【深度解读】第4章第2节 元素周期律 -2023～2024学年高一化学同步卓越讲义（人教版2019必修第一册）

第10讲 元素周期律 考点导航 重点难点突破 考点1：半径大小比较 原子半径 1.电子层数相同时，随原子序数递增，原子半径减小。 例：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl). 2.最外层电子数相同时，随电子层数递增原子半径增大。 例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。 离子半径 1.同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。 例：r(Cl-)>r(Cl)；.r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+)。 2.电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。 例：r（O2-）＞r（F-）＞r（Na+）＞r（Mg2+）＞r(Al3+). 3.带相同电荷的离子，电子层越多，半径越大。 例：r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+）<r(Cs+）；r(O2-)<r(Se2-)<r(Te2-). 4.带电荷、电子层均不同的离子可选一种离子参照比较。 例：比较r（K+）与r（Mg2+)可选r(Na+)为参照，得：r(K+)>r(Na+)>r(Mg2+)。 考点2：元素周期律 （1）同一周期元素随原子序数增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同一主族元素由上向下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （2）同一周期元素随原子序数增大，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同一主族元素由上向下，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强。 （3）最高价氧化物对应的水化物的酸碱性：同一周期元素随原子序数增大，酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；同一主族元素由上向下，酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强。 （4）同主族元素自下而上，气态氢化物的稳定性逐渐增强，还原性逐渐减弱，酸性逐渐增强；同主族元素自上而下，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，酸性逐渐增强。 【元素周期律的易混易错点】 (1)Mg、Al分别与盐酸反应，Mg与盐酸反应更剧烈，因为Mg的金属性比Al的强。 (2)元素的非金属性越强，其气态氢化物越稳定；同周期元素随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，如非金属性强弱的顺序为Si<P<S<Cl，氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。 (3)因同周期元素原子的电子层数相同，但原子序数依次增大，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，故金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 考点3：预测元素的性质。 （1）掌握位置、结构、性质间的“三角”关系 结构 位置 性质 1 ② ③ ①位与构关系：原子序数=质子数；周期数=电子层数：主族序数=最外层电子数。 ②构与性关系：电子层结构与原子半径、离子半径、电子得失难易、化合价有密切关系。 ③位与性关系：同位置——化学性质相同；同主族——相似性、递变性；同周期——相似性、递变性。 （2）“序位互定”规律 若n为奇数，则第n周期最多容纳的元素种数为 若n为偶数，则第n周期最多容纳元素种数为；应用这一规律，不仅可求出任一周期所含元素种数，还可进行“序位互定”。 （3）“分界”线规律：金属元素与非金属元素之间的分界线呈阶梯形，右上方的元素为非金属元素，在此可以找到制造农药的元素(Cl、P等)，左下角的元素为金属元素，分界线两边附近的元素一般既有金属性，又有非金属性；能与酸和碱反应(Be、Al等)，还可找到制造半导体材料的元素（Si、Ge等）。 (3)“对角线”规律 ①沿表中金属元素与非金属元素分界线方向，对角相邻（左上与右下)的两主族元素(都是金属元素或非金属元素)性质(金属性或非金属性)相近。 ②元素周期表中左上右下（左上与右下)相邻的两金属元素的离子半径相近。 4.元素应用举例 （1）找半导体：金属与非金属分界线附近的Si、Ge、Ga。 （2)制备农药：分界线右上方的P、As、S、Cl、F。 （3）找催化剂和耐高温、耐腐蚀材料：分界线在下方的Fe、W。 （4)过渡元素：Fe、Ni、Pt、Pd、Rh。 【预测元素的性质的易混易错点】 (1)在分界线的左侧(第ⅠA族)还包括非金属元素氢。 (2)元素周期表的左下方金属性最强的元素是铯(Fr是放射性元素，除外)，最高价氧化物对应水化物的碱性最强的是CsOH。右上方非金属性最强的元素是氟，但最高价氧化物对应水化物的酸性最强的是HClO4。 典型例题剖析 题型1 粒子半径大小比较 【典例1】（2023春·宁夏石嘴山·高一平罗中学校考期末）下列各组属性的比较中正确的是 A．离子半径：Na+ ＜Mg2+ ＜Al3+ B．原子半径：C＜N＜O C．酸性：HClO4 ＜HBrO4 ＜HIO4 D．稳定性：HCl＞H2S＞PH3 【变式1】（2023春·黑龙