备战2021 高考化学 考点27 元素周期律及其应用（原卷版）11页

考点 27 元素周期律及其应用
一、元素周期律
1．定义
元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律。
2．实质
元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
3．元素周期表中主族元素性质的递变规律
内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下)
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
电子层结构
电子层数相同，最外层电子数
逐渐增多
电子层数逐渐增多，最外层电
子数相同
得电子能力 逐渐增强 逐渐减弱
失电子能力 逐渐减弱 逐渐增强
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对
应水化物的酸碱性
酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱 酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强
非金属元素气态氢化
物的形成及稳定性
气态氢化物的形成越来越容易，
其稳定性逐渐增强
气态氢化物的形成越来越困难，
其稳定性逐渐减弱
4．元素金属性和非金属性的比较
比较金属性和非金属性的强弱，主要有以下 3 种方法：
（1）结构比较法
最外层电子数越少，电子层数越多，元素金属性越强；最外层电子数越多，电子层数越少，非金属性
越强。
（2）位置比较法
元素周期表 金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”

非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强”
金属活动性顺序
按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、
Pt、Au 的顺序，金属性减弱
非金属活动性顺
序
按 F、O、Cl、Br、I、S 的顺序，非金属性减弱
（3）实验比较法
5．微粒半径的比较
二、元素周期律的应用
1．比较不同主族、不同周期元素及化合物的性质
如金属性 Mg>Al，Ca>Mg，则碱性 Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2，即 Ca(OH)2>Al(OH)3。

2．推测未知元素及化合物的某些性质
如：已知 Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，
可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt 不稳定，水溶液呈酸性，AgAt 不溶于水等。
考向一 元素金属性和非金属性的比较
典例 1 下列事实不能说明元素的金属性或非金属性相对强弱的是
选项 事实 推论
A 与冷水反应，Na 比 Mg 剧烈 金属性：Na>Mg
B Ca(OH)2的碱性强于 Mg(OH)2 金属性：Ca>Mg
C SO2与 NaHCO3溶液反应生成 CO2 非金属性：S>C
D
t ℃时，Br2＋H2 2HBr K＝5.6×107
I2＋H2 2HI K＝43
非金属性：Br>I
1．下列实验操作不能达到实验目的的是
选项 实验操作 实验目的
A Cl2、Br2 分别与 H2 反应 比较氯、溴的非金属性强弱
B 向 MgCl2、AlCl3 溶液中分别滴加氨水 比较镁、铝的金属性强弱
C
测定相同物质的量浓度的 Na2CO3、Na2SO4
的溶液的 pH
比较碳、硫的非金属性强弱
D Fe、Cu 分别放入稀盐酸中 比较铁、铜的金属性强弱
过 关 秘 籍

（1）通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易程度判断元素非金属性或金属性的强弱，而不
是根据得、失电子数的多少。
（2）通常根据最高价氧化物对应水化物的酸性或碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不
是根据其他化合物酸性或碱性的强弱来判断。
（3）金属性是指金属原子失电子能力的性质，金属活动性是指在水溶液中，金属原子失去电子能力的
性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性 Pb>Sn，而金属活动性 Sn>Pb。
（4）利用原电池原理比较元素金属性时，不要忽视介质对电极反应的影响。如 Al−Mg−NaOH 溶液构
成原电池时，Al 为负极，Mg 为正极；Fe−Cu−HNO3(浓)构成原电池时，Cu 为负极，Fe 为正极。
考向二 微粒半径大小的比较
典例 2 已知 1-18 号元素的离子 aW3+、bX+、cY2-、dZ-都具有相同电子层结构，下列关系正确的是（ ）
A．质子数：c＞b 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
2．五种短周期元素的某些性质如表所示(其中只有 W、Y、Z 为同周期元素)。下列说法正确的是
元素代号 X W Y Z Q
原子半径(×10-12m) 37 64 66 70 154
主要化合价 +1 -1 -2 +...