专题5 微观结构与物质的多样性（知识串讲）-【复习帮】2023-2024学年高一化学期中期末知识串讲+专题检测一遍过（苏教版2019必修第一册）

专题5 微观结构与物质的多样性 一、原子结构与元素化合价的变化规律 1．原子序数 (1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。 (2)与其他量的关系：原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。 2．原子结构的变化规律 (1)核外电子排布的变化规律 规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。 (2)原子半径的变化规律(稀有气体除外) 以元素的原子序数为横轴，元素的原子半径为纵轴，绘制折线图如下： 数据分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化 ①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小。 ②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。 3．元素性质的变化规律 以元素的原子序数为横轴，元素的最高正化合价或最低负化合价为纵轴，绘制折线图如图所示： 数据 分析 规律 随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化 【核心归纳】对于1～18号元素： (1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外) (2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数 (3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8 (4)元素性质的变化的根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。 例1．（2023泰安期中）下表是部分短周期元素的原子半径及主要化合价： 元素代号 L M Q R T 原子半径/nm 0.160 0.143 0.111 0.106 0.066 主要化合价 +2 +3 +2 +6、-2 -2 根据表中信息，判断以下说法正确的是 A．最高价氧化物对应水化物的碱性：L＞M B．简单氢化物的稳定性：H2R＞H2T C．L2+与R2-的核外电子数相等 D．单质与等浓度的稀盐酸反应的速率：Q＞L 例2．某元素的气态氢化物化学式为H2R，此元素最高价氧化物对应水化物的化学式可能为(　　) A．H2RO3 B．H2RO4 C．HRO3 D．H3RO4 二、元素的金属性和非金属性的变化规律 1．元素的金属性变化规律 (1)判断元素金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。 ②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。 (2)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究 实验内容 实验现象及方程式 实验结论 将一小块钠放入滴有酚酞冷水的小烧杯中 常温下，反应剧烈，酚酞变红色 金属失电子的能力，即金属性：Na>Mg>Al 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入滴有酚酞冷水的试管，然后加热试管 ①镁与水：常温下，没有明显的变化；加热，反应缓慢，酚酞变浅红色，化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑ ②铝与冷水、热水看不到明显的变化 将除去氧化膜的镁条、铝片分别放入盛有少量稀盐酸的试管 ①镁与稀盐酸：反应剧烈，生成大量气体，离子方程式：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ ②铝与稀盐酸：反应较剧烈，生成气体，离子方程式：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ (3)探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱 ①实验操作 实验操作 沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解 相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O 实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱 Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。 2．元素的非金属性变化规律 (1)判断元素非金属性强弱的方法 ①比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 ②比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。 (2)硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较 原子 Si P S Cl 最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 最低负价 －4 －3 －2 －1 单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照 从Si到Cl，与H2化合越来越容易 气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 P