新高考化学一轮复习元素周期律和元素周期表课件（25张）

第2节 元素周期律和元素周期表考点31考点32元素周期表及其应用元素周期律及其应用考点31元素周期表及其应用考点31 元素周期表及其应用考法1 利用元素周期表的结构推断元素位置和性质★★★★★考点31

元素周期表及其应用1．元素周期表的结构18 32短周期长周期ⅢB六七ⅢB考点31

元素周期表及其应用2．根据原子结构特点判断元素在元素周期表中位置最外层电子数等于或大于3且小于8的一定是主族元素。最外层有1或2个电子，则可能是第ⅠA族、第ⅡA族元素，也可能是副族元素、第Ⅷ族元素或0族元素氦。最外层电子数比次外层电子数多的短周期元素一定位于第

二 周期。某元素阴离子的最外层电子数与次外层电子数相同，该元素位于第

三 周期。电子层结构相同的离子，若电性相同，则对应的元素位于同周期；若电性不同，则阳离子对应的元素位于阴离子对应的元素的下一周期。3．由元素周期表归纳元素化合价的规律主族元素：最高化合价＝

主族序数 ＝_最外层电子数

，氧、氟除外。非金属元素最高化合价与最低化合价的绝对值之和为8(氢、氧、氟、稀有气体元素除外)；绝对值之差为0、2、4、6的主族元素依次位于第ⅣA(氢除外)、ⅤA、ⅥA、ⅦA族。考点31考法1元素周期表及其应用利用元素周期表的结构推断元素位置和性质★★★★★1．元素周期表中的“不一定”原子最外层电子数小于或等于2的，不一定是金属元素，如氢、氦。(2)元素周期表中每一族不一定占一列，如第Ⅷ族占3列。具有相同电子层数的粒子对应的元素不一定位于同一周期，如电子层数相同的阳离子与原子。同一族元素的最外层电子数不一定相同，如副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素。2.

利用元素周期表中的规律推断元素位置同构规律：稀有气体元素原子与同周期非金属元素的阴离子、下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构。考点31

元素周期表及其应用同周期序数差规律①短周期中同周期元素原子序数差＝族序数差。②同周期的两种元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差。③同周期的两种元素分布在过渡元素两侧时，第四或第五周期元素原子序数差＝族序数差＋10；第六或第七周期元素原子序数差＝族序数差＋24。如同周期第ⅡA族与第ⅢA族元素的原子序数之差，在第四、五周期时都为1＋10，在第六、七周期时为1＋24。同主族序数差规律①第ⅠA族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差2、8、8、18、18、32。②第ⅡA族和0族元素随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。【应用】第ⅠA、ⅡA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期相邻元素的原子序数＋上一周期元素的种数。如11Na下一周期相邻元素是xK，Na所在周期有8种元素，所以有x＝11＋8＝19。考点31

元素周期表及其应用③第ⅢA～ⅦA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、18、18、32、32。【应用】第ⅢA～ⅦA族，下一周期元素的原子序数＝上一周期相邻元素的原子序数＋下一周期元素的种数。如17Cl下一周期是yBr，Br所在周期有18种元素，所以有y＝17＋18＝35。(4)根据稀有气体元素推断未知元素在周期表中的位置①各周期稀有气体元素的原子序数周期序数一二三四五六七本周期元素种数28818183232本周期稀有气体元素的原子序数21018365486118②比大小，定周期若某元素原子序数比最邻近的稀有气体元素原子序数小，则该元素与该稀有气体元素同周期；若某元素原子序数比最邻近的稀有气体元素原子序数大，则该元素在该稀有气体元素所在周期的下一周期。考点31

元素周期表及其应用【说明】20号以后的元素与最邻近的稀有气体元素相比，若比该稀有气体元素原子序数大3～12(或比该稀有气体元素原子序数小6以上)，则该未知元素是过渡元素。3.

元素的“位－构－性”之间的关系元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的性质，故三者之间可相互推断，关系图如下：考点31

元素周期表及其应用【划重点】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，被称为“对角线规则”。例B. 115

In的中子数与电子数的差值为1749C.

原子半径：In>AlD.

碱性：In(OH)3>RbOH2019年是元素周期表发表150周年，期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值，被采用为国际新标准。铟与铷(37Rb)同周期。下列说法不正确的是( D )A.

In是第五周期第ⅢA族元素考点31

元素周期表及其应用【解析】37Rb位于元素周期表中第五周期第ⅠA族，铟(49In)与铷(37Rb)同周期，且原子序数比Rb大12，由于周期表中第五周期中含有10种过渡元素，则In位于元素周期表中第五周期第ⅢA族，A正确；115

In的质量数为115，质子数为49，则中子数为115－49＝66，又因其49电子数等于其质子数，故中子数和电子数的差值为66－49＝17，B正确；In和Al同处于第ⅢA族，In原子比Al原子多2个核外电子层，则原子半径：In>Al，C正确；由于金属性：Rb>In，则碱性：In(OH)3<RbOH，D错误。考点32元素周期律及其应用考点32 元素周期律及其应用考法2 利用元素周期律推断物质或元素的性质

★★★★★考法3 元素金属性、非金属性强弱的判断★★★★★考法4 粒子半径大小的比较★★★★考点32

元素周期律及其应用1.

原子核外电子排布规律较低升高818322n2考点32

元素周期律及其应用2.

元素周期律内容：元素性质随原子序数递增呈周期性变化。实质：元素性质随着原子序数的递增呈现

周期性变化 ，其本质原因是元素的原子

核_外电子_排布 呈周期性变化。3.

元素周期律的内容(稀有气体元素除外)同周期(从左到右)同主族(从上到下)最外层电子数1→7(第一周期除外)相同电子层数相同递增原子半径逐渐

减小

逐渐

增大 失电子能力(得电子能力)逐渐减弱(逐渐增强)逐渐增强(逐渐减弱)金属性(非金属性)逐渐减弱(逐渐增强)逐渐增强(逐渐减弱)考点32元素周期律及其应用主要化合价最高化合价＝_主族序数

(O、F除外)，非金属元素最低化合价＝主族序数－8(H除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐增强碱性逐渐减弱酸性逐渐减弱碱性逐渐增强气态氢化物形成难→易易→难稳定性逐渐

增强 逐渐

减弱

考点32元素周期律及其应用元素、核素、同位素的联系与区别★★考法21.

金属性及对应性质在周期表中的变化规律考点32

元素周期律及其应用2.

非金属性及对应性质在周期表中的变化规律考点32元素周期律及其应用例[全国Ⅰ2017·12，6分]短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的简单氢化物可用作制冷剂，Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的。由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生。下列说法不正确的是( C )X的简单氢化物的热稳定性比W的强Y的简单离子与X的具有相同的电子层结构Y与Z形成化合物的水溶液可使蓝色石蕊试纸变红Z与X属于同一主族，与Y属于同一周期考点32

元素周期律及其应用【解析】短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大，W的简单氢化物可用作制冷剂，该氢化物应为NH3，则W为N元素；Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的，则Y为Na元素；由X、Y、Z三种元素形成的一种盐溶于水后，加入稀盐酸，有黄色沉淀析出，同时有刺激性气体产生，则符合条件的盐为Na2S2O3，反应中生成S和SO2，从而推知X为O元素，Z为S元素。元素的非金属性越强，简单氢化物的热稳定性越强，X(O)元素的非金属性比W(N)强，则简单氢化物的热稳定性：H2O＞NH3，A正确；Y(Na)、X(O)的简单离子分别为Na＋、O2－，二者具有相同的电子层结构，B正确；Y(Na)与Z(S)形成的化合物为Na2S，属于强碱弱酸盐，由于S2－

发生水解反应而使其水溶液显碱性，可使红色石蕊试纸变蓝，C错误；Z(S)与X(O)同处于第ⅥA族，Z(S)与Y(Na)同处于第三周期，D正确。考点33

元素周期律及其应用考法3 元素金属性、非金属性强弱的判断★★★★★1.

元素金属性强弱的判断根据元素周期律判断①同周期元素从左到右，随原子序数增加，金属性逐渐减弱。②同主族元素从上到下，随原子序数增加，金属性逐渐增强。根据实验事实判断①单质与水或酸反应置换出氢气的难易：反应越容易，对应元素的金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，对应元素的金属性越强。③与盐溶液的置换反应：一般活泼金属能置换出不活泼金属(钾、钙、钠等极活泼金属除外)，活泼金属对应元素的金属性较强。④金属活动性顺序：一般排在前面的金属较活泼，对应元素的金属性较强。⑤原电池中：一般作负极的金属较活泼，对应元素的金属性较强。考点32

元素周期律及其应用2.

元素非金属性强弱的判断根据元素周期律判断①同周期元素从左到右，随原子序数增加，非金属性逐渐增强。②同主族元素从上到下，随原子序数增加，非金属性逐渐减弱。根据实验事实判断①单质与氢气化合的难易及简单氢化物的稳定性：越易、越稳定，对应元素的非金属性越强。②最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，对应元素的非金属性越强。③与盐溶液、气体或无氧酸溶液间的置换反应：活泼非金属单质可置换出不活泼非金属单质(F2除外)，如Cl2与NaBr溶液、O2与NH3、Cl2与H2S反应分别置换出Br2、N2、S。一般来说，非金属单质越活泼，对应元素的非金属性越强。④与同种金属反应的难易：越易反应，对应元素的非金属性越强。⑤气态氢化物的还原性强弱：氢化物还原性越弱，对应元素的非金属性越强。考点32

元素周期律及其应用【注意】(1)通常根据元素原子在化学反应中得、失电子的难易判断元素金属性或非金属性的强弱，而不是根据得、失电子的多少来判断。通常根据最高价氧化物对应水化物的酸碱性强弱判断元素非金属性或金属性的强弱，而不是根据低价氧化物对应水化物酸碱性的强弱来判断。非金属性强弱与单质的活泼性不完全一致；通常，非金属性越强，其单质越活泼，但也有例外。如非金属性：O＞Cl，但Cl2比O2活泼，原因是O2分子中化学键比Cl—Cl键难断裂。例[全国Ⅱ2015·9，6分]原子序数依次增大的元素a、b、c、d，它们的最外层电子数分别为1、6、7、1。a－的电子层结构与氦相同，b和c的次外层有8个电子，c－和d＋的电子层结构相同。下列叙述错误的是(

B

)元素的非金属性次序为c＞b＞aa和其他3种元素均能形成共价化合物d和其他3种元素均能形成离子化合物元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6考点32

元素周期律及其应用【解析】根据题意可推知，a为H，b为S，c为Cl，d为K。非金属性：Cl＞S＞H，A正确；H和K形成离子化合物KH，B错误；K和H、S、Cl能分别形成离子化合物：KH、K2S、KCl，C正确；H、S、Cl最高化合价分别为＋1、＋6、＋7，最低化合价分别为－1、－2、－1，故元素a、b、c各自最高和最低化合价的代数和分别为0、4、6，D正确。考点32元素周期律及其应用粒子半径大小的比较★★★★考法41.

根据元素在周期表中的位置关系比较原子半径的大小同周期：左大右小(稀有气体元素原子不参与比较)；同主族：上小下大。例如：Li＞Be＞B＞C＞N＞O＞F∧∧∧∧∧∧∧Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl2.

根据核外电子数比较同一元素的原子与离子半径的大小同一元素，核内质子数相同，核外电子数越多，半径越大。即：电子多，半径大。如半径：H－＞H＞H＋；Fe＞Fe2＋＞Fe3＋。考点32

元素周期律及其应用3.

利用元素周期表与元素周期律综合比较离子半径的大小同主族：自上而下，半径增大。即：同主族，上小下大。核外电子数相同(即核外电子排布相同)时，核内质子数越多，对核外电子的吸引力越大，半径越小。即：电子数相同，质多径小。①2电子(He原子除外)微粒半径：H－＞Li＋＞Be2＋；②10电子(Ne原子除外)简单微粒半径：7N3－＞8O2－＞9F－＞11Na＋＞12Mg2＋＞13Al3＋；③18电子