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2026届高考一轮复习
第五单元 物质结构 元素周期律
第2节 元素周期表 元素周期律
高考考情分析
元素周期表和元素周期律是高考化学的重点内容，主要考查学生对元素 “位 - 构 - 性” 关系的理解和运用，常结合元素化合物知识进行综合考查。元素周期表的考查中多伴有对于元素及其化合物性质的考查，要善于根据元素及其化合物的性质去理解元素周期律，利用元素周期律去记忆、巩固元素及其化合物的性质，如果能够深刻理解二者之间的关系，将对相应知识的巩固产生较大的帮助。该部分知识内容丰富、规律性强，因此命题的空间极为广阔。预计今后的题型会稳中有变，仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算相结合，向多方位、多角度、多层次方向发展。
高频考点与题型分布
选择题：题目常以元素推断为基础，结合选项考查原子结构、元素性质、化学键等内容，如给出几种元素的相关信息，判断原子半径大小、金属性与非金属性强弱、化学键类型、氢化物稳定性等说法的正误。
填空题：在化学工艺流程题、物质结构与性质题中可能会出现与元素周期表和元素周期律相关的填空。如在工艺流程题中，根据元素的性质和周期律知识，解释某些反应条件的选择或物质分离提纯的原理；在物质结构与性质题中，常结合元素周期律考查元素的电离能、电负性对物质性质的影响，或根据元素在周期表中的位置推断其原子的杂化方式、分子的空间结构等。
思维导图
基础知识梳理
01
基础知识梳理
一、元素周期表及其应用
1.原子序数
按照元素在周期表中的顺序给元素所编的序号。
原子序数=核电荷数=核外电子数= 质子数。
2.编排原则
基础知识梳理
3.元素周期表的结构
(1)周期（7个横行，7个周期）
基础知识梳理
(2)族（18个纵列，16个族）
基础知识梳理
4.元素周期表按元素种类分区
基础知识梳理
①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条虚线，即为金属元素区和非金属元素区的分界线。
②各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现非金属元素的性质，又表现金属元素的性质。
④过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行共六十多种元素，
这些元素都是金属元素。
⑤镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
⑥锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
⑦超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
基础知识梳理
5.元素周期表按价电子排布分区
基础知识梳理
6.物质的溶解或熔化与化学键变化
①离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子,离子键被破坏。
②共价化合物的溶解过程
a.有些共价化合物溶于水后,能与水反应,其分子内共价键被破坏,如CO2、SO2等。
b.有些共价化合物溶于水后,与水分子作用形成水合离子,从而发生电离,形成阴、阳离子,其分子内的共价键被破坏,如HCl、H2SO4等。
c.某些共价化合物溶于水后,其分子内的共价键不被破坏,如蔗糖、（C12H22O11)、酒精（C2H5OH)等。
基础知识梳理
分区 元素分布 价电子排布 元素性质特点
s区 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素；通常是最外层电子参与反应
p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6 通常是最外层电子参与反应
d区 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除镧系、锕系外) (n-1)d1～9ns1～2 d轨道可以不同程度地参与化学键的形成
ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1～2 金属元素
f区 镧系、锕系 (n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近
各区元素价电子排布特点如下：
基础知识梳理
6.元素周期表的应用
①进行科学预测
为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供的线索。
②寻找新材料
③用于工农业生产
对探矿有指导意义的是地球化学元素的分布与它们在元素周期表中的位置关系，研制农药材料等。
基础知识梳理
二、元素周期律
1.内容和实质
基础知识梳理
2.主族元素的周期性变化规律
项目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子结构 电子层数 相同 逐渐增多
核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小 阴离子逐渐减小 r(阴离子)＞r(阳离子) 逐渐增大
基础知识梳理
性质 化合价 最高正化合价由+1→+7(O、F除外)，负化合价＝主族序数-8 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外)
元素的金属性和非金属性 金属性逐渐减弱 非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强
非金属性逐渐减弱
离子的氧化性、还原性 阳离子氧化性逐渐增强 阴离子还原性逐渐减弱 阳离子氧化性逐渐减弱
阴离子还原性逐渐增强
气态氢化物稳定性 逐渐增强 逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱 酸性逐渐增强 碱性逐渐增强
酸性逐渐减弱
基础知识梳理
(1)金属性是指金属气态原子失电子能力的性质；金属活动性是指单质在水溶液中，金属原子失去电子能力的性质，二者顺序基本一致，仅极少数例外。如金属性Pb>Sn，而金属活动性Sn>Pb。
(2)规避金属性和非金属性判断中的易错点
①关注关键词“最高价”：根据元素氧化物对应水化物的酸碱性的强弱判断元素非金属性或金属性的强弱时，必须是其最高价氧化物的水化物。
②关注关键词“难易”：判断元素非金属性或金属性的强弱，依据是元素原子在化学反应中得失电子的难易而不是得失电子的多少。
基础知识梳理
三、元素周期表和元素周期律的综合应用
1.元素周期律的应用
①比较不同周期、不同主族元素的性质
如金属性：Mg>Al，Ca>Mg，则碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2(填“>”“<”或“＝”)。
②推测未知元素的某些性质
如，已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶。又如，已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为黑色固体，与氢气难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水等。
基础知识梳理
2.元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强(极少数例外)
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn++Y→X+Ym+，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
基础知识梳理
非金属性 比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断 方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
基础知识梳理
3.电离能和电负性
(1)电离能
①第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所
需要的最低能量，符号：I1，单位：kJ·mol-1。
②规律
a.同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，总体呈现从左至右逐渐增大的变化趋势。
b.同族元素：从上至下第一电离能逐渐减小。
c.同种原子：逐级电离能越来越大，即I1＜I2＜I3……
基础知识梳理
③应用
判断元素金属性的强弱 第一电离能是元素金属性的衡量尺度，一般来说，第一电离能越小，元素越容易失去电子，则元素的金属性越强；反之越弱
判断元素的化合价 如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去两个电子形成＋2价离子
判断核外电子的分层情况 多电子原子中，元素的各级电离能逐渐增大，有一定的规律性。当电离能的变化出现突跃时，电子层数就可能发生变化
基础知识梳理
(2)电负性
①含义：元素的原子在化合物中吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引键合电子的能力越强。
②标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。
③变化规律
金属元素的电负性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。
在元素周期表中，同周期从左至右，元素的电负性逐渐增大，同主族从上至下，元素的电负性逐渐减小。
基础知识梳理
④应用
基础知识梳理
4.对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的。例如：
重难点解析
02
重难点解析
元素推断元素周期表与元素周期律的综合应用
一、根据原子结构、位置关系进行推断
1．根据核外电子的排布三大规律推断元素
（1）最外层电子规律
最外层电子数（N） 3≤N<8 N＝1或2 N＞次外层电子数
元素在周期表中的位置 ⅢA族～ⅦA族 第ⅠA族、第ⅡA族、第Ⅷ族、副族、0族元素氦 第二周期（Li、Be）除外
重难点解析
（2）“阴三、阳四”规律：某元素阴离子最外层电子数与次外层电子数相等，该元素位于第三周期；若为阳离子，则位于第四周期。如S2－、K＋最外层电子数与次外层电子数相等，则S位于第三周期，K位于第四周期。
（3）“阴上、阳下”规律：电子层结构相同的离子，若电性相同，则位于同周期，若电性不同，则阳离子位于阴离子的下一周期。如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋电子层结构相同，则Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
重难点解析
2．根据元素在周期表中位置，确定其化合物的化学式（用R代表元素）
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氢化物 RH4 RH3 H2R HR
最高价氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7
最高价含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
重难点解析
利用元素周期表的片段进行推断
1. 元素周期表中短周期特殊结构的应用
（1）元素周期表中第一周期只有两种元素H和He，H元素所在的第ⅠA族为元素周期表的左侧边界，第ⅠA族左侧无元素分布。
（2） He为0族元素，0族元素为元素周期表的右侧边界，0族元素右侧没有元素分布。
利用这个关系可以确定元素所在的周期和族。
重难点解析
熟悉主族元素在周期表中的特殊位置
族序数等于周期数的元素 H、Be、Al、Ge、Sb、Po
族序数等于周期数2倍的元素 C、S
族序数等于周期数3倍的元素 O
周期数是族序数2倍的元素 Li、Ca、Tl
周期数是族序数3倍的元素 Na、Ba
最高正化合价与最低负化合价代数和为零的短周期元素 H、C、Si
最高正化合价是最低负化合价绝对值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半径最小的元素 F
重难点解析
三、根据元素及其化合物的特性推断
（1）形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C
（2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N
（3）地壳中含量最多的元素或简单氢化物在通常情况下呈液态的元素：O
（4）地壳中含量最多的金属元素或最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Al
（5）最活泼的非金属元素或无正化合价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F
（6）最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素或阳离子的氧化性最弱的元素：Cs
重难点解析
（7）焰色反应呈黄色的元素：Na；焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）的元素：K
（8）单质密度最小的元素：H；单质密度最小的金属元素：Li
（9）常温下单质呈液态的非金属元素：Br。常温下单质呈液态的金属元素：Hg
（10）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素：N
（11）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能发生氧化还原反应的元素：S
（12）短周期元素W的简单氢化物（常温下为气体）可用作制冷剂，则W是氮（N）
（13）短周期元素T的一种单质在空气中能够自燃，则T是磷（P）
（14）单质为常见的半导体材料：Si、Ge
（15）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F
技巧归纳
03
技巧归纳
粒子半径大小比较的方法
技巧归纳
比较元素电负性大小的方法
1.同一周期从左到右，原子电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐增强，电负性逐渐增大。
2.同一主族从上到下，原子核电荷数增大，电子层数增加，原子半径增大，原子核对外层电子的有效吸引作用逐渐减弱，电负性逐渐减小。
3.对副族而言，同族元素的电负性也大体呈现主族元素的变化趋势。
4.非金属元素的电负性一般比金属元素的电负性大。
5.二元化合物中，显负价的元素的电负性更大。
6.不同周期、不同主族两种元素电负性的比较可找第三种元素（与其中一种元素位于同主族或同周期）进行参照。
重点题型突破
04
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
4．[2024年甘肃高考真题]X、Y、Z、W、Q为短周期元素，原子序数依次增大，最外层电子数之和为18。Y原子核外有两个单电子，Z和Q同族，Z的原子序数是Q的一半，W元素的焰色试验呈黄色。下列说法错误的是( )
A.X、Y组成的化合物有可燃性B.X、Q组成的化合物有还原性
C.Z、W组成的化合物能与水反应D.W、Q组成的化合物溶于水呈酸性
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
重难题型突破
6．[2023年浙江高考真题]X、Y、Z、M、Q五种短周期元素，原子序数依次增大。X的2s轨道全充满，Y的s能级电子数量是p能级的两倍，M是地壳中含量最多的元素，Q是纯碱中的一种元素。下列说法不正确的是( )
A.电负性：Z>X
B.最高正价：ZC.Q与M的化合物中可能含有非极性共价键
D.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y
重难题型突破
Thanks
好好学习天天向上

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