2. 已知某元素的最高化合价的值是其最低化合价绝对值的3倍，且其最高价氧化物的相对分子质量与其气态氢化物的相对分子质量之比是2.35：1,则该元素是　 (　　 )

　　 A. 碳　　　　　　　　 B. 磷　　　　　　　　 C. 硫　　　　　　　　 D. 氧

1. 两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等，则在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素有(　　 )

　　 A. 1对　　　　　　　 B. 2对　　　　　　　 C. 3对　　　　　　　 D. 4对

(四)元素周期表在化学学习与研究中的重要作用：

　 1. 确定某些元素的原子结构

　 2. 发现一些化学新元素

　 3. 寻找新材料：

　　 (1)在金属元素和非金属元素的交界处寻找半导体材料

　　 (2)从IIIB到VIB中寻找耐高温、耐腐蚀的材料

　　 (3)在过渡元素中寻找优良的催化剂

　　 (4)寻找合适的超导材料、磁性材料

　 4. 指导探矿：

　　 地球上元素的分布跟它们在元素周期表中的位置有密切的关系

　　 (1)在地壳中，相对原子量较小的元素含量多，而相对原子质量较大的元素含量少。

　　 (2)原子序数是偶数的元素，在地壳中的含量较多，是奇数的元素含量较少。

　　 (3)地球表面的元素多数呈现高价态，岩层深处的元素多数呈低价态。

　　 (4)碱金属元素主要富集于 岩石圈的上层(亲石元素)。

[典型例题]

　 例1. 元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性变化的是(　　 )

　　 A. 化合价　　 B. 原子半径　　　 C. 元素的金属性和非金属性　　 D. 相对原子质量

　　 答案：D

　　 解析：据元素周期律的内容知，元素的化合价、原子半径、金属性和非金属性都随着原子序数递增呈现周期性变化，而相对原子质量一般随原子序数的递增呈现增大的变化趋势，绝不会出现周期性的变化。

　 　点评：应该说相对原子质量的大小与原子的实际质量的大小是一致的，而原子质量主要集中在原子核上，即主要由质子数和中子数决定，则随原子序数的递增相对原子质量一直呈现增大的变化趋势就不难理解了。

　 例2. 下列说法正确的是(　　 )

　　 A. 常温常压下，只有一种元素的单质呈液体　

　　 B. 周期表中的所有元素都是从自然界中发现的

　　 C. 过渡元素不全是金属元素　　

　　 D. 常温、常压下，气态单质的分子都是由非金属元素的原子形成的

　　 答案：D

　　 解析：常温、常压下，Br₂、Hg都为液态，A不正确；周期表中1-92号元素天然存在于自然界中，93号以后的元素多是通过人工方法合成的，B不正确；过渡元素全是金属元素，C不正确。

　　 点评：对元素周期表中的常见元素的物理性质、化学性质应该熟练掌握。

　 例3. 甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H₂化合②甲原子与乙阴离子发生置换反应③甲的最高价氧化物对应水化物酸性比乙的最高价氧化物对应的水化物酸性强?与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多?甲的单质熔沸点比乙低。能说明甲比乙得电子能力强的是(　　 )

　　 A.　 只有④　　　　 B. 只有⑤　　　　 C. ①②③　　　 D. ①②③④⑤

　　 答案：C

　　 解析：①②③是判断得电子能力相对强弱常用的三种方法。?错在用得电子数目的多少衡量得电子能力强弱，应比较原子得电子的难易程度，如得电子数目N>F，但得电子能力N<F。同理，⑤用单质的熔沸点作依据也是错误的，如金刚石的熔点高于硅，但得电子的能力C>Si。

　　 点评：熟练掌握元素原子得电子能力强弱的依据，注意合理推测。如本题中的置换依据。

　 例4. 镁、锂在元素周期表中具有特殊“对角线”关系，它们的性质相似，例如，它们的单质在过量氧气中燃烧时均只生成正常的氧化物等，下列有关锂的性质叙述不正确的是(　　 )

　　 A. Li₂SO₄能溶于水

　　 B. LiOH是易溶于水，受热不分解的强碱

　　 C. Li遇浓硫酸不产生“钝化”现象

　　 D. Li₂CO₃受热分解，生成Li₂O和CO₂

　　 答案：B

　 　解析：由Mg、Mg(OH)₂、MgCO₃、MgSO₄的性质推测相应的锂及其化合物的性质。MgSO₄易溶于水，Mg(OH)₂是难溶、易分解的中强碱，Mg与浓H₂SO₄能发生反应，MgCO₃受热易分解是已学知识。

　　 点评：本题属信息迁移题，注意题目由已知的、熟悉的到未知的合理知识迁移。

[模拟试题]

(三)元素周期表与元素性质的关系

　 1. 元素的金属性和非金属性：

　 　(1)元素的金属性是指元素原子 失电子 的能力；元素的非金属性是指元素原子得电子 的能力。

　　 注：不同元素的金属性或非金属性有强弱之分，但与得失电子的多少没有直接联系，而是与得失电子的能力有关。

　　 (2)元素金属性强弱的判断依据有：

　　 单质与水或酸反应置换氢气的难易程度 ；最高价氧化物的水化物碱性强弱。

　　 (3)元素非金属性强弱的判断依据有：

　　 单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物的水化物酸性强弱。

　 2. 认识同周期元素性质的递变：

　　 思考：

　　 第三周期元素原子的核外电子排布是如何递变的？

　　 随着原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8。

　　 尝试根据元素原子的核外电子排布规律预测第三周期元素失电子能力或得电子能力的相对强弱。

　　 随着原子序数的递增，原子失电子能力减弱，得电子能力增强。

　　 (1)探究钠、镁、铝原子失电子能力的相对强弱

　　 实验方法：

　　 ①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度；②比较镁和铝与同浓度盐酸反应的难易程度；③比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

　　 实验结论：

　　 随着原子序数的递增，钠、镁、铝的原子失电子的能力逐渐减弱；氢氧化纳、氢氧化镁、氢氧化铝的碱性逐渐减弱。

　　 (2)探究硅、磷、硫、氯原子得电子能力的相对强弱：

　　 结论：Si、P、S、Cl原子得失电子能力顺序为：

　　 得电子能力：Si<P<S< Cl

　　 失电子能力：Si>P>S>Cl

　　 综合以上的对第三周期元素性质的探究，我们可以得出下列结论：从钠到氯元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。而氩为性质极其稳定的稀有气体，元素周期表第三周期里这些元素及其化合物性质的递变规律在其它周期同样适合。

　　 (3)同周期元素性质递变的理论解释：

　　 同周期的元素，原子的电子层数相同，原子核电荷数和最外层电子数随着原子序数的增加而增多，原子核与电子之间的相互作用逐渐增强，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，原子得电子能力逐渐增强，失电子的能力逐渐减弱。

　 3. 预测同主族元素的性质：

　　 (1)同主族元素原子结构特点：

　　 相似性：原子最外层电子数相同。

　　 递变性：从上到下，电子层数递增，原子半径逐渐增大。

　　 (2)同主族元素性质的递变和相似规律：

　　 同主族元素，由于从上到下电子层依次递增，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

　　 同主族元素具有相似的化学性质。

　　 (3)实例研究：

　　 卤素原子：

　　 氧族、氮族等其它非金属主族元素性质的递变规律类似于卤素。

　　 碱金属元素：

　　 ①关于钠、钾与水反应的实验探究：

　　 实验步骤：

　　 将一小粒钠加入盛水的烧杯中；将一小粒钾加入盛水的烧杯中，并盖上玻璃片。

　　 实验现象：钠与水迅速反应；　　　　　　 钾与水更剧烈反应，有火光。

　　 实验结论：钾、钠都能与水剧烈反应，钾比钠更剧烈。

　　 根据钠、钾的性质，预测ⅠA族其它元素单质的性质。ⅠA族元素的单质都是银白色固体(Cs略带金色光泽)，熔点低、密度小；都能与H₂O、O₂、Cl₂等发生化学反应，反应能力随核电荷数的增加而增强。

　　 a. 与O₂反应时，剧烈程度及产物不同

　　 b. 与水反应时剧烈程度不同

　　 2M+2H₂O=2MOH+H₂　　　 (M=Li、Na、K、Rb、Cs)

　　 碱金属的递变性：

　　 小结：元素的金属性和非金属性的递变概括起来如图：

　　 注意周期表中的递变规律：若A、B、C三元素位于周期表中如下图位置，则原子半径：C>A>B

　　 金属性：C>A>B (原子得电子的性质)

　　 周期表中的相似规律：①同主族元素性质相似　 ② 相邻元素性质相似　 ③对角线规则：如上图A 与D位置的元素性质相似

　　 总结元素“位、构、性”之间的关系：

(二)元素周期表的结构

　 1. 元素周期表的含义及编排原则

　　 编排原则：将元素按原子序数递增由小到大的顺序排列，将原子电子层数相同的元素从左到右排成一横行；将不同横行中原子的最外层电子数的相同的元素按电子层数递增的顺序排成一纵行，这样得到的表叫元素周期表。

　　 关系：元素周期表是元素周期律的具体表示形式。

　 2. 元素周期表的结构

　　 (1)周期

　 　(2)族

　　 (3)格

　　 元素周期表由若干个格组成，以Ag元素所在的格为例,指出每个格内都标出了哪些信息：

　　 原子序数、元素符号、元素名称、元素的相对原子质量等。

　　 (4)区

　　 找出元素周期表中金属元素区域与非金属元素区域的分界线，指出不同区域元素表现出来的性质： 左侧金属元素表现出：金属性；右侧非金属元素表现出：非金属性；

　　 分界线附近元素表现出：既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性 。

　　 (5)系

　　 镧系：从57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)原子结构和元素化学性质十分相似，这15种元素总称为镧系元素。

　　 锕系：从89号元素锕(Ac)到103号元素铑(Lr)原子结构和元素化学性质十分相似，这15种元素总称为锕系元素。

　 3. 元素周期表与原子结构的关系

　　 (1)在同一周期内的元素，分析原子结构的变化规律：同周期，随着原子序数的递增，原子最外层电子数从1递增到2或8。

　　 (2)在同一主族内的元素，原子结构的变化规律：同主族元素，原子的最外层电子数相同，随着原子序数的增大，电子层数递增。

　　 几条重要规律：

　　 ①周期的序数=电子层数

　　 ②主族的序数=原子最外层电子数

　　 ③非金属元素最高价和最底价的绝对值之和等于8

　　 ④原子序数=质子数＝核电荷数

　　 ⑤副族和Ⅷ族最外层只有1-2个电子；最外层电子数是次外层电子数的2倍或3倍的元素，位于2周期；次外层电子数是8的元素位于3 周期和第IA 、IIA族(其中H、 Li、Be除外)

　　 归纳：原子半径、离子半径的大小如何判断？

　　 (1)同周期原子半径：随着原子序数的递增，原子半径依次减小。(稀有气体除外)

　 　同周期阴离子半径：随着原子序数的递增，阴离子半径依次减小。

　　 同周期阳离子半径：随着原子序数的递增，阳离子半径依次减小。

　　 例如：Na > Mg > Al > Si ；　 Na⁺ < Mg²⁺ < Al³⁺ ；P >S > Cl ；　 S^2- >Cl ^–

　　 (2)同主族原子半径：随着电子层数的递增，半径增大。

　　 同主族阳离子半径：随着电子层数的递增，半径增大。

　　 同主族阴离子半径：随着电子层数的递增，半径增大。

　　 例：Li < Na < K < Rb < Cs　 ；F< Cl < Br< I　 ；Li ⁺ < Na⁺ < K⁺ < Rb⁺ < Cs⁺ ；F^- < Cl^- < Br^- < I^-

　　 (3)同种元素的原子半径大于阳离子半径，而小于阴离子半径。

　　 例：Fe > Fe²⁺ >Fe³⁺；　 Na > Na⁺；　 S <S^2-

　　 (4)电子层结构相同的离子半径：核电荷数越大，半径越小。

　　 例：O^2- > F^->Na⁺ > Mg²⁺ > Al³⁺

(一)元素周期律

　　 (1)随原子序数的递增，原子核外电子排布的变化规律：原子最外层电子数呈从1递增到2或8的周期性变化。

　　 (2)随原子序数递增，原子半径变化的规律：原子半径呈从大到小的周期性变化。

　　 (3)随原子序数递增，元素主要化合价变化的规律：元素的最高化合价呈从+1→+7(O、F例外)，负价从无到有，从－4→－1、0的周期性变化。

　 1. 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

　 2. 实质：元素原子结构的周期性变化决定了元素性质周期性变化。

　　 元素周期表的结构

　　 知识分析

2. 熟悉元素周期表的结构及“位－性－构”的关系。

暑假专题(二)：元素周期律、周期表

　　 教学目的：

1. 熟悉元素周期律的内容。

24、A、B、C、D、E 是同一短周期的五种元素,　 A和B的最高价氧化物对应的水化物呈碱性, 且碱性前者强于后者, C和D的气态氢化物的水溶液呈酸性, 且酸性前者强于后者, 五种元素形成的简单离子中,E的离子半径最小, 则它们的原子序数由大到小的顺序是(　　　 ) A. BADCE　　　 B. ECDAB　　　 C. BAEDC　　　　 D. CDEBA