专题4 元素周期表和元素周期律(课件PPT)-【零起点考大学】2026年高考化学高效备考方案

该高中化学高考复习课件聚焦元素周期表与周期律、化学键三大核心考点，依据高考评价体系梳理原子结构、性质递变等考查要求，结合真题大数据明确元素推断（16次）、周期律应用（28次）等高频考点，归纳元素推断、微粒半径比较等常考题型，构建系统备考框架。 课件亮点在于“真题情境+素养导向”的突破策略，如元素推断中运用10电子/18电子微粒模型，微粒半径比较的“三看法”，培养科学思维与化学观念。特设易错点分析（如K密度反常、AlCl₃共价键判断）和答题模板，助力学生掌握得分技巧，教师可据此精准教学，提升复习效率。

元素周期表与 元素周期律 04 考点1 元素周期表 考点2 元素周期律 考点3 化学键 真题大数据 考点 核心知识 考频 年份与卷别 元素周期表与元素周期律 元素推断 16次 2025:河北卷、安徽卷、河南卷、云南卷、陕晋青宁卷 2024:全国甲卷、浙江1月卷、广东卷、湖北卷、重庆卷、黑吉辽卷、江西卷 2023:全国甲卷、浙江1月卷、广东卷、福建卷 元素周期表与元素周期律 元素周期律的理解与应用 2次 2025:山东卷 2023:河北卷、江苏卷 元素周期表与元素周期律 化学键 13次 2025:黑吉辽蒙卷、安徽卷、甘肃卷、云南卷 2024:江西卷、广西卷、贵州卷、甘肃卷 2023:全国甲卷、湖北卷、北京卷、天津卷、浙江1月卷、浙江6月卷、江苏卷、广东卷、福建卷、辽宁卷 一、原子结构 1.原子的构成与结构示意图 （1）原子的构成： 考点1 元素周期表 （2）原子的结构示意图： 2.原子的构成与结构示意图 （1）各微粒数之间的关系： 原子的符号为 。原子或离子中各微粒数之间的关系式如下： ①质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)≈相对原子质量 ②质子数=阳离子的核外电子数+阳离子所带电荷数 ③质子数=阴离子的核外电子数-阴离子所带电荷数 考点1 元素周期表 二、原子的核外电子排布 1.原子核外电子排布规律 （1）电子运动特征 电子在原子核外做高速无固定轨迹的运动，但有一定的规律，通常用“电子云”表示电子在核外各区域出现的概率。 （2）分层排布 原子核：近 →远 电子能量：低 →高 电子层：1 2 3 4…… K L M N…… 考点1 元素周期表 （3）排布规律 ①电子排布按能量“先低后高”。 ②每层最多容纳的电子数为2n2个：K层2个，L层 8个，M 层18个…… ③最外层电子数不超过8(只有一层时，不超过2)，次外层电子数不超过18。 2.常见的10电子微粒和18电子微粒 （1）10电子微粒 ：N3- 、O2- 、F- 、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 、OH- 、H2O、 H3O+ 、NH4+ 、Ne、HF、NH3、CH4 （2）18电子微粒：Ar、K+ 、Ca2+ 、Cl- 、S2- 、HS- 、F2、HCl、H2S、PH3、 H2O2、SiH4、CH3F、N2H4、CH3OH 考点1 元素周期表 三、元素周期表 1.原子序数 按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数。 原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 2.元素周期表的编排原则 ①把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。 ②把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。 考点1 元素周期表 3.元素周期表的结构 元素周期表有 个横行（ 个周期）和 个纵行（ 个族）。其特点如下： ①短周期为 周期，元素种数分别为2、8、 8种。 ②长周期为 周期，元素种数分别为18、18、32、32种。 ③ⅡA族元素全部为金属元素，过渡元素全部为金属元素。 ④元素周期表第18列为 族；8、9、10这3列为 族；第2列为 族；第3列为 族，其元素的种类最多。 ⑤周期表中金属与非金属分界线处的金属元素，族的序数与周期的序数相等。 7 7 18 16 一、二、三 四、五、六 0 VⅢ ⅡA ⅢB 考点1 元素周期表 四、原子结构与元素的性质 1.碱金属元素 （1）碱金属元素的原子结构 族 第ⅠA族（碱金属元素） 元素 锂（Li） 钠（Na） 钾（K） 铷（Rb） 铯（Cs） 核电荷数 3 11 19 37 55 原子结构示意图 原子半径/nm 逐渐增大 相似性 最外层电子数均为1，很容易失去1个电子，化学性质相似，具有较强还原性 递变性 核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大 考点1 元素周期表 （2）碱金属单质的物理性质 碱金属在物理性质上具有相似性和递变性：它们都比较柔软，有延展性、导电性、导热性，密度都比较小，熔点较低；随着原子序数的增加，碱金属单质的密度逐渐增大(K反常，密度小于钠)，熔沸点逐渐降低。 （3）碱金属单质的化学性质 ①与 O2反应 碱金属从Li到 Cs，常温下与氧气反应生成普通碱性氧化物，加热或点燃的条件下，与氧气反应越来越剧烈，产物也越来越复杂。 考点1 元素周期表 4Li+O2 === 2Li2O(氧化锂) 2Na+O2 === Na2O2(过氧化钠) K+O2 ===KO2(超氧化钾) △ △ △ ②与 H2O反应 碱金属从Li到Cs，与 H2O反应越来越剧烈，反应方程式可用2R+ 2H2O === 2ROH+H2↑，如： 2Na+2H2O === 2NaOH+H2↑ 2K+2H2O === 2KOH+H2↑ 考点1 元素周期表 （4）碱金属元素的原子结构与性质的关系 考点1 元素周期表 2.卤族元素 卤族元素是元素周期表第ⅦA族元素的统称，简称卤素。卤素在自然界中都以化合态的形式存在。卤族元素的单质均为双原子分子。 （1）卤族元素的原子结构 族 第ⅦA族（卤族元素） 元素 氟（F） 氯（Cl） 溴（Br） 碘（I） 核电荷数 9 17 35 53 原子结构示意图 考点1 元素周期表 族 第ⅦA族（卤族元素） 原子半径/nm 逐渐增大 相似性 最外层电子数均为7，很容易得到1个电子，化学性质相似，具有较强氧化性 递变性 核电荷数逐渐增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大 （2）卤素单质的物理性质 卤素单质在物理性质上具有相似性和递变性：都有颜色；熔、沸点较低；在水中的溶解度不大，但易溶于有机溶剂；随着原子序数的增加，卤素单质的颜色逐渐加深，状态由气态到液态到固态，熔、沸点逐渐升高，在水中的溶解度逐渐减小。 考点1 元素周期表 （3）碱金属单质的化学性质 ①与 H2反应 单质 反应条件 化学方程式 氢化物稳定性 结论 F2 暗处 H2+F2 ===2HF 很稳定 随着核电荷数的增加，卤素单质与 H2反应的剧烈程度逐渐减小，生成气态氢化物的稳定性逐渐减弱 Cl2 点燃或 光照 H2+Cl2 ==== 2HCl 较稳定 Br2 加热至一定温度 H2+Br2 ===2HBr 没有HCl稳定 I2 不断加热 H2+I2 2HI 不稳定，易分解 △ △ 或点燃 光照 考点1 元素周期表 ②卤素单质间的置换反应 反应名称 化学方程式 结论 氯置换溴 Cl2+2Br-===Br2+2Cl- 氧化性：Cl2>Br2 氯置换碘 Cl2+2I-===I2+2Cl- 氧化性：Cl2>I2 溴置换碘 Br2+2I-===I2+2Br- 氧化性：Br2>I2 考点1 元素周期表 ★知识拓展 短周期中常见特殊性元素的性质 ①C：形成化合物种类最多的元素、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高的元素。 ②N：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。 ③O：地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素。 ④H：单质最轻的元素；Li：单质最轻的金属元素。 ⑤Be、A1：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。 考点1 元素周期表 ★应考基础训练 1.用 A+ 、B-、C2-、D、E、F、G分别表示含有10个电子的七种微粒（离子或分子），回答下列问题：（提示：多核即由多个原子组合形成的微粒） （1）如果 A+ 、B- 、C2-是单核离子，则 A 元素是 、B元素是 、 C元素是 （用元素符号表示，下同）。 （2）如果A+ 、B-是多核常见离子，则A+离子符号可以为 或 ； B-离子符号为 。 （3）已知D、E、F、G均是含有10个电子的分子。 ①D是由两种元素组成的双原子分子，其分子式是 ； Na F O NH4+ H3O+ OH- HF 考点1 元素周期表 ②E是所有10个电子微粒中最稳定的单原子分子，化学性质极不活泼，其电子式为 。 ③F是由两种元素组成的三原子分子，其分子式为 ； ④G分子含有4个原子，其易溶于水，水溶液呈 (填“酸性”、“碱性”或“中性”)，原因是 。 （4）写出一个由10个电子多核微粒之间相互反应生成10个电子多核微粒的离子反应方程式： (请用方程式加以说明)。 Ne H2O 碱性 NH3溶于水形成NH3·H2O，NH3·H2O电离出OH-使溶液呈碱性 NH4++OH-===H2O+NH3或H3O++OH-===2H2O 考点1 元素周期表 2.应用元素周期律分析下列推断，其中正确的是（ ） A.硒(Se)位于元素周期表的第ⅥA族，其最高价氧化物对应水化物的酸性比硫酸弱 B.气态氢化物的稳定性HF弱于HCl C.铊(Tl)与铝同主族,其单质既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠溶液反应 D.第二周期非金属元素的气态氢化物溶于水后，水溶液均呈酸性 A 考点1 元素周期表 考点2 元素周期律 一、元素周期律 1.定义 元素周期律是指元素的性质随元素的原子序数(核电荷数)的增加而呈现周期性变化的规律。 2.实质 元素核外电子排布的周期性决定了元素性质的周期性。 考点2 元素周期律 二、元素性质的递变规律 比较内容 同周期 (从左到右) 同主族 (从上到下) 金属性 减弱 增强 非金属性 增强 减弱 最高价氧化物 对应的水化物 酸性 增强 减弱 碱性 减弱 增强 气态氢化物 形成难易 由难到易 由易到难 热稳定性 递减 递增 考点2 元素周期律 三、比较微粒半径大小的规律 一看“电子层数”：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。 二看“核电荷数”：当电子层数相同时，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。 考点2 元素周期律 具体如下： ①同周期元素（从左到右）：原子半径逐渐减小（稀有气体除外）。 ②同主族元素（从上到下）：原子半径逐渐增大；简单离子半径逐渐增大。 ③同核外电子排布：核电荷数（原子序数）越大，离子半径越小。 ④若上述三个都不同，则有的不能比较，有的可以借助同周期和同主族找“中介”进行比较。 考点2 元素周期律 四、金属性和非金属性强弱的判断方法 “三表” 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下 强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序表：按 K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、 Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性减弱(其中金属性：Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性减弱 考点2 元素周期律 “三反应” 置换反应：强的置换弱的，适合金属性也适合非金属性 元素单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，或元素最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则元素金属性越强 与氢气反应越容易、生成的气态氢化物的稳定性越强，或元素最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则元素非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应元素的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应元素的非金属性越强 考点2 元素周期律 ★知识拓展 元素性质及其变化规律的“一般”与“特殊” ①原子核一般是由质子和中子构成。 特殊：只有质子没有中子。 ②非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物的热稳定性越强。 特殊：N的非金属性强于C，但CH4的热稳定性比NH3的强。 ③非金属元素一般既可显正价，又可显负价。 特殊：F元素的非金属性很强，与其他元素化合时只显负价。 考点2 元素周期律 ★应考基础训练 1.目前周期表七个周期均已排满，共18种元素。短周期元索W、X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示，且四种元素的原子最外层电子数之和为24。下到说法不正确的是（ ） A.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z>Y B.W的氢化物与Z的氢化物反应，产物的水溶液呈碱性 C.在元素周期表中，117号元素与Z元素位于同一主族 D.工业上常用YX2漂白纸浆、毛、丝等 W X Y Z B 考点2 元素周期律 2.X、Y、Z、M、Q是元素周期表中前20号主族元素,且原子序数依次增大。其中X、Y、Z、Q在不同的周期，且Y、Z、Q三种元素最高价氧化物对应的水化物两两皆能反应，X、Y的最外层电子数之和等于M的最外层电子数，下列说法正确的是（ ） A.原子半径r(X)<r(M)<r(Y) B.Z和Q元素的单质均可通过电解其熔融态的氯化物得到 C. M的氧化物在标准状况下均为气体 D. Y的简单氢化物可作制冷剂 D 考点3 化学键 一、化学键 化学键是指使离子相结合或使原子相结合的作用力，即相邻的离子或原子（两个或多个）间强烈的相互作用。 1.微粒间作用力的比较 （1）离子键和共价键的比较 化学键类型 离子键 共价键 概念 阴、阳离子间通过静电作用形成的化学键 原子间通过共用电子对形成的化学键 成键微粒 阴、阳离子 原子 成键性质 静电作用 共用电子对 考点3 化学键 化学键类型 离子键 共价键 形成条件 ①活泼金属与活泼非金属之间，如ⅠA、ⅡA族的金属元素与ⅥA、ⅦA族的非金属元素 ②金属阳离子与某些带电的原子团之间(如Na+与OH-、SO42-等) ①非金属元素的原子之间 ②某些金属与非金属元素的原子之间 存在 离子化合物中 非金属单质、共价化合物和部分离子化合物中 作用力大小 一般地，阴、阳离子电荷数越多、离子半径越小，则作用力越强 原子半径越小，作用力越强 实例 NaCl、MgO Cl2、HCl、OH- 、AlCl3 考点3 化学键 （2）非极性键和极性键的比较 化学键类型 非极性共价键 极性共价键 概念 同种元素原子形成的共价键 不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移 原子吸引 电子能力 相同 不同 共用电子对 不偏向任何一方 偏向吸引电子能力强的原子 形成条件 由同种非金属元素组成 由不同种非金属元素组成 存在 ①某些非金属单质(如 O2、N2)中 ②某些共价化合物(如H2O2)中 ③某些离子化合物(如Na2O2)中 ①共价化合物 (如 H2O、NH3)中 ②某些离子化合物 (如 NH4Cl、NaOH)中 考点3 化学键 物质 离子化合物 共价化合物 概念 阴、阳离子间通过离子键结合形成的化合物 原子间通过共价键结合形成的化合物 所含化学键 离子键，还可能有共价键 只含有共价键 物质类型 活泼金属氧化物（过氧化物、超氧化物）、强碱、大多数盐 非金属氧化物、非金属氢化物、含氧酸、弱碱、少数盐和大多数有机物 实例 MgO、Na2O2、NH4Cl等 CO2、SiO2、NH3等 2.离子化合物和共价化合物 考点3 化学键 3.化学键与化合物的关系 考点3 化学键 注意： ①离子化合物中一定含离子键，可能含非极性键和极性键。 ②共价化合物一定含极性键，可能含非极性键，一定不含离子键。 ③既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如 H2O2、CH4 等。 考点3 化学键 4.化学键对物质性质的影响 （1）对物理性质的影响 ①金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。 ②NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。 （2）对化学性质的影响 ①N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2性质很稳定。 ②H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。 考点3 化学键 二、电子式的书写 粒子的种类 电子式的表示方法 注意事项 原子 元素符号周围标明价电子价 电子数少于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 阳离子 单核 离子符号 右上方标明电荷 多核 元素符号紧邻铺开，周围标明电子分布 用“［ ］”括起来，其右上方标明电荷 阴离子 单核 元素符号周围合理分布价电子及所得电子 用“［ ］”括起来，其右上方标明电荷 多核 元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所得电子 相同原子不得相加，用“［ ］”括起来，其右上方标明电荷 考点3 化学键 粒子的种类 电子式的表示方法 注意事项 单质及 化合物 离子化合物 由阳离子电子式和阴离子电子式组成 同性不相邻，离子合理分布 共价化合物 各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况 相同原子不得相加，无“［ ］”，不标明电荷 考点3 化学键 ★应考基础训练 1.下列说法正确的是（ ） A. CaO与水反应过程中，有共价键的断裂和形成 B.所有烷烃分子内都含有极性共价键和非极性共价键 C. KCl、HCl和KOH的水溶液都能导电，所以它们都属于离子化合物 D. HClO和PCl3的分子结构中，每个原子最外层都具有8电子稳定结构 A 考点3 化学键 2.下列有关化学用语正确的是（ ） A.氮气的电子式为：N:N B.氯离子结构示意图 既可以表示35Cl-，又可以表示37Cl- C.H2O的球棍模型： D.NH5的结构与NH4Cl相似，NH5的结构式： N H H H H H B $