2026届高考化学一轮复习 第11章 原子结构与性质 第2节 元素周期律 元素周期表 课件（88张PPT）

(共88张PPT)
第2节　元素周期律　元素周期表
第11章
课标要求
1.知道元素周期表的结构,能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构,分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
2.能从原子价层电子数目和价层电子排布的角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
3.掌握元素周期律的内容及实质;理解元素电离能、电负性的含义,能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律,能从电子排布的角度对这一规律进行解释。
4.体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用。
备考指导
1.本部分知识在高考选择题中一般考查元素推断,在非选择题中则主要考查元素电离能或电负性的变化规律及结合原子结构解释元素性质的一些变化规律,难度中等。
2.对本部分知识的复习,要抓住原子核外电子排布的结构特点,解释元素性质的变化规律, 如原子结构与电离能、电负性的关系,利用电离能、电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱,推测化学键的极性等。
内容索引
01
02
03
第一环节　必备知识落实
第二环节　关键能力形成
第三环节　核心素养提升
04
实验探源
第一环节　必备知识落实
知识点1
元素周期表及其应用
知识筛查
1.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
3.元素周期表的结构
(1)周期与族:
(2)原子结构与元素周期表的关系。
(3)元素周期表的分区。
①按元素性质进行分区。
分界线:沿着元素周期表中硼、硅、砷、碲、砹与铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线,即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
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。
②根据核外电子排布进行分区。
各区元素化学性质及原子价层电子排布特点
名师点拨(1)第ⅠA族元素不等同于碱金属元素,氢元素不属于碱金属元素。
(2)元素周期表第18列是0族,不是第ⅧA族,第8、9、10三列是第Ⅷ族。
(3)含元素种类最多的族是第ⅢB族,共有32种元素。
(4)最外层电子数为3~7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。
(5)从元素周期表的分区可以看出,非金属性最强的是F,金属性最强的是Cs(放射性元素除外)。
(6)金属元素和非金属元素分界线右侧都是非金属元素,但左侧的并不都是金属元素,如氢元素属于非金属元素。
(7)过渡元素都是金属元素,金属元素没有负化合价。
(8)处在金属元素和非金属元素分界线附近元素的单质并不一定是半导体,如Al是导体,B(硼)不导电。
(9)主族是由长、短周期元素共同构成的族,但由长、短周期元素共同构成的族不一定是主族,还有0族;副族是仅由长周期元素构成的族。
4.元素周期表的应用
(1)根据元素在周期表中的位置推测其原子结构和性质。
(2)根据元素的原子结构推测它在周期表中的位置。
(3)指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质。
(4)指导其他与化学相关的科学技术。如在周期表中金属和非金属的分界处,可以找到半导体材料。在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
特别提醒元素周期表中的规律及其应用:
(1)同构规律。
稀有气体元素与同周期非金属元素的阴离子、下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构。
(2)同周期序数差规律。
①同周期元素中,短周期元素原子序数差=族序数差。
②同周期元素中,两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差。
③同周期元素中,两元素分布在过渡元素两侧时,第四或五周期元素原子序数差=族序数差+10;第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24。
如第ⅡA族与ⅢA族元素的原子序数之差,第四、五周期的都为11,第六、七周期为25。
(3)同主族序数差规律。
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。
(4)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Li与Mg、Be与Al、B与Si),这种相似性称为对角线规则。对角线规则是从相关元素及其化合物的许多性质中总结出来的经验规则。如Li和Mg在过量氧气中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物等。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)短式元素周期表中现有7个横行,7个周期,18个纵列,18个族。(　　)
(2)同周期的第ⅡA族和ⅢA族元素的原子序数一定相差1。(　　)
(3)除短周期外,其他周期均有18种元素。(　　)
(4)第三、第四周期同主族上下原子序数的差都是18。(　　)
(5)铁元素的原子结构示意图为 ,故铁位于第四周期、第ⅡB族。(　　)
(6)同主族元素的最外层电子数均相等。(　　)
×
×
×
×
×
√
(7)元素周期表中第Ⅷ族元素种类最多。(　　)
(8)105号元素位于第七周期第ⅤB族。(　　)
(9)价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期、第ⅤA族,是p区元素。(　　)
(10)价层电子排布式为5s25p1的元素位于第五周期、第ⅠA族,是s区元素。(　　)
×
√
√
×
2.2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下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的最高正化合价之和为8。下列说法错误的是(　　)。
A.原子半径:WB.常温常压下,Y、Z的单质晶体类型均为共价晶体
C.气态氢化物热稳定性:ZD.四种元素均位于元素周期表p区
B
解析:由表格中元素在周期表中的位置可知,W的最高正化合价比X的最高正化合价多2,且两者最高正化合价之和为8,所以X的最高正化合价为+3价,W的最高正化合价为+5价,分别属于第ⅢA族和第ⅤA族,因为4种元素均为短周期元素,则W为N,X为Al,Y为Si,Z为P。根据同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,同主族元素原子半径从上到下逐渐增大,可知原子半径N知识点2
元素周期律
知识筛查
1.元素周期律
2.元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律
3.元素电离能、电负性及变化规律
(1)第一电离能:气态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。常用符号I1表示,单位kJ·mol-1。
电离能的递变规律:
①同一元素:I1②同周期元素,自左而右,元素的第一电离能在总体上呈现逐渐增大的趋势,表明元素原子越来越难失去电子。
③同主族元素,自上而下,元素的第一电离能逐渐减小,表明元素原子越来越易失去电子。
④元素第一电离能变化的反常情况:第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能分别比同周期相邻元素的第一电离能都大。
(2)电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。其中键合电子是指原子中用来形成化学键的电子。
电负性的变化规律:
①一般来说,除稀有气体元素外,同周期元素,自左而右,元素的电负性逐渐增大;同主族元素,自上而下,元素的电负性逐渐减小。
②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。
知识巩固
1.判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)原子半径:Na>Mg>O。(　　)
(2)HF、HCl、HBr、HI的热稳定性依次减弱。(　　)
(3)还原性:F->Cl->Br->I-。(　　)
(4)对于主族元素,元素的最高正化合价和主族序数一定相同。(　　)
(5)同主族元素从上到下,酸性:HF>HCl>HBr。(　　)
(6)酸性:H2SO3>H2CO3>HClO,则非金属性:S>C>Cl。(　　)
√
√
×
×
×
×
(7)等物质的量的Mg和Al分别与足量盐酸反应时,失去电子数:Al>Mg,故金属性:Al>Mg。(　　)
(8)电负性越大,非金属性越强,第一电离能也越大。(　　)
(9)第一电离能:Mn>O。(　　)
(10)电负性:O>Ge>Zn。(　　)
×
×
×
√
2.下表为元素周期表的一部分,其中的编号代表对应的元素。
请回答下列问题:
(1)表中属于d区元素的是　　　　(填元素符号)。
(2)表中元素①的6个原子与元素③的6个原子形成的某种环状分子的名称为　　　　;③和⑦形成的一种常见溶剂的化学式为　　　　,其空间结构为　　　　　　。
(3)某元素原子的最外层电子排布式为nsnnpn+1,该元素与元素①形成的最简单分子X属于　　　　(填“极性”或“非极性”)分子。
(4)元素④的第一电离能　　　　(填“>”“=”或“<”,下同)元素⑤的第一电离能;元素⑥的电负性　　　　元素⑦的电负性。
(5)元素⑦和⑧形成的化合物的电子式为　　　　　　　　　　　　。
(6)元素⑩的基态原子核外电子排布式是　　　　　　　　　　　　。
(7)某些不同族元素的性质也有一定的相似性,如上表中元素②与元素⑤的氢氧化物有相似的性质。请写出元素②的氢氧化物与NaOH溶液反应的化学方程式:　 。
答案:(1)Ti
(2)苯　CCl4　正四面体
(3)极性
(4)>　<
(6)[Ar]3d104s1(或1s22s22p63s23p63d104s1)
(7)Be(OH)2+2NaOH══Na2BeO2+2H2O
解析:由表格信息可知①~⑩号元素依次为H、Be、C、Mg、Al、P、Cl、Ca、Ti、Cu。
第二环节　关键能力形成
能力点1
使用科学的方法比较粒子半径大小的能力
整合建构
问题引领
(1)如何理解原子半径 影响粒子半径大小的因素有哪些
(2)比较粒子半径的常用方法是什么
点拨(1)原子不是一个实心球,并不存在真实的原子半径,原子半径是对核外电子所能达到的空间大小的一种形象描述。影响粒子半径的因素有两个:一是核电荷数,一般来说,核电荷数越大,原子核对核外电子的吸引力越大,粒子半径越小;二是核外电子数,一般来说,核外电子数越多,电子和电子间的排斥力越大,粒子半径越大,比较粒子半径时需要综合考虑上述两个因素。
(2)比较粒子半径常用如下“三看”法。
一看电子层数:最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。
三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
训练突破
1.下列各组粒子半径大小顺序正确的是(　　)。
A.r(O)>r(Cl)>r(S)>r(P)
B.r(Al3+)>r(Mg2+)>r(Ca2+)>r(Ba2+)
C.r(H+)>r(Al3+)>r(Mg2+)>r(K+)
D.r(Cs)>r(K)>r(Na)>r(Li)
D
解析:比较粒子半径大小有以下原则:①同周期主族元素原子半径从左到右逐渐减小,所以A项中r(P)>r(S)>r(Cl)>r(O),错误;②核外电子排布相同,核电荷数越大,元素离子半径越小,r(Mg2+)>r(Al3+),B、C两项错误;③同主族元素原子半径从上到下逐渐增大,D项正确。
2.已知短周期元素的离子,aAm+、bBn+、cCm-、dDn-(0A.原子半径:A>B>C>D B.原子序数:b>a>d>c
C.离子半径:Am+>Bn+>Dn->Cm- D.a-d=n+m
D
解析:根据题意可知,A、B、C、D四种元素的原子序数:b>a>c>d,B项错误。根据同一周期元素原子半径从左到右逐渐减小(稀有气体元素除外),同一主族元素原子半径从上到下逐渐增大的规律,可判断原子半径:A>B>D>C,A项错误。
具有相同电子层结构的离子,核电荷数越大,离子半径越小,故离子半径:Dn->Cm->Am+>Bn+,C项错误。由a-m=d+n得a-d=n+m,D项正确。
能力点2
利用题给信息比较元素金属性(或非金属性)强弱的能力
整合建构
元素金属性、非金属性强弱比较的方法
(1)结构比较法。
最外层电子数越少,电子层数越多,元素金属性越强;最外层电子数越多,电子层数越少,非金属性越强。
(2)位置比较法。
(3)实验比较法。
问题引领
运用实验法比较元素金属性和非金属性的强弱时,需要注意什么问题
点拨运用实验法比较元素金属性和非金属性的强弱时,需要注意所选用的反应必须是自发的反应,不能是非自发的反应(如部分通过电解原理实现的反应)。
训练突破
1.根据元素周期表和元素周期律,判断下列叙述不正确的是(　　)。
A.气态氢化物的稳定性:H2O>NH3>SiH4
B.氢元素与其他元素可形成共价化合物
或离子化合物
C.如图所示实验可证明元素的非金属性:
Cl>C>Si
D.用中文“ ”(ào)命名的第118号元素
在周期表中位于第七周期、0族
C
解析:C、N、O属于同周期元素,从左至右,非金属性依次增强,C、Si属于同主族元素,从上到下,非金属性依次减弱,则非金属性O>N>Si,非金属性越强,气态氢化物越稳定,气态氢化物的稳定性H2O>NH3>SiH4,故A项正确。H与F、Cl等形成共价化合物,与Na等形成离子化合物,则氢元素与其他元素可形成共价化合物或离子化合物,故B项正确。利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱比较非金属性强弱,HCl不是最高价氧化物对应的水化物,则不能比较Cl、C的非金属性,故C项错误。118号元素的原子序数为118,质子数为118,核外电子数为118,其原子结构示意图为
,它的原子结构中有7个电子层,最外层电子数为8,则第118号元素在周期表中位于第七周期、0族,故D项正确。
2.下列实验不能达到实验目的的是(　　)。
B
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均生成相应的沉淀,不能比较镁、铝的金属性强弱;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能力点3
运用电离能、电负性解决问题的能力
整合建构
1.电离能的应用
2.电负性的应用
特别提醒(1)元素的金属活动性顺序与元素的第一电离能大小顺序不完全一致,故不能根据金属活动性顺序判断电离能的大小。
(2)不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准。
(3)共价化合物中,两种元素电负性差值越大,它们形成共价键的极性就越强。
(4)同周期主族元素,从左到右,非金属性越来越强,电负性越来越大,第一电离能总体呈增大趋势。
问题引领
元素第一电离能的影响因素有哪些 如何影响 电负性与电离能描述元素性质时有何不同
点拨电离能的影响因素有核电荷数和核外电子数,核电荷数越大,原子核对核外电子的吸引力越大,越不容易失去电子,第一电离能越大,核外电子数越多,电子与电子之间的排斥力越大,越容易失去电子,第一电离能越小。
电负性是从元素原子对电子的吸引力的强弱角度描述元素性质,而电离能则是从元素原子失去电子的难易角度描述元素性质的。
训练突破
1.下列所示的基态原子中,对应元素的电负性最强的是(　　)。
A.1s22s22p2 B.1s22s22p5
C.1s22s22p63s1 D.1s22s22p6
B
解析:A项,1s22s22p2为基态C原子的核外电子排布式;B项,1s22s22p5为基态F原子的核外电子排布式;C项,1s22s22p63s1为基态Na原子的核外电子排布式;D项,1s22s22p6为基态Ne原子的核外电子排布式。根据C、Na、F、Ne在元素周期表中的位置可知,F的电负性最强。
2.根据表中所列五种元素的第一至第四电离能数据(单位:kJ·mol-1),回答下列问题:
(1)在元素周期表中,最可能处于同一族的是　　　(填字母,下同)。
A.Q和R B.S和T C.T和U D.R和T E.R和U
(2)下列离子的氧化性最弱的是　　　　。
A.S2+ B.R+ C.T3+ D.U+
(3)下列元素中,化学性质和物理性质最像Q元素的是　　　　。
A.硼 B.铍 C.氦 D.氢
(4)每种元素都出现相邻两个电离能的数据相差较大的情况,这一事实从一个侧面说明:　　　　　　　　　　,如果U元素是短周期元素,你估计它的第2次电离能突跃数据将发生在失去第　　　　个电子时。
(5)如果R、S、T是同周期的三种主族元素,则它们的原子序数由小到大的顺序是　　　　　　　,其中　　　　元素的第一电离能异常高的原因是　 　 。
答案:(1)E
(2)D
(3)C
(4)电子分层排布,各能层能量不同　10
(5)R解析:(1)根据电离能的变化趋势知,Q为稀有气体元素,R为第ⅠA族元素,S为第ⅡA族元素,T为第ⅢA族元素,U为第ⅠA族元素,所以R和U处于同一主族。
(2)由于U+为第ⅠA族元素且比R的第一电离能小,所以U+的氧化性最弱。
(3)由于Q是稀有气体元素,所以氦的物理性质和化学性质与其最像。
(4)电离能的突跃变化,说明核外电子是分层排布的。若U是短周期元素,则U是Na,其核外电子排布式为1s22s22p63s1,由于2s22p6所处能层相同,所以它的第2次电离能突跃数据发生在失去第10个电子时。
(5)同一周期,第一电离能呈增大趋势,但第ⅡA族、第ⅤA族比相邻元素的第一电离能要高,因为其最外层电子呈全充满或半充满结构。
能力点4
综合利用“位”“构”“性”关系解决问题的能力
整合建构
1.元素的“位”“构”“性”之间的关系
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性质,故三者之间可相互推断,关系图如下:
2.主族元素性质的特殊性
问题引领
利用“位”“构”“性”关系解答元素推断题时,常用的解题模型是什么
点拨“两步”快速突破元素推断题的解题模型。
训练突破
1.前四周期元素X、Y、Z、W、T的原子序数依次增大,Y、Z、W位于同一周期,X的最简单氢化物分子的空间结构为正四面体,Y在同周期中电负性最小,二元化合物E中元素Y和W的质量比为23∶16;同周期元素简单离子中,元素Z形成的离子半径最小;T元素的价层电子排布式为3d104s1。下列说法正确的是(　　)。
A.简单离子的半径Y>Z>W
B.最高价氧化物对应的水化物的酸性W>Z>X
C.W和T的单质混合加热可得化合物T2W
D.W的单质在足量的氧气中燃烧,所得产物溶于水可得强酸
C
解析:X的最简单氢化物分子的空间结构为正四面体,该氢化物为甲烷,即X为C,Y、Z、W位于同一周期,原子序数依次增大,即Y、Z、W位于第三周期,Y的电负性最小,推出Y为Na,二元化合物E中元素Y和W的质量比为23∶16,推出该二元化合物为Na2S,即W为S,同周期元素简单离子中,元素Z形成的离子半径最小,即Z为Al,T元素的价层电子排布式为3d104s1,推出T元素为Cu。Y、Z、W简单离子分别是Na+、Al3+、S2-,因此简单离子半径大小顺序是r(S2-)>r(Na+)>r(Al3+),故A项错误。三种元素最高价氧化物对应的水化物分别是H2CO3、Al(OH)3、H2SO4,硫酸酸性最强,氢氧化铝为两性,因此酸性强弱顺序是H2SO4>H2CO3>Al(OH)3,故B项错误。Cu与S在加热条件下发生反应,因为S的氧化性较弱,因此得到的产物是Cu2S,反应是2Cu+S Cu2S,故C项正确。S在足量的氧气中燃烧生成SO2,SO2溶于水后生成H2SO3,亚硫酸为中强酸,故D项错误。
2.已知W、X、Y、Z均为短周期元素,常温下,它们的最高价氧化物对应的水化物溶液(浓度均为0.01 mol·L-1)的pH和原子半径、原子序数的关系如图所示。下列说法正确的是(　　)。
A.化合物X2Y2中含有极性共价键和非极性共价键
B.简单气态氢化物的热稳定性:Y>W
C.简单离子半径:Z>Y>W>X
D.这四种元素中,元素X的第一电离能最小
D
解析:由图像和题给信息可知,浓度均为0.01 mol·L-l的溶液,W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物的pH都小于7,则W、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物是酸,说明W、Y、Z都是非金属元素,W、Z最高价氧化物对应的水化物的pH=2,为一元强酸。根据原子序数Z>W,W是N,Z是Cl;Y的最高价氧化物对应的水化物的pH<2,Y的最高价氧化物对应的水化物为二元强酸,为硫酸,Y是S;X的最高价氧化物对应的水化物的pH=12,则X的最高价氧化物对应的水化物为一元强碱,X是Na,化合物X2Y2为Na2S2,为离子化合物,硫原子之间为非极性共价键, 和Na+之间是离子键,A项错误。非金属性越强气态氢化物的稳定性越强,氮的电负性大于硫的电负性,则气态氢化物的稳定性W>Y,B项错误。 电子层数越多,原子或离子的半径越大,电子层数相同时,核电荷数越大,对核外电子的吸引能力越强,半径越小,N3-、Na+、S2-、Cl-的半径大小为S2->Cl->N3->Na+,即Y>Z>W>X,C项错误。原子越容易失去一个电子,第一电离能数值越小,四种元素中Na最容易失去最外层电子,元素X的第一电离能最小,D项正确。
第三环节　核心素养提升
【高考真题剖析】
【例1】 (2023湖南卷)日光灯中用到的某种荧光粉的主要成分为3W3(ZX4)2·WY2,已知:X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素,W为金属元素,基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等,基态X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3,下列说法正确的是(　　)。
A.电负性:X>Y>Z>W
B.原子半径:XC.Y和W的单质都能与水反应生成气体
D.Z元素最高价氧化物对应的水化物具有强氧化性
C
解析:已知X、Y、Z和W为原子序数依次增大的前20号元素,根据基态X原子s轨道上的电子数和p轨道上的电子数相等,且X、Y、Z原子的未成对电子数之比为2∶1∶3,再结合化学式3W3(ZX4)2·WY2,可推得X为氧元素、Y为氟元素、Z为磷元素,又由于W为金属元素,因此W为钙元素。
电负性:Y(F)>X(O)>Z(P)>W(Ca),A项错误;原子半径: W(Ca)>Z(P)>X(O)>Y(F),B项错误;2F2+2H2O══4HF+O2、Ca+2H2O══Ca(OH)2+H2↑,Y的单质F2、W的单质Ca都能与水反应产生气体,C项正确;Z元素最高价氧化物对应的水化物为H3PO4,H3PO4不具有强氧化性,D项错误。
【核心素养考查点剖析】本题考查“宏观辨识与微观探析”素养的题目。考查考生综合利用“位”“构”“性”关系解答问题的能力。
解答本类问题的关键在于能熟练运用原子结构及元素周期表知识、元素化合物的相关性质等正确推断出所给元素,然后结合原子核外电子排布理论、元素周期律、物质的性质及转化等进行答题。
【例2】 (1)(2020全国Ⅲ节选)氨硼烷(NH3BH3)含氢量高、热稳定性好,是一种具有潜力的固体储氢材料。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。
(2)(2020江苏卷节选)C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　　　　　。
(3)近年来我国科学家发现了一系列意义重大的铁系超导材料,其中一类为Fe-Sm-As-F-O组成的化合物。请回答下列问题:
①Fe成为阳离子时首先失去　　　轨道上的电子,Sm的价层电子排布式为4f66s2,Sm3+的价层电子排布式为　　　　　　。
②比较离子半径:F-　　　　(填“大于”“等于”或“小于”)O2-。
【核心素养考查点剖析】本题节选了部分年份高考试题中有关《物质结构与性质》的题目,试题情景真实、新颖,很好地考查了考生利用所学知识解决真实陌生问题的能力,属于考查“宏观辨识与微观探析”素养的题目。解答本类题目需要重点理解原子结构与性质关系,能运用原子结构的知识解释电离能的变化规律,以及原子半径或离子半径大小的规律。
【答案及评分细则】(1)B　Si(硅)(写符号或名称均得分)
(2)N>O>C(排序正确不写“>”也可得分,写成C、O、N或C(3)①4s　4f5　②小于(填“<”不得分)
解析:(1)在所有元素中,H原子的半径是最小的,同一周期从左到右,原子半径依次减小,所以H、B、N中原子半径最大的是B。B与Si在元素周期表中处于对角线的位置,根据对角线规则,B的一些化学性质与Si元素相似。(2)同周期,从左到右,第一电离能呈增大的趋势,但N的2p轨道为半充满,O的2p轨道失去1个电子为半充满,因此C、N、O元素的第一电离能由大到小的顺序为N>O>C。(3)Fe为26号元素,Fe原子核外电子排布式为1s22s22p63s23p63d64s2,Fe原子失去4s轨道上的电子成为阳离子时,能量较低,故首先失去4s轨道上的电子;Sm的价层电子排布式为4f66s2,失去3个电子变成Sm3+成为稳定状态,则应先失去能量较高的4s电子,所以Sm3+的价层电子排布式为4f5;F-和O2-的核外电子排布相同,核电荷数越大,则半径越小,故半径:F-【典题训练】
1.(2024全国甲)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素。W和X原子序数之和等于Y-的核外电子数,化合物W+[ZY6]-可用作化学电源的电解质。下列叙述正确的是(　　)。
A.X和Z属于同一主族
B.非金属性:X>Y>Z
C.气态氢化物的稳定性:Z>Y
D.原子半径:Y>X>W
A
解析:W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期元素,且能形成离子化合物W+[ZY6]-,则W为Li或Na;又由于W和X原子序数之和等于Y-的核外电子数,若W为Na,X原子序数大于Na,则W和X原子序数之和大于18,不符合题意,因此W只能为Li;由于Y可形成Y-,故Y为第ⅦA族元素,且原子序数Z大于Y,故Y不可能为Cl,因此Y为F,X的原子序数为10-3=7,X为N;根据W、Y、Z形成离子化合物W+[ZY6]-可知,Z为P。
2.短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息判断下列说法正确的是(　　)。
A.元素电负性:ZC.元素第一电离能:ZA
解析:本题考查元素推断及元素周期律。由Z的最高价氧化物对应的水化物为H3ZO4,且0.1 mol·L-1 H3ZO4溶液对应pH=1.57知,Z为P;由0.1 mol·L-1 Y的最高价氧化物对应的水化物的溶液的pH=13.00知,Y为Na;由X、Y、Z、W的原子序数依次增大,且0.1 mol·L-1 X的最高价氧化物对应的水化物的溶液的pH=1.00可知,X为N,由0.1 mol·L-1 W最高价氧化物对应的水化物pH<1.00可知,W为S。所以,电负性:S>P;离子半径:S2->Na+;因为P原子价层电子排布为3s23p3,3p能级为半充满状态,较稳定,故第一电离能:P>S;因为NH3分子间存在氢键,故氢化物的沸点:NH3>PH3。
3.(2021全国甲)W、X、Y、Z为原子序数依次增大的短周期主族元素,Z的最外层电子数是W和X的最外层电子数之和,也是Y的最外层电子数的2倍。W和X的单质常温下均为气体。下列叙述正确的是(　　)。
A.原子半径:Z>Y>X>W
B.W与X只能形成一种化合物
C.Y的氧化物为碱性氧化物,不与强碱反应
D.W、X和Z可形成既含有离子键又含有共价键的化合物
D
解析:短周期元素形成的常温下为气体的单质有:H2、N2、O2、F2、Cl2,由Z的最外层电子数是W和X最外层电子数之和并且是Y最外层电子数的2倍,可以推知W为H,X为N,Z为S,则Y为Al。四种元素的原子半径Al(Y)>S(Z)>N(X)>H(W),A项说法错误;W(H)与X(N)可以形成NH3、N2H4等多种化合物,B项说法错误;Y(Al)的氧化物Al2O3是两性氧化物,能与强碱反应,C项说法错误;W(H)、X(N)、Z(S)可以形成既含有离子键又含有共价键的化合物,如(NH4)2S、NH4HS,D项说法正确。
4.(2022湖南卷)科学家合成了一种新的共价化合物(结构如图所示),X、Y、Z、W为原子序数依次增大的短周期元素,W的原子序数等于X与Y的原子序数之和。下列说法错误的是(　　)。
A.原子半径:X>Y>Z
B.非金属性:Y>X>W
C.Z的单质具有较强的还原性
D.原子序数为82的元素与W位于同一主族
C
解析:W、Y分别形成4个、2个共价键,结合W的原子序数是X、Y之和,可知X、Y、W分别为C、O、Si元素,则Z为F元素。
原子半径C>O>F,A项说法正确;非金属性O>C>Si,B项说法正确;F2具有强氧化性,C项说法错误;根据86号元素为0族元素,可推出82号元素位于第ⅣA族,与W(Si)位于同一主族,D项说法正确。
【新情境模拟训练】
认真阅读下列材料。
为了纪念元素周期表诞生150周年,联合国将2019年定为“国际化学元素周期表年”。
门捷列夫并不是第一个创造元素周期表的科学家,在他之前,有许多人都曾尝试对这些元素进行排列。例如,化学家约翰·道尔顿就曾试图为元素创造一张表格和一些有趣的符号(但它们没能流传开来);约翰·纽兰兹根据元素的属性对它们进行分类。
相比于其他人,门捷列夫的天才在于他在表格中留出了可能性,他意识到某些特定元素是缺失的,还有待被发现。在道尔顿、纽兰兹和其他人列出已知的元素表上,门捷列夫为未知事物留出了空间。更令人惊讶的是,他准确地预测了缺失元素的性质。如,门捷列夫的元素周期表在Al(铝)旁边有一个留给某种未知金属的空间。门捷列夫预言,它的原子质量为68,密度为每立方厘米6克,熔点很低。六年后,法国化学家保罗·埃米尔·勒科克·德布瓦博德兰分离出了镓(Ga),它的相对原子质量为69.7,密度为5.9 g·cm-3,熔点很低,一旦碰到人的手就会熔化成液体——门捷列夫留下的空缺被完美地填补了。对于钪(Sc)、锗(Ge)和锝(Tc),门捷列夫也做了同样的留白与猜测。但直到1937年,也就是他去世30年后,人们才发现了元素锝。
150周年来临之际,元素周期表大家庭又增添了新成员,2016年增加了4种新元素:113号元素Nh、115号元素Mc、117号元素Ts和118号元素Og。这4种元素花了10年时间,而且通过全世界科学家的共同努力才最终获得确认。2019年是化学元素周期表问世150周年,不仅是纪念元素周期表的发现,也是纪念并感恩现代化学发展为我们社会作出的贡献。
回答下列问题:
(1)Ag与Cu在同一族,则Ag在周期表中　　(填“s”“p”“d”或“ds”)区。下表是Fe和Cu的部分电离能数据。请解释I2(Cu)大于I2(Fe)的主要原因:　 　。
(2)周期表中27号元素钴的方格中注明“3d74s2”,由此可以推断　 (填字母)。
A.它位于周期表的第四周期、第ⅡA族
B.它的基态核外电子排布式可简写为[Ar]4s2
C.Co2+的核外价层电子排布式为3d54s2
D.Co位于周期表中第9列
答案:(1)ds　Cu+再失去的是3d10上的电子,Fe+再失去的是4s1上的电子,3d10全充满,更稳定　(2)D
解析:(2)“3d74s2”为Co的价层电子排布式,其简写式中,也要注明3d轨道,B项错误;“7+2=9”,说明它位于周期表的第9列,应为第四周期、第Ⅷ族元素,A项错误;失电子时,应失去最外层的电子,即先失4s能级上的电子,Co2+的价层电子排布式为3d7,C项错误。
实验探源
【必备知识归纳】
同周期、同主族元素性质的递变
【实验目的】
加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识;体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
【实验用品】
试管、试管架、试管夹、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴;镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl2溶液、AlCl3溶液、1 mol·L-1 NaOH溶液、酚酞溶液。
1.同主族元素性质的递变规律
同主族元素从上到下,随原子序数递增,原子半径增大,得电子能力逐渐减弱、失电子能力逐渐增强,元素非金属性逐渐减弱、金属性逐渐增强。
2.同周期元素性质的递变规律
同周期元素从左到右,随原子序数递增,原子半径逐渐减小,得电子能力逐渐增强、失电子能力逐渐减弱,元素非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
3.通过实验比较元素金属性、非金属性强弱的方法
(1)比较元素金属性强弱的常用实验方法:比较单质与酸(或水)反应的难易、比较最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱、利用置换反应等。
(2)比较元素非金属性强弱的常用实验方法:比较单质与氢气反应的难易程度或气态氢化物的稳定性、比较最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱、利用置换反应等。
【易错细节筛查】
判断正误,正确的画“√”,错误的画“×”。
(1)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。(　　)
(2)元素的氧化物对应的水化物酸性越强,非金属性越强;碱性越强,金属性越强。(　　)
(3)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强,其水溶液的酸性越强,还原性越弱。(　　)
(4)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。(　　)
×
×
×
×
【实验能力形成】
1.下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是(　　)。
C
解析:C项,根据事实可知,H2SO3比H2CO3酸性强,但H2SO3不是最高价氧化物对应的水化物,故不能说明非金属性:S>C,错误。
2.甲、乙两种金属的性质相比较,已知:①甲与H2O反应比乙与H2O反应剧烈;②甲单质能从乙的盐溶液中置换出乙单质;③甲的最高价氧化物对应的水化物碱性比乙的最高价氧化物对应的水化物碱性强;④与某非金属反应时甲原子失电子数目比乙原子失电子数目多;⑤甲单质的熔、沸点比乙的低。能说明甲的金属性比乙的金属性强的是(　　)。
A.①④ B.①②③
C.③⑤ D.①②③④⑤
B
解析比较金属性强弱的一般方法是看金属与酸(或水)反应的剧烈程度、最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱、置换反应,而不能根据其与非金属反应时失电子的数目多少和熔、沸点的高低进行比较。