第二节 元素周期律
一、化合价
- 随着原子序数的增加，主族元素的化合价呈现周期性变化
- 金属无负价
- \(\ce{F}\)无正价，在化合物中永远为-1
- \(\ce{O}\) 无最高正价（即无+6价）
- 第二周期中的 \(\ce{B}\) 是类金属，有理论负价，但实际中不存在
- 一些典型非金属元素的化合价范围
| 典型元素 | \(\ce{H}\) | \(\ce{C}\) | \(\ce{N}\) | \(\ce{O}\) | \(\ce{F}\) | \(\ce{Si}\) | \(\ce{P}\) | \(\ce{S}\) | \(\ce{Cl}\) |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 化合价范围 | -1~+1 | -4~+4 | -3~+5 | -2~+5 | -1、0 | -4~-4 | -3~+5 | -2~+6 | -1~+7 |
二、粒子半径
2.1 原子半径
- 影响原子半径的第一因素是电子层数，电子层数越多，原子半径越大
（只有一个反例 \(\ce{Li}\)> \(\ce{Al}\)、 \(\ce{Si}\)、 \(\ce{P}\)、 \(\ce{S}\)、 \(\ce{Cl}\)）
- 其次在相同的电子层数时，原子序数越大，半径越小（序大径小）（可理解为序数越大，原子核对电子吸引力越强）
- 综上，原子半径最小的是“ \(\ce{H}\)”,次小的是 " \(\ce{F}\)"
2.2 离子半径（原子半径规律适用于此）
- 同种元素离子半径：阳离子<中性原子<阴离子
- 电子层数相同的离子，核电荷数越大，半径越小（序大径小）
示例： \(\ce{O^{2-}}\) > \(\ce{F^{-}}\) > \(\ce{Na^{+}}\) > \(\ce{Mg^{2+}}\) > \(\ce{Al^{3+}}\)
- 带电荷相同的离子，电子层越多，半径越大
三、元素周期律
3.1 概况
- 概念：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性的变化规律
- 实质：原子核外电子排布呈现周期性变化
- 元素的性质：原子半径、主要化合价、金属性、非金属性
3.2 主族元素性质的变化规律
| 结构与性质 | 同周期主族元素 （从左到右） | 同主族元素 (从上到下) |
|---|---|---|
| 核电荷数 | 递增 | 递增 |
| 电子层数 | 相同 | 递增 |
| 最外层电子数 | 增多 | 相同 |
| 原子半径 | 逐渐减小 | 逐渐增大 |
| 主要化合价 （\(\ce{O、F}\)除外） | 最高正价+1~+7 最低负价-4~-1 | 最高正价=族序数 最低负价=-（8-族序数） |
| 最高价氧化物对应 的水化物的酸/碱性 | 碱性减弱， 酸性增强 | 碱性增强， 酸性减弱 |
| 气态氢化物形成难易 | 难\(\ce{->}\)易 | 易\(\ce{->}\)难 |
| 气态氢化物稳定性 | 增强 | 减弱 |
| 气态氢化物还原性 | 逐渐减弱 | 逐渐增强 |
| 单质氧化性或还原性 | 还原性减弱，氧化性增强 | 还原性增强，氧化性减弱 |
| 元素金属性或非金属性 | 金属性逐渐减弱， 非金属性逐渐增强 | 金属性逐渐增强， 非金属性逐渐肩托 |
3.3 金属性与非金属性
- 金属性与非金属性：金属性与非金属性表示的是元素“得失电子的能力”
- 还原性与氧化性：还原性与氧化性表示的是物质“得失电子的能力”
- 两者区别：金属性与非金属性是元素的固有属性，且只有金属才能用金属性来描述；还原性与氧化性更像一个动态的概念，比如某物质可能在与A反应时表示出还原性，但在与B反应时表示出氧化性
- 两者联系：金属性强的元素组成的单质还原性一定强；非金属性强的元素组成的单质氧化性强
3.4 钠镁铝金属性强弱的比较
| \(\ce{Na}\) | \(\ce{Mg}\) | \(\ce{Al}\) | |
|---|---|---|---|
| 与水或酸反应 | 与水剧烈反应 | 与冷水缓慢；沸水烈； 与酸更剧烈 | 与沸水不反应； 与酸剧烈 |
| 单质与水/酸置换\(\ce{H2}\)的难易 | 易 | 较难 | 难 |
| 最高价氧化物 水化物碱性强弱 | \(\ce{NaOH}\)强碱 | \(\ce{Mg(OH)2}\)中强碱 | \(\ce{Al(OH)3}\) 两性氢氧化物 |
- 结论：金属性/失电子能力，\(\ce{Na}\) >\(\ce{Mg}\) >\(\ce{Al}\)
- 两性氢氧化物：
- 定义：既能和酸反应又能和碱溶液反应的，且均生成盐和水的氢氧化物
- \(\ce{AlCl3}\)溶液中加过量氨水，产生白色沉淀：\(\ce{AlCl3 + 3NH3·H2O \xlongequal[]{} 3NH4Cl + Al(OH)3 v}\)
- \(\ce{AlCl3}\) 溶液中逐滴加\(\ce{NaOH}\) 溶液至过量，先产生白色沉淀，后白色沉淀溶解：
\(\ce{AlCl3 + 3NaOH \xlongequal[]{} 3NaCl + Al(OH)3 v}\) ；\(\ce{NaOH + Al(OH)3 \xlongequal[]{} Na[Al(OH)4]}\)
- 向\(\ce{Al(OH)3}\) 沉淀中加入盐酸，\(\ce{Al(OH)3 + 3HCl \xlongequal[]{} AlCl3 + 3H2O}\)
3.5 硅、磷、硫、氯非金属性
| 单质与\(\ce{H2}\) | \(\ce{Si}\) | \(\ce{P}\) | \(\ce{S}\) | \(\ce{Cl}\) |
|---|---|---|---|---|
| 条件 | 高温 | \(\ce{P}\)蒸汽与\(\ce{H2}\) | 需加热 | 光照或易燃 |
| 难易 | 难 | 较难 | 较易 | 易 |
| 氢化物 | \(\ce{SiH4}\) | \(\ce{PH3}\) | \(\ce{H2S}\) | \(\ce{HCl}\) |
| 稳定性 | 弱 | 较弱 | 较强 | 强 |
| 还原性 | 强 | 较强 | 较弱 | 弱 |
| 最高价氧化物 水化物的酸性 | \(\ce{H2SiO3}\) (弱酸) | \(\ce{H3PO4}\) (中强酸) | \(\ce{H2SO4}\) (强酸) | \(\ce{HClO4}\) (最强无机酸) |
- 结论：非金属性/得电子能力：\(\ce{Si}\) >\(\ce{P}\) >\(\ce{S}\) >\(\ce{Cl}\)
3.6 金属与非金属元素的分区及其性质递变规律
3.7 比较元素金属性以及非金属性的方法
1. 元素的金属性的比较方法
- 最高价氧化物对应的水化物的碱性，碱性越强，金属性越强
示例：\(\ce{LiOH}\) <\(\ce{NaOH}\)<\(\ce{KOH}\) <\(\ce{RbOH}\) <\(\ce{CsOH}\)
- 单质与水或酸反应的剧烈程度 （或者表述为产生\(\ce{H2}\) 的速率）：越容易反应/反应越剧烈/产生\(\ce{H2}\) 速率越快，说明金属性越强
- 单质间的置换反应：遵循强制弱，金属性强的可以置换出金属性弱的；
金属阳离子的氧化性越强，对应的金属的金属性就越弱
- 元素的第一电离能 ：第一电离能越小，金属性越强
2. 元素的非金属性的比较方法
- 最高价氧化物对应的水化物的酸性 ，酸性越强，非金属性越强
示例;\(\ce{HClO4}\) >\(\ce{H2SO4}\) >\(\ce{HBrO4}\) >\(\ce{HIO4}\)
- 单质与氢气反应的难易程度 ：越容易反应，非金属性越强
简单氢化物的稳定性 ：越稳定，所对应的元素非金属性越弱
- 单质间的置换反应 ：强制弱，非金属性强的制备弱的
简单阴离子还原性越强，单质氧化性（对应元素的非金属性）越弱
- 元素电负性 ：电负性越大，非金属性越强
四、推断元素及物质的“题眼”总结
4.1 常见短周期元素的单质及其化合物的特性
- 同位素之一没有中子；构成最轻的气体；单质在氯气中燃烧产生苍白色火焰（\(\ce{H}\)）
- 单质在空气中体积分数最大；气态氢化物的水溶液呈碱性（\(\ce{N}\)）
- 能与\(\ce{H}\) 形成两种液态化合物（\(\ce{O}\)）
- 单质是最轻的金属，保存在石蜡中；没有过氧化物的碱金属（\(\ce{Li}\)）
- 焰色为黄色（\(\ce{Na}\)）
- 金属单质能与强酸、强碱溶液反应（\(\ce{Al/Be}\)）
- 其单质为淡黄色的粉末，易溶于二硫化碳，用于除去洒落的汞（\(\ce{S}\)）
- 固态的最高价氧化物可用于人工降雨（\(\ce{C}\)）
- 最高价氧化物对应水化物的酸性最强（\(\ce{Cl}\)）
- 单质与水反应最剧烈的非金属元素（\(\ce{F}\)）
- 气态氢化物与最高价氧化物对应的水化物能反应（\(\ce{N}\)）
- 气态氢化物与低价态氧化物能反应生成该元素的单质（\(\ce{S、N}\)）
- 在空气中，由该元素形成的其中一种单质易自然（\(\ce{P}\)）