2024届高考化学复习讲义第五章物质结构与性质元素周期律第二讲元素周期表元素周期律考点二元素周期律含答案

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1.元素周期律
（1）概念：元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生[1] 周期性 递变的规律。
（2）实质：元素性质的周期性变化是元素原子[2] 核外电子排布 周期性变化的必然结果。
（3）主族元素的周期性变化规律
（4）元素周期律的“2大”应用
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，故碱性Ca（OH）2＞Al（OH）3。
②推测陌生元素的某些性质。如根据Ca（OH）2微溶，Mg（OH）2难溶，可推测Be（OH）2更难溶。
2.电离能
（1）概念：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[20] 最低 能量称为第一电离能，用I1表示，单位为kJ·ml－1。
（2）变化规律
电离能变化规律第一电离能（I1）同周期元素：随核电荷数递增，整体呈[21] 增大 的趋势同主族元素：随电子层数的增多，逐渐[22] 减小 特例：通常同周期第ⅡA族、ⅤA族元素的第一电离能分别大于第ⅢA族、ⅥA族元素的第一电离能逐级电离能同种元素：越来越大，即I1＜I2＜I3＜…失去的电子跨越能层时逐级电离能会出现突跃，例如：Na元素的I2远大于I1
（3）应用
3.电负性
（1）相关概念
（2）变化规律
（3）应用
1.易错辨析。
（1）同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，简单离子半径也逐渐减小。（ ✕ ）
（2）第二周期元素从左到右，最高正化合价从＋1递增到＋7。（ ✕ ）
（3）元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。（ ✕ ）
（4）元素氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。（ ✕ ）
（5）元素的气态氢化物越稳定，其非金属性越强，水溶液的酸性越强，还原性越弱。（ ✕ ）
（6）由还原性SiH4＞CH4，可推出非金属性Si＞C。（ ✕ ）
（7）酸性H2SO3＞H2CO3＞HClO，说明非金属性S＞C＞Cl。（ ✕ ）
（8）第ⅠA族元素都能形成＋1价的离子。（ √ ）
（9）第ⅦA族元素的最高正价都为＋7。（ ✕ ）
（10）共价化合物中，成键元素电负性大的表现为正价。（ ✕ ）
（11）①Na、K、Rb，②N、P、As，③O、S、Se，④Na、P、O中元素的电负性递增的是④。（ √ ）
（12）下列原子：①1s22s22p63s23p1，
②1s22s22p63s23p2，
③1s22s22p63s23p3，
④1s22s22p63s23p4，第一电离能最大的是④。（ ✕ ）
（13）某短周期元素的逐级电离能（单位：kJ·ml－1）分别为738、1 451、7 733、10 540、13 630、17 995、21 703，当它与氯反应时，最可能生成＋2价阳离子。（ √ ）
（14）下列原子：
①1s22s22p63s23p2，②1s22s22p3，
③1s22s22p2，④1s22s22p63s23p4，半径最大的是①。（ √ ）
2.根据元素周期律用“＞”或“＜”填空。
（1）碱性：Mg（OH）2 ＜ Ca（OH）2 ＜ KOH。
（2）酸性：HClO4 ＞ H2SO4。
（3）热稳定性：NH3 ＜ H2O。
（4）还原性：HBr ＞ HCl。
3.比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。
（1）Na ＞ Mg ＞ Cl
（2）Na＋ ＞ Mg2＋ ＞ Al3＋
（3）F－ ＜ Cl－ ＜ Br－
（4）Cl－ ＞ O2－ ＞ Na＋
4.比较下列微粒半径大小。
（1）S2－、Cl－、K＋、Ca2＋： S2－＞ Cl－＞ K＋＞ Ca2＋ （用“＞”排列）。
（2）Na ＞ Na＋；H－ ＞ Li＋（填“＞”或“＜”）。
5.（1）从原子结构角度解释O的非金属性大于S： 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大，得电子能力逐渐减弱，元素非金属性逐渐减弱 ，列举一个化学事实加以说明 2H2S＋O2（少量）点燃2S＋2H2O （用化学方程式表示）。
（2）[2023北京]比较S原子和O原子的第一电离能大小，从原子结构的角度说明理由： I1（O）＞I1（S），氧原子半径小，原子核对最外层电子的吸引力大，不易失去一个电子 。
6.从原子结构角度解释第一电离能Mg＞Al，P＞S： 基态Mg的核外电子排布式为1s22s22p63s2，基态Al的核外电子排布式为1s22s22p63s23p1，Al的第一电离能失去的电子是3p能级的，该能级的能量比3s能级的能量高，所以Mg的第一电离能比Al的大；基态P的核外电子排布式为1s22s22p63s23p3，基态S的核外电子排布式为1s22s22p63s23p4，P的最高能级中的电子排布是半充满的，比较稳定，失电子较难，第一电离能比S的大 。
7.从电离能角度分析Na容易形成＋1价离子，而Mg、Al分别易形成＋2价、＋3价离子的原因： Na的I1比I2小很多，说明Na失去第一个电子比失去第二个电子容易得多，所以Na容易失去一个电子形成＋1价离子；Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子；Al的I1、I2、I3相差不多，而I3比I4小很多，所以Al容易失去三个电子形成＋3价离子 。
8.《中华本草》等中医典籍中记载了炉甘石（ZnCO3）入药，可用于治疗皮肤炎症或表面创伤。Zn、C、O的电负性由大至小的顺序是 O＞C＞Zn 。
研透高考 明确方向
命题点1 微粒半径大小比较
1.[全国Ⅱ高考]2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。如表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z为短周期主族元素，W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是（ D ）
A.原子半径：W＜X
B.常温常压下，Y单质为固态
C.气态氢化物热稳定性：Z＜W
D.X的最高价氧化物的水化物是强碱
解析 由题中信息和图示可知W位于第二周期，X、Y、Z位于第三周期，结合W与X的最高化合价之和为8，且族序数相差2，可知X为Al，W和Z分别为N和P，Y为Si。原子半径：N＜Al，A项正确。常温常压下，单质硅呈固态，B项正确。由非金属性：P＜N，可知气态氢化物热稳定性：PH3＜NH3，C项正确。Al的最高价氧化物对应的水化物Al（OH）3是典型的两性氢氧化物，并非强碱，D项错误。
命题拓展
下列有关W、X、Y、Z的说法错误的是（ C ）
A.简单离子半径：W＞X
B.X与W的最高价氧化物的水化物间能相互反应
C.Y单质熔化时只破坏范德华力，不破坏共价键
D.Z的最高价氧化物的水化物是弱电解质
2.[2023上海]短周期元素X、Y，若原子半径X＞Y，则下列选项中一定正确的是（ C ）
A.若X、Y均在ⅣA族，则单质熔点X＞Y
B.若X、Y均在ⅥA族，则气态氢化物的热稳定性X＞Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素，则简单离子半径X＞Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素，则元素的最高正价X＞Y
解析 X、Y均为短周期元素，原子半径X＞Y，若X、Y均在ⅣA族，则X为Si、Y为C，碳元素形成的单质有多种，其中金刚石的熔点高于Si单质，A不一定正确；若X、Y均在ⅥA族，则X、Y分别为S、O，热稳定性H2O＞H2S，B错误；若X、Y均为第二周期非金属元素，则二者简单离子的核外电子排布相同，核外电子排布相同的离子，原子序数小的半径大，故简单离子半径X＞Y，C一定正确；若X、Y均属于第三周期金属元素，则X、Y可分别为Na、Al，此时元素的最高正价X＜Y，D错误。
技巧点拨
命题点2 元素金属性和非金属性强弱的判断
3[2022上海]下列事实不能说明C的非金属性大于Si的是（ C ）
A.稳定性：CH4＞SiH4
B.酸性：H2CO3＞H2SiO3
C.熔沸点：CO2＜SiO2
D.CH4中C为－4价，SiH4中Si为＋4价
解析 最简单气态氢化物的热稳定性与元素的非金属性有关，元素的非金属性越强，最简单气态氢化物越稳定，A不符合题意；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，元素的非金属性越强，B不符合题意；物质的熔沸点与其结构有关，CO2属于分子晶体，其熔沸点取决于分子间作用力，SiO2属于共价晶体，其熔沸点取决于共价键的强弱，因此不能根据CO2与SiO2熔沸点的高低来判断C与Si的非金属性强弱，C符合题意；CH4中C为－4价，说明C的非金属性强于H，SiH4中Si为＋4价，说明H的非金属性强于Si，因此可以得到C的非金属性强于Si，D不符合题意。
4.[全国Ⅲ高考]W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素，四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z；化合物XW3与WZ相遇会产生白烟。下列叙述正确的是（ D ）
A.非金属性：W＞X＞Y＞Z
B.原子半径：Z＞Y＞X＞W
C.元素X的含氧酸均为强酸
D.Y的氧化物水化物为强碱
解析 化合物XW3与WZ相遇会产生白烟，结合W、X、Y、Z的原子序数依次增大，又因四种元素的核外电子总数满足X＋Y＝W＋Z，可知W、X、Y、Z分别为H、N、Na、Cl，XW3为NH3，WZ为HCl。非金属性：Cl＞N＞H＞Na，A项错误；同周期主族元素满足序大径小的规则，原子半径：Na＞Cl＞N＞H，B项错误；N可以形成HNO2，HNO2为弱酸，C项错误；Na的氧化物的水化物为NaOH，NaOH属于强碱，D项正确。
技巧点拨
命题点3 电离能的比较
5.（1）[2022全国甲]图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势（纵坐标的标度不同）。第一电离能的变化图是a（填标号），判断的根据是 同周期元素的第一电离能从左到右整体呈增大的趋势，但N的2p轨道上的电子排布是半充满的，相对较稳定，其第一电离能高于相邻C、O的第一电离能 ；第三电离能的变化图是 b （填序号）。
（2）[2022河北]Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是 Cu ，原因是 Cu的第二电离能失去的是3d10电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，较稳定，失去1个电子时所需能量与失去4s1电子所需能量的差值更大 。
（3）[2021福建]N、O、S的第一电离能（I1）大小为I1（N）＞I1（O）＞I1（S），原因是 N原子2p轨道半充满，比相邻的O原子更稳定，更难失电子；O、S同主族，S原子半径大于O原子，更易失去电子 。
（4）[全国Ⅰ高考]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 Na与Li同族，Na电子层数多，原子半径大，易失去电子 。I1（Be）＞I1（B）＞I1（Li），原因是 Li、Be、B同周期，核电荷数依次增加。Be为1s22s2结构，B为1s22s22p1结构，2p能级能量高，B比Be容易失电子，Be的第一电离能最大。与Li相比，B的核电荷数大，原子半径小，较难失去电子，第一电离能较大 。
（5）[全国Ⅰ高考]下列状态的镁中，电离最外层一个电子所需能量最大的是A（填标号）。
A.B.
C.D.
解析 （1）同周期元素的第一电离能从左到右整体呈增大的趋势，但N的2p轨道上的电子排布是半充满的，比较稳定，其第一电离能高于相邻C、O的第一电离能，故图a符合C、N、O、F第一电离能的大小顺序；C、N、O、F的价电子排布式分别为2s22p2、2s22p3、2s22p4、2s22p5，失去两个电子后，价电子排布式分别为2s2、2s22p1、2s22p2、2s22p3，此时F的2p轨道上的电子排布处于半充满状态，比较稳定，其第三电离能最大，O的半径小于N的半径，O的第三电离能大于N的，C失去的第三个电子为2s上的电子，导致其第三电离能大于N的，故图b符合C、N、O、F第三电离能的大小顺序。（3）N、O同周期，N原子2p轨道半充满，为稳定结构，比相邻的O原子更难失电子，故N的第一电离能比O大；O、S同主族，S原子半径大于O原子，S更易失去电子，故O的第一电离能比S大。（4）Li和Na均为第ⅠA族元素，由于Na电子层数多，原子半径大，故Na比Li容易失去最外层电子，即I1（Li）＞I1（Na）。Li、Be、B均为第二周期元素，随原子序数递增，第一电离能呈增大的趋势，而B的第一电离能失去的电子是2p能级的，该能级电子的能量比左边的位于2s能级电子的能量高，故Be的第一电离能比B的大。（5）结合各选项可知，B项为基态镁原子，C项为激发态镁原子，A项和D项均为Mg失去一个电子得到的Mg＋。失去电子后原子核对电子的吸引力更强，所以Mg＋失去一个电子所需能量比Mg失去一个电子所需能量更大，排除B项和C项。由于E3p＞E3s，3s能级上的电子更稳定，故电离3s能级上的电子所需能量更大，A项符合题意。
命题点4 电负性比较及应用
6.[2023北京]下列事实不能通过比较氟元素和氯元素的电负性进行解释的是（ A ）
A.F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能
B.三氟乙酸的Ka大于三氯乙酸的Ka
C.氟化氢分子的极性强于氯化氢分子的极性
D.气态氟化氢中存在（HF）2，而气态氯化氢中是HCl分子
解析 F原子半径小，电子云密度大，两个原子间的斥力较强，F—F键不稳定，因此F—F键的键能小于Cl—Cl键的键能，与电负性无关，A符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，F—C键的极性大于Cl—C键的极性，使F3C—的极性大于Cl3C—的极性，从而导致三氟乙酸中羧基中羟基极性更大，更容易电离出氢离子，所以三氟乙酸的酸性更强，B不符合题意；电负性F＞Cl＞H，F—H键的极性大于Cl—H键的极性，从而导致HF分子极性强于HCl，C不符合题意；氟的电负性大于氯的电负性，HF可形成分子间氢键，而HCl不能，所以气态氟化氢中存在（HF）2，而气态氯化氢中是HCl分子，D不符合题意。
7.（1）[2023全国乙改编]探测发现火星上存在大量橄榄石矿物（MgxFe2－xSiO4）。橄榄石中，各元素电负性大小顺序为 O＞Si＞Fe＞Mg 。
（2）[2021山东]O、F、Cl电负性由大到小的顺序为 F＞O＞Cl 。
（3）[全国Ⅱ高考]CaTiO3的组成元素的电负性大小顺序是 O＞Ti＞Ca 。
（4）[全国Ⅲ高考]NH4H2PO4中，电负性最高的元素是 O 。
解析 （1）一般来说，元素的非金属性越强，电负性越大，金属性越强，电负性越小，故橄榄石中元素电负性大小顺序为O＞Si＞Fe＞Mg。（2）根据ClO2中O显负价、Cl显正价，知O的电负性大于Cl的电负性，又同一周期主族元素从左到右电负性逐渐增大，故O、F、Cl电负性由大到小的顺序为F＞O＞Cl。（3）O为非金属元素，其电负性在三种元素中最大，Ca和Ti同为第四周期元素，金属性Ca＞Ti，故电负性的大小顺序是O＞Ti＞Ca。（4）同周期主族元素从左到右，电负性逐渐增大，故O的电负性大于N；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小，故N的电负性大于P，又H的电负性小于O，因此，NH4H2PO4中电负性最高的元素是O。
技巧点拨
比较元素电负性大小的方法
1.同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
2.同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增加，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
3.对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。
4.非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
5.二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
6.不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素（与其中一种元素位于同主族或同周期）进行参照。项目
同周期（左→右）
同主族（上→下）
原子
结构
原子核外
电子排布
能层数[3] 相同 ，最外层电子数[4] 逐渐增多
最外层电子数[5] 相同 ，能层数[6] 递增
原子半径
逐渐[7] 减小
逐渐[8] 增大
性质
化合价
最高正化合价由＋1→＋7（O、F除外），非金属元素最低负化合价＝[9] －（8－主族序数） （H、B除外）
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[10] 减弱 ，非金属性逐渐[11] 增强
金属性逐渐[12] 增强 ，非金属性逐渐[13] 减弱
简单气态氢化
物的稳定性
逐渐[14] 增强 （CH4与NH3除外，因为CH4分子为正四面体稳定结构，且C—H键的键能也较大）
逐渐[15] 减弱
最高价氧化物
对应水化物的
酸碱性
碱性逐渐[16] 减弱 ，酸性逐渐[17] 增强
碱性逐渐[18] 增强 ，酸性逐渐[19] 减弱
判断元素金属性的强弱
第一电离能是元素金属性的衡量尺度，一般来说，第一电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱
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[23] ＋n 。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子
判断核外电子的分层情况
多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化
键合电子
原子中用于形成化学键的电子
电负性
描述不同元素的原子对[24] 键合电子 吸引力的大小，电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越[25] 大
电负性的衡量标准
以氟的电负性为4.0、锂的电负性为1.0作为相对标准
同周期
一般来说，从左到右，主族元素电负性逐渐[26] 增大
同主族
一般来说，从上到下，电负性逐渐[27] 减小
W
X
Y
Z
元素的金属性强弱比较
元素的非金属性强弱比较
最高价氧化物对应水化物的碱性越强，对应元素的金属性越强
最高价氧化物对应水化物的酸性越强，对应元素的非金属性越强
单质与水、酸反应越容易或越剧烈，对应元素的金属性越强
单质与H2反应越容易，生成的简单氢化物越稳定，对应元素的非金属性越强
单质的还原性越强，对应元素的金属性越强
单质的氧化性越强，对应元素的非金属性越强
阳离子氧化性越强，对应元素的金属性越弱
简单阴离子的还原性越强，对应元素的非金属性越弱
原电池：负极材料对应元素的金属性通常强于正极。电解池：在阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱；在阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱
置换反应：强的置换出弱的，适用于金属也适用于非金属
I1/（kJ·ml－1）
Li
520
Be
900
B
801
Na
496
Mg
738
Al
578