第5章 2.第2节 元素周期表与元素周期律（PPT课件）-【高考突破新方案】2027年高考化学大一轮复习学案

该高中化学高考复习课件聚焦“元素周期表与元素周期律”专题，依据高考评价体系梳理了周期表结构分区、元素性质规律、微粒半径比较等核心考点，通过考点权重分析明确电离能、电负性等高频考查内容，归纳离子还原性比较、氢化物稳定性判断等常考题型，体现备考针对性。 课件亮点在于“真题解析+技巧提炼+素养培养”，如结合2026届天津开学考真题解析离子半径比较，运用“三看法”突破微粒半径考点，培养学生科学思维和化学观念素养。特设易错点警示（如HF沸点反常），帮助学生掌握答题技巧，教师可据此高效指导复习。

第2节　元素周期表与元素周期律 返回目录 1.元素周期表 知识清单 返回目录 　 注意 1869年,俄国化学家门捷列夫按相对原子质量从小到大的顺序将元素排列起来,并把化 学性质相似的元素放在一起,得到了第一张元素周期表。 (1)s区元素:包括第ⅠA族、ⅡA族元素,原子的价电子排布为ns1~2。除氢外,这些元素都 是活泼金属元素。 (2)p区元素:包括第ⅢA族~ⅦA族和0族元素,价电子排布为ns2np1~6(氦元素除外)。 返回目录 　 说明 s区元素和p区元素包括所有主族及0族元素,共同的特点是原子的价电子为最外层电 子。这两个区元素的原子以最外层电子参与反应。 (3)d区元素:包括除镧系、锕系外的第ⅢB族~Ⅷ族元素,价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2(钯元 素除外)。d区元素参与反应时,优先失去ns能级的电子,再失去(n-1)d能级的电子。 (4)ds区元素:包括第ⅠB族、ⅡB族元素,价电子排布为(n-1)d10ns1~2,(n-1)d轨道全充满。 (5)f区元素:包括镧系和锕系元素。 返回目录 (1)科学预测:为新元素的发现及预测新元素的原子结构和性质提供线索。 (2)寻找元素、发现物质的新用途 ①在周期表中金属与非金属元素分界处寻找半导体材料。 ②利用氟、氯、硫、磷、砷等元素探索研制农药。 ③在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。 3.元素周期律 (1)原子半径、金属性及非金属性变化规律(稀有气体除外) ①同周期主族元素从左到右:原子半径逐渐减小,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐 增强。 2.元素周期表的应用 返回目录 ②同主族元素从上到下:原子半径逐渐增大,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减 弱。 (2)电离能变化规律 同周期主族元素从左到右,第一电离能呈增大趋势(注意第ⅡA族、第ⅤA族元素的特 殊性);同主族元素从上到下,第一电离能逐渐减小。 返回目录 　 注意 ①同一元素的各级电离能逐级增大。 ②同一周期主族元素的第一电离能从左到右呈增大趋势,第ⅡA族元素的第一电离能 大于同周期第ⅢA族元素的第一电离能,一般解释为第ⅢA族元素的第一电离能失去的 电子是np能级的,该能级电子的能量比其同周期左边第ⅡA族元素失去的ns能级电子 的高。第ⅤA族元素的第一电离能大于同周期第ⅥA族元素的第一电离能,一般解释为 第ⅤA族元素np能级的电子排布是半充满的,比较稳定,第一电离能较高。 ③若某元素的In+1≫In,则该元素常见化合价为+n,如Mg的I3≫I2,则Mg的常见化合价为+2。 返回目录 (3)电负性变化规律及应用 ①同周期主族元素从左到右,电负性逐渐增大;同主族元素从上到下,电负性逐渐减小。 ② 返回目录 　 注意 ①电负性在1.8左右的位于非金属三角区边界的“类金属”,如锗、锑等既有金属性,又 有非金属性。②F的电负性为4.0,是电负性最大的元素。③N与Cl的电负性相同,在NCl 3中,N呈-3价,Cl呈+1价。④NCl3水解时的化学方程式为NCl3+3H2O  NH3+3HClO, PCl3的水解产物为H3PO3和HCl,与PCl3相比,是因为在NCl3中的N原子的核外没有可利用 的d轨道,原子体积又较小,不能接受水分子中氧原子上的孤电子对。⑤HF中,两种元素 的电负性差值较大,为1.9,但HF为共价化合物。 返回目录 4.对角线规则 某些主族元素与右下方的主族元素(如锂与镁、铍与铝、硼与硅)的有些性质是相似性 的,这种相似性被称为对角线规则。   如Li、Mg在过量的O2中燃烧均生成正常氧化物,而不是过氧化物。 5.微粒半径大小比较 (1)原子半径大小比较 ①同周期主族元素:从左到右,原子半径逐渐减小,如rC>rN>rO。 返回目录 ②同主族元素:从上到下,原子半径逐渐增大,如rLi<rNa<rK。 (2)离子半径大小比较 ①电子层结构相同的离子:核电荷数越大,半径越小,如 > > 。 ②同种元素的粒子:电子数越多,半径越大,如 >rCl、 > 。 解题技巧 “三看法”快速判断微粒半径大小 (1)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,例如rLi<rNa<rK<rRb<rCs。 (2)二看核电荷数。电子层数相同时,核电荷数越小,半径越大,例如rNa>rMg>rAl。 (3)三看电子数。核电荷数相同时,电子数越多,半径越大,例如rFe> > 。 返回目录 6.元素金属性、非金属性强弱的判断依据 (1)元素金属性强弱的判断依据 ①一般情况下,金属单质与水或酸反应置换出H2越容易(反应越剧烈),元素金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的碱性越强,元素金属性越强。 ③单质的还原性越强(或对应离子的氧化性越弱),元素金属性越强。 (2)元素非金属性强弱的判断依据 ①与氢气化合越容易,生成的简单氢化物越稳定,元素非金属性越强。 ②最高价氧化物对应水化物的酸性越强,元素非金属性越强。 ③单质的氧化性越强(或对应离子的还原性越弱),元素非金属性越强。 返回目录 　 注意 只有最高价氧化物对应水化物的酸、碱性才可用于比较元素的非金属性或金属性强 弱。例如HNO3的酸性强于H3PO4,可推出非金属性:N>P,而HNO2与H3PO4的酸性强弱关 系无法用于判断N和P的非金属性强弱。 返回目录 1.(2026届天津南开大学附中开学考,9)下列各组性质比较中,正确的是 (　　　 ) ①沸点:HF>HCl>HBr>HI ②离子还原性:S2->Cl->Br->I- ③酸性:HClO4>HBrO4>HIO4 ④金属性:K>Na>Mg>Al ⑤气态氢化物稳定性:HF>HCl>H2S ⑥离子半径:O2->F->Na+>Mg2+ A.③④⑤⑥　　　　B.①②③ C.②③④　　　　D.①③④⑤⑥ 即练即清 A 返回目录 　 解析　对于组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,沸点越高,但HF分子间存 在氢键,使其沸点最高,故沸点:HF>HI>HBr>HCl,①错误;元素的非金属性越强,其简单 离子的还原性越弱,非金属性:Cl>Br>I,故离子还原性:I->Br->Cl-,②错误;非金属性:Cl> Br>I,则最高价氧化物对应的水化物的酸性:HClO4>HBrO4>HIO4,③正确;金属性:K>Na> Mg>Al,④正确;非金属性:F>Cl>S,故气态氢化物稳定性:HF>HCl>H2S,⑤正确;具有相同 电子层结构的离子,核电荷数越大,离子半径越小,则离子半径:O2->F->Na+>Mg2+,⑥正确; 综合以上分析可知选A。 返回目录 2.已知1~18号主族元素的离子aW3+、bX+、cY2-、dZ-具有相同的电子层结构,下列关系正 确的是 (　　　 ) A.质子数:c>d B.离子的还原性:Y2->Z- C.氢化物的稳定性:H2Y>HZ D.原子半径:X<W B 返回目录 　 解析　题给的1~18号主族元素的四种离子的电子层结构相同,则质子数a、b、c、d的 大小关系为a>b>d>c,A错误。Y、Z在W、X的上一周期,Y在Z的左边,得非金属性:Y <Z,则离子的还原性:Y2->Z-,氢化物稳定性:HZ>H2Y,B正确、C错误;W在X的右边,同周 期主族元素,从左到右原子半径逐渐减小,故原子半径:X>W,D错误。 返回目录 3.(2025河北唐山一模,8改编)W、X、Y、Z、Q为短周期主族元素,原子序数依次增大, W的原子半径最小,X基态原子核外有3个未成对电子,Z元素的焰色呈黄色,QY2可用于 自来水消毒。下列说法一定正确的是 (　　　 ) A.简单离子半径:Y<Z B.电负性:Y<Q C.含氧酸的酸性:X<Q D.非金属性:Y>X D 返回目录 　 元素分析 Z元素的焰色呈黄色,可知Z是Na元素;W、X、Y、Z、Q为短周期主族元素,原子序数 依次增大,W的原子半径最小,则W是H元素;X、Y位于第二周期,X基态原子核外有3个 未成对电子,则X是N元素;QY2可用于自来水消毒,则QY2为ClO2,则Y是O元素,Q是Cl元 素。 返回目录 　 解析　电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小,则简单离子半径:O2->Na+,A错 误。ClO2中Cl呈+4价,O呈-2价,则电负性:O>Cl,B错误。未指明最高价含氧酸,故无法比 较其酸性(如HNO3是强酸,HClO是弱酸;HNO2是弱酸,HClO4是强酸),C错误。同周期主 族元素从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强,则非金属性:O>N,D正确。 返回目录 $