高三化学第一轮复习-考点12-元素周期律和元素周期表考点详析.doc

考点十二 元素周期律和元素周期表
I.课标要求
1． 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。
2． 能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3． 能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
Ⅱ.考纲要求
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． 了解物质的组成、结构和性质的关系。
3． 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。
4． 以I A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。
5． 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。
6． 了解元素电离能的含义，并能用以说明元素的某些性质
Ⅲ.教材精讲
一.元素周期律及其实质
1．定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2．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。
核外电子排布的周期性变化，决定了元素原子半径、最外层电子数出现周期性变化，进而影响元素的性质出现周期性变化（见本考点“三、2．原子结构与元素性质的关系”）。
3．具体实例：以第3周期或第VIIA族为例，随着原子序数的递增
元素性质
同周期元素（左→右）
同主族元素（上→下）
⑴．最外层电子数
逐渐增多（1e—→8e—）
相同
⑵．原子半径
逐渐减小（稀有气体最大）
逐渐增大
⑶．主要化合价
最高正价：+1→+7；
最低负价 -4 → -1；
最低负价＝主族序数－8
最高正价相同；
最低负价相同（除F、O外）
最高正价＝主族序数
⑷．第一电离能
呈增大的趋势
呈减小趋势
⑸．电负性
电负性逐渐增大
电负性逐渐减小
⑹．得失电子能力
失能减；得能增。
失能增；得能减。
⑺．元素的金属性和非金属性
金属性逐渐减弱；
非金属性逐渐增强。
金属性逐渐增强；
非金属性逐渐减弱。
⑻．最高价氧化物对应水化物的酸碱性
碱性逐渐减弱；
酸性逐渐增强。
碱性逐渐增强；
酸性逐渐减弱。
⑼．非金属气态氢化物稳定性
逐渐增强
逐渐减弱
注意：元素各项性质的周期性变化不是简单的重复，而是在新的发展的基础上重复。随着原子序数的增大，元素间性质的差异也在逐渐增大，并且由量变引起质变。
4．电离能
⑴概念
①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需要的最少能量，叫做电离能。常用符号I表示，单位：kJ/mol。
电离能大小反映了原子（或离子）失去电子的难易程度。电离能越小，原子（或离子）越易失去电子。
②第一电离能： 气态 电中性 基态 原子 失去 一个电子 转化为 气态 基态正离子 所需要的最低能量叫做第一电离能(用I1表示)。
③第二电离能： 气态 +1价 正离子 再失去一个电子所需能量称为第二电离能。依次类推。
⑵性质及用途
①同一种元素的逐级电离能的大小关系：I1<I2<I3<I4<I5……；
②第一电离能是元素的金属活泼性的衡量尺度。元素的第一电离能越小表示其越容易失去电子，即该金属的金属性越强。
③与元素周期表中位置的关系：同周期元素从左到右（除稀有气体），第一电离能逐渐增大；同主族元素从上到下，第一电离能逐渐减小。
④半充满、全充满、全空状态稳定，第一电离能较高。如：Be、N、Mg、P反常。
⑤由第一电离能反映的金属性强弱与金属活动性顺序不一定完全相同。原因是：第一电离能反映的是气态金属原子失电子能力强弱，金属活动性顺序反映的是固态金属原子在水溶液中失电子能力强弱。
5．电负性★（考纲不要求）
⑴概念：表示当两个不同原子在形成化学键时对共用电子的吸引能力大小。
⑵性质及用途
①区别金属和非金属。非金属元素电负性（一般＞1.8）大于金属元素电负性（一般＜ 1.8 ）。
②比较金属性或非金属性强弱。电负性越大，元素非金属性越强（或元素金属性越弱）。电负性最大的是F元素，电负性最小的是金属元素Cs。
③衡量化合物的离子化程度。一般认为：如果两个成键元素间的电负性差值大于1．7，它们之间通常形成离子化合物；如果电负性差值小于1.7，它们之间通常形成共价化合物。
④用于判断元素化合价。在化合物中，成键两元素比较，电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价。
⑤与元素周期表中位置的关系。同周期元素从左到右（除稀有气体），电负性逐渐增大；同主族元素从上到下，电负性逐渐减小。
二.元素周期表及其结构
1．元素周期表：电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行，得到的表叫元素周期表。
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律。
2．元素周期表的结构
⑴周期：具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列成的横行叫周期。
长式周期表有 7 个周期：1、2、3 周期为 短周期 ；4、5、6周期为 长周期 ；7为 不完全周期 。
目前1～7周期元素数目分别为2、8、8、18、18、32、26。
周期序数 = 电子层数。
⑵族：最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序排成的纵行叫族（除8、9、10列）。长式元素周期表有 18 纵行，分为 16 个族。
主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族。用族序数后加字母A表示。7个。
副族：完全由长周期元素构成的族。用族序数（罗马数字）后加字母B表示。7个。
第Ⅷ族：第 8、9、10 纵行。 0族：第 18 列 稀有气体 元素。
⑶镧系元素：周期表中[行6，列3]的位置，共15种元素。
⑷锕系元素：周期表中[行7，列3]的位置，共15种元素。均为放射性元素
⑸过渡元素：第Ⅷ族加全部副族共六十多种元素的通称，因都是金属，又叫过渡金属。
⑹元素周期表的分区
①s区：特征电子排布ns1～2 。
②p区：特征电子排布ns2np1～6。
s区、p区元素均为主族元素，其价电子数（特征电子数）=主族族序数。
③d区：特征电子排布(n-1)d1～10ns1～2。
d区均为金属元素，其价电子数（特征电子数）= 副族族序数。
④ds区: 特征电子排布(n-1)d10ns1～2。均为金属元素，其最外层电子数=副族族序数。
S

三.原子结构、元素的性质、元素在周期表中的位置间的相互关系
1． 元素在周期表中位置与元素性质的关系

非金属性逐渐增强 周期
金 1
属 B 非金属区 非 2
性 Al Si 金 3
逐 Ge As 属 4
渐 Sb Te 性 5
增 金属区 Po At 增 6
强 强 7
金属性逐渐增强
主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
⑴分区线附近元素，既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

⑵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性质有些相似，其相似性甚至超过了同主族元素，被称为“对角线规则”。

实例：① 锂与镁的相似性超过了它和钠的相似性，如：LiOH为中强碱而不是强碱，Li2CO3难溶于水等等。 ② Be、Al的单质、氧化物、氢氧化物均表现出明显的“两性”；Be 和Al单质在常温下均能被浓H2S04钝化；A1C13和BeCl2均为共价化合物等。 ③ 晶体硼与晶体硅一样，属于坚硬难熔的原子晶体。
2．原子结构与元素性质的关系
⑴与原子半径的关系：原子半径越大，元素原子失电子的能力越强，还原性越强，氧化性越弱；反之，原子半径越小，元素原子得电子的能力越强，氧化性越强，还原性越弱。
⑵与最外层电子数的关系：最外层电子数越多，元素原子得电子能力越强，氧化性越强；反之，最外层电子数越少，元素原子失电子能力越强，还原性越强。
⑶分析某种元素的性质，要把以上两种因素要综合起来考虑。即：元素原子半径越小，最外层电子数越多，则元素原子得电子能力越强，氧化性越强，因此，氧化性最强的元素是 氟F ；元素原子半径越大，最外层电子数越少，则元素原子失电子能力越强，还原性越强，因此，还原性最强的元素是铯Cs（排除放射性元素）。
⑷最外层电子数≥4，一般为非金属元素，易得电子，难失电子；
最外层电子数≤3，一般为金属元素，易失电子，难得电子；
最外层电子数=8（只有二个电子层时=2），一般不易得失电子，性质不活泼。如He、Ne、Ar等稀有气体。
3．原子结构与元素在周期表中位置的关系
⑴电子层数等周期序数；
⑵s、p区为主族元素，d、ds、f区为付族元素；
⑶主族元素的族序数=最外层电子数；
⑷根据元素原子序数判断其在周期表中位置的方法
记住每个周期的元素种类数目（2、8、8、18、18、32、32）；用元素的原子序数依次减去各周期的元素数目，得到元素所在的周期序数，最后的差值（注意：如果越过了镧系或锕系，还要再减去14）就是该元素在周期表中的纵行序数（从左向右数）。记住每个纵行的族序数知道该元素所在的族及族序数。
4．元素周期表的用途
⑴预测元素的性质：根据原子结构、元素性质及表中位置的关系预测元素的性质；
①比较同主族元素的金属性、非金属性、最高价氧化物水化物的酸碱性、氢化物的稳定性等。如：碱性：Ra(OH)2>Ba(OH)2；气态氢化物稳定性：CH4>SiH4 。
②比较同周期元素及其化合物的性质。如：酸性：HClO4>H2SO4；稳定性：HCl>H2S。
③比较不同周期、不同主族元素性质时，要找出参照物。例如：比较氢氧化镁和氢氧化钾的碱性，可以把氢氧化钠作为参照物得出氢氧化钾的碱性强于氢氧化镁。
④推断一些未学过的元素的某些性质。如：根据ⅡA族的Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可以推知Be(OH)2更难溶。
⑵启发人们在一定范围内寻找某些物质　
①半导体元素在分区线附近，如：Si、Ge、Ga等。
②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。
③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料、主要在过渡元素中找。如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。
四.元素的金属性或非金属性强弱的判断
1．元素金属性强弱比较方法
①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。
②最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。
③互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。
④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。
⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。
⑥一般来说，元素第一电离能越小，电负性越小，则其金属性越强。
⑦金属活动性顺序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
2．元素非金属性强弱比较方法
①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。
②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。
③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。
④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。
⑤一般来说元素第一电离能越大，电负性越大，其非金属性越强。
五、微粒（原子及离子）半径大小比较规律
⑴影响原子（或离子）半径大小的因素
①电子层数越多，半径越大； ②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。
⑵具体规律
①同主族元素的原子半径（或离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F-<Cl-<Br-<I-；Li<Na<K<Rb<Cs。
②同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+。
④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。如Na+＜Na；Cl＜Cl- 。
⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+。
⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。

Ⅳ.典型例题
例1.同周期的X、Y、Z三种元素，已知其氢化物分别为XH3、H2Y、HZ，则下列判断正确的是
A．原子半径 Z > Y > X
B．Z的非金属性最强
C．氢化物还原性XH3 > H2Y > HZ，稳定性XH3 > H2Y > HZ
D．最高氧化物对应水化物H3XO4酸性最强
【解析】由氢化物中X、Y、Z三种元素的负化合价可知，三种元素分别位于VA、VIA、VIIA族，又知是同周期元素，故X、Y、Z三种元素非金属性逐渐增强，原子半径逐渐减小。
答案：B
例2.（2006江苏，9）X、Y、Z是3种短周期元素，其中X、Y位于同一族，Y、Z处于同一周期，X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍，Z原子的核外电子数比Y原子少1。下列说法正确的是
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜Y＜X
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．3种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
【解析】由X原子的电子层结构推知X为氧，由于X、Y属同主族短周期元素，所以Y为硫。又因Z与Y同周期，且核外电子数比Y少1，故Z为磷。同三者在周期表中的位置关系，结合元素周期律，很容易找到答案。
答案：AD
例3.（2006重庆理综，29）X、Y、Z、W是原子序数依次增大的短周期元素，且互不同族；其中只有两种为金属。X原子的最外层电子数与次外层电子数相等；X与W、Y与Z这两对原子的最外层电子数之和均为9。单质Y和W都可与浓的NaOH溶液反应。请回答下列问题：
⑴．Y、Z、W的原子半径由小到大的顺序是（用元素符号做答） 。
⑵．ZW2的电子式是 ；它在常温下呈液态，形成晶体时，属于 晶体。
⑶．工业生产单质Y的原理是（用化学方程式表示） 。
⑷．X与Y化学性质相似，则X与浓NaOH溶液反应的化学方程式是 。
⑸．0.1 mol 的单质W与50mL 1.5 mol/L的FeBr2溶液反应，则被氧化的Fe2+与Br-的物质的量之比是 。
【解析】X原子的最外层电子数与次外层电子数相等，短周期元素中符合此点的只有铍4Be；又因X与W、Y与Z的最外层电子数之和均为9，所以W的最外层电子数为7；又因X、Y化学性质相似，根据周期表中“对角线”规则，推知Y为铝13Al；则Z的最外层电子数为6；再根据X、Y、Z、W原子序数依次增大最后确定Z为硫16S，W为氯17Cl。
电解

答案：⑴ （同周期元素）Cl＜S＜Al ⑵ 分子（晶体）
⑶2Al2O3(熔融) 4Al + 3O2↑ ⑷ Be + 2NaOH = Na2BeO2 + H2↑
⑸ 3︰5
例4.已知1～18元素的离子 aW3+、bX+、cY2-、dZ- 都具有相同的电子层结构。下列关系正确的是
A．质子数c＞d B．离子的还原性Y2-＞Z-
C．氢化物的稳定性H2Y＞HZ D．原子半径X＜W
【解析】因为四种离子的电子层结构相同，所以质子数a、b、c、d的大小关系是a＞b＞d＞c，A错；W和X为同周期金属元素，原子半径X＞W，D错；Y和Z为同周期非金属元素，Z氧化性强于Y，所以氢化物稳定性HZ＞H2Y，C错。
答案：B。
例5．设想你去某外星球做了一次科学考察，采集了该星球上十种元素单质的样品，为了确定这些元素的相对位置以便系统地进行研究，你设计了一些实验并得到下列结果：
单质
A
B
C
D
E
F
G
H
I
J
熔点（℃
-150
550
160
210
-50
370
450
300
260
250
与水反应

∨

∨
∨
∨

与酸反应

∨

∨

∨
∨
∨

∨
与氧气反应

∨
∨
∨

∨
∨
∨
∨
∨
不发生化学反应
∨

∨

相对于A元素的原子质量
1.0
8.0
15.6
17.1
23.8
31.8
20.0
29.6
3.9
18.0
按照元素性质的周期递变规律，试确定以上十种元素的相对位置，并填入下表：

A

B

H

【解析】题给表格中提供了三方面信息：⑴ 相对原子质量 ⑵ 单质熔点 ⑶ 单质化学性质。
由⑴相对质量确定各元素原子序数递增的顺序，此为不能违背的根本原则；由⑶知不发生化学反应的AE为稀有气体，再根据相对质量或熔点确定E在A下边；由⑶知化学性质BFGH、DJ、CI分别相似，应该在相邻的位置，再结合相对质量，确定它们的具体位置。
答案：

A

I

B

C
D
J

G

E

H
F

Ⅴ.跟踪训练
一、选择题（本题有5个小题，每小题只有一个选项是正确的）
1．（在周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目分别是
A．8、18、32、32 B．8、18、18、32 C．8、18、18、18 D．8、8、18、18
2．几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
元素符号
A
B
C
D
E
原子半径(nm)
0.160
0.080
X
0.143
0.074
主要化合价
+2
+2
-2,+4,+6
+3
-2
则X可能的数值为
A．0.069 B．0.102 C．0.145 D．0.184
3．下列叙述正确的是
A．原子半径总是由大到小，到稀有气体元素时半径突然增大，呈周期性变化
B.ⅠA族所有元素的金属性比ⅡA族元素的金属性都强
C．Ⅶ主族元素的单质与水反应都可表示为X2+H2O=HX+HXO
D．最高价含氧酸的酸性最强的元素位于周期表最右上方
E．所有非金属的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8
4．某元素的电离能(电子伏特)如下表，此元素位于元素周期表的族数是
I1
I2
I3
I4
I5
I6
I7
14.5
29.6
47.4
77.5
97.9
551.9
666.8
A. ⅢA B.ⅣA C.ⅥA D.ⅤA E. ⅦA
5． R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期的元素，下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)
A．若R(OH)n为强碱，则W(OH)n+1也为强碱
B．若HnXOm为强酸，则Y是活泼非金属元素
C．若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正化合价为+6
D．若X的最高正化合价为+5，则五种元素都是非金属元素
二、选择题（本题有10个小题，每小题有1～2个选项是正确的）
6．下列关于元素周期律和元素周期表的论述中正确的是
A．元素周期律是指元素的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性变化的规律
B．元素周期表是元素周期律的具体表现形式
C．元素的性质呈现周期性变化的根本原因是元素原子的核外电子排布呈周期性
D．难失电子的元素一定难得电子
7．同一主族的两种元素的原子序数之差不可能是
A．16 B．26 C．36 D．46
8下列叙述正确的是
A．同一主族的元素，原子半径越大，其单质的熔点一定越高
B．同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子
C．同一主族元素的氢化物，相对分子质量越大，它的沸点一定越高
D．稀有气体元素的原子序数越大，其单质的沸点一定越高
9．（2006天津理综，9）下列说法正确的是
A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强
B．VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高
C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强
D．第三周期元素的离子半径从左到右逐渐减小
10．（2005广东）短周期元素X、Y的原子序数相差2，下列有关叙述正确的是
A．X与Y不可能位于同一主族 B．X与Y一定位于同一周期
C．X与Y可能形成共价化合物XY D．X与Y可能形成离子化合物XY
11．已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述中正确的是
A．Be(OH)2可能具有两性 B．氯化铍中铍原子的最外层电子数是8个
C．氢氧化铍的碱性比氢氧钙弱 D．单质铍可和冷水剧烈反应产生氢气
12．据国外有关资料报道，在独居石（一种共生矿，化学成分为Ge, La, Nb,…的磷酸盐）中，查明尚有未命名的116、124、126号元素。试判断，116号元素应位于周期表中的
A．第6周期ⅣA族 B．第7周期ⅥA族 C．第7周期Ⅷ族 D．第8周期ⅥA族
13．有两种短周期元素X和Y，可组成化合物XY3，当Y的原子序数为m时，X的原子序数为 ① m-4 ② m+4
③ m+8 ④ m-2 ⑤ m+6。其中正确的组合是
A．只有①②④ B．只有①②⑤ C．①②③⑤ D．①②③④⑤
14． X、Y、Z均为短周期元素，它们的原子核外最外层电子数分别为1、6、6。Z位于Y的上一周期，则这三种元素形成的某种化合物的化学式可能为
A．X2YZ4 B．XY2Z3 C．X3YZ4 D．X2YZ3
15.第IIA族元素R的单质及其相应氧化物的混合物12g，加足量水经完全反应后蒸干，得固体16g，试推测该元素可能为
A．Mg B．Ca C．Sr D．Ba
三、实验题
16．在元素周期表中，同一主族元素化学性质相似。目前也发现有些元素的化学性质和它在周期表中左上方或右下方的另一主族的元素性质相似，称为对角线规则。据此回答：
⑴．锂在空气中燃烧，除生成 外，也生成微量的 （用化学式做答）。
⑵．铍的最高价氧化物对应的水化物的化学式是 ，它属于两性氧化物，可以证明这一结论的离子方程式是 ； 。
⑶．已知反应 Be2C + 4H2O = 2Be(OH)2 + CH4↑，则Al4C3遇足量强碱溶液反应的离子方程式为 。
⑷．科学家证实，BeCl2属于共价化合物，设计一个简单实验证明这一点，你想到的可行的方法是 。
17．下表是元素周期表的一部分，回答下列有关问题：

⑴．写出下列元素符号：①        ，⑥        ，⑦        ，         。
⑵．在这些元素中，最活泼的金属元素是        ，最活泼的非金属元素是       ，最不活泼的元素是        （用元素符号做答）。
⑶．在这些元素的最高价氧化物对应水化物中，酸性最强的是（填化学式）       ，碱性最强的是      ，呈两性的氢氧化物是      ，写出三者之间相互反应的化学方程式：
； ；
。
⑷．在这些元素中，原子半径最小的是（填元素符号）     ，原子半径最大的是     。
⑸．在⑤与④中，化学性质较活泼的是（填元素名称）        ，设计两个原理不同的简单实验（只要写出实验方案即可），用化学实验证明。
方案一： ；
方案二： 。
⑹．在⑧与 ⑦ 中，化学性质较活泼的是         ，写出可以验证该结论的一个离子反应方程式  。
四、填空题
18． X、Y、Z和W代表原子序数依次增大的四种短周期元素，它们满足以下条件：① 元素周期表中，Z与Y相邻，Z与W也相邻； ② Y、Z和W三种元素的原子最外层电子数之和为17。 请填空：
⑴．Y、Z和W三种元素是否位于同一周期（填“是”或“否”） ，理由是
。
⑵．Y是 、Z是 、W是 （填元素符号）。
⑶．X、Y、Z和W可组成一种化合物，其原子个数之比为8：2：4：1。写出该化合物的名称及化学式 。
19.不同元素的气态原子失去最外层一个电子所需要的能量(设其为E)如右图所示。试根据元素在周期表中的位置，分析图中吗线的变化特点，并回答下列问题。

1 3 5 7 9 11 13 15 17 19 21 23
原子序数
2500

2000

1500

1000

500
●
2372
899
520
2080
496
738
1012
899
1520
439

⑴．同主族内不同元素的E值变化的特点是：__________________________。各主族中E值的这种变化特点体现了元素性质的__________变化规律。
⑵．同周期内，随原子序数增大，E值增大。但个别元素的E值出现反常。现试预测下列关系式中正确的是______（填写编号，多选倒扣）
① E(砷)>E（硒） ② E（砷）<E（硒）
③ E（溴）>E（硒） ④ E（溴）<E（硒）
⑶．估计1mol气态Ca原子失去最外层一个电子所需能量E值的范围：________< E <__________。
⑷．10号元素E值较大的原因是___________________。
20.（A）

⑴．上表中的实线是元素周期表部分边界，请在表中用实线补全元素周期表边界。
⑵．元素甲是第三周期ⅥA族元素，请在右边方框中按氦元素（图1)的式样，写出元素甲的原子序数、元素符号、元素名称、相对原子质量和最外电子层排布。
⑶．元素乙的3p亚层中只有1个电子，则乙原子半径与甲原子半径比较：________＞________。
甲、乙的最高价氧化物水化物的酸性强弱为：________＞________（用化学式表示）。
⑷．元素周期表体现了元素周期律，元素周期律的本质是原子核外电子排布的__________，请写出元素在元素周期表中的位置与元素原子结构的关系：________________________。
考点十二 “元素周期律和元素周期表”参考答案
1、B 2、B 3、A 4、D 5、B
6、BC 7、D 8、D 9、B 10、CD 11、AC 12、B 13、D 14、AD 15、BC

16．⑴ Li2O Li3N
⑵ Be(OH)2 Be(OH)2 + 2OH- = BeO2- 2 + 2H2O Be(OH)2 + 2H+ = Be2+ + 2H2O
⑶ Al4C3 + 4OH- + 4H2O = 4AlO- 2 + 3CH4↑
⑷ 加热至熔融状态，测量其导电性。
17.⑴ N；Si；S；Ca        ⑵ K；F；Ar
⑶ HClO4；KOH；Al(OH)3 ； 3HClO4 + Al(OH)3 = Al(ClO4)3 + 3H2O
HClO4 + KOH = KClO4 + H2O ； KOH + Al(OH)3 = KAlO2 + 2H2O ⑷．K；F 
⑸．方案一：用Mg条和Al片分别和同浓度的盐酸反应反应，观察其反应速率的快慢。
方案二：分别向AlCl3溶液、MgCl2溶液中加入NaOH溶液，观察其沉淀及其溶解情况。
（或其他合理答案）
⑹．氯    H2S + Cl2 = 2HCl + S↓
18．⑴ 否 若三者处于同一周期，则最外层电子数之和不可能为17； ⑵ N O S ； ⑶ 硫酸铵 (NH4)2SO4 。
19．⑴ 随着 原子序数增大，E值变小 周期性 ⑵ ①③
⑶ 439 738 （填E（钾）、E（镁）也给分）
⑷ 10号元素是氖。该元素原子的最外层电子排布已达到8电子稳定结构。（注：达到8电子稳定结构也给分）
16 S
硫
32 3s23p4
20．⑴ 略 ⑵ 见右图
⑶ Al S H2SO4 Al(OH)3
⑷ 周期性变化 元素的周期数即为原子核外电子层数，
元素的主族序数即为元素原子的最外层电子数。

[解题指导]
2．由主要化合价可知AB为IIA族，CE为VIA族，D为IIIA族；由原子半径知BE为第2周期元素，ACD为第3周期元素。根据同周期及同主族元素原子半径的递变规则，C元素的原子半径应该介于D元素和E元素之间。
3．B选项中H元素不符合；C选项中F2不符合；D选项中“最高价含氧酸酸性最强的元素”是氯元素，“周期表最右上方的元素”是氦元素，故不正确；E选项中，H元素不符合，另外，氧、氟元素通常没有正化合价，也不符合。
7．形成同主族元素原子序数之差的原因是电子排布，不同周期同主族元素间增加的是ns2、ns2np6、（n-1）d10 ns2np6，分别是相差2、8、18个电子。8+8=16，8+18=26，18+18=36。
13．XY3的化合价组合及相应的可能化学式为：⑴ +3、-1（m-4：AlCl3、BF3；m+4：AlF3；m-2：PCl3此物质不易想到） ⑵ +6、-2（m+8：SO3） ⑶ -3、+1（m+6：NH3）此价态组合不易想到。
15．极限法求解。⑴ 假设12g全是金属单质，求得金属元素相对原子质量M为102； ⑵ 假设12g全是金属氧化物RO，求得金属元素相对原子质量M为38。
所以，只要金属的相对原子质量介于38和102之间的元素均符合条件，为Ca和Sr。

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