一、原子半径的递变规律

  • 规律：同一周期（从左到右），随着原子序数的增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。

    • 原因：核电荷数增加，原子核对最外层电子的吸引力增强，电子层数不变导致原子收缩。

    应用：比较原子半径大小（如第三周期：Na > Mg > Al > Si > P > S > Cl）。

    二、金属性与非金属性的递变

  • 金属性（失电子能力）：从左到右逐渐减弱。

    • 非金属性（得电子能力）：从左到右逐渐增强。

    判断依据：

    1. 金属性：单质与水/酸反应的剧烈程度、最高价氧化物对应水化物的碱性（如NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃）。

    2. 非金属性：气态氢化物的稳定性（如HCl > H₂S）、最高价氧化物对应水化物的酸性（如HClO₄ > H₂SO₄）。

    特殊注意：第2、3周期中，N的电离能大于O，Mg的电离能大于Al，属于反常现象。

    三、化合价规律

  • 最高正价：从+1（碱金属）递增至+7（第ⅦA族），O和F无正价。
  • 最低负价：从-4（第ⅣA族）递增至-1（第ⅦA族）。
  • 关系式：最高正价 + |最低负价| = 8（主族元素适用）。

    • 应用：推断元素可能的化合价（如第三周期：Na⁺、Al³⁺、S⁻²等）。

    四、电离能与电负性的变化

  • 电离能：同一周期从左到右总体呈增大趋势，但存在反常（如N > O，Mg > Al）。
  • 电负性：从左到右逐渐增大，非金属性越强，电负性越大（如F > O > N）。

    • 应用：判断化学键类型（如电负性差大的元素易形成离子键）。

    五、单质及化合物的性质变化

    1. 单质的氧化性/还原性：

    元素周期表中同周期元素性质变化规律的高频考点

  • 非金属单质氧化性增强（如Cl₂ > S），对应阴离子（Cl⁻、S²⁻）还原性减弱。
  • 金属单质还原性减弱（如Na > Al），对应阳离子（Na⁺、Al³⁺）氧化性增强。

    • 2. 氢化物的稳定性：非金属性越强，氢化物越稳定（如H₂O > NH₃ > CH₄）。

    3. 最高价氧化物水合物的酸碱性：

  • 碱性减弱（如NaOH > Mg(OH)₂ > Al(OH)₃）；
  • 酸性增强（如H₃PO₄ < H₂SO₄ < HClO₄）。

    • 六、高频易错点

    1. 最高正价与主族序数的关系：O、F无最高正价，主族元素最高正价=主族序数。

    2. 电离能反常现象：全充满（如N的2p³）或半充满（如Mg的3s²）状态更稳定。

    3. 对角线规则：某些主族元素与右下方元素性质相似（如Li与Mg、Be与Al）。

    4. 离子半径比较：同周期阴离子半径＞阳离子半径（如S²⁻ > Cl⁻ > Na⁺ > Mg²⁺）。

    七、典型题型示例

    1. 选择题：比较同周期元素性质（如原子半径、离子半径、氢化物稳定性等）。

    2. 推断题：根据周期表中的位置推测元素性质（如最高价氧化物、氢化物酸性等）。

    3. 实验题：通过金属与水/酸反应的剧烈程度判断金属性强弱。

    通过掌握以上规律，结合具体元素实例（如第三周期、第ⅡA和ⅦA族），可系统应对高考中同周期元素性质变化的各类题型。建议通过真题练习强化应用能力（参考网页30、32的例题）。