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(共51張PPT)
2026屆高考一輪復習
第五單元 物質結構 元素周期律
第2節 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學的重點內容，主要考查學生對元素 “位 - 構 - 性” 關系的理解和運用，常結合元素化合物知識進行綜合考查。元素周期表的考查中多伴有對于元素及其化合物性質的考查，要善于根據元素及其化合物的性質去理解元素周期律，利用元素周期律去記憶、鞏固元素及其化合物的性質，如果能夠深刻理解二者之間的關系，將對相應知識的鞏固產生較大的幫助。該部分知識內容豐富、規律性強，因此命題的空間極為廣闊。預計今后的題型會穩中有變，仍以元素及其化合物知識為載體，用物質結構理論，將解釋現象、定性推斷、歸納總結、定量計算相結合，向多方位、多角度、多層次方向發展。
高頻考點與題型分布
選擇題：題目常以元素推斷為基礎，結合選項考查原子結構、元素性質、化學鍵等內容，如給出幾種元素的相關信息，判斷原子半徑大小、金屬性與非金屬性強弱、化學鍵類型、氫化物穩定性等說法的正誤。
填空題：在化學工藝流程題、物質結構與性質題中可能會出現與元素周期表和元素周期律相關的填空。如在工藝流程題中，根據元素的性質和周期律知識，解釋某些反應條件的選擇或物質分離提純的原理；在物質結構與性質題中，常結合元素周期律考查元素的電離能、電負性對物質性質的影響，或根據元素在周期表中的位置推斷其原子的雜化方式、分子的空間結構等。
思維導圖
基礎知識梳理
01
基礎知識梳理
一、元素周期表及其應用
1.原子序數
按照元素在周期表中的順序給元素所編的序號。
原子序數=核電荷數=核外電子數= 質子數。
2.編排原則
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3.元素周期表的結構
(1)周期（7個橫行，7個周期）
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(2)族（18個縱列，16個族）
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4.元素周期表按元素種類分區
基礎知識梳理
①分界線：沿著元素周期表中鋁、鍺、銻、釙與硼、硅、砷、碲、砹的交界處畫一條虛線，即為金屬元素區和非金屬元素區的分界線。
②各區位置：分界線左下方為金屬元素區，分界線右上方為非金屬元素區。
③分界線附近元素的性質：既表現非金屬元素的性質，又表現金屬元素的性質。
④過渡元素：元素周期表中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱行共六十多種元素，
這些元素都是金屬元素。
⑤鑭系：元素周期表第六周期中，57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
⑥錒系：元素周期表第七周期中，89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
⑦超鈾元素：在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素。
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5.元素周期表按價電子排布分區
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6.物質的溶解或熔化與化學鍵變化
①離子化合物的溶解或熔化過程
離子化合物溶于水或熔化后均電離成自由移動的陰、陽離子,離子鍵被破壞。
②共價化合物的溶解過程
a.有些共價化合物溶于水后,能與水反應,其分子內共價鍵被破壞,如CO2、SO2等。
b.有些共價化合物溶于水后,與水分子作用形成水合離子,從而發生電離,形成陰、陽離子,其分子內的共價鍵被破壞,如HCl、H2SO4等。
c.某些共價化合物溶于水后,其分子內的共價鍵不被破壞,如蔗糖、（C12H22O11)、酒精（C2H5OH)等。
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分區 元素分布 價電子排布 元素性質特點
s區 ⅠA、ⅡA族 ns1～2 除氫外都是活潑金屬元素；通常是最外層電子參與反應
p區 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6 通常是最外層電子參與反應
d區 ⅢB族～ⅦB族、Ⅷ族(除鑭系、錒系外) (n-1)d1～9ns1～2 d軌道可以不同程度地參與化學鍵的形成
ds區 ⅠB族、ⅡB族 (n-1)d10ns1～2 金屬元素
f區 鑭系、錒系 (n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2 鑭系元素化學性質相近，錒系元素化學性質相近
各區元素價電子排布特點如下：
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6.元素周期表的應用
①進行科學預測
為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供的線索。
②尋找新材料
③用于工農業生產
對探礦有指導意義的是地球化學元素的分布與它們在元素周期表中的位置關系，研制農藥材料等。
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二、元素周期律
1.內容和實質
基礎知識梳理
2.主族元素的周期性變化規律
項目 同周期(左→右) 同主族(上→下)
原子結構 電子層數 相同 逐漸增多
核電荷數 逐漸增大 逐漸增大
原子半徑 逐漸減小 逐漸增大
離子半徑 陽離子逐漸減小 陰離子逐漸減小 r(陰離子)＞r(陽離子) 逐漸增大
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性質 化合價 最高正化合價由+1→+7(O、F除外)，負化合價＝主族序數-8 相同，最高正化合價＝主族序數(O、F除外)
元素的金屬性和非金屬性 金屬性逐漸減弱 非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強
非金屬性逐漸減弱
離子的氧化性、還原性 陽離子氧化性逐漸增強 陰離子還原性逐漸減弱 陽離子氧化性逐漸減弱
陰離子還原性逐漸增強
氣態氫化物穩定性 逐漸增強 逐漸減弱
最高價氧化物對應水化物的酸堿性 堿性逐漸減弱 酸性逐漸增強 堿性逐漸增強
酸性逐漸減弱
基礎知識梳理
(1)金屬性是指金屬氣態原子失電子能力的性質；金屬活動性是指單質在水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質，二者順序基本一致，僅極少數例外。如金屬性Pb>Sn，而金屬活動性Sn>Pb。
(2)規避金屬性和非金屬性判斷中的易錯點
①關注關鍵詞“最高價”：根據元素氧化物對應水化物的酸堿性的強弱判斷元素非金屬性或金屬性的強弱時，必須是其最高價氧化物的水化物。
②關注關鍵詞“難易”：判斷元素非金屬性或金屬性的強弱，依據是元素原子在化學反應中得失電子的難易而不是得失電子的多少。
基礎知識梳理
三、元素周期表和元素周期律的綜合應用
1.元素周期律的應用
①比較不同周期、不同主族元素的性質
如金屬性：Mg>Al，Ca>Mg，則堿性：Mg(OH)2>Al(OH)3，Ca(OH)2>Mg(OH)2(填“>”“<”或“＝”)。
②推測未知元素的某些性質
如，已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2難溶，可推知Be(OH)2難溶。又如，已知鹵族元素的性質遞變規律，可推知元素砹(At)應為黑色固體，與氫氣難化合，HAt不穩定，水溶液呈酸性，AgAt難溶于水等。
基礎知識梳理
2.元素金屬性和非金屬性強弱的判斷方法
金屬性比較 本質 原子越易失電子，金屬性越強(與原子失電子數目無關)
判斷方法 ①在金屬活動性順序表中越靠前，金屬性越強(極少數例外)
②單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強
③單質還原性越強或陽離子氧化性越弱，金屬性越強
④最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強
⑤若Xn++Y→X+Ym+，則Y比X的金屬性強
⑥元素在周期表中的位置：左邊或下方元素的金屬性強
基礎知識梳理
非金屬性 比較 本質 原子越易得電子，非金屬性越強(與原子得電子數目無關)
判斷 方法 ①與H2化合越容易，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強
②單質氧化性越強或陰離子還原性越弱，非金屬性越強
③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強
④元素在周期表中的位置：右邊或上方元素的非金屬性強
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3.電離能和電負性
(1)電離能
①第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所
需要的最低能量，符號：I1，單位：kJ·mol-1。
②規律
a.同周期：第一種元素的第一電離能最小，最后一種元素的第一電離能最大，總體呈現從左至右逐漸增大的變化趨勢。
b.同族元素：從上至下第一電離能逐漸減小。
c.同種原子：逐級電離能越來越大，即I1＜I2＜I3……
基礎知識梳理
③應用
判斷元素金屬性的強弱 第一電離能是元素金屬性的衡量尺度，一般來說，第一電離能越小，元素越容易失去電子，則元素的金屬性越強；反之越弱
判斷元素的化合價 如果某元素的In＋1 In，則該元素的常見化合價為＋n。如Mg的I1和I2相差不多，而I2比I3小很多，所以Mg容易失去兩個電子形成＋2價離子
判斷核外電子的分層情況 多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突躍時，電子層數就可能發生變化
基礎知識梳理
(2)電負性
①含義：元素的原子在化合物中吸引鍵合電子能力的標度。元素的電負性越大，表示其原子在化合物中吸引鍵合電子的能力越強。
②標準：以最活潑的非金屬元素氟的電負性為4.0作為相對標準，計算得出其他元素的電負性(稀有氣體未計)。
③變化規律
金屬元素的電負性一般小于(填“大于”或“小于”，下同)1.8，非金屬元素的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右。
在元素周期表中，同周期從左至右，元素的電負性逐漸增大，同主族從上至下，元素的電負性逐漸減小。
基礎知識梳理
④應用
基礎知識梳理
4.對角線規則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的。例如：
重難點解析
02
重難點解析
元素推斷元素周期表與元素周期律的綜合應用
一、根據原子結構、位置關系進行推斷
1．根據核外電子的排布三大規律推斷元素
（1）最外層電子規律
最外層電子數（N） 3≤N<8 N＝1或2 N＞次外層電子數
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
重難點解析
（2）“陰三、陽四”規律：某元素陰離子最外層電子數與次外層電子數相等，該元素位于第三周期；若為陽離子，則位于第四周期。如S2－、K＋最外層電子數與次外層電子數相等，則S位于第三周期，K位于第四周期。
（3）“陰上、陽下”規律：電子層結構相同的離子，若電性相同，則位于同周期，若電性不同，則陽離子位于陰離子的下一周期。如O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋電子層結構相同，則Na、Mg、Al位于O、F的下一周期。
重難點解析
2．根據元素在周期表中位置，確定其化合物的化學式（用R代表元素）
ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
氫化物 RH4 RH3 H2R HR
最高價氧化物 RO2 R2O5 RO3 R2O7
最高價含氧酸 H4RO4或H2RO3 H3RO4或HRO3 H2RO4 HRO4
重難點解析
利用元素周期表的片段進行推斷
1. 元素周期表中短周期特殊結構的應用
（1）元素周期表中第一周期只有兩種元素H和He，H元素所在的第ⅠA族為元素周期表的左側邊界，第ⅠA族左側無元素分布。
（2） He為0族元素，0族元素為元素周期表的右側邊界，0族元素右側沒有元素分布。
利用這個關系可以確定元素所在的周期和族。
重難點解析
熟悉主族元素在周期表中的特殊位置
族序數等于周期數的元素 H、Be、Al、Ge、Sb、Po
族序數等于周期數2倍的元素 C、S
族序數等于周期數3倍的元素 O
周期數是族序數2倍的元素 Li、Ca、Tl
周期數是族序數3倍的元素 Na、Ba
最高正化合價與最低負化合價代數和為零的短周期元素 H、C、Si
最高正化合價是最低負化合價絕對值3倍的短周期元素 S
除H外，原子半徑最小的元素 F
重難點解析
三、根據元素及其化合物的特性推斷
（1）形成化合物種類最多的元素或單質是自然界中硬度最大的物質的元素或氣態氫化物中氫的質量分數最大的元素：C
（2）空氣中含量最多的元素或氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素：N
（3）地殼中含量最多的元素或簡單氫化物在通常情況下呈液態的元素：O
（4）地殼中含量最多的金屬元素或最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Al
（5）最活潑的非金屬元素或無正化合價的元素或無含氧酸的非金屬元素或無氧酸可腐蝕玻璃的元素或氣態氫化物最穩定的元素或陰離子的還原性最弱的元素：F
（6）最活潑的金屬元素或最高價氧化物對應水化物的堿性最強的元素或陽離子的氧化性最弱的元素：Cs
重難點解析
（7）焰色反應呈黃色的元素：Na；焰色反應呈紫色（透過藍色鈷玻璃觀察）的元素：K
（8）單質密度最小的元素：H；單質密度最小的金屬元素：Li
（9）常溫下單質呈液態的非金屬元素：Br。常溫下單質呈液態的金屬元素：Hg
（10）元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能發生化合反應的元素：N
（11）元素的氣態氫化物和它的最高價氧化物對應的水化物能發生氧化還原反應的元素：S
（12）短周期元素W的簡單氫化物（常溫下為氣體）可用作制冷劑，則W是氮（N）
（13）短周期元素T的一種單質在空氣中能夠自燃，則T是磷（P）
（14）單質為常見的半導體材料：Si、Ge
（15）元素的單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F
技巧歸納
03
技巧歸納
粒子半徑大小比較的方法
技巧歸納
比較元素電負性大小的方法
1.同一周期從左到右，原子電子層數相同，核電荷數增大，原子半徑減小，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸增強，電負性逐漸增大。
2.同一主族從上到下，原子核電荷數增大，電子層數增加，原子半徑增大，原子核對外層電子的有效吸引作用逐漸減弱，電負性逐漸減小。
3.對副族而言，同族元素的電負性也大體呈現主族元素的變化趨勢。
4.非金屬元素的電負性一般比金屬元素的電負性大。
5.二元化合物中，顯負價的元素的電負性更大。
6.不同周期、不同主族兩種元素電負性的比較可找第三種元素（與其中一種元素位于同主族或同周期）進行參照。
重點題型突破
04
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
4．[2024年甘肅高考真題]X、Y、Z、W、Q為短周期元素，原子序數依次增大，最外層電子數之和為18。Y原子核外有兩個單電子，Z和Q同族，Z的原子序數是Q的一半，W元素的焰色試驗呈黃色。下列說法錯誤的是( )
A.X、Y組成的化合物有可燃性B.X、Q組成的化合物有還原性
C.Z、W組成的化合物能與水反應D.W、Q組成的化合物溶于水呈酸性
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
重難題型突破
6．[2023年浙江高考真題]X、Y、Z、M、Q五種短周期元素，原子序數依次增大。X的2s軌道全充滿，Y的s能級電子數量是p能級的兩倍，M是地殼中含量最多的元素，Q是純堿中的一種元素。下列說法不正確的是( )
A.電負性：Z>X
B.最高正價：ZC.Q與M的化合物中可能含有非極性共價鍵
D.最高價氧化物對應水化物的酸性：Z>Y
重難題型突破
Thanks
好好學習天天向上

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