元素周期律：金属和非金属元素性质规律揭秘

【高考化学·考试大纲】(1)以第3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。(2)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。(3)了解金属、非金属元素在周期表中的位置及其性质递变规律。

【课程标准·学业要求】能用原子结构解释元素性质及其递变规律,并能结合实验及事实进行说明。

1.下列关系不正确的是(　)

A.[17 全国Ⅲ,12]氧化物对应水化物的酸性:Al>N

B.[17 全国Ⅲ,12]简单离子的半径:Al<O

C.[17 全国Ⅰ,12]氧的简单氢化物的热稳定性比氮强

2.[16 全国Ⅰ,13]下列判断正确的是(　)

A.原子半径的大小H<C<O

B.元素的非金属性Cl>C>O

C.氧的氢化物常温常压下为液态

D.碳的最高价氧化物的水化物为强酸

3.[16 全国Ⅱ,9]下列判断不正确的是(　)

A.H与O、Na、S三种元素形成的二元化合物中其化合价均为+1

B.O与H、Na、S三种元素均可形成至少两种二元化合物

C.Na的原子半径是在H、O、S元素中最大的

D.S和H形成的化合物的溶液呈弱酸性

4.[16 全国Ⅲ,12]下列判断正确的是(　)

A.简单离子半径:O2-<Na+<Cl-

B.O与Na形成的化合物溶于水后溶液呈碱性

C.气态氢化物的热稳定性:O<S

D.最高价氧化物的水化物的酸性:S>Cl

5.[全国高考Ⅰ]短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,其简单离子都能破坏水的电离平衡的是(　)

A.W2-、X+　B.X+、Y3+　C.Y3+、Z2-　D.X+、Z2-

6.[18 全国I,35]Li+与H-具有相同的电子构型,r(Li+)小于r(H-),原因是。

7.[14 全国Ⅱ,27]铅是碳的同族元素,比碳多4个电子层,铅在元素周期表的位置为第____周期,第___族;PbO2的酸性比CO2的酸性______(填“强”或“弱”)。

一、元素周期律

随着原子序数的递增,元素的性质(核外电子排布、原子半径、元素主要化合价、元素的金属性和元素的非金属性、元素的第一电离能、电负性等)呈周期性的变化,这个规律叫元素周期律。

元素性质的周期性变化的实质是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

二、元素的金属性与非金属性周期性变化

1.元素的金属性和非金属性的周期性变化:同周期(左→右):金属性(即原子失电子的能力)依次减弱,非金属性(即原子得电子的能力)依次增加;同主族(上→下):金属性(即原子失电子的能力)依次增加,非金属性(即原子得电子的能力)依次减弱。

2.元素金属与非金属的判断依据

(1)元素金属性强弱判断依据

①与水或酸置换出氢气的难易程度。②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。③金属单质间置换:强置换弱。④对应的金属阳离子的氧化性。

(2)元素非金属性强弱判断依据

①单质与氢气的化合难易程度,以及生成气态氢化物的稳定性和还原性。②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。③非金属单质间置换:强置换弱。

3.同一周期元素性质的递变关系(以第三周期为例)

(1)元素的金属性的递变关系:

(2)元素的非金属性的递变关系

4.同一主族元素性质的递变规律(以卤素为例)

三、元素性质的周期性变化

【考型1】核外电子排布与化合价的周期性

1.[多选]下列判断正确的是(　)

A.[14 全国Ⅰ,10]原子最外层电子数:S>Na>F

B.[15 全国Ⅱ,9]元素H、S、Cl各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6

C.[15 福建,10]元素N、Si、P的最高化合价分别与其主族序数相等

D.[天津高考]第二周期元素从左到右,正价从+1递增到+7

【考型2】原子或离子的电子层结构与半径

2.下列判断正确的是(　)

A.[14 全国Ⅰ,10]离子半径:S2->Na+>F-

B.[16 江苏,4]原子半径:r(O)<r(F)<r(Na)<r(S)

C.[16 浙江,9]原子半径大小:O<C,Na>Cl

D.[15 全国Ⅱ,9]原子半径:Si<N<O

E.[17 江苏,1]原子半径:r(H)<r(N)<r(O)<r(Na)

F.[17.11 浙江,学13]O的原子半径比N的大

【考型3】元素的金属性与非金属性的周期性变化

3.下列判断不正确的是(　)

A.[15 全国Ⅰ,12]阴离子的还原性:H>Cl

B.[15 全国Ⅱ,9]元素的非金属性次序为Cl>S>H

C.[17 北京,8]第七周期、第VIIA族元素为Ts,Ts在同族元素中非金属性最弱

D.[17 江苏,1]N的单质的氧化性比O的强

【考型4】简单气态氢化物的热稳定性与化学性质

4.下列判断不正确的是(　)

A.[16 江苏,4]S的简单气态氢化物的热稳定性比F的强

B.[15 福建,10]最简单气态氢化物的热稳定性:O>N>P>Si(www.xing528.com)

C.[17 天津,5]气态氢化物的稳定性:H2O>NH3>SiH4

【考型5】最高价氧化物的水化物的酸性

5.下列判断正确的是(　)

A.[17 海南,19]高氯酸的酸性与氧化性均大于次氯酸的酸性和氧化性

B.[17 江苏,1]Na的最高价氧化物的水化物是一种弱碱

C.[17.11 浙江,学13]Si的最高价氧化物的水化物的酸性比Cl的弱

D.[17 天津,5]如下图所示实验可证明元素的非金属性:Cl>C>Si

【考型6】元素及其化合物的性质与周期性的关系

6.下列判断正确的是(　)

A.[14 全国Ⅰ,10]单质沸点:S>Na>F

B.[16 浙江,9]C与O能形成多种化合物,一般条件下都能与Na的最高价氧化物的水化物发生反应

C.[浙江高考]科学家发现一种新细菌的DNA链中有砷(As)元素,该As元素最有可能取代了普通DNA链中的P元素

用元素周期律分析元素的性质时,先确定该元素所在周期表中的位置(周期和族),然后根据该元素性质变化规律进行判断。

★原则:用元素的周期性进行讨论时,先画出元素在周期表中的位置,后再讨论周期性变化。

★方法:讨论熟悉元素时,更多的是讨论元素的具体性质,要注意特殊性(如第一周期只有2种元素,F只有-1价,没有正价,O有-2价,过氧化物为-1价,一般没有正价,不存在最高正价与最低负价的关系,N多变价等),讨论不熟悉的元素时,主要是运用周期性规律或区域分析,如As可能取代普通DNA链中的P元素而形成新小细菌。在讨论元素周期性时,一定要注意差异性和特殊性。

元素的有些性质不成简单的周期性变化,如相对原子质量、离子半径、单质的密度与熔沸点等物理性质,简单气态氢化物的酸性,最高价氧化物对应水化物的氧化性等。

一、核外电子排布与化合价的周期性

1.同一周期元素从左到右,正价从+1递增到+7(特殊:第一周期,元素O和F)。

2.化合价:金属只有正价而无负价,非金属元素一般既有正价又有负价(F无正价),负价一般没有变价(少数除外,如O22-平均为-1价),以正价确定元素的族序数时,一定要用最高正价。

3.原子最外层电子数=最高化合价(O、F除外)=主族序数。

二、原子或离子半径的比较

原子半径与离子半径比较的方法不一样,不能混淆;原子半径是周期性变化,而简单离子半径一般不能用简单的周期律变化分析。金属离子为阳离子,非金属离子一般为阴离子,主族元素的离子都具有稳定的电子层结构。

1.同一周期元素的微粒半径比较:

(1)原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。

例:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。

短周期中原子半径最大的元素是Na,原子半径最小的元素是H,稀有气体的元素的原子不列入比较范围。

(2)同一周期元素的离子半径不是依次减小的,阳离子半径依次减小,阴离子半径依次减小,但中间间开(如图),且阴离子半径大于同一周期阳离子半径,如第三周期中ⅢA的Al3+离子半径最小,P3-离子半径最大,Si一般不形成简单离子。

2.同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。

例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)；

r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+);

r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-)

3.★电子层结构相同的离子,(位置“阴前阳下”:非金属元素形成的阴离子与同周期的稀有气体原子的电子层结构相同,金属元素形成的阳离子与上一周期的稀有气体原子的电子层结构相同),带负电荷数越大,离子半径越大,带正电荷数越大,离子半径越小,也即核电荷数越大,半径越小。

例:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)

*4.同种元素的微粒半径:阴离子>原子>阳离子。

例:r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+),r(H-)>r(H)>r(H+)

*5.电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径,但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。

6.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。例:比较r(K+)与r(Mg2+)可选r(Na+)为参照可知r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。

★对3、4、6归纳,一般情况下,总是“阴大阳小”:即阴离子半径>原子半径(按周期性判断)>阳离子半径。

方法:比较微粒的半径时先看层数,一般层数多半径大;层数相同时,序小径大;对于同种元素的原子和阴离子:阴离子半径>原子半径。

三、元素的金属性与非金属性的周期性变化

原子得到电子放出的能量越多,其非金属性越强。H元素的非金属性在短周期中是最弱。

1.元素周期表中,从右向上,非金属性增强,左下方,金属性减弱。

2.原子半径越小,原子电子层数越小,最外层电子数越多,非金属性越强。元素的非金属性越强,其简单阴离子的还原性就越弱;金属性越强,其离子的氧化性就越弱。

3.非金属性越强其单质的氧化性越强(N2例外);只有ⅦA族的各元素的所有氢化物的水溶液才均显酸性。

四、气态氢化物的热稳定性与化学性质

氢化物分为非金属氢化物、金属氢化物(如NaH)。

(简单)气态氢化物是指非金属的简单氢化物分子,如HF、H2O、NH3、CH4,不包括:H2O2、C6H6等物质,属于共价化合物,H显+1价。

注意题目的限制:区别金属氢化物,金属氢化物为离子氢化合物,固态氢化物,H显-1,如NaH、CaH2、NaBH4。

非金属性越强,其氢化物的热稳定性越强,还原性越弱;单质与氢气化合的就越易。实际上碳的其他氢化物的稳定性与甲烷接近,所以,也有省略碳的“简单气态碳”氢化物的说法。

氢化物的沸点主要受氢键或相对分子质量的影响。氢化物的酸性规律复杂,一般不作为比较非金属性强弱的标准,不能混淆。

有关气态氢化物的沸点,氢键等内容,参考选考内容“分子间作用力及其性质”。

注意:HF、HCl、HBr、HI四种氢化物的热稳定性、还原性、水溶液的酸性、沸点的比较。

五、最高价氧化物的水化物的酸碱性

1.最高价氧化物对应的水化物实质是指形成的最高价碱或含氧酸。

2.金属性越强,其最高价氧化物对应的水化物的碱性越强,第三周期:NaOH(强碱)>Mg(OH)2(中强碱)>Al(OH)3(两性)。

3.第三周期元素的酸性强弱:HClO4(最强酸)>H2SO4(强酸)>H3PO4(中强酸)>H4SiO4(弱酸)。由于O、F无最高价的含氧酸,因此不列入比较范围;特别强调由于含氧酸的酸性与中心元素的化合价有关,如酸性HClO4(高氯酸)>HClO3(氯酸)>HClO2(亚氯酸)>HClO(次氯酸),所以比较时只能用最高价的含氧酸比较。

4.拓展分析，近年来考试中,也出现了不指明用最高价氧化物对应水化物比较酸碱性的情况:

(1)没有变化的金属元素:最高价氧化物对应水化物的碱性Na>Mg>Al。

(2)金属与非金属元素:氧化物对应水化物的酸性:Cl>Al,N[HNO3,HNO2]>Mg[Mg(OH)2]。

六、元素及其化合物的性质与周期性的联系

1.一些特征性质:(1)同一周期,三种元素的最高价氧化物对应的水化物能相互反应,这三种元素是:Na、Al、S(或Cl)。(2)若元素X、Y相邻,X的核电荷数是Y核外电子数的一半,则X为O,Y为S。(3)某些单质或两元素之间形成的某些化合物可作水的消毒剂为O、Cl(O2、Cl2、ClO2)。(4)周期表中Si、Ga、As等位于金属和非金属的分界处,故它们既具有一定的非金属性,又具有一定的金属性,具有半导体的性质。

2.有些性质不能用周期表讨论,例如:(1)一些盐的热稳定性:Na2CO3>NaHCO3。(2)含氧酸的稳定性或氧化性。(3)气态氢化物的酸性。(4)单质的沸点的高低等。

3.形成多种二元化合物的物质,主要是氧化物:如O与H、Na、C、S、N。