資源簡介

中小學教育資源及組卷應用平臺
元素周期律
【核心素養分析】
1.宏觀辨識與微觀探析:從元素和原子、分子水平認識物質的組成、結構、性質和變化,形成“結構決定性質”的觀念,能從宏觀和微觀相結合的視角分析元素周期律的遞變性。
2.證據推理與模型認知:具有證據意識,基于實驗現象和事實對物質的組成、結構及其變化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的編排方法,能運用元素周期表揭示元素周期律。
3.科學探究與創新意識:發現和提出有探索價值的原子結構與性質的問題,如核外電子排布、元素的特殊性等,面對異常現象敢于提出自己的見解。
【目標導航】
1．通過原子核外電子排布、元素最高化合價和最低化合物、原子半徑等有關數據和實驗事實，能夠認識隨原子序數遞增而呈周期性變化的規律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外電子排布的周期性變化結果。
2．通過第三周期元素性質遞變規律為例，能認識同周期元素的金屬性、非金屬性等隨原子序數遞增而呈周期性變化的規律，建構元素周期律。
3．通過對第三周期原子微觀結構的變化到元素性質變化的推理過程，能夠設計并完成實驗，探究第三周期元素性質遞變規律。
4．通過周期表中金屬元素、非金屬元素分區，能掌握“位、構、性”的關系。
5．通過進一步認識元素周期表是元素周期律的具體表現形式，能利用元素在元素周期表中的位置和原子結構，分析、預測、比較元素及其化合物的性質。
6．通過元素周期律、元素周期表在化學研究、工農業生產中的具體應用，能利用元素周期表、元素周期律指導科學研究和工農業生產的模型認知。
【重難點精講】
一、元素性質的周期性變化規律
1.理論分析
（1）原子結構的變化規律
原子序數 電子層數 最外層電子數 達到穩定結構時的最外層電子數
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
結論：隨著原子序數的遞增，元素原子核外的電子排布呈現周期性的變化
（2）原子半徑的變化規律
3～10號元素 Li Be B C
原子半徑/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10號元素 N O F Ne
原子半徑/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18號元素 Na Mg Al Si
原子半徑/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18號元素 P S Cl Ar
原子半徑/nm 0.110 0.102 0.099 -
變化趨勢 同周期內自左至右逐漸減小
結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的半徑呈現周期性變化
（3）元素主要化合價的變化規律
原子序數 主要化合價的變化
1～2 +1→0
3～10 +1→+5　-4→-1→0
11～18 +1→+7　-4→-1→0
結論：隨著原子序數的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化
（4）結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價都呈現周期性的變化。
【思考與討論】參考答案：
2.實驗探究——第三周期元素性質的遞變
1）鈉、鎂、鋁的金屬性比較
(1)預測：鈉、鎂、鋁同屬于第三周期，原子半徑逐漸減小，原子核對最外層電子吸引力逐漸增強，將會導致失電子能力減弱，金屬性逐漸減弱。
(2)實驗過程
①實驗探究：鈉、鎂與水的反應
實驗操作 實驗現象 實驗結論及化學方程式
鈉熔成小球，浮于水面，四處游動，有“嘶嘶”的響聲，向反應結束的溶液中加入酚酞溶液，溶液變紅 鈉與冷水反應劇烈。化學方程式為2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
加熱前，鎂條表面附著了少量無色氣泡，加熱至沸騰后，有較多的無色氣泡冒出，溶液變為粉紅色 鎂條與冷水反應緩慢，鎂條表面有非常少的小氣泡，入酚酞，溶液顏色變化不明顯；加熱液體至沸騰后，鎂與熱人較快反應，鎂條表面產生較多氣泡，試管中溶液變紅。鎂與冷水幾乎不反應，能與熱水反應。化學方程式為Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
結論：金屬性：Na>Mg
②實驗探究：氫氧化鋁、氫氧化鎂分別和鹽酸、氫氧化鈉溶液的反應
實驗操作 實驗現象及離子方程式
向試管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再產生白色絮狀Al(OH)3沉淀為止。將Al(OH)3沉淀分裝在兩支試管中 向一支試管中滴加 2 mol/L 鹽酸，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鋁中加入鹽酸，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失，溶液無色透明；離子方程式為Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
向另一支試管中滴加2 mol/L NaOH溶液，邊滴加邊振蕩 加入氫氧化鈉溶液，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失，溶液無色透明。離子方程式為Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
向試管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再產生白色 Mg(OH)2沉淀為止。將 Mg(OH)2 沉淀分裝在兩支試管中 向一支試管中滴加 2 mol/L 鹽酸，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鎂白色沉淀中加入鹽酸，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失；離子方程式為Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
向另一支試管中滴加2 mol/L 氫氧化鈉溶液，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鎂白色沉淀中加入氫氧化鈉，沉淀不溶解。
結論：A．NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物；B．金屬性：Na>Mg>Al
(3)實驗結論：Na、Mg、Al的金屬性逐漸減弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金屬性的遞變
(1)最高價含氧酸酸性強弱的比較
非金屬元素 Si P S Cl
最高價氧化物對應的水化物(含氧酸)的酸性強弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中強酸 H2SO4強酸 HClO4強酸(酸性比H2SO4強)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
(2)結論：Si、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。
3）結論：同周期從左到右，元素原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強；元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
【結論分析】參考答案：
第三周期元素從鈉到氯，隨著原子序數遞增，元素的金屬性逐慚減弱，非金屬性逐慚增強。這與通過元素原子的核外電子排布推測的結論一致。由此，對原子結構與元素性質的關系有以下認識：
1、原子結構決定元素質
2、原子核外最外電子層電子的數目與元素的化學性質關系密切：
(1)金屬元素的原子核外最外層電子數一般少于4個，在化學反應中易失去最外層電子。
(2)非金屬元素的原子核外最外層電子數一般多于4個，在化學反應中易得到電子。
3.元素周期律
1）元素周期律
(1)含義：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化的規律。
(2)實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果。
2）主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
電子層數 相同 逐漸增多
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
離子半徑 陽離子逐漸減小陰離子逐漸減小r(陰離子)＞r(陽離子) 逐漸增大
性質 化合價 最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)負化合價＝－(8－主族序數) 相同，最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱
離子的氧化性、還原性 陽離子氧化性逐漸增強陰離子還原性逐漸減弱 陽離子氧化性逐漸減弱陰離子還原性逐漸增強
氣態氫化物的穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應的水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱酸性逐漸增強 堿性逐漸增強酸性逐漸減弱
二、金屬性和非金屬性強弱的判斷方法
一表兩序 元素周期表：金屬性“右弱左強，上弱下強，右上弱左下強”；非金屬性“左弱右強，下弱上強，左下弱右上強”
金屬活動性順序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的順序，金屬性減弱
非金屬活動性順序：按F、O、Cl、Br、I、S的順序，非金屬性減弱
三反應 置換反應：強的置換弱的，適合金屬也適合非金屬
與水或非氧化性酸反應越劇烈，或最高價氧化物對應水化物的堿性越強，則金屬性越強
與氫氣反應越容易，生成的氣態氫化物的穩定性越強，或最高價氧化物對應水化物的酸性越強，則非金屬性越強
氧化性 金屬離子的氧化性越弱，對應元素的金屬性越強
還原性 非金屬氫化物或非金屬陰離子的還原性越弱，對應元素的非金屬性越強
三、元素周期表和元素周期律的應用
1.根據元素周期表中的位置尋找未知元素
2.預測元素的性質(由遞變規律推測)
①比較不同周期、不同主族元素的性質
如：金屬性：Mg＞Al、Ca＞Mg，則堿性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，則Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推測未知元素的某些性質
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶；再如：已知鹵族元素的性質遞變規律，可推知元素砹(At)應為有色固體，與氫難化合，HAt不穩定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
3.啟發人們在一定區域內尋找新物質
①半導體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。
②農藥中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
四、元素位—構—性的關系
元素的原子結構決定了元素在周期表中的位置和元素的主要性質，元素在周期表中的位置反映了元素的原子結構和元素的主要性質，故三者之間可相互推斷。
2．三者的推斷關系
(1)結構與位置的互推
①明確四個關系式
a．電子層數＝周期序數。
b．質子數＝原子序數。
c．最外層電子數＝主族序數。
d．主族元素的最高正價＝最外層電子數。
最低負價＝－|8－最外層電子數|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊規律
a．各周期所能容納元素種數。
b．稀有氣體的原子序數及在周期表中的位置。
c．同族上下相鄰元素原子序數的關系。
(2)性質與位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規律，根據元素性質可以推知元素在周期表中的位置，根據元素在周期表中的位置可以推知元素性質。主要包括：
①元素的金屬性、非金屬性。
②氣態氫化物的穩定性。
③最高價氧化物對應水化物的酸堿性。
④金屬與H2O或酸反應的難易程度。
3．結構和性質的互推
(1)最外層電子數是決定元素原子的氧化性和還原性的主要因素。
(2)原子半徑決定了元素單質的性質；離子半徑決定了元素組成化合物的性質。
(3)同主族元素最外層電子數相同，性質相似。
【典題精練】
考點1、考查金屬性、非金屬性的強弱比較
例1．以下進行元素性質比較的方案中可行的是
A．鐵投入溶液中能置換出銅，鈉投入溶液中不能置換出銅，可以比較與的金屬性強弱
B．的酸性比強，可以比較S與C的非金屬性強弱
C．和S分別與鐵反應，可以比較Cl與S的非金屬性強弱
D．向溶液和溶液中分別通入，可以比較Mg與Al的金屬性強弱
【解析】A．鐵投入CuSO4溶液中，發生置換反應生成銅，鈉投入CuSO4溶液中，Na先和水反應生成NaOH，NaOH再和CuSO4反應生成氫氧化銅沉淀，鈉不能置換出銅，這兩個反應說明Na、Fe都比Cu活潑，但不能比較鈉與鐵的金屬性強弱，故A錯誤；B．H2SO3的酸性比H2CO3的酸性強，但亞硫酸不是最高價含氧酸，則不能說明S的非金屬性比C強，故B錯誤；C．氯氣和鐵反應生成氯化鐵，硫和鐵反應生成硫化亞鐵，說明氯氣的氧化性比硫強，故C正確；D．氯化鎂或氯化鋁通入氨氣都生成沉淀，不能比較金屬性強弱，故D錯誤；故選C。
【答案】C
【易錯提醒】規避金屬性和非金屬性判斷中的易錯點：(1)關注關鍵詞“最高價”，根據元素氧化物對應水化物的酸堿性的強弱判斷元素非金屬性或金屬性的強弱時，必須是其最高價氧化物的水化物。(2)關注關鍵詞“難易”，判斷元素非金屬性或金屬性的強弱，依據是元素原子在化學反應中得失電子的難易而不是得失電子的多少。
考點2、考查微粒半徑大小比較
例2．下列有關微粒半徑大小關系比較中，正確的是
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X與Y的原子序數X＞Y，則原子半徑一定是X＜Y
C．微粒X+與Y-的核外電子排布相同，則離子半徑：X+＞Y-
D．同一主族非金屬原子半徑X＞Y，則非金屬性：X＞Y
【解析】A．電子層數越多半徑越大，電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小；同一元素不同粒子，核外電子數越多，半徑越大；r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)，A正確；B．原子X與Y的原子序數X＞Y，若X周期數大于Y，則原子半徑X>Y，B錯誤；C．電子層數越多半徑越大，電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小；微粒X+與Y-的核外電子排布相同，則離子半徑：X+【答案】A
【方法技巧】微粒半徑大小的比較規律：①層數相同，核大半徑小。即電子層數相同時，結構相似的微粒中核電荷數大的微粒半徑小；②層異，層大半徑大。即當微粒的電子層數不同時，結構相似的微粒中，電子層數大的微粒半徑大；③核同，價高半徑小。即對同一種元素形成的不同的簡單微粒中，化合價高的微粒的半徑小；④電子層結構相同，核電荷數大，則半徑小。
考點3、考查元素周期律、周期表的應用
例3．下列關于元素周期表及周期律的敘述，其中錯誤的是
①一般在過渡元素中尋找一些化學反應新型催化劑
②硒化氫(H2Se)是無色，有毒，比H2S穩定的氣體
③研制農藥通常考慮含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有機物
④按F2→I2的順序單質氧化性逐漸減弱，故前面的鹵素單質可將后面的鹵素從它們的鹽溶液里置換出來
⑤元素周期表中位于金屬和非金屬分界線附近的元素屬于過渡元素
⑥砹(At)為ⅦA元素，推測單質砹為有色固體，HAt不穩定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金屬元素，第ⅢA族位于元素周期表第3縱列
A．②③⑤⑦ B．②④⑤⑦ C．①②⑤⑦ D．④⑤⑥⑦
【解析】①過渡元素中的重金屬元素通常可以作為一些化學反應新型催化劑，①正確；②非金屬性越強，對應簡單氫化物穩定性越強，非金屬性S>Se，穩定性H2S>H2Se，②錯誤；③通常農藥中含有F、Cl、S、P、As等元素，所以研制農藥通常考慮含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有機物，③正確；④鹵族元素簡單陰離子的還原性隨著原子序數的增大而增大，排在前面的鹵素單質可將排在后面的鹵素從它的鹽溶液中置換出來，但由于氟氣極易和水反應生成氫氟酸和氧氣，所以氟氣除外，④錯誤；⑤過渡元素是指元素周期表中的副族元素，全部由金屬元素構成，可在金屬與非金屬分界線處的元素中尋找半導體材料，⑤錯誤；⑥氟氯溴碘砹處于同一主族，從上到下非金屬性逐漸減弱，相對原子質量逐漸增大，根據元素周期律可知，碘單質已為紫黑色固體，因此砹也為有色固體，碘化氫不穩定，則砹化氫也不穩定，鹵化銀都不溶于水和硝酸，則砹化銀也不溶于水和硝酸，⑥正確；⑦ⅠA族元素中H是非金屬元素，第ⅢA族位于元素周期表第13縱列，⑦錯誤；②④⑤⑦錯誤；故選B。
【答案】B
【名師歸納】元素周期表的三大應用
(1)科學預測：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供了線索。
(2)尋找新材料
(3)用于工農業生產。
考點4、考查位、構、性關系的綜合應用
例4．T、Q、R、W四種元素在元素周期表中所處位置如圖，已知W能與氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的質量分數為50%，且W原子中質子數等于中子數。下列說法錯誤的是
Q R
T W
A．簡單氣態氫化物的穩定性：QB．T的最高價氧化物能與強酸溶液反應
C．WO2分子中所有原子最外層均能滿足8電子穩定結構
D．Q與氧元素形成的化合物的種類不止一種
【分析】W能與氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的質量分數為50%，則W的相對原子質量為32，W原子中質子數等于中子數，則W的質子數為16，W是S元素；根據T、Q、R、W四種元素在元素周期表中所處位置，可知T、Q、R分別是Al元素、C元素、N元素。
【解析】A．同周期元素從左到右非金屬性增強，簡單氣態氫化物的穩定性增強 ，穩定性：CH4【答案】C
【方法歸納】直接相鄰的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序數關系
(1)
(2)
(3)
(4)
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元素周期律
【核心素養分析】
1.宏觀辨識與微觀探析:從元素和原子、分子水平認識物質的組成、結構、性質和變化,形成“結構決定性質”的觀念,能從宏觀和微觀相結合的視角分析元素周期律的遞變性。
2.證據推理與模型認知:具有證據意識,基于實驗現象和事實對物質的組成、結構及其變化分析得出元素周期律;基于元素周期律理解元素周期表的編排方法,能運用元素周期表揭示元素周期律。
3.科學探究與創新意識:發現和提出有探索價值的原子結構與性質的問題,如核外電子排布、元素的特殊性等,面對異常現象敢于提出自己的見解。
【目標導航】
1．通過原子核外電子排布、元素最高化合價和最低化合物、原子半徑等有關數據和實驗事實，能夠認識隨原子序數遞增而呈周期性變化的規律，能理解元素周期律的形成原因是原子核外電子排布的周期性變化結果。
2．通過第三周期元素性質遞變規律為例，能認識同周期元素的金屬性、非金屬性等隨原子序數遞增而呈周期性變化的規律，建構元素周期律。
3．通過對第三周期原子微觀結構的變化到元素性質變化的推理過程，能夠設計并完成實驗，探究第三周期元素性質遞變規律。
4．通過周期表中金屬元素、非金屬元素分區，能掌握“位、構、性”的關系。
5．通過進一步認識元素周期表是元素周期律的具體表現形式，能利用元素在元素周期表中的位置和原子結構，分析、預測、比較元素及其化合物的性質。
6．通過元素周期律、元素周期表在化學研究、工農業生產中的具體應用，能利用元素周期表、元素周期律指導科學研究和工農業生產的模型認知。
【重難點精講】
一、元素性質的周期性變化規律
1.理論分析
（1）原子結構的變化規律
原子序數 電子層數 最外層電子數 達到穩定結構時的最外層電子數
1～2 1 1→2 2
3～10 2 1→8 8
11～18 3 1→8 8
結論：隨著原子序數的遞增，元素原子核外的電子排布呈現周期性的變化
（2）原子半徑的變化規律
3～10號元素 Li Be B C
原子半徑/nm 0.152 0.089 0.082 0.077
3～10號元素 N O F Ne
原子半徑/nm 0.075 0.074 0.071 -
11～18號元素 Na Mg Al Si
原子半徑/nm 0.186 0.160 0.143 0.117
11～18號元素 P S Cl Ar
原子半徑/nm 0.110 0.102 0.099 -
變化趨勢 同周期內自左至右逐漸減小
結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的半徑呈現周期性變化
（3）元素主要化合價的變化規律
原子序數 主要化合價的變化
1～2 +1→0
3～10 +1→+5　-4→-1→0
11～18 +1→+7　-4→-1→0
結論：隨著原子序數的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化
（4）結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布、原子半徑和化合價都呈現周期性的變化。
【思考與討論】參考答案：
2.實驗探究——第三周期元素性質的遞變
1）鈉、鎂、鋁的金屬性比較
(1)預測：鈉、鎂、鋁同屬于第三周期，原子半徑逐漸減小，原子核對最外層電子吸引力逐漸增強，將會導致失電子能力減弱，金屬性逐漸減弱。
(2)實驗過程
①實驗探究：鈉、鎂與水的反應
實驗操作 實驗現象 實驗結論及化學方程式
鈉熔成小球，浮于水面，四處游動，有“嘶嘶”的響聲，向反應結束的溶液中加入酚酞溶液，溶液變紅 鈉與冷水反應劇烈。化學方程式為2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
加熱前，鎂條表面附著了少量無色氣泡，加熱至沸騰后，有較多的無色氣泡冒出，溶液變為粉紅色 鎂條與冷水反應緩慢，鎂條表面有非常少的小氣泡，入酚酞，溶液顏色變化不明顯；加熱液體至沸騰后，鎂與熱人較快反應，鎂條表面產生較多氣泡，試管中溶液變紅。鎂與冷水幾乎不反應，能與熱水反應。化學方程式為Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
結論：金屬性：Na>Mg
②實驗探究：氫氧化鋁、氫氧化鎂分別和鹽酸、氫氧化鈉溶液的反應
實驗操作 實驗現象及離子方程式
向試管中加入 2 mL 1 mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再產生白色絮狀Al(OH)3沉淀為止。將Al(OH)3沉淀分裝在兩支試管中 向一支試管中滴加 2 mol/L 鹽酸，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鋁中加入鹽酸，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失，溶液無色透明；離子方程式為Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
向另一支試管中滴加2 mol/L NaOH溶液，邊滴加邊振蕩 加入氫氧化鈉溶液，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失，溶液無色透明。離子方程式為Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
向試管中加入 2 mL 1 mol/L MgCl2溶液，然后滴加氨水，直到不再產生白色 Mg(OH)2沉淀為止。將 Mg(OH)2 沉淀分裝在兩支試管中 向一支試管中滴加 2 mol/L 鹽酸，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鎂白色沉淀中加入鹽酸，白色沉淀逐漸溶解，最后沉淀消失；離子方程式為Mg(OH)2+2H+=Mg2++2H2O
向另一支試管中滴加2 mol/L 氫氧化鈉溶液，邊滴加邊振蕩 向氫氧化鎂白色沉淀中加入氫氧化鈉，沉淀不溶解。
結論：A．NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物；B．金屬性：Na>Mg>Al
(3)實驗結論：Na、Mg、Al的金屬性逐漸減弱。
2）硅、磷、硫、氯的非金屬性的遞變
(1)最高價含氧酸酸性強弱的比較
非金屬元素 Si P S Cl
最高價氧化物對應的水化物(含氧酸)的酸性強弱 H2SiO3弱酸 H3PO4中強酸 H2SO4強酸 HClO4強酸(酸性比H2SO4強)
酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3
(2)結論：Si、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強。
3）結論：同周期從左到右，元素原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強；元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
【結論分析】參考答案：
第三周期元素從鈉到氯，隨著原子序數遞增，元素的金屬性逐慚減弱，非金屬性逐慚增強。這與通過元素原子的核外電子排布推測的結論一致。由此，對原子結構與元素性質的關系有以下認識：
1、原子結構決定元素質
2、原子核外最外電子層電子的數目與元素的化學性質關系密切：
(1)金屬元素的原子核外最外層電子數一般少于4個，在化學反應中易失去最外層電子。
(2)非金屬元素的原子核外最外層電子數一般多于4個，在化學反應中易得到電子。
3.元素周期律
1）元素周期律
(1)含義：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化的規律。
(2)實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果。
2）主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
電子層數 相同 逐漸增多
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
離子半徑 陽離子逐漸減小陰離子逐漸減小r(陰離子)＞r(陽離子) 逐漸增大
性質 化合價 最高正化合價由＋1→＋7(O、F除外)負化合價＝－(8－主族序數) 相同，最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸減弱非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強非金屬性逐漸減弱
離子的氧化性、還原性 陽離子氧化性逐漸增強陰離子還原性逐漸減弱 陽離子氧化性逐漸減弱陰離子還原性逐漸增強
氣態氫化物的穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應的水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱酸性逐漸增強 堿性逐漸增強酸性逐漸減弱
二、金屬性和非金屬性強弱的判斷方法
一表兩序 元素周期表：金屬性“右弱左強，上弱下強，右上弱左下強”；非金屬性“左弱右強，下弱上強，左下弱右上強”
金屬活動性順序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的順序，金屬性減弱
非金屬活動性順序：按F、O、Cl、Br、I、S的順序，非金屬性減弱
三反應 置換反應：強的置換弱的，適合金屬也適合非金屬
與水或非氧化性酸反應越劇烈，或最高價氧化物對應水化物的堿性越強，則金屬性越強
與氫氣反應越容易，生成的氣態氫化物的穩定性越強，或最高價氧化物對應水化物的酸性越強，則非金屬性越強
氧化性 金屬離子的氧化性越弱，對應元素的金屬性越強
還原性 非金屬氫化物或非金屬陰離子的還原性越弱，對應元素的非金屬性越強
三、元素周期表和元素周期律的應用
1.根據元素周期表中的位置尋找未知元素
2.預測元素的性質(由遞變規律推測)
①比較不同周期、不同主族元素的性質
如：金屬性：Mg＞Al、Ca＞Mg，則堿性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，則Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推測未知元素的某些性質
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶；再如：已知鹵族元素的性質遞變規律，可推知元素砹(At)應為有色固體，與氫難化合，HAt不穩定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
3.啟發人們在一定區域內尋找新物質
①半導體元素在金屬與非金屬分界線附近，如：Si、Ge、Ga等。
②農藥中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
四、元素位—構—性的關系
元素的原子結構決定了元素在周期表中的位置和元素的主要性質，元素在周期表中的位置反映了元素的原子結構和元素的主要性質，故三者之間可相互推斷。
2．三者的推斷關系
(1)結構與位置的互推
①明確四個關系式
a．電子層數＝周期序數。
b．質子數＝原子序數。
c．最外層電子數＝主族序數。
d．主族元素的最高正價＝最外層電子數。
最低負價＝－|8－最外層電子數|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊規律
a．各周期所能容納元素種數。
b．稀有氣體的原子序數及在周期表中的位置。
c．同族上下相鄰元素原子序數的關系。
(2)性質與位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規律，根據元素性質可以推知元素在周期表中的位置，根據元素在周期表中的位置可以推知元素性質。主要包括：
①元素的金屬性、非金屬性。
②氣態氫化物的穩定性。
③最高價氧化物對應水化物的酸堿性。
④金屬與H2O或酸反應的難易程度。
3．結構和性質的互推
(1)最外層電子數是決定元素原子的氧化性和還原性的主要因素。
(2)原子半徑決定了元素單質的性質；離子半徑決定了元素組成化合物的性質。
(3)同主族元素最外層電子數相同，性質相似。
【典題精練】
考點1、考查金屬性、非金屬性的強弱比較
例1．以下進行元素性質比較的方案中可行的是
A．鐵投入溶液中能置換出銅，鈉投入溶液中不能置換出銅，可以比較與的金屬性強弱
B．的酸性比強，可以比較S與C的非金屬性強弱
C．和S分別與鐵反應，可以比較Cl與S的非金屬性強弱
D．向溶液和溶液中分別通入，可以比較Mg與Al的金屬性強弱
考點2、考查微粒半徑大小比較
例2．下列有關微粒半徑大小關系比較中，正確的是
A．r(Cu)＞r(Cu+)＞r(Cu2+)
B．原子X與Y的原子序數X＞Y，則原子半徑一定是X＜Y
C．微粒X+與Y-的核外電子排布相同，則離子半徑：X+＞Y-
D．同一主族非金屬原子半徑X＞Y，則非金屬性：X＞Y
考點3、考查元素周期律、周期表的應用
例3．下列關于元素周期表及周期律的敘述，其中錯誤的是
①一般在過渡元素中尋找一些化學反應新型催化劑
②硒化氫(H2Se)是無色，有毒，比H2S穩定的氣體
③研制農藥通常考慮含有元素周期表右上角元素(氟、氯、硫、磷等)的有機物
④按F2→I2的順序單質氧化性逐漸減弱，故前面的鹵素單質可將后面的鹵素從它們的鹽溶液里置換出來
⑤元素周期表中位于金屬和非金屬分界線附近的元素屬于過渡元素
⑥砹(At)為ⅦA元素，推測單質砹為有色固體，HAt不穩定，AgAt不溶于水也不溶于稀硝酸
⑦ⅠA族元素全部是金屬元素，第ⅢA族位于元素周期表第3縱列
A．②③⑤⑦ B．②④⑤⑦ C．①②⑤⑦ D．④⑤⑥⑦
考點4、考查位、構、性關系的綜合應用
例4．T、Q、R、W四種元素在元素周期表中所處位置如圖，已知W能與氧元素形成化合物WO2，WO2中氧的質量分數為50%，且W原子中質子數等于中子數。下列說法錯誤的是
Q R
T W
A．簡單氣態氫化物的穩定性：QB．T的最高價氧化物能與強酸溶液反應
C．WO2分子中所有原子最外層均能滿足8電子穩定結構
D．Q與氧元素形成的化合物的種類不止一種
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