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2020版高考一轮复习化学新课改省份专用学案：第八章第2课时 理解层面——元素周期表、元素周期律
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第2课时 理解层面——元素周期表、元素周期律
考点一 元素周期表及其应用
对应学生用书P152
1．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行，7个周期)
短周期
长周期
序号
一
二
三
四
五
六
七
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
0族元素
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)族(18个纵行，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，共3个纵行
0族
第18纵行
[提醒] ①含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素。
②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)。
③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。
(3)元素周期表中元素的分区
①分界线：如图所示，沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，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：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
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。
(4)元素周期表中的特殊位置
过渡元素
元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共60多种元素，这些元素都是金属元素
镧系
元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素
锕系
元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素
超铀元素
在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素
4．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他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。
[考法精析]
考法一 元素周期表的结构及应用
[典例1] 如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x，则这五种元素的核电荷数之和为( )
A．5x＋10 B．5x
C．5x＋14 D．5x＋16
[解析] 前四周期五种元素在周期表中的相对位置为
故五种元素的核电荷数之和为5x＋10。
[答案] A
[备考方略] 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
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族和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。
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。
考法二 元素在周期表中的位置推测
[典例2] 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] 第114号元素和第116号元素分别处于第七周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。
[答案] C
[备考方略]
由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；
若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
例如①35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为4，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，为溴元素。
②87号元素(相邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，为钫元素。
[综合训练]
1．下列说法正确的是( )
A．原子序数为7的元素的最高化合价为＋4价
B．114号元素位于第七周期第 ⅣA族
C．位于同一主族的甲、乙两种元素，甲的原子序数为m，则乙的原子序数可能为m＋4
D．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第ⅠA族，原子序数为m，乙位于第ⅢA族，则乙原子序数可能为m＋19
解析：选B 原子序数为7的元素为氮元素，其最高化合价为＋5价，A错误；118号元素位于第七周期0族，114号元素位于第七周期第ⅣA族，B正确；同一主族的元素相差2、8、18、32或上述数字间的和，C错误；同一周期第ⅠA族与第ⅢA族之间的差可能为2、12、26，D错误。
2.A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。已知：B、C两元素原子最外层电子数之和等于A元素原子最外层电子数的2倍；B、C两元素的核电荷数之和是A元素原子序数的4倍。则A、B、C分别是( )
A．O、P、Cl B．N、Si、S
C．C、Al、P D．F、S、Ar
解析：选A 设A、B、C三种元素的原子序数分别为a、b、c，由三种元素在元素周期表中的相对位置可知a＋8－1＝b，a＋8＋1＝c，且b＋c＝4a，所以a＝8，b＝15，c＝17，即A、B、C分别是O、P、Cl。
考点二 原子结构与元素的性质
对应学生用书P153
1．原子结构与元素周期表的关系
周
期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布
特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：ns2np6(其中He为1s2)。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区
(2)各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
4．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，符号：I1，单位：kJ·mol－1
规律
同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势
同主族元素：从上至下第一电离能逐渐减小
同种原子：逐级电离能越来越(即I1I2I3…)
注意事项
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大
5．电负性
含义
元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越
标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
变化
规律
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。
[综合训练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多(×)
(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(√)
(3)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素(√)
(4)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(×)
(5)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(√)
(6)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(×)
(8)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(√)
2．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③>②>① B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>① D．最高正化合价：③>②>①
解析：选A 根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于S，A正确；原子半径应是②>①>③，B不正确；非金属性越强，电负性越大，应是③>①>②，C不正确；F没有正价，S最高价为＋6，P最高价为＋5，D不正确。
3．(1)(2017·全国卷Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)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_____________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)(2017·江苏高考)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。
(4)(2016·全国卷Ⅰ)Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是____________。
(5)(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＞INi的原因是_____________________________________________________。
(6)(2016·全国卷Ⅲ)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)
(7)(2015·全国卷Ⅱ)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是____________。
解析：(1)O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以O的第一电离能大于Mn的。(2)从图中可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(3)非金属性：H
1．元素周期律
2．具体表现形式
(1)原子结构的递变规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
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
(2)元素性质的递变规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
最低负化合价＝－(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
第一电离能
逐渐增大
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
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．元素周期律的两大应用
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法：
金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法：
非金属性：C>Si，O>C，则氢化物稳定性：H2O>CH4>SiH4。
(2)预测未知元素的某些性质
①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
[考法精析]
考法一 金属性、非金属性的强弱比较
[典例1] 下列实验不能达到实验目的的是( )
选项
实验操作
实验目的
A
Cl2、Br2分别与H2反应
比较氯、溴的非金属性强弱
B
向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨
比较镁、铝的金属性强弱
C
测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH
比较碳、硫的非金属性强弱
D
Fe、Cu分别与稀盐酸反应
比较铁、铜的金属性强弱
[解析] A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易和反应剧烈程度可判断出氯、溴的非金属性强弱；B项，向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨，MgCl2与AlCl3分别生成Mg(OH)2、Al(OH)3沉淀，不能比较二者的金属性强弱；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，即判断出酸性：H2CO3
[备考方略] 金属性、非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
[说明] ①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。
②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O双键，比Cl—Cl单键难断裂。
考法二 粒子半径的大小比较
[典例2] 已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是( )
A．原子序数：D>C>B>A
B．原子半径：B>A>C>D
C．离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋
D．氧化性：A2＋>B＋，还原性：C3－D－，故D错误。
[答案] B
[备考方略] 粒子半径大小的比较方法
考法三 根据元素周期律预测元素的性质
[典例3] 应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是( )
A．铊(Tl)与铝同主族，其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应
B．气态氢化物的稳定性HF低于HCl
C．硒(Se)位于元素周期表第ⅥA族，其最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱
D．第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
[解析] 在元素周期表中，铊位于铝的下面，其金属性比铝的金属性强，不与碱反应，A项错误；氟的非金属性比氯强，气态氢化物稳定性HF较强，B项错误；NH3的水溶液呈碱性，D项错误。
[答案] C
[备考方略] 依据周期律预测元素性质的流程
对于同一主族的陌生元素，首先确定它在元素周期表中的位置，然后确定它是金属元素还是非金属元素，再根据同族元素性质的相似性、递变性及同周期元素的性质变化规律(元素周期律)，来推测该元素及其化合物的性质。如已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)的单质应为有色固体，与H2难化合，HAt不稳定，HAt水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
[综合训练]
1．砷(As)和镓(Ga)都是第四周期元素，分别属于ⅤA和ⅢA族。下列说法中不正确的是( )
A．原子半径：Ga>As>P
B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3
C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4
D．Ga(OH)3可能是两性氢氧化物
解析：选C 酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，故C项错误。
2.下列各性质中不符合图示关系的是( )
A．还原性
B．与水反应的剧烈程度
C．熔点
D．原子半径
解析：选C 题图中表示碱金属的某项性质随核电荷数的增大而逐渐增大或升高。A项，随着核电荷数增大，碱金属元素的还原性逐渐增强；B项，随着核电荷数增大，碱金属单质与水反应的剧烈程度逐渐增大；C项，随着核电荷数增大，碱金属的熔点逐渐降低；D项，随着核电荷数增大，碱金属元素的原子半径逐渐增大。
3．X、Y、Z均为短周期元素，其中两种为金属元素，一种为非金属元素，其原子半径分别为
元素
X
Y
Z
原子半径/nm
0.154
0.130
0.071
X、Y处于同一周期，三种元素形成的简单离子具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )
A．原子最外层电子数：Z＞X＞Y
B．三种元素可能为同周期元素
C．原子序数：Y＞X＞Z
D．离子半径：X＞Y＞Z
解析：选C 由已知得三种元素在周期表中相对位置为，最外层电子数Z＞Y＞X，故A、B错误；由位置可知，原子序数Y＞X＞Z，故C正确；具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，则离子半径Z＞X＞Y，故D错误。
4．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的强的有几项( )
①HCl比H2S稳定 ②HClO的氧化性比H2SO4强 ③沸点：H2S＞HCl ④HClO4的非羟基氧数目比H2SO4的非羟基氧数目多 ⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子 ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe生成FeS ⑦HCl的酸性比H2S的酸性强 ⑧Cl2能与H2S反应生成S ⑨S2Cl2中元素的化合价 ⑩电负性：Cl＞S
A．7项 B．6项
C．5项 D．4项
解析：选D ①气态氢化物的稳定性能比较非金属性，HCl比H2S稳定，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；②最高价含氧酸的酸性强弱能比较非金属性，HClO不是氯元素的最高价含氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；③氢化物的沸点不能比较非金属性，沸点H2S>HCl，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；④含氧酸中非羟基氧数目越多酸性越强，HClO4的非羟基氧数目比H2SO4的非羟基氧数目多说明高氯酸酸性大于硫酸，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑤不用最外层电子的多少比较非金属性的强弱，Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe生成FeS，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑦HCl、H2S是无氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强； ⑧Cl2能与H2S反应生成S，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑨S2Cl2中元素的化合价，氯元素显负价，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑩电负性：Cl＞S，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强。
考点一 元素周期表及其应用
对应学生用书P152
1．原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数＝核电荷数＝核外电子数＝质子数。
2．元素周期表的编排原则
3．元素周期表的结构
(1)周期(7个横行，7个周期)
短周期
长周期
序号
一
二
三
四
五
六
七
元素种类
2
8
8
18
18
32
32
0族元素
原子序数
2
10
18
36
54
86
118
(2)族(18个纵行，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，共3个纵行
0族
第18纵行
[提醒] ①含元素种类最多的族是第ⅢB族，共有32种元素。
②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)。
③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。
(3)元素周期表中元素的分区
①分界线：如图所示，沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，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：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
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。
(4)元素周期表中的特殊位置
过渡元素
元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵列共60多种元素，这些元素都是金属元素
镧系
元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素
锕系
元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素
超铀元素
在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素
4．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他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。
[考法精析]
考法一 元素周期表的结构及应用
[典例1] 如图为元素周期表中前四周期的一部分，若B元素的核电荷数为x，则这五种元素的核电荷数之和为( )
A．5x＋10 B．5x
C．5x＋14 D．5x＋16
[解析] 前四周期五种元素在周期表中的相对位置为
故五种元素的核电荷数之和为5x＋10。
[答案] A
[备考方略] 同主族、邻周期元素的原子序数差的关系
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族和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。
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。
考法二 元素在周期表中的位置推测
[典例2] 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] 第114号元素和第116号元素分别处于第七周期ⅣA族和ⅥA族，均为金属元素，A、B正确，C错误；依据同周期原子半径递变规律判断114号元素的原子半径比116号元素的原子半径大，D正确。
[答案] C
[备考方略]
由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置
原子序数－最邻近的稀有气体元素的原子序数＝ΔZ。
若ΔZ＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|ΔZ|；
若ΔZ＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为ΔZ。
例如①35号元素(最邻近的是36Kr)，则35－36＝－1，故周期数为4，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族，为溴元素。
②87号元素(相邻近的是86Rn)，则87－86＝1，故周期数为7，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，为钫元素。
[综合训练]
1．下列说法正确的是( )
A．原子序数为7的元素的最高化合价为＋4价
B．114号元素位于第七周期第 ⅣA族
C．位于同一主族的甲、乙两种元素，甲的原子序数为m，则乙的原子序数可能为m＋4
D．位于同一周期的甲、乙两种元素，甲位于第ⅠA族，原子序数为m，乙位于第ⅢA族，则乙原子序数可能为m＋19
解析：选B 原子序数为7的元素为氮元素，其最高化合价为＋5价，A错误；118号元素位于第七周期0族，114号元素位于第七周期第ⅣA族，B正确；同一主族的元素相差2、8、18、32或上述数字间的和，C错误；同一周期第ⅠA族与第ⅢA族之间的差可能为2、12、26，D错误。
2.A、B、C均为短周期元素，它们在周期表中的相对位置如图所示。已知：B、C两元素原子最外层电子数之和等于A元素原子最外层电子数的2倍；B、C两元素的核电荷数之和是A元素原子序数的4倍。则A、B、C分别是( )
A．O、P、Cl B．N、Si、S
C．C、Al、P D．F、S、Ar
解析：选A 设A、B、C三种元素的原子序数分别为a、b、c，由三种元素在元素周期表中的相对位置可知a＋8－1＝b，a＋8＋1＝c，且b＋c＝4a，所以a＝8，b＝15，c＝17，即A、B、C分别是O、P、Cl。
考点二 原子结构与元素的性质
对应学生用书P153
1．原子结构与元素周期表的关系
周
期
电子层数
每周期第一种元素
每周期最后一种元素
原子
序数
基态原子的
电子排布式
原子
序数
基态原子的电子排布式
二
2
3
[He]2s1
10
1s22s22p6
三
3
11
[Ne]3s1
18
1s22s22p63s23p6
四
4
19
[Ar]4s1
36
1s22s22p63s23p63d104s24p6
五
5
37
[Kr]5s1
54
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d105s25p6
六
6
55
[Xe]6s1
86
1s22s22p63s23p63d104s24p6
4d104f145s25p65d106s26p6
2．每族元素的价电子排布特点
(1)主族
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
排布
特点
ns1
ns2
ns2np1
ns2np2
ns2np3
ns2np4
ns2np5
(2)0族：ns2np6(其中He为1s2)。
(3)过渡元素(副族和第Ⅷ族)：(n－1)d1～10ns1～2(Pd、镧系和锕系元素除外)。
3．元素周期表的分区与价电子排布的关系
(1)周期表的分区
(2)各区价电子排布特点
分区
价电子排布
s区
ns1～2
p区
ns2np1～6(除He外)
d区
(n－1)d1～9ns1～2(除Pd外)
ds区
(n－1)d10ns1～2
f区
(n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
4．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，符号：I1，单位：kJ·mol－1
规律
同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势
同主族元素：从上至下第一电离能逐渐减小
同种原子：逐级电离能越来越(即I1I2I3…)
注意事项
同周期元素从左向右，元素的第一电离能并不是逐渐增大的，当元素的核外电子排布是全空、半充满和全充满状态时，第一电离能就会反常的大
5．电负性
含义
元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越
标准
以最活泼的非金属氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)
变化
规律
金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于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
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小
6．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如。
[综合训练]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)第四周期元素中，锰原子价电子层中未成对电子数最多(×)
(2)最外层有2个未成对电子的可能是ns2np2或ns2np4，短周期元素中分别为C、Si和O、S(√)
(3)价电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素(√)
(4)价电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期第ⅠA族，是s区元素(×)
(5)共价化合物中，成键元素电负性大的表现为负价(√)
(6)电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大(×)
(7)电负性大于1.8的一定为非金属，小于1.8的一定为金属(×)
(8)电负性差值大于1.7时，一般形成离子键，小于1.7时，一般形成共价键(√)
2．现有三种元素的基态原子的电子排布式如下：
①1s22s22p63s23p4；②1s22s22p63s23p3；③1s22s22p5。
则下列有关比较中正确的是( )
A．第一电离能：③>②>① B．原子半径：③>②>①
C．电负性：③>②>① D．最高正化合价：③>②>①
解析：选A 根据元素的基态原子的电子排布式可知，三种元素分别是S、P、F。一般非金属性越强，第一电离能越大，但P原子的3p轨道处于半充满状态，稳定性强，所以第一电离能大于S，A正确；原子半径应是②>①>③，B不正确；非金属性越强，电负性越大，应是③>①>②，C不正确；F没有正价，S最高价为＋6，P最高价为＋5，D不正确。
3．(1)(2017·全国卷Ⅲ)元素Mn与O中，第一电离能较大的是________。
(2)(2017·全国卷Ⅱ)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_____________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)(2017·江苏高考)C、H、O三种元素的电负性由小到大的顺序为____________。
(4)(2016·全国卷Ⅰ)Zn、Ge、O电负性由大至小的顺序是____________。
(5)(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＞INi的原因是_____________________________________________________。
(6)(2016·全国卷Ⅲ)根据元素周期律，原子半径Ga________As，第一电离能Ga________As。(填“大于”或“小于”)
(7)(2015·全国卷Ⅱ)O、Na、P、Cl四种元素中电负性最大的是____________。
解析：(1)O是非金属元素，而Mn是金属元素，前者易得电子而不易失电子，后者则反之，所以O的第一电离能大于Mn的。(2)从图中可以看出：除N外，同周期元素随核电荷数依次增大，E1逐渐增大，这是因为随原子半径逐渐减小，结合一个电子需要释放出更多的能量；N原子的2p轨道处于半充满状态，不易再结合一个电子，故E1呈现异常。(3)非金属性：H
1．元素周期律
2．具体表现形式
(1)原子结构的递变规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
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
(2)元素性质的递变规律
项目
同周期(左→右)
同主族(上→下)
化合价
最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)
最低负化合价＝－(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
第一电离能
逐渐增大
逐渐减小
电负性
逐渐增大
逐渐减小
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．元素周期律的两大应用
(1)比较不同周期、不同主族元素的性质
①比较Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性强弱方法：
金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Ca(OH)2>Mg(OH)2>Al(OH)3。
②比较H2O和SiH4的稳定性强弱的方法：
非金属性：C>Si，O>C，则氢化物稳定性：H2O>CH4>SiH4。
(2)预测未知元素的某些性质
①已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。
②已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)的化合物的性质为HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
[考法精析]
考法一 金属性、非金属性的强弱比较
[典例1] 下列实验不能达到实验目的的是( )
选项
实验操作
实验目的
A
Cl2、Br2分别与H2反应
比较氯、溴的非金属性强弱
B
向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨
比较镁、铝的金属性强弱
C
测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH
比较碳、硫的非金属性强弱
D
Fe、Cu分别与稀盐酸反应
比较铁、铜的金属性强弱
[解析] A项，Cl2、Br2分别与H2反应，根据反应条件的难易和反应剧烈程度可判断出氯、溴的非金属性强弱；B项，向MgCl2、AlCl3溶液中分别通入氨，MgCl2与AlCl3分别生成Mg(OH)2、Al(OH)3沉淀，不能比较二者的金属性强弱；C项，测定相同物质的量浓度的Na2CO3、Na2SO4溶液的pH，根据pH可判断出Na2CO3与Na2SO4水解程度的大小，即判断出酸性：H2CO3
[备考方略] 金属性、非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法
①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法
①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
[说明] ①通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据其他化合物酸碱性的强弱来判断。
②非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O>Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2中存在O双键，比Cl—Cl单键难断裂。
考法二 粒子半径的大小比较
[典例2] 已知短周期元素的四种离子A2＋、B＋、C3－、D－具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是( )
A．原子序数：D>C>B>A
B．原子半径：B>A>C>D
C．离子半径：C3－>D－>A2＋>B＋
D．氧化性：A2＋>B＋，还原性：C3－
[答案] B
[备考方略] 粒子半径大小的比较方法
考法三 根据元素周期律预测元素的性质
[典例3] 应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是( )
A．铊(Tl)与铝同主族，其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应
B．气态氢化物的稳定性HF低于HCl
C．硒(Se)位于元素周期表第ⅥA族，其最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱
D．第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均为酸性
[解析] 在元素周期表中，铊位于铝的下面，其金属性比铝的金属性强，不与碱反应，A项错误；氟的非金属性比氯强，气态氢化物稳定性HF较强，B项错误；NH3的水溶液呈碱性，D项错误。
[答案] C
[备考方略] 依据周期律预测元素性质的流程
对于同一主族的陌生元素，首先确定它在元素周期表中的位置，然后确定它是金属元素还是非金属元素，再根据同族元素性质的相似性、递变性及同周期元素的性质变化规律(元素周期律)，来推测该元素及其化合物的性质。如已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)的单质应为有色固体，与H2难化合，HAt不稳定，HAt水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。
[综合训练]
1．砷(As)和镓(Ga)都是第四周期元素，分别属于ⅤA和ⅢA族。下列说法中不正确的是( )
A．原子半径：Ga>As>P
B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3
C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4
D．Ga(OH)3可能是两性氢氧化物
解析：选C 酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，故C项错误。
2.下列各性质中不符合图示关系的是( )
A．还原性
B．与水反应的剧烈程度
C．熔点
D．原子半径
解析：选C 题图中表示碱金属的某项性质随核电荷数的增大而逐渐增大或升高。A项，随着核电荷数增大，碱金属元素的还原性逐渐增强；B项，随着核电荷数增大，碱金属单质与水反应的剧烈程度逐渐增大；C项，随着核电荷数增大，碱金属的熔点逐渐降低；D项，随着核电荷数增大，碱金属元素的原子半径逐渐增大。
3．X、Y、Z均为短周期元素，其中两种为金属元素，一种为非金属元素，其原子半径分别为
元素
X
Y
Z
原子半径/nm
0.154
0.130
0.071
X、Y处于同一周期，三种元素形成的简单离子具有相同的电子层结构。下列说法正确的是( )
A．原子最外层电子数：Z＞X＞Y
B．三种元素可能为同周期元素
C．原子序数：Y＞X＞Z
D．离子半径：X＞Y＞Z
解析：选C 由已知得三种元素在周期表中相对位置为，最外层电子数Z＞Y＞X，故A、B错误；由位置可知，原子序数Y＞X＞Z，故C正确；具有相同电子层结构的离子，原子序数大的离子半径小，则离子半径Z＞X＞Y，故D错误。
4．下列不能说明氯元素的非金属性比硫元素的强的有几项( )
①HCl比H2S稳定 ②HClO的氧化性比H2SO4强 ③沸点：H2S＞HCl ④HClO4的非羟基氧数目比H2SO4的非羟基氧数目多 ⑤Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子 ⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe生成FeS ⑦HCl的酸性比H2S的酸性强 ⑧Cl2能与H2S反应生成S ⑨S2Cl2中元素的化合价 ⑩电负性：Cl＞S
A．7项 B．6项
C．5项 D．4项
解析：选D ①气态氢化物的稳定性能比较非金属性，HCl比H2S稳定，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；②最高价含氧酸的酸性强弱能比较非金属性，HClO不是氯元素的最高价含氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；③氢化物的沸点不能比较非金属性，沸点H2S>HCl，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；④含氧酸中非羟基氧数目越多酸性越强，HClO4的非羟基氧数目比H2SO4的非羟基氧数目多说明高氯酸酸性大于硫酸，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑤不用最外层电子的多少比较非金属性的强弱，Cl原子最外层有7个电子，S原子最外层有6个电子，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑥Cl2与Fe反应生成FeCl3，S与Fe生成FeS，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑦HCl、H2S是无氧酸，不能说明氯元素的非金属性比硫元素强； ⑧Cl2能与H2S反应生成S，说明氯气氧化性大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑨S2Cl2中元素的化合价，氯元素显负价，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强；⑩电负性：Cl＞S，说明氯得电子能力大于硫，可以说明氯元素的非金属性比硫元素强。
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