4.2.1 元素性质的周期性变化规律-2023-2024学年高一化学必备【考点·题型】讲与练

4.2.1 元素性质的周期性变化规律 核心素养发展目标 1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。 2、掌握元素周期律的具体内容，熟悉原子半径、金属性和非金属性的变化规律 3、会设计实验探究同周期元素性质的变化规律，会比较元素的金属性或非金属性的强弱，促进“证据推理与模型认知”化学核心素养的发展。 考点梳理 一、元素的原子核外电子排布、原子半径、元素化合价的变化规律 1、原子核外电子排布的周期性变化 1．原子核外电子排布的周期性变化 (1)原子核外最外层电子数与原子序数变化的关系图 (2)规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 2、原子半径的周期性变化 (1)元素的原子半径与原子序数变化的关系图 (2)规律：随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 3、元素化合价的周期性变化 (1)元素化合价与原子序数变化的关系图 (2)规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期，最高正价：＋1到＋7(O无最高正价、F无正价)，最低负价：－4到－1。 元素周期律 (1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)元素的性质包括：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等。 (3)元素周期律的实质是元素原子的核外电子排布发生周期性变化的必然结果。 (1)在用化合价确定元素原子最外层电子数时，首先确定元素化合价是否为最高化合价或最低化合价。 (2)非金属元素的最高正化合价等于原子所能转移的最外层电子数，而它的负化合价则等于使原子最外层达到8电子稳定结构所得到的电子数。 二、第三周期元素性质的递变规律 1、钠、镁、铝金属性强弱比较 单质 实验项目 Na Mg Al 操作 现象 浮、游、熔、响、红 常温下，镁条表面附着少量小气泡，沸腾后，产生较多气泡，滴加酚酞溶液变为粉红色 都有气泡，但是放镁条的生成气体的速率快。 与水(或酸)的反应 与冷水反应剧烈 镁与冷水几乎不反应，能与热水反应 与酸反应迅速，但比镁慢。 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 强 中强 两性 结论 钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。 2、硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 元素 Si P S Cl 单质与H2反应的条件 高温 磷蒸气与H2能反应 加热 光照或点燃时发生爆炸而化合 由易到难的顺序是：Cl2>S>P>Si 最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物对应水化物的化学式及酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4强酸 HClO4酸性比H2SO4强 酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3 氢化物的稳定性 不稳定 受热分解 受热分解 稳定 结论 硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为：Cl>S>P>Si 3、 同周期元素性质递变规律：同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 三、元素周期律 1、内容：指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化 2、实质：元素周期律实质是核外电子排布发生周期性变化的必然结果 3、主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐↑ 逐渐↑ 电子层结构 电子层数相同，最外层电子数↑ 电子层数↑，最外层电子数相同 原子半径 逐渐减小 (惰性气体除外) ↑ 离子半径 阳离子逐渐↓，阴离子逐渐↓ 同周期：r(阴离子)＞r(阳离子) ↑ 性 质 　主要化合价 元素的最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外) 非金属元素负价由－4→－１ 非金属元素负化合价== —(8—主族序数) 相同 最高正化合价==主族序数 (O、F除外) 元素的金属性 ↓ ↑ 元素的非金属性 ↑ ↓ 失电子能力 ↓ ↑ 得电子能力 ↑ ↓ 单质的还原性 ↓ ↑ 单质的氧化性 ↑ ↓ 阳离子的氧化性 ↑ ↓ 阴离子的还原性 ↓ ↑ 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↑ 气态氢化物的形成越来越困难，其稳定性↓ 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性↓ 酸性↑ 碱性↑ 酸性↓ 四、微粒半径大小的比较方法及规律 【特别提示】 ①电子层数：当电子层数不同时，一般电子层数越多，半径越大 ②核电荷数：当电子层数相同时，如电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 ③核外电子数：