第四章 第二节 元素周期律 知识清单-2026-2027学年高一上学期化学人教版必修第一册

必修一 第四章 第二节 元素周期律 知识点总结 知识点一：元素性质的周期性变化规律 1、元素周期律的定义、本质及内容 （1） 定义：元素性质随原子序数递增呈周期性变化的规律。 （2） 本质：原子核外电子排布呈周期性变化。 （3） 内容：原子结构（核外电子排布、原子半径）的周期性变化，决定了性质（元素主要化合价、金属性和非金属性强弱、酸碱性强弱）的周期性变化。 2、 横向：同周期——性递变 以第三周期元素为例，见下表： 金属 非金属 第三周期元素 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 1、电子排布 电子层数相同，最外层电子数增加 2、原子半径 原子半径依次减小 3、主要化合价 +1 +2 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 4、置换出H2 与水 剧烈 （冷水） 缓慢 （热水） 与酸 快 稍慢 5、最高价氧化物对应水化物的碱性 强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3 两性 规律 碱性减弱 结论 金属性减弱 6、与H2反应 条件 高温 加热 加热 光照 或点燃 难易 难→易 7、氢化物稳定性 SiH4自燃 PH3自燃 加热分解 难分解 稳定性增强 8、最高价含氧酸的酸性 强弱 H2SiO3 极弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 规律 酸性增强 结论 非金属性增强 说明：同周期元素从左到右原子半径逐渐减小的原因：原子中存在两种力：一是内层电子对外层电子的斥力，该力使半径增大；二是核对电子的引力，该力使半径减小。当增加一个电子使斥力增大时，也增加了一个质子使引力增大，因质子的作用范围是整个原子，比所增电子的作用范围大，所以所增质子的作用大于所增电子的作用，即引力的增加大于斥力的增加，故同周期元素从左到右，原子半径渐小。 注意：单质的活泼性强弱，与其非金属性强弱一般是一致的。但也有例外，例如：非金属性是O>Cl，但通常Cl2比O2易反应，原因是O=O是双键，比 Cl—Cl单键难断裂，所以没有Cl2活泼. 3、 纵向：同族——式同、性相似 同族元素，有以下相同之处（以ⅥA族元素为例）： （1） 化学式相同（R表示ⅥA族元素） 氢化物为：H2R； 氧化物为：RO3、RO2； 含氧酸为：H2RO4、H2RO3； 含氧酸盐为：Na2RO4、Na2RO3。 （2）化学性质相似 S与Se相似； SO3与SeO3相似； H2SO4与H2SeO4相似； H2SO3与H2SeO3相似； Na2SO4与Na2SeO4相似； Na2SO3与Na2SeO3相似； H2S与H2Se相似； Na2S与Na2Se相似； 4、 纵、横递变规律 （1） 金属性及对应性质在周期表中的变化规律： 递变方向 变化规律 之最 从 上 至 下 Cs 从右至左 1、金属性增强 2、相应阳离子得电子能力减弱 3、原子半径增大 4、与水（或酸）反应放H2越易 5、相应碱的碱性增强 最强是Cs 最弱是Cs+ 最大是Cs 最易是Cs 最强是CsOH 金属之最在周期表的左下角（放射性元素除外）。 （2） 非金属性及对应性质在周期表中的变化规律： 递变方向 变化规律 之最 从左至右 从 上 至 下 1、非金属性增强 2、相应阴离子失电子能力减弱 3、原子半径减小 4、与H2化合越易 5、氢化物稳定性增强 6、最高价含氧酸的酸性增强 最强是F 最弱是F- 最小是H<F 最易是F2 最稳定是HF 最强是HClO4 拓展：（1）非金属之最在周期表的右上角（稀有气体元素除外）。 （2）氯元素的含氧酸有HClO4（高氯酸）、HClO3（正氯酸）、HClO2（亚氯酸）、HClO（次氯酸）。 5、 元素“位置—结构—性质”之间的关系 （1）三者关系 ( 电子层 最外层电子数 ) ( 核电荷数、原子序数 核外电子 ) ( 反映 ) ( 反映 ) 结构 ( 决定 ) ( 决定 ) ( 元素性质 单质的物性、化性 化合物的性质 离子的性质 ) ( 用位置、递变规律，推出性质 据性质、判定元素，推出位置 ) 位置 性质 （2） （3） 等量关系 ①原子序数=质子数 ②周期序数=电子层数 ③族序数=价电子数=最高化合价 如：Cl位于ⅦA族，最高化合价+7价； 说明：价电子指能参加化学反应、显示化合价的电子。对于主族元素而言，价电子也就是最外层电子；对于过渡元素，它的部分次外层电子也是价电子。 ④8（或2）=最高正价+|最低负价| 如：S：+6+|-2|=8 H：+1+|-1|=2 ⑤主族序数是奇数，化合价常是奇数；主族序数是偶数，化合价常是偶数。 如：ⅦA族的Cl：-1、+1、+3、+5、+7； ⅥA族的Se：-2、+2、+4、+6。 N存在多个化合价：-3、+1、+2、+3、+4、+5。 说明：①一般情况下，元素的最高正价存在于最高价氧化物及酸根中，最低负价通常存在于氢化物中。金属元素无负价。 ②氢元素与金属元素化合时，显负价（如）与非金属元素化合时显正价（如）。 ③F元素只有0价和-1价，没有正价，无含氧酸，也无含氧酸盐；氧元素通常无正价（只有与氟化合时才显正价）。 ④稀有气体元素通常只有0价；现在发现能跟稀有气体元素反应的只有氟，在稀有气体元素的氟化物中，稀有气体元素显正价。 注意：在化合物中，元素的化合价通常没有0价，但也有例外，如HCHO（甲醛）中的C元素就可看作显0价。 知识点二：元素周期表和元素周期律的应用 1、 推断元素在周期表中的位置 （1） 利用正、负化合价差：符合公式“最高正价+|最低负价|=8”的元素，当最高正价与最低负价的绝对值只差为0、2、4、6时，该元素所在的主族序数依次是ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA。 2、 确定它的金属性（或非金属性）的强弱。 3、 确定元素相应化合物的化学式 4、 预测元素的性质 5、 启发人们在一定区域内寻找新物质 （1） 在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料（如Ge、Si）和两性物质（如Al）。 （2） 在周期表右上角元素（如Cl、P、S、N、As）的化合物中寻找研制农药的材料。 （3） 在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 6、 对探矿具有指导意义 拓展应用 拓展一：金属性和非金属性的比较 1、判断金属性强弱的六种依据 判断依据 判断方法 1、原子半径 原子半径越大，金属性越强 2、与水（或酸）反应 越易放H2，金属性越强 3、相应碱的碱性 碱性越强，金属性越强 4、金属单质间的置换反应 A置换出B，A的金属性比B强 5、单质的还原性或离子的氧化性 单质还原性越强，金属性越强；离子氧化性越弱，金属性越强 6、反应条件 单质越易反应，金属性越强 例如：由三个反应Cu+HNO3（稀）→NO、Zn+HNO3（稀）→N2O、Mg+HNO3（稀）→NH4NO3中N元素被还原的程度，得：金属性Mg>Zn>Cu。 从氧化性：Zn2+<Cu2+，得金属性Zn>Cu。 从反应Fe+SFeS、2Na+SNa2S中反应的条件，可推断出金属性：Na>Fe。 1、 判断非金属性强弱的六种依据 判断依据 判断方法 1、原子半径 原子半径越小，非金属性越强 2、与H2化合的难易或氢化物的稳定性 与H2越易化合，非金属性越强氢化物越稳定，非金属性越强 3、最高价含氧酸的酸性 酸性越强，非金属性越强 4、非金属单质的置换反应 A置换出B，A的非金属性比B强 5、单质的氧化性或离子的还原性 氧化性越强，非金属性越强；还原性越弱，非金属性越强 6、反应条件 单质越易反应，非金属性越强 例如：从反应2F2+2H2O=4HF+O2↑知：非金属性是F>O。 从反应Fe+S=FeS、2Fe+3Cl2=2FeCl3可推出：非金属性是Cl>S。从还原性：I->Cl-可推知非金属性：I<Cl。 ( △ )从反应H2+F22HF、H2+I2 2HI中反应的难易，可推测出非金属性：F>I。 注意：①只有最高价含氧酸的酸性变化规律与非金属性变化规律一致。所以，不能用H2SO3、H2SeO3的酸性强弱来判断其非金属性的强弱。 ②在周期表中，无氧酸的酸性变化规律，与非金属性变化规律不一致。无氧酸在周期表中的酸性变化规律是：左弱右强，上弱下强，如下表： ⅤA ⅣA ⅦA NH3（碱性） H2O（中性） HF（弱酸） 酸 性 增 强 H2S（弱酸） HCl（强酸） HBr（强酸） HI（强酸） 酸性增强 其中酸性最强的是右下角的HI酸。 拓展二：粒子半径大小比较 1、不同元素的原子半径比较 同周期：左大右小（稀有气体元素除外）； 同主族：上小下大。 例如： Li > Be > B > C > N > O > F Λ Λ Λ Λ Λ Λ Λ Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl 2、 同一元素的原子半径与离子比较 同一元素，核内质子数相同，核外电子数越多，斥力越大，半径越大。即：电子多，半径大。阴离子>原子>阳离子，阳离子所带电荷数越大，半径越小。 如：H->H>H+；Fe>Fe2+>Fe3+。 3、 不同元素的离子半径比较 （1） 同主族：自上而下，（阳离子或阴离子）半径增大。即：同族，上小下大。 （2） 核外电子数相同（即核外电子排布相同）时，核内质子数越多，引力越大，半径越小。即：电子相同，质多径小。 如某周期的阴离子与下一周期的阳离子，具有相同的核外电子排布，离子半径逐渐减小。例如： 2电子（He原子）结构：H->Li+>Be2+； 10电子（Ne原子）结构：7N3->8O2->9F->11Na+>12Mg2+>13Al3+； 18电子（Ar原子）结构：15P3->16S2->17Cl->19K+>20Ca2+。 （3）在同一周期中，离子半径为最右边的阳离子最小，最左边的阴离子最大。即：同周期，右阳小，左阴大。 如第三周期 离子 Na+、Mg2+、Al3+……P3-、S2-、Cl- 大小顺序 4 5 6 1 2 3 （4） 不同周期、不同主族时，可据周期表中的相对位置及变化规律，通过桥梁来比较。 例如：比较P3-和F-的半径大小，据周期表中的相对位置（如下），可用N3-或Cl-作为桥梁，据离子半径变化规律可推出P3->F-。 N3- > F- Λ Λ P3- > Cl- 学科网（北京）股份有限公司 $