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第 31 讲 元素周期表、元素的性质
[复习目标] 1.掌握元素周期表的编排原则和整体结构。2.掌握元素周期律的内容和本质。3.
掌握元素的原子半径、金属性、非金属性、第一电离能、电负性等的变化规律。
考点一 元素周期表的结构与价层电子排布
1．元素周期表的编排原则
(1)周期：把____________相同的元素，按________________的顺序从左到右排成的横行。
(2)族：把不同横行中__________相同的元素，按__________的顺序从上而下排成的纵列。
2．原子结构与元素周期表的关系
(1)原子结构与周期的关系
原子的最大能层数＝周期序数。
(2)原子结构与族的关系
①主族元素的价层电子排布特点
主族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA
排布特点
主族 ⅤA ⅥA ⅦA
排布特点
②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为ns2np6。
③过渡元素(镧系、锕系元素除外)的价层电子排布：(n－1)d1～10ns1～2。
(3)原子结构与元素周期表分区的关系
①元素周期表分区②各区价层电子排布特点
分区 价层电子排布
s区 ns1～2
p区 ns2np1～6(除He外)
d区 (n－1)d1～9ns1～2(除钯外)
ds区 (n－1)d10ns1～2
f区 (n－2)f0～14(n－1)d0～2ns2
(4)金属与非金属的分界线
①分界线：沿着元素周期表中______________与________________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。
②各区位置：分界线左下方为____________，分界线右上方为____________。
③分界线附近元素的性质：既能表现出一定的________，又能表现出一定的________。
3．元素周期表应用
(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。
(2)寻找新材料
1．所有非金属元素都分布在p区( )
2．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( )
3．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( )
4．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(
)
一、元素周期表的结构
1．请在下表中画出元素周期表的轮廓，并在表中按要求完成下列问题：(1)标出族序数、周期序数。
(2)将主族元素前六周期的元素符号补充完整。
(3)画出金属与非金属的分界线，并用阴影表示出过渡元素的位置。
(4)标出镧系、锕系的位置。
(5)写出各周期元素的种类。
(6)写出稀有气体元素的原子序数，标出113号～117号元素的位置。
二、元素周期表的应用
2．部分元素在周期表中的分布如图所示(虚线为金属元素与非金属元素的分界线)，下列说
法不正确的是( )
A．B只能得电子，不能失电子
B．原子半径：Ge＞Si
C．As可作半导体材料
D．Po处于第六周期第ⅥA族
3．确定下列指定元素的原子序数
(1)甲、乙是元素周期表中同一周期的第 ⅡA族和第ⅦA族元素，原子序数分别为m、n，
则m、n的关系为___________________________________________________________。
(2)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序
数为x，则乙的原子序数可能是____________________________________________。
(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B的上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种
元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为______________________。
(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中 M的原子序数为37的是
________________________________________________________________________
(填字母)。元素周期表中原子序数差的关系
(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长周期元素，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，第四或五周期元素：原子序数差＝族序数差＋10，第六或七周期元素：原子序
数差＝族序数差＋24。
(2)同主族、邻周期元素原子序数差的关系
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。
④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。
考点二 元素周期律 电离能、电负性
1．元素周期律
2．主族元素周期性变化规律
项目 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
电子层数
原子结构 最外层电
依次增加
子数
原子半径
金属性
非金属性
元素性质
最高正化合价：＋1→＋ 相同，最高正化合价＝
化合价
7(O、F除外)，负化合价＝
____________(O、F除外)______(H为－1价)
最高价氧
化物对应 酸性____________， 酸性__________，
水化物的 碱性____________ 碱性__________
化合物性质 酸碱性
简单气态
氢化物的
稳定性
3.电离能
(1)含义
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____________，符
号：____，单位：______。
(2)规律
①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈______的趋势，其中第ⅡA族、第ⅤA族元
素的第一电离能出现反常。
②同族元素：从上到下第一电离能逐渐______。
③同种原子：逐级电离能越来越大。
(3)应用
①判断元素金属性的强弱
电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之金属性越弱。
②判断元素的化合价
如果某元素的I
n＋1
≫I
n
，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素的I
2
≫I
1
，所以钠元素的化
合价为＋1。
③判断核外电子的分层排布情况
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变时，
电子层数就可能发生变化。
4．电负性
(1)含义
不同元素的原子____________________的标度。元素的电负性越大，表示其原子对键合电子
的吸引力________。
(2)标准
以氟的电负性为____和锂的电负性为1.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气
体元素未计)。
(3)变化规律
①在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐________，同主族元素从上至
下，元素的电负性逐渐________。②金属元素的电负性一般________，非金属元素的电负性一般________，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，它们既有金属性又有非金属性。
(4)应用
5．定性判断金属性、非金属性的一般方法
①单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，金属性越强
金属性 ②单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
①与H 化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
2
非金属性 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
1．元素的电负性越大，非金属性越强，第一电离能也越大( )
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．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( )
5．同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小( )
一、微粒半径、元素金属性和非金属性比较
1．比较下列微粒半径的大小(用“＞”或“＜”填空)：
(1)Si________N________F。
(2)Li________Na________K。
(3)Na＋________Mg2＋________Al3＋。
(4)F－________Cl－________Br－。(5)Cl－________O2－________Na＋。
(6)H－________Li＋________H＋。
2．根据元素周期律比较下列各组性质(用“>”或“<”填空)：
(1)金属性：K________Na________Mg；
非金属性：F________O________S。
(2)碱性：Mg(OH) ________Ca(OH) __________________________________KOH。
2 2
(3)酸性：HClO________HSO ________HClO。
4 2 4
(4)热稳定性：CH________NH ________HO。
4 3 2
(5)还原性：HBr________HCl，I－________S2－。
(6)氧化性：Fe3＋________Cu2＋________Fe2＋。
3．A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A、C的最低价离子分别为A2－、C－，B2＋
与C－具有相同的电子层结构，下列叙述不正确的是( )
A．原子序数：A>B>C
B．原子半径：C>B>A
C．离子半径：A2－>C－>B2＋
D．原子最外层电子数：C>A>B
电子层结构相同的微粒半径大小规律
电子层结构相同(核外电子排布相同)的离子半径(包括阴、阳离子)随核电荷数的增加而减小，
如O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。可归纳为电子层排布相同的离子，(表中位置)阴离子在阳离子
前一周期，原子序数大的半径小，概括为“阴前阳下，序大径小”。
二、“10e－”“18e－”微粒的应用
4．A＋、B＋、C－、D、E五种粒子(分子或离子)中，每个粒子均有10个电子，已知：
①A＋＋C－===D＋E↑；②B＋＋C－===2D。
回答下列问题：
(1)C－的电子式是____________。
(2)分别写出A＋和D反应、B＋和E反应的离子方程式： _______________________、
________________________________________________________________________。
(3)除D、E外，请再写出两种含10个电子的分子的分子式：______________________。
(4)除A＋、B＋外，请再写出两种含10个电子的阳离子：________________________。
等电子微粒的判断方法
(1)“10电子”微粒：(2)“18电子”微粒：
三、电离能、电负性的变化规律及应用
5．下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据(用I、I……表示，单位为kJ·mol－1)。
1 2
I I I I ……
1 2 3 4
R 740 1 500 7 700 10 500
下列关于元素R的判断中一定正确的是( )
A．R的最高正价为＋3价
B．R元素位于元素周期表中第ⅡB族
C．R元素第一电离能大于同周期相邻元素
D．R元素基态原子的电子排布式为1s22s2
6．(1)C、N、O、S四种元素中，第一电离能最大的是__________________。
(2)观察下面四种镧系元素的电离能数据，判断最有可能显示＋3价的元素是________(填元
素名称)。
几种镧系元素的电离能(单位：kJ·mol－1)
元素 I I I I
1 2 3 4
Yb(镱) 604 1 217 4 494 5 014
Lu(镥) 532 1 390 4 111 4 987
La(镧) 538 1 067 1 850 5 419
Ce(铈) 527 1 047 1 949 3 547
7.根据信息回答下列问题：
不同元素的原子在分子内吸引电子的能力大小可用数值表示，该数值称为电负性。一般认为：
如果两个成键原子间的电负性差值大于1.7，原子之间通常形成离子键；如果两个成键原子
间的电负性差值小于1.7，通常形成共价键。下表是某些元素的电负性值：元素
Li Be B C O F Na Al Si P S Cl
符号
电负
1.0 1.5 2.0 2.5 3.5 4.0 0.9 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
性值
(1)通过分析电负性值的变化规律，确定Mg元素的电负性值的最小范围：________________。
(2)请归纳元素的电负性和金属性、非金属性的关系： __________________________。
(3)推测AlF、AlCl 、AlBr 是离子化合物还是共价化合物：
3 3 3
AlF__________________，AlCl _________________________________________，
3 3
AlBr ________________。
3
答题规范(3) 电离能规范答题的两个类型
1．电离能与原子结构
答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。
答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对
最外层电子的吸引力小于B, 故第一电离能A小于B。
2．电离能与半充满、全充满
答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，
难失电子。
答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，
×××电离能大。
1．请结合核外电子排布相关知识解释，第一电离能： C 小于 O，原因是：
_________________
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
2．(1)第一电离能N大于O，原因是： _____________________________________
________________________________________________________________________。
(2)已知电离能：I(Ti)＝1 310 kJ·mol－1，I(K)＝3 051 kJ·mol－1。I(Ti)
1 1
I(Na)，原因是_________________________________________________________。
1
I(Be)> I(B)> I(Li)，原因是_______________________________________________
1 1 1
________________________________________________________________________。
I/(kJ·mol－1)
1
Li Be B
520 900 801
Na Mg Al
496 738 578
(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电
离能I(Zn)________(填“大于”或“小于”)I(Cu)。原因是____________________
1 1
________________________________________________________________________。
(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为I ＝1 958 kJ·mol－1，I ＝1 753
Cu Ni
kJ·
mol－1，I ＞I 的原因是________________________________________________
Cu Ni
________________________________________________________________________。
(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径 Ga________As，第一电离能Ga__________(填“大于”或“小于”)As。
5．(1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价层电子排布式为________，在元素周期表中位置
为________。
(2)[2022·河北，17(1)(2)]①基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为________。
②Cu 与 Zn 相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是 ________，原因是
________________________________________________________________________
________________________________________________________________________。
(3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]① 基态 F 原子的价层电子排布图(轨道表示式)为
________________________________________________________________________。
②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________(填标号)，判断的根据是_____________________________
________________________________________________________________________；
第三电离能的变化图是________(填标号)。
