专题6.2 元素周期表和元素周期律（讲）-2017年高考化学一轮复习讲练测（原卷版）(2)

第二讲 元素周期表和元素周期律

1、掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。 2、以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。 3、以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。 4、了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

一、元素周期表 1、原子序数

按照元素在周期表中的顺序给元素编，称之为原子序数。 原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2、元素周期表的编排原则

（1）周期：把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行。

（2）族：把不同横行中最外层电子数相等的元素，按电子层数递增的顺序，由上而下排成纵行。 3、元素周期表的结构

（1）周期（七个横行，七个周期）

序 元素种数 0族元素原子序数|Z|X|X|K][来源学科短周期 一 2 2 二 8 10 三 8 18 [来源:]长周期 四 18 36 五 18 54 六 32 86 [来源:]七 不完全周期最多容纳 32 种元素 （2）族（18个纵行，16个族）

列序 主族 族序 副族 列序 ⅠA 3 ⅡA 4 ⅢA 5 ⅣA 6 ⅤA 7 ⅥA 11 ⅦA 12 1 2 13 14 15 16 17 族序 第Ⅷ族 0族 4、元素周期表的特殊位置 （1）金属元素与非金属元素

ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB 第 8、9、10 共3个纵行 第 18 纵行 ①分界线：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：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。 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。

（2）过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。 （3）镧系：元素周期表第六周期中，57元素镧到71元素镥共15种元素。 （4）锕系：元素周期表第七周期中，89元素锕到103元素铹共15种元素。 （5）超铀元素：在锕系元素中92元素铀(U)以后的各种元素。 【总结】结构巧记口诀

横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七尚不满。 纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。 一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。 镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。 说明 ①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；

②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。

5、元素周期表结构中隐含的两条规律 （1）同周期主族元素原子序数差的关系 ①短周期元素原子序数差＝族序数差。

②两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。两元素分布在过渡元素两侧时，四或五周期元素原子序数差＝族序数差＋10，六周期元素原子序数差＝族序数差＋24。 ③四、五周期的ⅡA与ⅢA族原子序数之差都为11，六周期为25。 （2）同主族、邻周期元素的原子序数差的关系

①ⅠA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。 ②ⅡA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。 ③ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32。

【典型例题1】下列各表中的数字代表的是原子序数，表中数字所表示的元素与它们在周期表中位置相符的

①

②

一组是 （ ）

1 A

2 B.

4 5 6 C.

4 2 11 19 10 11 12 D. 8 20 12 13 16 17 18

【点评】本题解题的关键是熟练掌握元素周期表的结构，能根据元素的原子序数确定元素在元素周期表中

的位置。

【迁移训练1】【河北冀州中学2016届第二次月考】查阅元素周期表，从每个方格中不能得到的信息是

( )

A．相对原子质量 B．元素名称 C．原子序数 D．同位素种类

二、元素周期律 1、概念

元素的性质随核电荷数递增发生周期性的递变。 2、实质

元素周期律的实质是元素原子结构的周期性变化必然引起元素性质的周期性变化。 3、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某些性质相似，如Li和Mg，Be和Al。 4、元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律

项目 最外层电子数 主要化合价 负价由-4→-1 原子半径 金属性与 非金属性 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 逐渐减小（惰性气体除外） 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 逐渐增大 金属性逐渐增强 非金属性逐渐减弱 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱 同周期（从左到右） 由1递增到7 最高正价由+1→+7（O、F除外） 同主族（从上到下） 相同 最高正价相同 非金属的 气态氢化物 得失电子能力 生成由难到易 稳定性由弱到强 得电子能力逐渐增强 失电子能力逐渐减弱 逐渐增大（特例：Be>B,N>O, 生成由易到难 稳定性由强到弱 得电子能力逐渐减弱 失电子能力逐渐增强 逐渐减小 第一电离能 Mg>Al，P>S） 电负性

5、元素非金属性强弱的比较

（1）结构比较法：最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性越强。 同周期：从左到右，非金属性增强??

（2）位置比较法?同主族：从上到下，非金属性减弱

??左下右上位：左下方元素非金属性较弱

逐渐增大 逐渐减小

?的对应元素非金属性强

?依与H反应的难易或剧烈程度：越易反应或反应越?剧烈，对应元素非金属性越强

?依单质的氧化性强弱：氧化性越强，对应元素的非金属性越强

（3） 实验比较法?依简单阴离子的还原性强弱：还原性越弱，对应元素

?的非金属性越强

依单质与同一物质反应的难易程度：越易进行反应，?对应元素的非金属性越强

?依置换反应：非金属性较强的元素单质能置换出非?金属性较弱的元素单质

2

依最高价氧化物对应水化物酸性强弱比较：酸性强

6、实例 （1）碱金属

①碱金属元素原子结构特点与化学性质的关系 元素 结构 相似性 化学性质 等。反应产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。 Li Na K Rb Cs 原子的最外层都只有 1个电子 都表现出较强的 还原 性：如能够与氧气等非金属单质反应；能够置换水中的氢从Li→Cs，核外电子层数逐渐 增多，原子半径依次 增大 ，原子核对最外层电结构 子的吸引力逐渐 减小 ，因此元素的原子失去电子的能力逐渐 增强。 递变性 从Li→Cs，元素的金属性逐渐 . 化学性质 ①与氧气的反应越来越剧烈，且产物越来越复杂 ②与水反应置换出水中的氢越来越容易

②单质物理性质的比较

A．碱金属元素的单质一般呈 银白 色，密度 小 ，熔、沸点 低，导电、导热性 良好 。 B．递变性：从Li→Cs，碱金属的密度逐渐 增大 ，熔沸点逐渐 降低 。

C．碱金属元素单质的个性特点：铯略带金黄色；密度：Li小于煤油，Na大于K，Rb、Cs小于H2O；熔点：Li大于100 ℃。

（2）卤素

①原子结构特点

相同点：最外层都是 7 个电子。

不同点：按F、Cl、Br、I的顺序，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减弱。 ②卤素单质的物理性质递变规律

按F2、Cl2、Br2、I2的顺序：颜色逐渐变深；熔、沸点逐渐升高 ；密度逐渐 增大。 ③卤素单质的化学性质 与H2化合 H2＋X2=2HX 与H2O反应 F2 冷暗处爆炸化合，生成的HF很稳定 2F2＋2H2O= =4HF＋O2 置换反应 Cl2 Br2 I2 持续加热缓慢化合，生成的HI不稳定 与水只起微弱反应 强光下爆炸化合，高温下缓慢化合，生生成的HCl稳定 Cl2＋H2O= =HCl＋HClO Cl2＋2NaBr= =2NaCl＋Br2 成的HBr较不稳定 与水反应，但较氯气缓慢 Br2＋2NaI= =2NaBr＋I2 不能把其他卤素从它们的卤化物中置换出来 结论 非金属性逐渐减弱 【典型例题2】短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。X原子的最外层电子数是其内层电子

数的2倍，Y是地壳中含量最高的元素，Z2与Y2具有相同的电子层结构，W与X同主族。下列说法

＋

－

本文来源：https://www.bwwdw.com/article/qryv.html