元素周期律及其应用2022年高考化学一轮复习过考点(解析版)

考点26 元素周期律及其应用

一、1～18号元素性质的周期性变化规律

1．原子最外层电子排布变化规律

周期序号 原子序数 电子层数 最外层电子数 结论

第一周期 1→2 1 1→2 同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8) 第二周期 3→10 2 1→8

第三周期 11→18 3 1→8

规律：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化

2.原子半径的变化规律(稀有气体除外)

周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论

第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 第二周期 3→9 0.152→0.071大→小

第三周期 11→17 0.186→0.099大→小

规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化

3．元素的主要化合价

周期序号 原子序数 主要化合价 结论

第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；

②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价；

③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→9 最高价＋1→＋5(不含O、F)

最低价－4→－1

规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化

二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律

以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。

1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。

2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律

(1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究

①原理：金属与水反应置换出H2的难易。

②实验操作：

③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。

④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg＋2H2O=====△Mg(OH)2＋H2↑。

结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na>Mg。

(2)镁、铝元素金属性强弱的实验探究

Al Mg

原理 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

实验操作

沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解

相关反应的化学方程式 Al(OH)3＋3HCl

===AlCl3＋3H2O

Al(OH)3＋NaOH

===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl

===MgCl2＋

2H2O

实验结论 金属性：Mg>Al

(3)钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性

NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3

分类 强碱 中强碱(属于弱碱) 两性氢氧化物

碱性强弱 NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

结论 金属性：Na>Mg>Al

3.硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律

Si P S Cl

最高价氧化物对应水化物的酸性 H2SiO3：弱酸 H3PO4：中强酸 H2SO4：强酸 HClO4：强酸

酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4＞H2SiO3

结论 Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强

4.同周期元素性质递变规律

同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 5．元素周期律

(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

(2)实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

三、金属元素与非金属元素在周期表中的分布及性质规律

1．元素周期表与元素周期律的关系

(1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，反映了元素之间的内在联系。

(2)元素周期表中元素的金属性和非金属性变化的规律。

同周期元素由左向右金属性减弱，非金属性增强；同主族元素由上向下金属性增强，非金属性减弱。

2．元素周期表的金属区和非金属区

(1)金属性强的在周期表的左下方，最强的是Cs(放射性元素除外)，非金属性强的在周期表的右上方(稀有气体除外)，最强的是F。

(2)分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，故元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线。

3．元素化合价与元素在周期表中位置的关系

(1)同主族元素的最高正价和最低负价相同(O、F除外)。

(2)主族元素最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数。

(3)非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8(H最低价为－1，O、F除外)。

四、元素周期表和周期律的应用

1．预测元素及其化合物的性质

根据元素周期表和元素周期律，互相交流讨论，填写下表：

元素名称及符号 溴(Br) 原子序数 35

是金属还是非金属 非金属 原子结构示意图

最高正价 ＋7 最低负价 －1

中间价 ＋1、＋3、＋5 预测依据 氯元素有＋1、＋3、＋5的化合物 最高价氧化物 Br2O7 最高价氧化物的水化物 HBrO4

酸性 HClO4>HBrO4> H2SeO4

稳定性 H2Se

还原性 Se2－>Br－>Cl－

2.指导新元素的发现及预测它们的原子结构和性质

3．寻找有特殊用途的新物质

考向一 元素金属性和非金属性的比较

典例精析

1．（2021·浙江高三月考）科学家利用四种原子序数依次递增的短周期主族元素W、X、Y、Z“组合”成一种超分子，具有高效的催化性能，其分子结构示意图如图。W、X、Z分别位于不同周期，Z的原子半径在同周期元素中最大。(注：实线代表共价键，其他重复单元的W、X未标注)下列说法不．正确．．的是

A．Y单质的氧化性在同主族中最强

B．离子半径：Z>Y

C．Z与Y可组成多种离子化合物

D．最简氢化物的热稳定性：Y>X

【答案】B 【详解】

根据图示可知W形成1个共价键,又是短周期中原子序数最小的元素,说明W原子核外只有1个电子，则W是H元素, X形成4个共价键，则X是C元素, W. X、Z分别位于不同周期，Z的原子半径在同周期元素中最大，则Z是Na元素, Y形成2个共价键，原子序数比C大，比Na小，说明Y原子核外有2个电子层，最外层有6个电子，则Y是O元素，然后根据问题逐-分析解答。

A．同一主族的元素,原子序数越大，元素的原子半径越大，原子获得电子的能力就越弱，单质的氧化性就越弱，由于O是同主族中原子序数最小的元素，故O2的氧化性在同主族中最强，A正确；

B．Y是O， Z是Na元素，O2和-Na+核外电子排布都是2、8，电子排布相同，离子的核电荷数越大，离子半径就越小，所以离子半径：Z

C．O、Na两种元素可形成两种离子化合物Na2O、Na2O2，故C正确；

D．元素的非金属性越强，其简单氢化物的稳定性就越强。X是C，Y是O，由于元素的非金属性：CX，故D正确；

故答案为B。

考向二 微粒半径大小的比较

典例精析

2．（2021·湖北高三二模）主族元素Q、W、X、Y、Z的原子序数均不大于20.化合物ZW2与水剧烈反应，生成一种强碱和一种可燃性气体化合物，Q与X同族，且X的最外层电子数是内层电子数的3倍，常温下，Y的单质能溶于Q的最高价氧化物对应的水化物的稀溶液，却不溶于其浓溶液。下列说法正确的是

A．简单离子半径：Z＞Q＞X＞Y

B．工业上用电解相应氯化物冶炼Y单质

C．Q与X形成的化合物中，每个原子最外层均满足8电子结构

D．化合物ZW2中只含有离子键

【答案】D

【分析】

主族元素 Q、W、X、Y、Z 的原子序数均不大于 20，化合物 ZW2 与水剧烈反应，生成一种强碱和一种可燃性气体单质，则 ZW2 是 CaH2，所以 Z 是 Ca 元素、W 是 H 元素；X 的最外层电子数是内层电子数的 3 倍，则 X 是 O 元素，Q 与 X 同族，则 Q 为 S 元素，Y 的单质能溶于 Q 的最高价氧化物的水化物的稀溶液，即能溶于稀 H2SO4，却不溶于其浓溶液，即不能溶于浓 H2SO4，则 Y为 Al 元素，以此解答。

【详解】

A．Q 为 S 元素、X 为 O 元素、Y 为 Al 元素、Z 为Ca元素，电子层数不同的离子，电子层越多、离子半径越大，而具有相同电子层结构的离子，原子序数越大的离子半径越小，则简单离子半径：Q>Z>X>Y，故A错误；

B．Y 为 Al 元素、而 Al 为活泼金属，工业上电解熔融的 Al2O3 冶炼 Al 单质，而氯化铝为共价化合物不导电，故B错误；

C．Q 与 X 形成的化合物有 SO2 与 SO3，S 原子最外层电子数均不满足 8 电子结构，故C错误；

D．化合物 ZW2 是 CaH2，属于离子化合物，且只含有离子键，故D正确；

故选D。

1．（2021·天津高三一模）TCCA是一种高效含氯消毒漂白剂，贮运稳定，在水中释放有效氯时间长，应用于游泳池等公共场合，其分子结构如图所示。已知：X、Y、Z、W属于原子序数递增的短周期元素，Z核外最外层电子数是电子层数的3倍。下列说法正确的是

A．.第一电离能：X

B．X、Y、W均能与Z形成两种或两种以上的化合物

C．TCCA中X与Y均采取sp3杂化

D．四中元素对应的简单氢化物中最稳定的是W

【答案】B

【分析】

X、Y、Z、W属于原子序数递增的短周期元素，Z核外最外层电子数是电子层数的3倍，则Z为第二周期VIA族的O元素；结合TCCA的结构可知X能形成4个共价键，且原子序数小于X，则X为C元素；Y能形成3个共价键，且原子序数大于X小于Z，则Z为N元素；W能形成1个共价键，且TCCA为含氯消毒剂，则W为Cl元素，综上所述X、Y、Z、W分别为：C、N、O、Cl四种元素，