第四章 第10讲 元素周期律-【学考一号】2024新教材高中化学学业水平复习方略课堂精讲

第四章物质结构元素周期律 第10讲元素周期律 构·网络体系 含义 元素性质随原子序数递增而呈周期性变化 元素 周期律 实质 元素原子核外电子排布的周期性变化 原子半径 最外层电子数 同周期（从左到右） 化合价 递变 金属性，非金属性 律 原子半径 同主族（从上到下） 化合价 金属性、非金属性 学·知识清单 知识点一元素性质的周期性变化规律 单质与水 最高价氧化物对应 项目 1.同周期元素原子的核外电子排布、原子 (或酸)反应 水化物的碱性强弱 半径和化合价的变化规律 与冷水剧烈反应： NaOH Na (1)1~18号元素原子变化规律 生成H2 强碱 与冷水几乎不反 周期序数 二 三 Mg 应，与热水反应， Mg(OH)2 原子序数 1-2 3-10 生成H:与酸反应 中强碱 11-18 剧烈，生成H 电子层数 1 3 3 与酸反应较快，生 Al(OH)3 Al 最外层电子数 1一→2 1+8 1→+8 成 两性氢氧化物 变化规律 从水或酸中置换最高价氧化物对应 原子半径的变 0.152nm→ 0.186nm→ (同周期： H的能力逐渐减 水化物的碱性逐渐 化（不考虑稀 0.071nm 0.099nm 左→右) 弱 减弱 有气体元素) 大一小 大→小 (2)Si,P、S、C1的比较 最高或最低化 +1→+5 +1*+7 +10 单质与氢 最高价氧化物对 合价的变化 4+-1→0 -4+-1+0 气态氢化物 项目 气反应的 应水化物的酸性 的热稳定性 (2)结论：同周期元素，随着原子序数的递 条件 强弱 SiHa H.SiO, 增，原子的最外层电子数 原子半径逐渐 Si 高温 很不稳定 弱酸 .化合价最高正价和负价逐渐 较高温度 P H;PO. (第ⅣA族出现负价)，都呈周期性的变化 不稳定 中强酸 ◇特别提醒◇ 加热 HS HSO, ①F无正价，0无最高正价：②金属只有正价，只有 受热分解 强酸 非金属才有负价 光照 HCI HCIO,强酸 CI 或点燃 稳定 (比HSO4强) 2.同周期元素金属性和非金属性的变化 变化规律与H2化 最高价氧化物对 规律 氢化物稳定 (同周期： 合能力逐 应水化物的酸性 渐增强 性逐渐增强 (1)Na、Mg、Al的比较 左→右) 逐渐增强 37 课堂精讲学考一号高中学业水平复习方略化学 (3)结论：随着原子序数的递增，同周期主 2.根据元素在周期表中的位置判断元素 族元素的金属性逐渐 非金属性逐渐 的化合价 呈现周期性的变化。 主族元素的最高正价等于原子所能 理论解释：在同一周期中，各元素的原子 的最外层电子数，而非金属的最低负价则等于 核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷 使原子达到8电子稳定结构所需 的 数依次 原子半径逐渐 电子数，则： 失电子能力逐渐 得电子能力逐渐 (1)最高正化合价= 序数=原子 因此元素的金属性逐渐减弱、非 电子数(0、F除外)。 金属性逐渐增强。 (2)最低负化合价=8-主族序数（限VA 3.元素周期律 VIIA) (1)内容：元素的性质随着原子序数的递 (3)最高正化合价+最低负化合价=8。 增而呈现 变化的规律。 3.根据“位一构一性"的关系推断元素、预 (2)实质：元素周期律是 发生周 测物质性质 期性变化的必然结果。 (1)根据元素在周期表中的位置推测其原 ◇归纳总结◇ 子结构和性质。 同周期元素原子结构和元素性质变化规律 (2)根据元素的原子结构推测其在周期表 内容 同周期从左到右(0族除外) 电子层数相同，最外层电子数 中的位置和性质。 原子结构 1个一7个（第一周期除外）， (3)根据元素的性质判断元素的位置和原 原子半径逐渐减小 失电子能力减弱，得电子能力 子结构特征 原子得失电子能力 增操 4.根据位置相近的元素性质相似的规律 金属性和非金属性 金属性诚弱，非金属性增强 单质性质 还原性减弱，氧化性增强 引导人们寻找元素制备新物质 商子性质 阳离子氧化性增强，阴离子还 (1)在金属元素和非金属元素的分界处寻 原性诚弱 找制备 材料的元素 最高正价：+1→+7(0、F除外) 质 主要化合价 最低负价：-4→-1 (2)在非金属元素中寻找制造新品种 非金属气态氧化物 生成由难到易，稳定性增强」 的元素。 的形咸与性质 还原性诚弱 最高价氧化物对应 (3)在过渡金属元素中寻找制造 水化物的酸碱性 酸性增强，硫性减弱 和耐高温、耐腐蚀 的元素。 知识点二 元素周期律和元素周期表的应用 关 键宇 1.根据元素性质变化规律对元素进行分区 知识点一 族 AIAⅢA IVA VA VIA VIA 0 1.(2)增加 减小 升高 周期 2.(3)减弱 增强 增多 减小 减弱 非金属性逐渐增强 增强 2 金属性 B Al Si 非金属 4 LAs. 渐增强 金