高考化学二轮复习(新高考版) 第1部分 专题5 考点二 元素周期表　元素周期律（含解析）

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考点二　元素周期表　元素周期律

(一)元素周期表和周期律
1．强化记忆元素周期表

2．识记理解元素周期律
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
元素性质
　
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
气态氢化物稳定性
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
元素的第一电离能
逐渐增大趋势
逐渐减小趋势
元素的电负性
逐渐增大
呈现减小趋势

(二)元素的电离能和电负性
1．元素的电离能
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叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，主族元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，主族元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属和氢的第一电离能最小；同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。

说明　同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。同能级的轨道为全满、半满时第一电离能较相邻元素要大，即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用
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，则越弱。
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价，如钠元素I2≫I1，所以钠元素的化合价为＋1价。
2．元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)

题组一　2020真题汇编
1．(2020·山东5月模拟考，3)下列关于原子结构及元素周期表的说法错误的是(　　)
A．第ⅡA族基态原子最外层电子排布均为ns2
B．第三、第四周期同主族元素的原子序数均相差8
C．第四周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数相差11
D．基态原子3d轨道上有5个电子的元素位于ⅥB族或ⅦB族
答案　B
解析　第ⅡA族基态原子最外层电子排布均为ns2，故A正确；第三、第四周期同主族元素的原子序数第ⅠA、ⅡA均相差8，第ⅢA～0族均相差18，故B错误；第四周期ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数相差11，故C正确；基态原子3d轨道上有5个电子的元素位于Ⅵ B族或Ⅶ B族，故D正确。
2．(2020·江苏，9)下列关于Na、Mg、Cl、Br元素及其化合物的说法正确的是(　　)
A．NaOH的碱性比Mg(OH)2的强
B．Cl2得到电子的能力比Br2的弱
C．原子半径r：r(Br)＞r(Cl)＞r(Mg)＞r(Na)
D．原子的最外层电子数n：n(Na)＜n(Mg)＜n(Cl)＜n(Br)
答案　A
解析　金属性：Na＞Mg，故碱性：NaOH＞Mg(OH)2，A项正确；氯和溴均属于卤族元素，同一主族元素从上到下，单质的氧化性逐渐减弱，得电子能力：Cl2＞Br2，B项错误；同一周期主族元素，从左到右原子半径依次减小，则r(Na)＞r(Mg)＞r(Cl)，C项错误；氯和溴属于同一主族，最外层电子数相等，D项错误。
3．[2020·山东5月等级模拟考，16(1)]C、N基态原子中，第一电离能较大的是__________。
答案　N
4．[2020·山东等级模拟考，17(1)]C、O、Si三种元素电负性由大到小的顺序为________；第一电离能I1(Si)____I1(Ge)(填“>”或“<”)。
答案　O>C>Si　>
5．[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]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(Be)> I1(B)> I1(Li)，原因是____________________。
I1/(kJ·mol－1)
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578
答案　(2)Na与Li同主族，Na的电子层数更多，原子半径更大，更易失电子，故第一电离能更小　Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的s能级轨道处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B的
解析　(2)Li和Na在同一主族，价电子数相同，Li在Na的上一周期，原子半径：Li小于Na，Li的原子核对核外电子的有效吸引作用大于Na的，所以第一电离能：I1(Li)＞I1(Na)。Be的电子排布式为1s22s2，是全充满稳定结构，故第一电离能大于B、Li；Li、B在同一周期，元素原子核外电子层数相同，但随核电荷数增大，原子半径减小，原子核对核外电子的有效吸引作用依次增强，故第一电离能I1(B)＞I1(Li)。
6．[2020·全国卷Ⅱ，35(3)]钙钛矿(CaTiO3)型化合物是一类可用于生产太阳能电池、传感器、固体电阻器等的功能材料，回答下列问题：
CaTiO3的晶胞如图所示，其组成元素的电负性大小顺序是________________；金属离子与氧离子间的作用力为________________，Ca2＋的配位数是________。

答案　O＞Ti＞Ca　离子键　12
解析　三种元素中O的电负性最大，Ca的电负性最小，因此三种元素电负性的大小顺序为O＞Ti＞Ca。氧离子与金属离子之间形成的是离子键。由图可知，每个Ca2＋周围与之等距离的O2－的个数为12，即配位数为12。
7．[2020·全国卷Ⅲ，36(1)]H、B、N中，原子半径最大的是________。根据对角线规则，B的一些化学性质与元素________的相似。
答案　B　Si(硅)
解析　一般来说，原子的电子层数越多，半径越大，电子层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径：B＞N＞H。根据对角线规则，B与Si处于元素周期表中对角线位置，化学性质相似。
题组二　往年真题探讨
8．[2017·江苏，21(A)(3)]C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为______________。
答案　H 9．[2017·全国卷Ⅱ，35(2)]元素的基态气态原子得到一个电子形成气态负一价离子时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___________________________________________________
________________________________________________________________________。

答案　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的2p能级处于半充满状态，具有稳定性，故不易结合一个电子
10．[2016·全国卷Ⅰ，37(4)]光催化还原CO2制备CH4反应中，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___________________________。
答案　O>Ge>Zn
11．[2016·全国卷Ⅱ，37(3)]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1 959 kJ·mol－1，INi＝1 753 kJ·mol－1，ICu>INi 的原因是__________________________________________。
答案　铜失去的是全充满的3d10电子，而镍失去的是4s1电子

题组一　元素金属性、非金属性的强弱比较
1．依据下列说法来判断相应元素的金属性、非金属性强弱，不合理的是(　　)
A．卤素单质Cl2、Br2、I2的氧化性强弱
B．气态氢化物NH3、H2O、HF的稳定性
C．碱金属单质Li、Na、K与水反应的剧烈程度
D．1 mol Na、Mg、Al分别与足量盐酸反应时失电子数的多少
答案　D
解析　一般元素的非金属性强，其单质的氧化性强，同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，则Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱，A合理；元素的非金属性越强，其氢化物越稳定，同周期元素从左向右非金属性逐渐增强，NH3、H2O、HF的稳定性逐渐增强，B合理；同主族元素从上到下，金属性增强，其单质与水反应的剧烈程度增强，C合理；不能根据得失电子数目的多少判断金属性和非金属性的强弱，D不合理。
2．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素强的是(　　)
A．氧化性：HClO>H2SO4
B．Cl2＋H2S===2HCl＋S
C．气态氢化物的稳定性：HCl>H2S
D．Cl2与Fe反应生成FeCl3，而S与Fe生成FeS
答案　A
解析　元素的非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，不能根据其含氧酸的氧化性判断元素的非金属性强弱，A符合题意；在该反应中Cl2将S置换出来，说明氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，B不符合题意；元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强，因此可通过稳定性HCl>H2S，证明元素的非金属性Cl>S，C不符合题意；Fe是变价金属，氧化性强的可将其氧化为高价态，氧化性弱的将其氧化为低价态，所以可根据其生成物中Fe的价态高低得出结论氧化性Cl2>S，则元素的非金属性Cl>S，D不符合题意。

(1)比较元素金属性强弱的注意事项
①依据金属与酸反应的剧烈程度进行比较时，所用的酸是非氧化性酸(如盐酸、稀H2SO4)而不是氧化性酸(如HNO3)。
②依据金属阳离子氧化性强弱进行比较时，要注意一些特例，如Fe3＋的氧化性大于Cu2＋，但金属性：Fe>Cu。
③依据原电池原理进行比较时，要注意一些特例，如Mg—Al—NaOH溶液形成的原电池中，Al作负极，但金属性：Mg>Al。
(2)比较元素非金属性强弱的注意事项
应根据最高价氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较，而不是根据非金属元素对应氢化物或其他氧化物对应水化物酸性的强弱进行比较。
题组二　元素周期律的直接应用
3．下列事实不能用元素周期律解释的是(　　)
A．碱性：CsOH＞KOH
B．氢化物稳定性：H2O＞H2S
C．金属性：Na＞Mg
D．热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3
答案　D
解析　金属性越强，最高价氧化物对应水化物的碱性越强；金属性Cs> K，则最高价氧化物对应水化物的碱性：CsOH ＞ KOH，能够用元素周期律解释，故A不符合题意；非金属性越强，简单氢化物的稳定性越强；非金属性O>S，则气态氢化物的稳定性：H2O＞H2S，能够用元素周期律解释，故B不符合题意；同周期元素，原子序数越大，金属性越弱，非金属性越强，原子序数：Na＞Mg，则金属性：Na ＞Mg，能用元素周期律解释，故C不符合题意；Na2CO3加热不分解，NaHCO3加热分解生成碳酸钠、二氧化碳和水，则热稳定性：Na2CO3＞NaHCO3，与元素周期律无关，故D符合题意。
4．将碲化镉涂在玻璃上可制得“发电玻璃”。碲(Te)位于元素周期表的第五周期ⅥA族，下列说法正确的是(　　)
A．原子半径：Te>S
B．单质的氧化性：Te>S
C．最高正价：Te>S
D．气态氢化物稳定性：H2Te>H2S
答案　A
解析　同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大，原子半径：Te>S，故A正确；同主族元素，从上到下，非金属性逐渐减弱，对应单质的氧化性逐渐减弱，氧化性：Te 5．已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　)
A．原子半径：A>B>D>C
B．a－c＝1
C．离子半径：C3－>D－>B＋>A2＋
D．单质的还原性：A>B>D>C
答案　C
解析　aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则存在a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1，原子序数大小顺序是a>b>d>c，C、D在第二周期，A、B在第三周期，A为Mg、B为Na、C为N、D为F。

根据“阴上阳下”规律判断元素位置的方法
依据原子结构推断主族元素在元素周期表中相对位置的方法，若aA＋、bB2＋、cC2－、dD－具有相同的电子层结构，则A、B、C、D四种元素在周期表中的相对位置如下：

(1)原子序数大小关系：b>a>d>c
(2)原子半径大小关系：A>B>C>D
(3)离子半径大小关系：C2－>D－>A＋>B2＋
题组三　元素的电离能和电负性
6．按要求回答问题：
(1)半夹心结构催化剂M能催化乙烯、丙烯、苯乙烯的聚合，其结构如下图所示。

组成M的元素中，电负性最大的是__________(填名称)。
答案　氧
(2)钛元素基态原子未成对电子数为________，能量最高的电子占据的能级符号为________。
答案　2　3d
(3)①已知Al 的第一电离能为578 kJ·mol－1、第二电离能为1 817 kJ·mol－1、第三电离能为2 745 kJ·mol－1、第四电离能为11 575 kJ·mol－1。请解释其第二电离能增幅较大的原因__________。
②第二电离能I(Cu)________(填“＞”或“＜”)I(Zn)。
③基态铜原子核外电子占有的空间运动状态有____种。
答案　①Al原子失去一个电子后，其3s上有2个电子，为全充满状态，较稳定　②＞　③29
(4)①科学家可以通过________法发现太阳存在大量的铁元素，写出基态Fe原子的价电子排布图：____________________。
②SCN－常用来检测Fe3＋的存在，三种元素电负性由大到小的顺序为________________。
答案　①原子光谱　
②N>S>C