(diǎn)

分區(qū)價(jià)層電子排布

Six山

P區(qū)湛叩「6（除』外）

d區(qū)(〃-1)/9亦-2(除鈿外)

ds區(qū)(〃一1)(T%廣2

f區(qū)(〃-2)P%?_1兄。?2湛

（4）金屬與非金屬的分界線

①分界線：沿著元素周期表中與的交界處畫一條虛線，即

為金屬元素區(qū)和非金屬元素區(qū)的分界線。

②各區(qū)位置：分界線左下方為,分界線右上方為。

③分界線附近元素的性質(zhì)：既能表現(xiàn)出一定的，又能表現(xiàn)出一定的v

3.元素周期表應(yīng)用

（I）科學(xué)預(yù)測(cè)：為新元素的發(fā)現(xiàn)及預(yù)測(cè)它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)提供了線索.

（2）尋找新材料

線附近包半導(dǎo)體材料〕

渡元名優(yōu)良催叱劑和耐高溫、

耐腐蝕的合金材料

這^、晟而遂」超T研制農(nóng)藥的材料）

E易錯(cuò)辨析

1.所有非金屬元素都分布在p區(qū)（）

2.價(jià)層電子排布式為4s24P③的元素位于第四周期第VA族，是p區(qū)元素（）

3.價(jià)層電子排布式為5s2fpi的元素位于第五周期第IA族，是s區(qū)元素（）

4.最外層有2個(gè)未成對(duì)電子的可能是加2叩2或〃s2〃p4,短周期元素中分別為c、Si和0、S（）

■專項(xiàng)突破關(guān)鍵能力

一、元素周期表的結(jié)構(gòu)

1.請(qǐng)?jiān)谙卤碇挟嫵鲈刂芷诒淼妮喞?，并在表中按要求完成下列?wèn)題:

⑴標(biāo)出族序數(shù)、周期序數(shù)，

(2)將主族元素前六周期的元素符號(hào)補(bǔ)充完整。

(3)畫出金屬與非金屬的分界線，并用陰影表示出過(guò)渡元素的位置。

(4)標(biāo)出制系、鋼系的位置。

(5)寫出各周期元素的種類，

(6)寫出稀有氣體元素的原子序數(shù)，標(biāo)出113號(hào)?117號(hào)元素的位置。

二、元素周期表的應(yīng)用

2.部分元素在周期表中的分布如圖所示(虛線為金屬元素與非金屬元素的分界線)，下歹J說(shuō)法

不正確的是()

：B

Al]Si

Ge;As

Sb：

Po：At

A.B只能得電子，不能失電子

B.原了半徑：Gc>Si

C.As可作半導(dǎo)體材料

D.P。處于第六周期第VIA族

3.確定下列指定元素的原子序數(shù)

(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第11人族和第￥1仄族元素，原子序數(shù)分別為機(jī)、心則

m、n的關(guān)系為o

(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相鄰周期的兩種元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序

數(shù)為X,則乙的原子序數(shù)可能是O

(3)若A、B是相鄰周期同主族元素(A在B的上一周期),A、B所在周期分別有旭種和土種

元素，A的原子序數(shù)為x,B的原子序數(shù)為)，，則從1y的關(guān)系為。

(4)下列各表為元素周期表中的一部分，表中數(shù)字為原子序數(shù)，其中M的原子序數(shù)為37的是

(填字母)。

1。20262817

MMMM

55|I同II|53|

ABCD

■歸納總結(jié)--------------------------------------------------------------------------------

元素周期表中原子序數(shù)差的關(guān)系

(1)同周期主族元素原子序數(shù)差的關(guān)系

①短周期元素原子序數(shù)差=族序數(shù)差。

②長(zhǎng)周期元素，兩元素分布在過(guò)渡元素同側(cè)時(shí)，原子序數(shù)差=族序數(shù)差；兩元素分布在過(guò)渡

元素兩側(cè)時(shí)，第四或五周期元素：原子序數(shù)差=族序數(shù)差+10,第六或七周期元素：原子序

數(shù)差=族序數(shù)差+24。

(2)同主族、鄰周期元素原子序數(shù)差的關(guān)系

①第IA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差2、8、8、18、18、32。

②第IIA族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32。

③第1HA?V11A族元素，遁電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、18、18、32、32。

?0族元素，隨電子層數(shù)的增加，原子序數(shù)依次相差8、8、18、18、32、32o

考點(diǎn)二元素周期律電離能、電負(fù)性

■歸納整合必備知識(shí)

I.元素周期律

元素的性質(zhì)隨著___________________

元

的遞增而呈周期性的變化

素

周

期

律元素性質(zhì)的周期性變化是元素

實(shí)質(zhì)。

周期性變化的必然結(jié)果

2.主族元素周期性變化規(guī)律

項(xiàng)目問(wèn)冏期(從左到右)問(wèn)土族(從上到下)

電子層數(shù)

原子結(jié)構(gòu)最外層電

依次增加

子數(shù)

原子半徑

元素性質(zhì)金屬性

非金屬性

最高正化合價(jià)：+1—+7（0、

相同，最高正化合價(jià)=

化合價(jià)F除外）,負(fù)化合價(jià)=______（H

___________（0、F除外）

為一1價(jià)）

最高價(jià)氧

化物對(duì)應(yīng)酸性____________,酸性__________，

水化物的堿性____________堿性__________

化合物性質(zhì)酸堿性

簡(jiǎn)單氣態(tài)

氫化物的

穩(wěn)定性

3.電離能

⑴含義

第一電離能：氣態(tài)基態(tài)原子失去一個(gè)電子轉(zhuǎn)化為氣態(tài)基態(tài)正離子所需要的,符

號(hào)：一，單位：C

（2）規(guī)律

①同周期元素：從左往右，元素第一電離能呈______的趨勢(shì)，其中第HA族、第VA族元素

的第一電離能出現(xiàn)反常。

②同族元素：從上到下第一電離能逐漸o

③同種原子：逐級(jí)電離能越來(lái)越大。

（3）應(yīng)用

①判斷元素金屬性的強(qiáng)弱

電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強(qiáng)：反之金屬性越弱。

②判斷元素的化合價(jià)

如果某元素的r》/”，如該元素的常見化合價(jià)為+〃，如鈉元素的/2》八，所以鈉元素的化

合價(jià)為+1。

③判斷核外電子的分層排布情況

多電子原子中，元素的各級(jí)電離能逐漸增大，有一定的規(guī)律性。當(dāng)電離能的變化出現(xiàn)突變時(shí),

電子層數(shù)就可能發(fā)生變化。

4.電負(fù)性

⑴含義

不同元素的原子的標(biāo)度。元素的電負(fù)性越大，表示其原子對(duì)鍵合電子

的吸引力。

（2）標(biāo)準(zhǔn)

以氟的電負(fù)性為—和鋰的電負(fù)性為1.0作為相對(duì)標(biāo)準(zhǔn)，計(jì)算得出其他元素的電負(fù)性（稀有氣

體元素未計(jì)）。

（3）變化規(guī)律

①在元素周期表中，同周期元素從左至右，元素的電負(fù)性逐漸，同主族元素從上至

下，元素的電負(fù)性逐漸。

②金屬元素的電負(fù)性一般,非金屬元素的電負(fù)性一般,而位于非金屬三角

區(qū)邊界的“類金屬”（如錯(cuò)、睇等）的電負(fù)性則在1.8左右，它們既有金屬性又有非金屬性。

（4）應(yīng)用

金屬元素的電負(fù)性一般小于L8.

金屈元素的電負(fù)性越小，金屈

判斷金屬性元素越活潑

與非金屬性

的強(qiáng)弱非金屬元素的電負(fù)性一般大于

電1.8,非金屬元素的電負(fù)性越大.

負(fù)

非金屬元素越活潑

性

的判斷元素在

三化合物中的

大

電負(fù)性小的元素易呈現(xiàn)正價(jià)

應(yīng)價(jià)態(tài)

用

電負(fù)性差值大的元素原了?之間

判斷化學(xué)鍵形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵

類型

電負(fù)性差值小的元素原了?之間

形成的化學(xué)鍵主要是共價(jià)鍵

5.定性判斷金屬性、非金屬性的一般方法

①單質(zhì)與水或非氧化性酸反應(yīng)制取氫氣越容易，金屬性越強(qiáng)

金屬性②單質(zhì)還原性越強(qiáng)或陽(yáng)離子氧化性越弱，金屬性越強(qiáng)

③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)

①與H2化合越容易，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)

非金屬性②單質(zhì)氧化性越強(qiáng)或陰離子還原性越弱，非金屬性越強(qiáng)

③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)

底易錯(cuò)辨析

1.元素的電負(fù)性越大，非金屬性越強(qiáng)，第一電離能也越大（）

2.元素的氧化物對(duì)應(yīng)的水化物酸性越強(qiáng)，非金屬性越強(qiáng)，堿性越強(qiáng)，金屬性越強(qiáng)（）

3.元素的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強(qiáng)，其水溶液的酸性越強(qiáng)，還原性越弱（）

4.元素的原子得電子越多，非金屬性越強(qiáng)，失電子越多，金屬性越強(qiáng)（）

5.同周期元素，從左到右，原子半徑逐漸減小，離子半徑也逐漸減小（）

■專項(xiàng)突破關(guān)鍵能力

一、微粒半徑、元素金屬性和非金屬性比較

1.比較下列微粒半徑的大小(用或"V”填空):

(l)Si________N________F。

(2)Li____―Na________K。

(3)Na+—_____Mg2+_____AP+

(4*——__cr______Br。

(5)cr—___o2______Na+o

(6)H一—―Li+____一H\

2.根據(jù)元素周期律比較下列各組性質(zhì)(用“>”或“<”填空)：

(I)金屬性：KNaMg；

非金屬性：FOSo

(2)堿性：Mg(OH)2Ca(OII)2KOH.

(3)酸性：HC1O4H2SO4HClOo

(4)熱穩(wěn)定性：CH4NH3H2OO

2-

(5)還原性：HBrHC1,I_So

(6)氧化性：Fe3+Cu2+Fe2+o

3.A、B、C為三種短周期元素，A、B同周期，A、C的最低價(jià)離子分別為A2\C.B2+

與C一具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，下列敘述不正確的是()

A.原子序數(shù)：A>B>C

B.原子半徑：C>B>A

C.離子半徑：A2>C>B2+

D.原子最外層電子數(shù)：C>A>B

-方法技巧--------------------------------------------------------------------------

電子層結(jié)構(gòu)相同的微粒半徑大小規(guī)律

電子層結(jié)構(gòu)相同(核外電子排布相同)的離子半徑(包括陰、陽(yáng)離子)隨核電荷數(shù)的增加而減小，

如02>F>Na'>Mg2'>A13,可歸納為電子層排布相同的離子，(表中位置)陰離子在陽(yáng)離子

前一周期，原子序數(shù)大的半徑小，概括為“陰前陽(yáng)下，序大徑小”。

二、"lOe-'微粒的應(yīng)用

4.A\B\CID、E五種粒子(分子或離子)中，每個(gè)粒子均有10個(gè)電子，已知：

?A++C-=D+Et；②B++b=2D。

回答下列問(wèn)題：

(DC-的電子式是。

⑵分別寫出A+和D反應(yīng)、B+和E反應(yīng)的離子方程式：

(3)除D、E外，請(qǐng)?jiān)賹懗鰞煞N含10個(gè)電子的分子的分子式：,

(4)除A+、B+外，請(qǐng)?jiān)賹懗鰞煞N含10個(gè)電子的陽(yáng)離子：o

-歸納總結(jié)----------------------------------------------------------------------

等電子微粒的判斷方法

(1)“10電子”微粒：

N：Jo2'

II

NH；OH-F-

||出發(fā)點(diǎn)

CH,-NH,-HQ-HF*-(Ne)-Na*—*Mg2*—*Alu

NH；HQ*

(2)“18電子”微粒：

s2--HS-cr?…

??出發(fā)點(diǎn)

2

SiH,-PH,-H2S—HCIHArHK*-*Ca*

F、一OH、一NH?、一CH((9皂子x2)

CH—CH,.H2N—NH2,HO—OH、F—F、F—CH,、

CH—OH?…

三、電離能、電負(fù)性的變化規(guī)律及應(yīng)用

5.下表列出了某短周期元素R的各級(jí)電離能數(shù)據(jù)(用人、上……表示，單位為kJ.mol」)。

hhh/4??????

R7401500770010500

下列關(guān)于元素R的判斷中一定正確的是()

A.R的最高正價(jià)為+3價(jià)

B.R元素位于元素周期表中第IIB族

C.R元素第一電離能大于同周期相鄰元素

D.R元素基態(tài)原子的電子排布式為Is22s2

6.(1)C>N、0、S四種元素中，第一電離能最大的是o

(2)觀察卜.面四種錮系元素的電離能數(shù)據(jù)，判斷最有可能顯示+3價(jià)的元素是(填元素

名稱)。

幾種翎系元素的電離能(單位：kJ-moF1)

元素/ihh7T

Yb（鎮(zhèn)）604121744945014

Lu（錨）532139041114987

La倒）538106718505419

Ce（li|i）527104719493547

7.根據(jù)信息【回答下列問(wèn)題：

不同元素的原子在分子內(nèi)吸引電子的能力大小可用數(shù)值表示，該數(shù)值稱為電負(fù)性。一般認(rèn)為:

如果兩個(gè)成鍵原子間的電負(fù)性差值大于1.7,原子之間通常形成離子鍵；如果兩個(gè)成鍵原子間

的電負(fù)性差值小于1.7,通常形成共價(jià)鍵。下表是某些元素的電負(fù)性值：

元素

LiBeBC0FNaAlSiPSCl

符號(hào)

電負(fù)

1.01.52.02.53.54.00.91.51.82.12.53.0

性值

(1)通過(guò)分析電負(fù)性值的變化規(guī)律，確定Mg元素的電負(fù)性值的最小范圍：o

(2)請(qǐng)歸納元素的電負(fù)性和金屬性、非金屬性的關(guān)系：。

(3)推測(cè)AIF3、AlCb、A1Bl3是離子化合物還是共價(jià)化合物：

A1F3,AlCh，

AIB門o

答題規(guī)范(3)電離能規(guī)范答題的兩個(gè)類型

1.電離能與原子結(jié)構(gòu)

答題策略：從原子核對(duì)最外層電子的吸引力來(lái)判斷。

答題模板：A原子比B原子的半徑大，且A原子的核電荷數(shù)比B原子的小，所以A原子對(duì)

最外層電子的吸引力小于B,故第一電離能A小于

2.電離能與半充滿、全充滿

答題策略：能量相同的原子軌道在全充滿(p"、d"產(chǎn))、半充滿(p'd\?)時(shí)，比較穩(wěn)定，

難失電子。

答題模板：A原子的價(jià)層電子排布式為XXX,處于半充滿(全充滿)，比較穩(wěn)定，難失電子,

XXX電離能大。

I規(guī)范精練

1.請(qǐng)結(jié)合核外電子排布相關(guān)知識(shí)解釋，笫一電離能：C小于O,原因是：

2.(1)第一電離能N大于0,原因是：_______________________________________

◎

(2)已知電離能：QTi)=l310kJmo「，〃(K)=3051kJ-moP'o/2(Ti)</2(K),其原因?yàn)?

真題演練明確考向

1.(2021?北京，4)下列性質(zhì)的比較，不能用元素周期律解釋的是()

A.酸性：HClO4>H2SO3>H2SiO3

B.堿性：KOH>NaOH>LiOH

C.熱穩(wěn)定性：H2O>H2S>PH3

D.非金屬性：F>O>N

2.(2020?江蘇，9)下列關(guān)于Na、Mg、Cl、Br元素及其化合物的說(shuō)法正確的是()

A.NaOH的堿性比Mg(OH)2的強(qiáng)

B.。2得到電子的能力比Bn的弱

C.原子半徑r：r(Br)>r(Cl)>r(Mg)>r(Na)

D.原子的最外層電子數(shù)小〃(Na)V〃(Mg)V〃(Cl)V〃(Br〕

3.(2022.廣東，7)甲?戊均為短周期元素，在元素周期表中的相對(duì)位置如圖所示。戊的最高