【备战2023高考】化学总复习——第16讲《元素周期律和元素周期表》讲义

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第16讲 元素周期律和元素周期表
目录
第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
第三部分：典型例题剖析
高频考点1 考查元素周期表的结构及应用
高频考点2 考查元素在周期表中的位置推断
高频考点3 考查元素金属性、非金属性的强弱比较
高频考点4 考查微粒半径大小比较
高频考点5 考查元素周期律、周期表的应用
高频考点6 考查位、构、性关系的综合推断
正文
第一部分：网络构建（总览全局）
第二部分：知识点精准记忆
知识点一 元素周期表的结构
1.原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
2.编排原则
(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
3.元素周期表的结构
1)结构


(1)周期(7个横行，7个周期)

短周期
长周期
周期序数
一
二
三
四
五
六
七
元素种数
2
8
8
18
18
32
32

(2)族(18个纵列，16个族)
主族
列
1
2
13
14
15
16
17
族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
副族
列
3
4
5
6
7
11
12
族
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
ⅠB
ⅡB
Ⅷ族
第8、9、10列，共3个纵列
0族
第18纵列
【特别提醒】①碱金属元素位于ⅠA族,氢元素不属于碱金属元素。
②元素周期表中第18列是0族,不是ⅧA族,第8、9、10三列是Ⅷ族。
③根据元素周期表的构成特点,可分析每个族的元素种类,含元素种类最多的族是ⅢB族,共有32种元素。
④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。
⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。
⑥电子层数=周期序数,主族序数=价电子数。
2)分区

①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
3)元素周期表中的特殊位置
①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是金属元素。
②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
④超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
知识点二　元素周期律及应用
1.元素周期律

2.主族元素的周期性变化规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
原子结构
核电荷数
逐渐增大
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐增多
原子半径
逐渐减小
逐渐增大
离子半径
阳离子逐渐减小
阴离子逐渐减小
r(阴离子)＞r(阳离子)
逐渐增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)
相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性
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
离子的氧化性、还原性
阳离子氧化性逐渐增强
阴离子还原性逐渐减弱
阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物的稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱
酸性逐渐增强
碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
3.元素周期表、元素周期律的应用
(1)根据元素周期表中的位置寻找未知元素
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质
①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
知识点三 元素周期表中的有关规律
1、原子序数规律
(1)同主族、邻周期元素的原子序数差
元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族)
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目
元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族)
同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目
(2)同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差
周期序数
1
2
3
4
5
6
7
原子序数差
无
1
1
11
11
25
25
2、元素化合价规律
(1)主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数),但要注意F无正价,O一般不显正价。
(2)只有非金属元素才有负价,非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。
(3)若某原子的最外层电子数为奇数(m),则正常化合价为奇数,从+1价到+m价,若出现偶数则为非正常化合价,其氧化物为不成盐氧化物,如NO、NO2。
(4)若某原子的最外层电子数为偶数(n),则元素的正常化合价为一系列偶数,例如S-2、S+4、S+6。
3、微粒半径大小比较的一般规律
(1)同周期(除0族外)，随原子序数的递增,原子半径由大到小，如Na>Mg>Al；
(2)同主族，随原子序数的递增,原子半径、离子半径由小到大，如Li (3)具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大,微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+ (4)同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子,价态越高,微粒的半径越小，如H+ 4、元素种类判断规律
（1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为；偶数周期为。如第3周期为种，第4周期为种。
（2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值
5、对角线规律
金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。
6、相似规律：
（1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律；
（2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。
（3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（）相邻的两金属元素的离子半径相近．
7、递变规律：
（1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
（2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
（3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(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等。
8、“定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则：
①＜1时为金属，值越小，金属性越强；
②＞1时是非金属，越大非金属性越强；
③＝1时多为两性元素
知识点四 金属性和非金属性强弱的判断方法
一表
两序
元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺序：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱
三反应
置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属
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
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，对应元素的非金属性越强
两池
原电池：一般情况下，负极材料的金属性强于正极
电解池：在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱；在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱；
知识点五 元素位—构—性的关系
元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。

2．三者的推断关系
(1)结构与位置的互推
①明确四个关系式
a．电子层数＝周期序数。
b．质子数＝原子序数。
c．最外层电子数＝主族序数。
d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。
最低负价＝－|8－最外层电子数|。
②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律
a．各周期所能容纳元素种数。
b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。
c．同族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)性质与位置互推
熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括：
①元素的金属性、非金属性。
②气态氢化物的稳定性。
③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。
④金属与H2O或酸反应的难易程度。
3．结构和性质的互推
(1)最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。
(2)原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。
(3)同主族元素最外层电子数相同，性质相似。
4．元素推断的一般思路

5．推断题要点总结
(1)结构与位置互推是解题的核心
①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，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
a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。
(2)熟记常见元素及其化合物的特性
①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。
②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。
③地壳中含量最多的元素：O。
④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。
⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。
⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。
⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。
⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。
⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。
元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。
第三部分：典型例题剖析
高频考点1 考查元素周期表的结构及应用
例1.（2021·全国·高三专题练习）1869年俄国化学家门捷列夫制作出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上重要里程碑之一。下列有关元素周期表的说法正确的是(　　)
A．元素周期表有7个横行、18个纵列，即有7个周期、18个族
B．在过渡元素中寻找半导体材料
C．俄罗斯专家首次合成了X原子，116号元素位于元素周期表中第7周期ⅥA族
D．ⅠA族的元素全部是金属元素
【解析】元素周期表中的Ⅷ族包含8、9、10共3个纵列，因此元素周期表虽然共18个纵列，但共16个族，A错误；在金属元素和非金属元素的分界线附近寻找半导体材料，B错误；第7周期0族元素为118号，则116号元素位于元素周期表中第7周期ⅥA族，C正确；ⅠA族的元素包括H和碱金属元素，D错误。
【答案】C　
【方法技巧】元素周期表结构巧记口诀
横行叫周期,现有一至七,四长三个短,全部已填满。
纵列称为族,共有十六族,一八依次现①,一零再一遍②。
一纵一个族,Ⅷ族搞特殊,三纵算一族,占去8、9、10。
镧系与锕系,蜗居不如意,十五挤着住,都属ⅢB族。
说明:①指ⅠA族、ⅡA族、ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、Ⅷ族;
②指ⅠB族、ⅡB族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族、0族。
【变式训练】(2021·湖南汨罗市高三检测)某同学在研究前18号元素时发现，可以将它们排成如下图所示的“蜗牛”形状，图中每个“·”代表一种元素，其中O点(最中心的点)代表起点元素。下列正确的是(　　)

A．物质YO可能具有较强的氧化性
B．图中离O点越远的元素，其原子半径一定越大
C．O2X、WO3分子内都含有氢键，所以沸点都较高
D．科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的Z元素
【解析】O点代表氢元素，按照原子序数由小到大由里往外延伸，由图可知，W为N元素，X为O元素，Y为Na元素，Z为P元素，根据元素的种类可知虚线相连的元素处于同一族。A.NaH中氢元素为－1价，具有较强的还原性，故A错误；B.随原子序数增大距离O点的距离增大，而同周期主族元素，随原子序数增大原子半径减小，图中离O点越远的元素，其原子半径不一定越大，故B错误；C.H2O、NH3分子间都含有氢键，所以沸点都较高，而分子内为共价键，故C错误；D.As与N元素处于同主族，性质具有相似性，该As元素最有可能取代了普通DNA链中的Z元素，故D正确。
【答案】D
高频考点2 考查元素在周期表中的位置推断
例2.（2021·全国·高三专题练习）国际理论与应用化学联合会已正式确定了第114号和第116号元素的名称缩写为Fl、Lv。下列有关这两种元素的说法错误的是(　　)
A．两种元素位于同一周期
B．116号元素位于第ⅥA族
C．两种元素都是活泼的非金属元素
D．114号元素的原子半径比116号元素的大
【解析】A．第114号元素和第116号元素都处于第七周期，A正确；B．118号元素位于0族，则116号元素位于第ⅥA族，B正确；C．按金属与非金属的分界线划分，第七周期中，只有118号元素为非金属元素，其余元素都为金属元素，所以114和116号元素都是金属元素，C不正确；D．114号元素和116号元素为同周期元素，114号元素位于左边，原子半径比116 号元素大，D正确；故选C。
【答案】C
【名师点睛】判断第七周期元素所在周期表中的位置时，常采用倒推法，从118号元素为0族元素开始倒推，比书写电子排布式更简单。由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置
①原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
②若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；
③若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
【变式训练】（2022·上海青浦·一模）在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素
A．是非金属元素 B．是稀有气体元素 C．是金属元素 D．无法确认为哪一类元素
【解析】在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素 可能是金属元素（二、三周期），也可能是非金属元素（第一周期），也可能是稀有气体元素，所以无法确定是哪一种元素，答案选D。
【答案】D
高频考点3 考查金属性、非金属性的强弱比较
例3.（2022·辽宁·东北育才学校三模）下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的有
①气态HCl比气态H2S稳定
②HCl溶液的酸性比H2S溶液强
③沸点：H2S>HCl
④H2S的还原性比HCl强
⑤Cl2转化为Cl-得电子的数目比S转化为S2-得电子的数目多
⑥铁与Cl2反应生成FeCl3，铁与S反应生成FeS
⑦Cl2可以和Na2S反应生成S
⑧根据S和Cl2化合生成SCl2中元素化合价判断
⑨HClO的氧化性比H2SO4强
A．3项 B．4项 C．5项 D．6项
【解析】①同周期从左到右，金属性减弱，非金属性变强，根据非金属性越强，其简单氢化物稳定性越强，气态HCl比气态H2S稳定，能说明氯元素的非金属性比硫元素强；
②应该比较最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，HCl溶液的酸性比H2S溶液强，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；③沸点大小，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；④两者为简单氢化物，H2S的还原性比HCl强，说明硫离子的还原性强，则硫单质的氧化性弱，能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑤得电子的数目不是判断非金属性强弱得方法，应该是判断得电子难易程度，故不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；
⑥铁与Cl2反应生成FeCl3，铁与S反应生成FeS，说明氯得电子能力更强，能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑦Cl2可以和Na2S反应生成S，说明氯气的氧化性大于硫，得电子能力大于硫，能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑧根据S和Cl2化合生成SCl2中元素化合价判断，该化合物中氯显负价，说明得电子能力更强，能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑨HClO中氯元素不是最高价态，HClO的氧化性比H2SO4强，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；综上所述共4项不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；故选B
【答案】B
【易错提醒】规避金属性和非金属性判断中的易错点：(1)关注关键词“最高价”，根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。(2)关注关键词“难易”，判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是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。
【变式训练】（2022·上海市杨浦高级中学高三阶段练习）不能说明碳的非金属性比硅强的是
A．同浓度溶液碱性： Na2SiO3＞Na2CO3
B．键的极性： C-H＞Si-H
C．高温下C和SiO2反应生成Si和CO
D．SiC中Si是+4价，C是-4价
【解析】A．同浓度溶液碱性：Na2SiO3＞Na2CO3，则酸性H2SiO3＜H2CO3，从而表明非金属性碳比硅强，A不符合题意；B．键的极性：C-H＞Si-H，且共用电子对偏离于H，所以C的非金属性比Si强，B不符合题意；C．高温下C和SiO2反应生成Si和CO，只能表明高温下C的还原性比Si强，不能表明碳的非金属性比硅强，C符合题意；D．SiC中，由于Si的非金属性比C弱，所以Si显正价，C显负价，再据原子的最外层电子数，可确定Si是+4价，C是-4价，D不符合题意；故选C。
【答案】C
高频考点4 考查微粒半径大小比较
例4．（2021·全国·高三专题练习）下列粒子半径大小的比较正确的是（ ）
A．Na+＜Mg2+＜Al3+＜O2-
B．S2-＞Cl-＞Na+＞Al3+
C．Na＜Mg＜Al＜S
D．Cs＜Rb＜K＜Na
【解析】电子层数相同，原子序数越大，半径越小；电子层数不相同，电子层数越多，半径越大；当电子层数和核电荷数相同时，核外电子数越多，半径越大。A．微粒半径大小关系为：Al3+＜Mg2+＜Na+＜O2-，A错误；B．微粒半径大小关系为：S2-＞Cl-＞Na+＞Al3+，B正确；C．微粒半径大小关系为：S＜Al＜Mg＜Na，C错误；D．微粒半径大小关系为：Cs＞Rb＞K＞Na，D错误；答案为B。
【答案】B
【方法技巧】微粒半径大小的比较规律：①层数相同，核大半径小。即电子层数相同时，结构相似的微粒中核电荷数大的微粒半径小；②层异，层大半径大。即当微粒的电子层数不同时，结构相似的微粒中，电子层数大的微粒半径大；③核同，价高半径小。即对同一种元素形成的不同的简单微粒中，化合价高的微粒的半径小；④电子层结构相同，核电荷数大，则半径小。
【变式训练】（2021·全国·高三专题练习）下列粒子半径大小比较正确的是
A．Mg＞Na＞Li B．P＞S＞O
C．Na+＜Mg2+＜Al3+ D．O2－＜F－＜Cl－
【解析】A．同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径Mg＜Na，A错误；B．同周期主族元素自左至右原子半径依次减小，所以半径P＞S，同主族自上而下原子半径依次增大，所以半径S＞O，即原子半径P＞S＞O，B正确；C．电子层数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径Na+＞Mg2+＞Al3+，C错误；D．电子层数相同时，核电荷数越小，离子半径越大，所以半径O2－＞F－，D错误；综上所述答案为B。
【答案】B
高频考点5 考查元素周期律、周期表的应用
例5.（2021·全国·高三专题练习）下列关于元素周期表应用的说法正确的是
A．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索
B．在金属与非金属的交界处，寻找可做催化剂的合金材料
C．在IA、IIA族元素中，寻找制造农药的主要元素
D．在过渡元素中，可以找到半导体材料
【解析】A.元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映元素原子的内部结构和它们之间相互联系的规律。为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索，故A正确；B.在周期表中金属和非金属的分界处可以找到半导体材料，故B错误；C.通常制造农药的主要元素有F、Cl、S、P等元素，并不在IA、IIA族元素中，故C错误；D.在过渡元素中寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料，并不是半导体材料，故D错误；答案选A。
【答案】A
【名师点睛】本题主要考查了周期表的意义，元素周期表在生产方面的应用表现在以下几个方面：①农药多数是含Cl、P、S、N、As等元素的化合物。
②半导体材料都是周期表里金属与非金属交接界处的元素，如Ge、Si、Ga、Se等。
③催化剂的选择：人们在长期的生产实践中，已发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。
④耐高温、耐腐蚀的特种合金材料的制取：在周期表里从ⅢB到ⅣB的过渡元素，如钛、钽、钼、钨、铬，具有耐高温、耐腐蚀等特点。它们是制作特种合金的优良材料，是制造火箭、导弹、宇宙飞船、飞机、坦克等的不可缺少的金属。
⑤矿物的寻找：地球上化学元素的分布跟它们在元素周期表里的位置有密切的联系。科学实验发现如下规律：相对原子质量较小的元素在地壳中含量较多，相对原子质量较大的元素在地壳中含量较少；偶数原子序数的元素较多，奇数原子序数的元素较少。处于地球表面的元素多数呈现高价，处于岩石深处的元素多数呈现低价；碱金属一般是强烈的亲石元素，主要富集于岩石圈的最上部；熔点、离子半径、电负性大小相近的元素往往共生在一起，同处于一种矿石中。
【变式训练】（2021·全国·高三专题练习）下列关于元素周期表应用的说法正确的是（　　）
A．在过渡元素中，可以找到半导体材料
B．在元素周期表金属和非金属分界线附近可以寻找优良的催化剂
C．为元素性质的系统研究提供指导，为新元素的发现提供线索
D．在金属与非金属的交界处，寻找耐高温、耐腐蚀的合金材料
【解析】A．优良的催化剂含过渡金属元素，则在过渡元素中寻找优良的催化剂，而半导体材料应在金属与非金属分界处寻找，故A错误；B．在元素周期表的金属和非金属分界线附近寻找半导体材料，催化剂材料在过渡元素中寻找，故B错误；C．同周期、同族元素性质具有一定相似性、递变性，位置靠近的元素性质相似，为新元素的发现和预测它们的原子结构和性质提供线索，故C正确；D．在金属与非金属的交界处，是找到半导体材料，而不是耐高温、耐腐蚀的合金材料，故D错误；故答案为C。
【答案】C
高频考点6 考查位、构、性关系的综合推断
例6．（2022·福建省福州第一中学模拟预测）有M、A、B、D、N、E六种短周期元素原子序数依次增大，M元素的单质是自然界最轻的气体，N元素的原子半径是所在周期中最大的，A、B、D、E四种元素在周期表中的相应位置如图所示，E的核电荷数是D的2倍。下列说法不正确的是

A．沸点：M2D>BM3>AM4
B．离子半径：rE>rB>rD>rN
C．化合物AnM2n分子中既含有极性键又含有非极性键
D．B元素的氢化物与D元素的单质在一定条件下能发生置换反应，且氧化剂与还原剂的物质的量之比为4：3
【解析】由M元素的单质是自然界最轻的气体可得M元素为H元素，M、A、B、D、N、E短周期元素原子序数依次增大且N元素的原子半径是所在周期中最大，则N为Na，不可能为Li。易知A、B、D位于第二周期，E位于第三周期，由E的核电荷数是D的2倍可得，D为O元素，E为S元素。则B为N元素，A为C元素。最终M、A、B、D、N、E六种短周期元素分别为H、C、N、O、Na、S元素。A. 比较沸点可通过比较范德华力，以及氢键的影响（主要原因），一般情况下相对分子质量越大范德华力越大，沸点越高，而如果存在氢键则含氢键的物质沸点更高。AM4为CH4只存在范德华力，而M2D为H2O、BM3为NH3两者都存在范德华力以及氢键，都比CH4的沸要高、但水分子形成的氢键比氨气的氢键要强，因此水的沸点大于氨气的沸点。最终可判断沸点大小：H2O>NH3>CH4，故A选项正确；B. 比较离子半径先看电子层数，电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；电子层数相同且电子数相同时，看核电荷数，核电荷数越少，半径越大。N3-、O2-与Na+-电子层数相同均为2层，且电子数相同均为10个电子，但N的核电荷数小于O小于Na，因此离子半径N3->O2-->Na+，而S2-电子层数为3层，因此S2-半径最大。S2->N3->O2-->Na+-，故离子半径：rE>rB>rD>rN，故B选项正确；C. 共价化合物中根据同种原子间形成非极性共价键，不同种原子间形成极性共价键。化合物AnM2n为具有一个不饱和度的烃类物质，为共价化合物。其中必然存在碳碳单键、或者碳碳双键都均为非极性共价键、也必然存在碳氢单键，为极性共价键。因此化合物AnM2n分子中既含有极性键又含有非极性键，故C选项正确；D. N元素的氢化物其中一种为NH3，D元素的单质可为O2，可发生4NH3+3O2=2N2+6H2O置换反应，NH3中氮元素化合价由-3价升高到0价，作还原剂。而O2中的氧元素为0价，降到-2价，作氧化剂。根据化学方程式系数可得氧化剂与还原剂的物质的量之比为3：4，故D选项错误；故答案选D选项。
【答案】D
【方法归纳】直接相邻的“┳”型、“┻”型、“╋”型原子序数关系
(1)
(2)
(3)
(4)
【变式训练】（2022·江西·上饶市第一中学模拟预测）短周期主族元素W、X、Y、Z原子序数依次增大，在元素周期表中的相对位置如表所示，其中W元素(非氢元素)最高化合价与最低化合价代数和为0，Y元素的原子最外层电子数是电子层数的2倍。下列说法不正确的是

A．原子半径大小：X B．含氧酸的酸性：Z>Y
C．W元素和氢元素形成的化合物可能与Z的氢化物反应
D．W的氢化物的熔沸点可能高于X的氢化物的熔沸点
【解析】由短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的相对位置可知，Y元素的原子最外层电子数是电子层数的2倍，Y位于第三周期可知Y为S，结合元素的相对位置可知，W为C，X为N，Y为S，Z为Cl。A．电子层越多，原子半径越大，同周期从左向右原子半径减小，则原子半径为Y>Z>X，故A正确；B．非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强，则最高价氧化物对应水化物的酸性:Z>Y，氧化物对应水化物的酸性不一定符合，例如酸性HClO 【答案】B