第3板块 大主题整合2 微课时突破1 基础知识一课过（零散知识系统化，为深化学习奠基）（课件）-【创新方案】2026年高考化学一轮复习Ⅱ

大主题整合 （二） 元素周期表 元素周期律 |课|标|要|求| 1．结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，构建元素周期律。 2．知道元素周期表中分区、周期和族的元素原子核外电子排布特征，了解元素周期律(表)的应用价值。 3．知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和同主族元素性质的递变规律。体会元素周期律(表)在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。 4．认识元素的原子半径、第一电离能、电负性等元素性质的周期性变化，知道原子核外电子排布呈现周期性变化是导致元素性质周期性变化的原因。 微课时突破 1　 基础知识一课过 （零散知识系统化，为深化学习奠基） 一、 二、 逐点清(一) 元素周期表 三、 目 录 逐点清(二) 元素周期律 课时跟踪检测 逐点清(一) 元素周期表 输入你的标题 系统知识 1．元素周期表的编排原则 (1)原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。 (2)周期：把 数目相同的元素，按 递增的顺序从左到右排成的横行。 (3)族：把不同横行中 相同的元素，按__________递增的顺序从上而下排成的纵列。 电子层 原子序数 最外层电子数 电子层数 2．原子结构与元素周期表的关系 (1)原子结构与周期的关系 原子的最大能层数=周期序数。 (2)原子结构与族的关系 ①主族元素的价层电子排布特点 ②0族元素的价层电子排布：He为1s2；其他为ns2np6。 ③过渡元素(镧系元素、锕系元素、Pd元素除外)的价层电子排布：(n-1)d1~10ns1~2。 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA ns1 ______ ns2np1 ______ ns2np3 ______ _______ ns2 ns2np2 ns2np4 ns2np5 (3)原子结构与元素周期表分区的关系 ①元素周期表分区 ②各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 s区 __________________ ______ p区 ⅢA族~ⅦA族、0族 ns2np1~6(He除外) d区 ⅢB族~Ⅷ族 (镧系、锕系除外) (n-1)d1~9ns1~2(Pd除外) ds区 ________________ (n-1)d10ns1~2 f区 镧系、锕系 (n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2 [注意]　s区第ⅡA族、d区、ds区、f区只有金属元素，非金属元素除H在s区第ⅠA族外，其余都在p区。 ⅠA族、ⅡA族 ns1~2 ⅠB族、ⅡB族 (4) 金 属 与 非 金 属 的 分 界 线 3．元素周期表的应用 (1)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了线索。 (2)寻找新材料 4．对角线规则 在元素周期表中，某些主族元素与 的主族元素的有些性 质是相似的，如 。 右下方 输入你的标题 发掘教材 [思考与讨论·人教版选择性必修二P22] 在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素(如图)的有些性质是相似的(如锂和镁在过量的氧气中燃烧均生成正常氧化物，而不是过氧化物)，这种相似性被称为对角线规则。 (1)(考查锂和镁的相似性)①结合镁在氧气中的燃烧产物，推测金属锂在氧气中的燃烧产物，比较锂与钠、钾在空气中的燃烧产物有何不同? 提示：锂在氧气中的燃烧产物为Li2O； ②碳酸镁不溶于水，推测碳酸锂的溶解性。 提示：碳酸锂不溶于水。 ③锂可以与氮气直接反应，推测镁在空气中的含镁的燃烧产物。 钠、钾在空气中燃烧易生成过氧化物、超氧化物。　 提示： MgO、Mg3N2。 (2)(考查铍和铝的相似性)氯化铝为共价化合物，推测熔融的氯化铍能否导电?BeO与Be(OH)2可以溶于NaOH溶液吗?若能，写出Be(OH)2与NaOH溶液反应的化学方程式。 提示：熔融的氯化铍不导电；BeO与Be(OH)2可以溶于NaOH溶液；Be(OH)2+2NaOH === Na2[Be(OH)4]。 (3)(考查硼和硅的相似性)硅酸为常见的弱酸，试问硼酸的酸性如何?硅为共价晶体，单质硼为何种晶体? 提示：硼酸为弱酸；单质硼为共价晶体。 输入你的标题 基点查清 1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1)(人教版教材习题)s区全部是金属元素 ( ) (2)价层电子排布式为4s24p3的元素位于第四周期第ⅤA族，是p区元素 ( ) (3)元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素 ( ) (4)第ⅢB族的元素均在d区，第ⅡB族的元素均在ds区 ( ) × √ √ × (5)元素周期表5个区中都有金属元素，非金属元素都分布在p区 ( ) (6)元素周期表中镧系元素和锕系元素都占据同一格，它们是同位素 ( ) (7)两短周期元素原子序数相差8，则周期数一定相差1 ( ) (8)元素周期表中位于金属与非金属分界线附近的元素属于过渡元素 ( ) × × √ × 2．(鲁科版教材习题)具有以下结构的基态原子，一定属于主族元素的是 (　 ) A．最外层有 1 个电子的原子 B．最外层电子排布式为ns2的原子 C．最外层有 3 个未成对电子的原子 D．次外层无未成对电子的原子 √ 解析：最外层有 1 个电子的原子，可能属于ⅠA族或副族元素，如Cr元素的价层电子排布式为3d54s1；最外层电子排布为ns2的原子也可能是稀有气体或副族元素或第Ⅷ族元素；最外层有3个未成对电子的原子一定是第ⅤA族元素；次外层无未成对电子的原子也可能是副族元素，例如锌等。 3．结合如图所示元素周期表，回答下列问题： (1)表中所列元素，属于短周期元素的有　　 　　　(填字母，下同)，属于主族元素的有　 　　　　　。  (2)g元素的价层电子排布式为　　　 　，该元素位于第　　周期　　族　　区，i元素的价层电子排布式为　　　　　　，该元素位于第　　 周期第　　　族　　　区。  (3)f元素的价层电子排布式为　　　　　　，该元素位于第_____周期第　　　族　　　区，请按氦元素的格式写出该元素的原子序数、 元素符号、元素名称、相对原子质量：　　 　　　。  a、b、c、d、e、f、g a、b、c、d、e、f 3s23p6 三 0 p 3d104s2 四 ⅡB ds 3s23p4 三 ⅥA p 逐点清(二) 元素周期律 输入你的标题 系统知识 1．元素周期律 原子序数 核外 电子排布 影响因素 能层(电子层)数：能层数越多，原子半径越大； 核电荷数：能层数相同时，核电荷数越大，原子半径 越小 变化规律 元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 ；同主族元素从上到下，原子半径逐渐_____ 减小 增大 2．原子半径 3．电离能(I) (1)第一电离能：气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的 ，符号：I1，单位： 。 (2)电离能的变化规律 同周期 第一种元素的第一电离能 ，最后一种元素的第一电离能 ，总体呈现从左到右 的变化趋势(注意第ⅡA族及第ⅤA族异常) 同主族 从上到下，第一电离能逐渐______ 同元素 逐级电离能越来越 ，即I1<I2<I3……同时逐级电离能相差很大，出现突变 最低能量 kJ·mol-1 最小 最大 增大 减小 大 (3)电离能的三个重要应用 ①判断元素的金属性强弱。I1越小，元素的金属性越强。 ②判断元素在化合物中的化合价。如K：I1≪I2<I3，表明K易失去1个电子形成+1价阳离子。 ③判断元素核外电子的分层排布情况。如Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层(K、L)上，且最外层上只有一个电子。 4．电负性 (1)含义及规律 含义 不同元素的原子对 吸引力的大小。电负性越大的原子，对 的吸引力越大，以氟为4.0和锂为1.0作为相对标准 变化规律 ①金属元素的电负性一般 1.8，非金属元素的电负性一般 1.8，而位于分界线边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右； ②在元素周期表中，同周期元素从左至右，元素的电负性逐渐 ；同主族元素从上至下，元素的电负性逐渐_____ 键合电子 键合电子 小于 大于 增大 减小 (2)电负性的一般应用 ①判断元素金属性、非金属性强弱：电负性越大，非金属性越强，金属性越弱。 ②判断化学键的类型：一般认为，如果两种成键原子间的电负性差值大于1.7，通常形成 键；如果差值小于1.7，通常形成_____键。如AlCl3的Cl、Al电负性差<1.7，Al—Cl为共价键。 ③判断元素在化合物中化合价正负：电负性大的元素显负价，电负性小的元素显正价，如。 离子 共价 5．主族元素的结构与性质递变规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原 子 结 构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 呈逐渐减小趋势 呈逐渐增大趋势 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 续表 性 质 化合价 最高正化合价由+1→+7 (O、F除外)； 负化合价=-(8-主族序数) 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 气态氢化物的 稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 性 质 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 第一 电离能 总体呈现 的变化趋势(但ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA) 逐渐______ 电负性 逐渐______ 逐渐______ 续表 逐渐增大 减小 增大 减小 输入你的标题 基点查清 基点(一)　粒子半径比较 1．下列各组粒子中按半径由大到小排列的是(　 ) A．O、Cl、S、P B．Al3+、Mg2+、Ca2+、Ba2+ C．K+、Mg2+、Al3+、H+ D．Li、Na、K、Cs √ 解析：O只有两个电子层，而Cl、S、P有三个电子层，所以O的半径最小，A错误；Ba2+有五个电子层，电子层数最多，半径最大，B错误；K+有三个电子层，而Mg2+、Al3+有两个电子层，K+的半径最大，Mg2+的半径大于Al3+的，所以K+、Mg2+、Al3+、H+的半径按由大到小排列，C正确；Li、Na、K、Cs电子层数逐渐增大，所以半径逐渐增大，D错误。 2．下列四种粒子中，半径按由大到小的排列顺序的是 (　 ) ①基态X的原子结构示意图： 　 ②基态Y的价电子排布式：3s23p5　 ③基态Z2-的电子排布图： ④W基态原子有2个能层，电子式： ·︰ A．③>①>②>④　　　　 B．③>②>①>④ C．①>③>④>② D．①>④>③>② √ 解析：①根据结构示意图可知X为S；②根椐基态Y的价电子排布式：3s23p5可知Y为Cl；③根据基态Z2-的电子排布图可知Z2-为S2-；④根据W基态原子有2个能层，电子式： ·︰可知W为F；电子层数越多，半径越大，则F<Cl，同周期随着原子序数的递增，原子半径减小，则Cl<S，同种元素的阴离子半径大于原子半径，则S<S2-；综上半径大小关系为S2->S>Cl>F即③>①>②>④；A正确。 [归纳总结] “三看”法快速判断简单微粒半径的大小 一看 电子层数 最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大 二看 核电荷数 当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径越小 三看 核外电子数 当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大 基点(二)　电离能、电负性的变化规律及应用 3．(2025·湖南长沙一模)下列事实不能通过比较电负性进行解释的是(　 ) A．CH4比SiH4稳定 B．H2O的键角大于H2S的键角 C．中与Fe3+形成配位键的是碳原子 D．CF3COOH酸性强于CH3COOH √ 解析：CH4比SiH4稳定，是因为H—C键比Si—H键的键能大，不能通过比较电负性进行解释，A符合题意；H2O的键角大于H2S的键角，是因为S的电负性小于O的电负性，H2O中O周围电子云密度大，成键电子对排斥力大，B不符合题意；CN-中C、N都含有孤电子对，C的电负性较小，更容易提供孤电子对形成配位键，C不符合题意；F的电负性大，—CF3是吸电子基，导致羧基中的羟基极性增强，容易电离出H+，D不符合题意。 4．(1)As、Se、Br元素的电负性由大到小的顺序为　　　　　，第一电离能由大到小的顺序为　　　　　　。  (2)铜、锌两种元素的第一电离能、第二电离能如表所示：   Br>Se>As Br>As>Se 元素 I1/(kJ·mol-1) I2/(kJ·mol-1) 铜 746 1 958 锌 906 1 733 铜的第一电离能(I1)小于锌的第一电离能，铜的第二电离能(I2)却大于锌的第二电离能，其主要原因是 ___________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________________。  Cu失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d10的Cu+，能量较低，结构稳定，所以Cu的第二电离能相对较大(或Zn失去一个电子变成电子结构为[Ar]3d104s1的Zn+，易再失去一个电子，所以Zn的第二电离能相对较小或Cu失去一个电子后的核外电子排布式为[Ar]3d10，而锌原子失去1个电子后的核外电子排布式为[Ar]3d104s1，铜达到了较稳定状态，所以Cu的第二电离能相对较大) 基点(三)　金属性与非金属性的强弱比较 5．[双选](2025·山东济南检测)S与Cl为同一周期元素，下列事实正确且能比较两者非金属性强弱的是(　 ) A．热稳定性：H2S<HCl B．酸性：HCl>H2SO3 C．氢化物的沸点：H2S>HCl D．将氯气通入Na2S溶液中，观察到有淡黄色沉淀产生 √ √ 解析：元素的非金属性越强，其简单气态氢化物越稳定，热稳定性：H2S<HCl，说明非金属性：Cl>S，A正确；元素的非金属性越强，对应最高价氧化物的水化物的酸性越强，但是HCl和H2SO3不是相应元素的最高价含氧酸，B错误；氢化物的沸点高低不能用于比较元素的非金属性强弱，C错误；Cl2可以从含有S2-的溶液中将S置换出来，所以Cl2的氧化性强于S，单质的氧化性越强，元素的非金属性越强，说明非金属性：Cl>S，D正确。 6．(2025·福建泉州一模)下列实验所涉及的操作或叙述正确的是 ( )   实验 操作或叙述 A 探究C和Si的非金属性强弱 用湿润的pH试纸分别测定Na2CO3溶液和Na2SiO3溶液的pH B 探究S和P的非金属性强弱 将质量和颗粒大小相同的铁粒分别投入质量分数均为98%的硫酸和磷酸中 C 探究Na和K的金属性强弱 将切割剩余的金属钠、钾放回试剂瓶 D 探究Mg和Al的金属性强弱 利用Al2(SO4)3溶液与过量NaOH溶液反应制备Al(OH)3 √ 解析：不能用润湿的pH试纸测定溶液的pH，且应该测量等浓度溶液的pH，A错误；常温下，铁遇到浓硫酸会钝化，B错误；金属Na和K容易与空气中的氧气以及水蒸气发生反应，为防止其氧化变质，用小刀切割金属钠、钾后，剩余的钠、钾应及时放回煤油中保存，C正确；溶液与过量NaOH溶液反应生成Na[Al(OH)4]，不会生成Al(OH)3沉淀，D错误。 [归纳总结] 元素金属性和非金属性强弱的判断方法 (1)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；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 (2)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 |大|概|念|知|识|体|系|构|建| 课时跟踪检测 (单击进入电子文档) $$