1.3 元素周期表的应用 讲义-2025-2026学年高一下学期化学鲁科版版必修第二册【精讲精练】

知识点1 认识同周期元素性质的递变规律 （一）认识同周期元素性质的递变规律 1、第三周期元素原子得失电子能力的比较 (1)钠、镁、铝原子失电子能力的比较 元素 Na Mg Al 单质与水反应 与冷水剧烈反应 与冷水不反应，与沸水缓慢反应 与冷水、沸水均不反应 单质与盐酸反应 反应非常剧烈，放出大量气泡 反应剧烈，放出大量气泡 反应较剧烈，缓慢放出气泡 最高价氧化物对 应水化物的碱性 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物 碱性逐渐减弱 结论 Na→Mg →Al 失电子能力逐渐减弱 (2)硅、磷、硫、氯原子得电子能力的比较 元素 Si P S Cl 单质与H2化合条件 高温 较高温度 加热 点燃或光照 气态氢化物的 稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定 最高价氧化物对应 水化物的酸性 H2 SiO3弱酸 H 3PO4中强酸 H2 SO4强酸 HClO4最强无机含氧酸 结论 2、同周期主族元素得失电子能力的递变规律 (1)规律：同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。 (2)理论解释 同周期主族元素，从左到右，原子的核外电子层数相同，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。 3、元素周期表中金属元素与非金属元素的分区 分界线附近的元素既能表现出一定的金属元素的性质，又能表现出一定的非金属元素的性质。例如，硅元素属于非金属元素，锗元素属于金属元素，但它们的单质均具有半导体的性质。 （二）同周期主族元素原子结构与性质的递变规律 项目 同周期(从左到右，稀有气体除外) 最外层电子数 由1递增至7(第1周期除外) 主要化合价 最高正价：＋1→＋7(O、F除外) 负价：－4→－1 原子半径 逐渐减小 得、失电子能力 失电子能力减弱，得电子能力增强 单质的氧化性、还原性 还原性减弱，氧化性增强 最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性减弱，酸性增强 非金属的氢化物 形成由难到易，稳定性由弱到强 金属单质与水、酸反应 越来越难 同周期，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 【特别提醒】 原子的失电子能力越强，对应单质的还原性越强；原子的得电子能力越强，对应单质的氧化性越强。 （三）元素原子得失电子能力强弱的判断依据 1、元素原子失去电子能力强弱的判断依据 (1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。 (2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。 (3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。 (4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。 (5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。 2、元素原子得电子能力强弱的判断依据 (1)同周期的非金属元素，从左到右得电子能力依次增强(不包括稀有气体)。 (2)非金属元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，得电子能力越强。 (3)非金属元素的单质与氢气化合越容易，得电子能力越强；生成的气态氢化物越稳定，得电子能力越强。 (4)不同的非金属单质M和N在溶液中发生置换反应，若M能置换出N，则得电子能力：M>N。 【易错提醒】 ①不能根据得电子的多少来判断非金属性强弱； ②不能根据气态氢化物水溶液的酸性强弱判断非金属性强弱； ③必须是最高价氧化物对应的水化物酸性比较才能说明非金属性强弱。 3、元素金属性和非金属性强弱的判断方法 角度1 同周期主族元素的变化规律 除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述中不正确的是(　　) A．从左到右，原子半径逐渐减小 B．从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C．从左到右，元素最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D．从左到右，元素最高正化合价从＋1 ... ...