學習是一個潛移默化、厚積薄發(fā)的過程。編輯老師編輯了高考化學元素周期律和元素周期表檢測，希望對您有所幫助!
【復習目標】
1、元素的金屬性、非金屬性強弱的比較
2、粒子半經(jīng)大小的比較
3、元素周期律
【復習重點】
1、元素周期律
2、粒子半徑大小比較的方法
【復習過程】
例1.下列事實一般不能用于判斷金屬性強弱的是 ( B )
A.金屬間發(fā)生的置換反應
B.1mol金屬單質(zhì)在反應中失去電子的多少
C.金屬元素的最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱
D.金屬元素的單質(zhì)與水或酸置換出氫的難易
考點1、元素的金屬性、非金屬性強弱的比較
1.原于序數(shù)：按核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編的號，原子序數(shù)=核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù)。
2.元素的金屬性是指元素的原子失電子的能力，原子越容易失電子，元素的金屬性越強;反之，元素的金屬性越弱。元素的金屬性的強弱，一般可以從它的單質(zhì)跟水(或酸)反應置換出氫的難易程度，以及“它的最高價氧化物的水化物一一氫氧化物的堿性強弱”來判斷。
素的非金屬性是指元素的原子得電子的能力，原子越容易得電子，元素的非金屬性越強;反之，元素的非金屬性越弱。元素的非金屬性的強弱，一般可以從它的最高價氧化物的水化物的酸性強弱或氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易程度以及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性來判斷。
例2.X和Y兩元素的陽離子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，X元素的陽離子半徑大于Y元素的陽離子半徑;Z和Y兩元素的原子核外電子層次相同，Z元素的原子半徑小于Y元素的原子半徑。X、Y、Z三種元素原子序數(shù)的關系是 ( D )
A.XZ B.YZ C.ZY D.ZX
考點2、粒子半徑大小的比較
1.同周期陽離子徑從左到右逐漸減小;同周期陰離子半徑從左到右逐漸減小;同周期陽離子半徑均小于陰離子半徑;
2.同主族陽離子半徑(或陰離子半徑)從上到下逐漸增大;
3.同種元素的陰離子半徑大于其原子半徑;
4.電子層結(jié)構(gòu)相同的離子半徑隨核電荷的增加半徑逐漸減小。
例3.同周期的X、Y、Z三種元素，已知其高價氧化物對應的水化物的酸性強弱順序是：
HXO4H2YO4H3ZO4，則下列各判斷中正確的是 ( BD )
A.原子半徑：XZ B.單質(zhì)的非金屬性：XZ
C.氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性：XyYZ
例4.A、B、C、D、E是同周期的五種主族元素，A和B的最高價氧化物的水化物均呈堿性，且堿性BA，C和D的最高價氧化物水化物的水溶液均顯酸性，且酸性CD，五種元素形成的簡單離子中，E離子的半徑最小，則它們的原子序數(shù)由大到小的順序為 ( A )
A.C D E A B B.E C D A B C.A B D C E D.B A E D C
【歸納】
比較粒子半徑大小最根本的方法是：
1、比電子層數(shù)，電子層數(shù)越多，半徑越大;
2、電子層數(shù)相同時，比核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，半徑越小;
3、電子層數(shù)、核電荷數(shù)均相同時，比最外層電子數(shù)，最外層電子數(shù)越大，半徑越大。
考點3、元素周期律
1、填表(以11號?18號元素為例元素性質(zhì)的變化規(guī)律)
元素 11Na 12Mg 13A1 14Si 15P 16S 17C1 18Ar
(1)電子排布 電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)從1依次遞增到8
(1)原子半徑， 原子半徑(遞減)
不可
比
(3)主要化合價 十1 十2 +3 十4
?4 十5
?3 +6
?2 +7
?1
(4)金屬性、非金屬性 金屬性(減弱)，非金屬性(增強)
(5)單質(zhì)與水或酸反
應置換氫難易 與水劇烈反應 與水加熱緩慢反應 與酸反應，但速率比鎂慢 ______ __
(6)氫化物化學式 ______ SiH4 PH3 H2S HCl __
(7)與H2化合的難易
程度 ______ 由( 難 )到( 易 ) __
(8)氫化物穩(wěn)定性 ______ 穩(wěn)定性(增大)
__
(9)最高價氧化物化學式 Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 C12O7 __
最高價 (10)化學式 NaOH Mg(OH)2 Mg(OH)2 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 __
氧化物 (11)酸堿性 強堿 中強堿 兩性氫氧化物 弱酸 中強酸 強酸 最強酸(同周期) __
對應水
化物 (12)變化
規(guī)律 堿性(減弱)，酸性(增強)
__
2.元素周期律的內(nèi)容：元素性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。即隨著原子序數(shù)的遞增：原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價、元素的金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性的變化。
3.元素周期律的實質(zhì)：元素性質(zhì)周期性的變化是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果。
專題十五 元素周期律和元素周期表(第二課時)
【復習目標】
1、元素周期表結(jié)構(gòu)
2、元素周期表的應用
【復習重點】
元素周期表的結(jié)構(gòu)和應用
【復習過程】
例1.下表是元素周期表的一部分，回答下列問題：
族
周期 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
2 ① ②
3 ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ ⑨
4 ⑩ ⑾ ⑿
⑴寫出下列元素符號① ⑥ ⑦ ⑾
⑵在這些元素中最活潑的金屬元素是 最活潑的非金屬元素是 最不活潑的元素是 ;
⑶這些元素最高價氧化物對應水化物中，酸性最強的是 ，堿性最強的是 ，呈現(xiàn)兩性的氫氧化物是 ，三者之間相互反應的化學方程式：
;
⑷在這些元素中，原子半徑最小的是 ，原子半徑最大的是 ;
⑸在③和④中，化學性質(zhì)最活潑的是 ，怎樣用化學實驗證明?
;
在⑧和⑿中化學性質(zhì)活潑的是 ，怎樣用化學實驗證明?
。
考點1、元素周期表的結(jié)構(gòu)
1.元素周期表的編排原則
按原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行;把電子層數(shù)相同的元素(個別例外)按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行。
2.元素周期表的結(jié)構(gòu)
(1)橫行：每一橫行稱為一個周期。其中第1、2、3周期中包含的元素數(shù)目較少，叫做短周期;第4、5、6周期中包含的元素數(shù)目較多，叫做長周期;第7周期又叫做不完全周期。
(2)縱行：18個縱行構(gòu)成16個族。分為7個主族，即由短周期和長周期元素共同構(gòu)成的族
(IA?ⅦA);7個副族，即僅由長周期元素組成的族(IB-ⅦB);一個Ⅷ族即從左到右數(shù)第8、9、10三個縱行;一個零族即稀有氣體元素。各族從左到右排列順序為IA ⅡA ⅢB ⅣB VBⅥB ⅦB Ⅷ IB ⅡB ⅢA ⅣA VA ⅥA ⅦA 0。
例2.R、W、X、Y、Z為原子序數(shù)依次遞增的同一短周期元素，下列說法一定正確的是
(m、n均為正整數(shù)) ( B )
A.若R(OH)n為強堿，則W(OH)m也為強堿
B.若HnXOm為強酸，則Y是活潑非金屬元素
C.若Y的最低化合價為-2，則Z的最高正化合價為+6
D.若X的最高正化合價為+5，則五種元素都是非金屬元素
例3.甲、乙是周期表中同一主族的兩種元素，若甲的原子序數(shù)為x，則乙的原于序數(shù)不可
能是 ( B )
A.z+2 B.x+4 C.x+8 D.x+18
考點2、原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)、元素周期表中的位置三者之間的關系
1.元素周期表中位置與原子結(jié)構(gòu)的關系
原子序數(shù)=核內(nèi)質(zhì)子數(shù);周期數(shù)=電子層數(shù);主族序數(shù)=最外層電子數(shù)。
2.元素性質(zhì)與原子結(jié)構(gòu)的關系
一般來說，原子核外最外層電子數(shù)不滿8個時，有達到8個電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu)的傾向。設n為最外層電子數(shù)，當n3時，原子易失去n個電子而形成穩(wěn)定陽離子Xn+ (或與n個電子形成共用電子對，表現(xiàn)+n價)，表現(xiàn)金屬性;當n4時，原子易得到(8?n)個電子而形成穩(wěn)定陰離子X(8-n)-，表現(xiàn)非金屬性。最外層電子與化合價有關，因此又叫價電子。
3.元素周期表中位置與元素性質(zhì)的關系
性質(zhì) 同周期(從左往右) 同主族(自上而下)
(1)電子層數(shù) 相同 從1遞增到7
(2)最外層電子數(shù) 從1遞增到8(第一周期例外) 相同
(3)原子半徑 減小 增大
(4)金屬性(原子失電子能力) 減弱 增強
(5)非金屬性(原子得電子能力) 增強 減弱
(6)單質(zhì)還原性 減弱 增強
(7)單質(zhì)氧化性 增強 減弱
(8)最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性減弱，酸性增強 酸性減弱，堿性增強
(9)非金屬形成氣態(tài)氫化物的難易程度 由難到易 由易到難
(10)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性： 增強 減弱
(11)主要化合價 最高正價從+1遞增到+7(O、F例外) 最低負價從第ⅣA?4遞增到?1 相同
(12)離子半徑 r(陰離子)減小
r(陽離子)減小
r(陰離子) r (陽離子) 增大
例4.在周期表中，金屬元素和非金屬元素的分界線附近能找到 ( C )
A.制農(nóng)藥的元素 B.制催化劑的元素
C.制半導體的元素 D.制耐高溫合金材料的元素
考點3、元素周期律與元素周期表的意義
1.元素周期表是學習和研究化學的一種重要工具。元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，它反映了元素之間的內(nèi)在聯(lián)系，是對元素的一種很好的自然分類。我們可以利用來指導我們對化學的學習和研究，如：原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)、元素在周期表中的位置三者之間的關系、預言未知元素、系統(tǒng)研究元素的性質(zhì)等。
2.元素周期律和周期表對于工農(nóng)業(yè)生產(chǎn)也有一定的指導作用。由于在周期表中位置
靠近尋找新物質(zhì)的元素性質(zhì)相近，這樣，就啟發(fā)人們在周期表中一定的區(qū)域內(nèi)_發(fā)現(xiàn)新元素及預測它們的原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)。
3.元素周期律從自然學科方面有力地論證了事物變化中量變引起質(zhì)變的規(guī)律性。
考點4、元素周期表的應用
例5.“北大富硒康”中含有微量元素硒(Se)，對人體有保健作用。已知硒為第四周期第ⅥA族元素，根據(jù)它在周期表中的位置推測，硒不可能具有的性質(zhì)為 ( A C )
A.硒化氫很穩(wěn)定 B.硒化氫的水溶液顯弱酸性
C.非金屬性強于硫 D.其最高價氧化物的水化物酸性強于砷弱于溴
例6.下列敘述正確的是 ( )
A.同一主族的元素，原子半徑越大，其單質(zhì)的熔點一定越高
B.同一周期元素的原子，半徑越小越容易失去電子
C.同一主族的元素的氫化物，相對分子質(zhì)量越大，它的沸點一定越高
D.稀有氣體元素的原子序數(shù)越大，其單質(zhì)的沸點一定越高
例7. 若短周期元素X、Y可形成原子個數(shù)比為2：3的化合物，則這兩種元素的原子序數(shù)之
差不可能是 ( D )
A.1 B.3 C.5 D.6 .
例8.X、Y、Z和W代表原子序數(shù)依次增大的四種短周期元素，它們滿足以下條件：
①元素周期表中，Z與Y相鄰，Z與W也相鄰;
②Y、z和W三種元素的原子最外層電子數(shù)之和為17。
請?zhí)羁眨?/p>
(1)Y、Z和W三種元素是否位于同一周期(填“是”或“否”)：_______，理由是_______。
(2)Y是______，Z是_______，W是_______;
(3)X、Y、Z和W可組成一化合物，其原子個數(shù)之比為8:2:4:1。寫出該化合物的名稱及化學式______。
這篇高考化學元素周期律和元素周期表檢測就為大家分享到這里了。希望對大家有所幫助！
本文來自：逍遙右腦記憶 http://www.yy-art.cn/gaokao/932937.html
相關閱讀：高考過來人經(jīng)驗談：沖刺階段“理”重于“做”