題目列表(包括答案和解析)
2. 已知某元素的最高化合價的值是其最低化合價絕對值的3倍，且其最高價氧化物的相對分子質量與其氣態(tài)氫化物的相對分子質量之比是2.35：1,則該元素是 ( )
A. 碳 B. 磷 C. 硫 D. 氧
1. 兩種元素原子的核外電子層數之比與最外層電子數之比相等，則在周期表的前10號元素中，滿足上述關系的元素有( )
A. 1對 B. 2對 C. 3對 D. 4對
(四)元素周期表在化學學習與研究中的重要作用：
1. 確定某些元素的原子結構
2. 發(fā)現一些化學新元素
3. 尋找新材料：
(1)在金屬元素和非金屬元素的交界處尋找半導體材料
(2)從IIIB到VIB中尋找耐高溫、耐腐蝕的材料
(3)在過渡元素中尋找優(yōu)良的催化劑
(4)尋找合適的超導材料、磁性材料
4. 指導探礦：
地球上元素的分布跟它們在元素周期表中的位置有密切的關系
(1)在地殼中，相對原子量較小的元素含量多，而相對原子質量較大的元素含量少。
(2)原子序數是偶數的元素，在地殼中的含量較多，是奇數的元素含量較少。
(3)地球表面的元素多數呈現高價態(tài)，巖層深處的元素多數呈低價態(tài)。
(4)堿金屬元素主要富集于 巖石圈的上層(親石元素)。
[典型例題]
例1. 元素的以下性質，隨著原子序數遞增不呈現周期性變化的是( )
A. 化合價 B. 原子半徑 C. 元素的金屬性和非金屬性 D. 相對原子質量
答案：D
解析：據元素周期律的內容知，元素的化合價、原子半徑、金屬性和非金屬性都隨著原子序數遞增呈現周期性變化，而相對原子質量一般隨原子序數的遞增呈現增大的變化趨勢，絕不會出現周期性的變化。
點評：應該說相對原子質量的大小與原子的實際質量的大小是一致的，而原子質量主要集中在原子核上，即主要由質子數和中子數決定，則隨原子序數的遞增相對原子質量一直呈現增大的變化趨勢就不難理解了。
例2. 下列說法正確的是( )
A. 常溫常壓下，只有一種元素的單質呈液體
B. 周期表中的所有元素都是從自然界中發(fā)現的
C. 過渡元素不全是金屬元素
D. 常溫、常壓下，氣態(tài)單質的分子都是由非金屬元素的原子形成的
答案：D
解析：常溫、常壓下，Br2、Hg都為液態(tài)，A不正確；周期表中1-92號元素天然存在于自然界中，93號以后的元素多是通過人工方法合成的，B不正確；過渡元素全是金屬元素，C不正確。
點評：對元素周期表中的常見元素的物理性質、化學性質應該熟練掌握。
例3. 甲、乙兩種非金屬：①甲比乙容易與H2化合②甲原子與乙陰離子發(fā)生置換反應③甲的最高價氧化物對應水化物酸性比乙的最高價氧化物對應的水化物酸性強?與某金屬反應時，甲原子得電子數目比乙的多?甲的單質熔沸點比乙低。能說明甲比乙得電子能力強的是( )
A. 只有④ B. 只有⑤ C. ①②③ D. ①②③④⑤
答案：C
解析：①②③是判斷得電子能力相對強弱常用的三種方法。?錯在用得電子數目的多少衡量得電子能力強弱，應比較原子得電子的難易程度，如得電子數目N>F，但得電子能力N<F。同理，⑤用單質的熔沸點作依據也是錯誤的，如金剛石的熔點高于硅，但得電子的能力C>Si。
點評：熟練掌握元素原子得電子能力強弱的依據，注意合理推測。如本題中的置換依據。
例4. 鎂、鋰在元素周期表中具有特殊“對角線”關系，它們的性質相似，例如，它們的單質在過量氧氣中燃燒時均只生成正常的氧化物等，下列有關鋰的性質敘述不正確的是( )
A. Li2SO4能溶于水
B. LiOH是易溶于水，受熱不分解的強堿
C. Li遇濃硫酸不產生“鈍化”現象
D. Li2CO3受熱分解，生成Li2O和CO2
答案：B
解析：由Mg、Mg(OH)2、MgCO3、MgSO4的性質推測相應的鋰及其化合物的性質。MgSO4易溶于水，Mg(OH)2是難溶、易分解的中強堿，Mg與濃H2SO4能發(fā)生反應，MgCO3受熱易分解是已學知識。
點評：本題屬信息遷移題，注意題目由已知的、熟悉的到未知的合理知識遷移。
[模擬試題]
(三)元素周期表與元素性質的關系
1. 元素的金屬性和非金屬性：
(1)元素的金屬性是指元素原子 失電子 的能力；元素的非金屬性是指元素原子得電子 的能力。
注：不同元素的金屬性或非金屬性有強弱之分，但與得失電子的多少沒有直接聯系，而是與得失電子的能力有關。
(2)元素金屬性強弱的判斷依據有：
單質與水或酸反應置換氫氣的難易程度 ；最高價氧化物的水化物堿性強弱。
(3)元素非金屬性強弱的判斷依據有：
單質與氫氣化合的難易程度以及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性；最高價氧化物的水化物酸性強弱。
2. 認識同周期元素性質的遞變：
思考：
第三周期元素原子的核外電子排布是如何遞變的？
隨著原子序數的遞增，最外層電子數從1遞增到8。
嘗試根據元素原子的核外電子排布規(guī)律預測第三周期元素失電子能力或得電子能力的相對強弱。
隨著原子序數的遞增，原子失電子能力減弱，得電子能力增強。
(1)探究鈉、鎂、鋁原子失電子能力的相對強弱
實驗方法：
①比較鈉、鎂、鋁與水反應的難易程度；②比較鎂和鋁與同濃度鹽酸反應的難易程度；③比較鈉、鎂、鋁的最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱。
實驗結論：
隨著原子序數的遞增，鈉、鎂、鋁的原子失電子的能力逐漸減弱；氫氧化納、氫氧化鎂、氫氧化鋁的堿性逐漸減弱。
(2)探究硅、磷、硫、氯原子得電子能力的相對強弱：
結論：Si、P、S、Cl原子得失電子能力順序為：
得電子能力：Si<P<S< Cl
失電子能力：Si>P>S>Cl
綜合以上的對第三周期元素性質的探究，我們可以得出下列結論：從鈉到氯元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。而氬為性質極其穩(wěn)定的稀有氣體，元素周期表第三周期里這些元素及其化合物性質的遞變規(guī)律在其它周期同樣適合。
(3)同周期元素性質遞變的理論解釋：
同周期的元素，原子的電子層數相同，原子核電荷數和最外層電子數隨著原子序數的增加而增多，原子核與電子之間的相互作用逐漸增強，原子半徑逐漸減小，原子核對最外層電子的吸引力逐漸增強，原子得電子能力逐漸增強，失電子的能力逐漸減弱。
3. 預測同主族元素的性質：
(1)同主族元素原子結構特點：
相似性：原子最外層電子數相同。
遞變性：從上到下，電子層數遞增，原子半徑逐漸增大。
(2)同主族元素性質的遞變和相似規(guī)律：
同主族元素，由于從上到下電子層依次遞增，原子半徑逐漸增大，失電子能力逐漸增強，得電子能力逐漸減弱，所以元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
同主族元素具有相似的化學性質。
(3)實例研究：
鹵素原子：
氧族、氮族等其它非金屬主族元素性質的遞變規(guī)律類似于鹵素。
堿金屬元素：
①關于鈉、鉀與水反應的實驗探究：
實驗步驟：
將一小粒鈉加入盛水的燒杯中；將一小粒鉀加入盛水的燒杯中，并蓋上玻璃片。
實驗現象：鈉與水迅速反應； 鉀與水更劇烈反應，有火光。
實驗結論：鉀、鈉都能與水劇烈反應，鉀比鈉更劇烈。
根據鈉、鉀的性質，預測ⅠA族其它元素單質的性質。ⅠA族元素的單質都是銀白色固體(Cs略帶金色光澤)，熔點低、密度小；都能與H2O、O2、Cl2等發(fā)生化學反應，反應能力隨核電荷數的增加而增強。
a. 與O2反應時，劇烈程度及產物不同
b. 與水反應時劇烈程度不同
2M+2H2O=2MOH+H2 (M=Li、Na、K、Rb、Cs)
堿金屬的遞變性：
小結：元素的金屬性和非金屬性的遞變概括起來如圖：
注意周期表中的遞變規(guī)律：若A、B、C三元素位于周期表中如下圖位置，則原子半徑：C>A>B
金屬性：C>A>B (原子得電子的性質)
周期表中的相似規(guī)律：①同主族元素性質相似 ② 相鄰元素性質相似 ③對角線規(guī)則：如上圖A 與D位置的元素性質相似
總結元素“位、構、性”之間的關系：
(二)元素周期表的結構
1. 元素周期表的含義及編排原則
編排原則：將元素按原子序數遞增由小到大的順序排列，將原子電子層數相同的元素從左到右排成一橫行；將不同橫行中原子的最外層電子數的相同的元素按電子層數遞增的順序排成一縱行，這樣得到的表叫元素周期表。
關系：元素周期表是元素周期律的具體表示形式。
2. 元素周期表的結構
(1)周期
(2)族
(3)格
元素周期表由若干個格組成，以Ag元素所在的格為例,指出每個格內都標出了哪些信息：
原子序數、元素符號、元素名稱、元素的相對原子質量等。
(4)區(qū)
找出元素周期表中金屬元素區(qū)域與非金屬元素區(qū)域的分界線，指出不同區(qū)域元素表現出來的性質： 左側金屬元素表現出：金屬性；右側非金屬元素表現出：非金屬性；
分界線附近元素表現出：既表現出一定的金屬性，又表現出一定的非金屬性 。
(5)系
鑭系：從57號元素鑭(La)到71號元素镥(Lu)原子結構和元素化學性質十分相似，這15種元素總稱為鑭系元素。
錒系：從89號元素錒(Ac)到103號元素銠(Lr)原子結構和元素化學性質十分相似，這15種元素總稱為錒系元素。
3. 元素周期表與原子結構的關系
(1)在同一周期內的元素，分析原子結構的變化規(guī)律：同周期，隨著原子序數的遞增，原子最外層電子數從1遞增到2或8。
(2)在同一主族內的元素，原子結構的變化規(guī)律：同主族元素，原子的最外層電子數相同，隨著原子序數的增大，電子層數遞增。
幾條重要規(guī)律：
①周期的序數=電子層數
②主族的序數=原子最外層電子數
③非金屬元素最高價和最底價的絕對值之和等于8
④原子序數=質子數＝核電荷數
⑤副族和Ⅷ族最外層只有1-2個電子；最外層電子數是次外層電子數的2倍或3倍的元素，位于2周期；次外層電子數是8的元素位于3 周期和第IA 、IIA族(其中H、 Li、Be除外)
歸納：原子半徑、離子半徑的大小如何判斷？
(1)同周期原子半徑：隨著原子序數的遞增，原子半徑依次減小。(稀有氣體除外)
同周期陰離子半徑：隨著原子序數的遞增，陰離子半徑依次減小。
同周期陽離子半徑：隨著原子序數的遞增，陽離子半徑依次減小。
例如：Na > Mg > Al > Si ； Na+ < Mg2+ < Al3+ ；P >S > Cl ； S2- >Cl –
(2)同主族原子半徑：隨著電子層數的遞增，半徑增大。
同主族陽離子半徑：隨著電子層數的遞增，半徑增大。
同主族陰離子半徑：隨著電子層數的遞增，半徑增大。
例：Li < Na < K < Rb < Cs ；F< Cl < Br< I ；Li + < Na+ < K+ < Rb+ < Cs+ ；F- < Cl- < Br- < I-
(3)同種元素的原子半徑大于陽離子半徑，而小于陰離子半徑。
例：Fe > Fe2+ >Fe3+； Na > Na+； S <S2-
(4)電子層結構相同的離子半徑：核電荷數越大，半徑越小。
例：O2- > F->Na+ > Mg2+ > Al3+
(一)元素周期律
(1)隨原子序數的遞增，原子核外電子排布的變化規(guī)律：原子最外層電子數呈從1遞增到2或8的周期性變化。
(2)隨原子序數遞增，原子半徑變化的規(guī)律：原子半徑呈從大到小的周期性變化。
(3)隨原子序數遞增，元素主要化合價變化的規(guī)律：元素的最高化合價呈從+1→+7(O、F例外)，負價從無到有，從－4→－1、0的周期性變化。
1. 元素周期律：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性變化。
2. 實質：元素原子結構的周期性變化決定了元素性質周期性變化。
元素周期表的結構
知識分析
2. 熟悉元素周期表的結構及“位－性－構”的關系。
暑假專題(二)：元素周期律、周期表
教學目的：
1. 熟悉元素周期律的內容。
24、A、B、C、D、E 是同一短周期的五種元素, A和B的最高價氧化物對應的水化物呈堿性, 且堿性前者強于后者, C和D的氣態(tài)氫化物的水溶液呈酸性, 且酸性前者強于后者, 五種元素形成的簡單離子中,E的離子半徑最小, 則它們的原子序數由大到小的順序是( ) A. BADCE B. ECDAB C. BAEDC D. CDEBA
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