第31讲 元素周期表、元素的性质 课件高三化学一轮复习

第四章

金属及其化合物第31讲

元素周期表

元素的性质考点一

元素周期表的结构与价层电子排布1.元素周期表的发展历程考点一

元素周期表的结构与价层电子排布2.元素周期表的编排原则核电荷数质子数核外电子数电子层数目原子序数递增最外层电子数电子层数递增考点一

元素周期表的结构与价层电子排布3.元素周期表的结构元素周期表周期：7个(共7个横行)短周期：3个(第一、二、三周期)长周期：4个(第四、五、六、七周期)族：16个(共18个纵行)主族：7个(ⅠA-ⅦA族)副族：8个(ⅢB-ⅦB族、第Ⅷ族和ⅠB、ⅡB族)0族：(1个)由稀有气体元素构成2

8

81818

32

32镧系

锕系

7横18纵周期序数=电子层数=能层序数——过渡元素=最高正价数(O、F除外)主族族序数=原子最外层电子数=价电子数短周期长周期7横18纵考点一

元素周期表的结构与价层电子排布3.元素周期表的结构几点说明：1.周期序数=原子核外电子层数。2.短周期元素：即指1→18号元素。3.第六周期镧系元素和第七周期锕系元素各15种，它们原子电子层结构和性质相似，为了使元素周期表的结构紧凑，各放入同一个格子内，另外分列于周期表的下面。4.锕系元素中92号U(铀)以后的元素，多为人工核反应制得，称为“超铀元素”，且均为放射性元素。一八又一零，二、三主副分零族IAIIAIIIAIVAVIAVIIAIBIIBIIIBIVBVBVIBVIIB第VIII族VA纵列序数12345678-10族ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ纵列序数1112131415161718族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA07横18纵考点一

元素周期表的结构与价层电子排布3.元素周期表的结构几点说明：1.主族序数=原子最外层电子数2.八个副族共60多种元素，统称为过渡元素且全部为金属，又称为过渡金属。3.含元素种数最多的族是

。①最外层电子数：1~2个。②在反应中，除最外层电子参加反应外，内层电子往往也会参加反应。过渡金属第IIIB族(包括镧系、锕系元素和钪、钇共32种)考点一

元素周期表的结构与价层电子排布非金属元素金属元素镧系和锕系元素碱金属元素卤族元素稀有气体元素过渡元素超铀元素——92号元素以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素。考点一

元素周期表的结构与价层电子排布碳族元素铍Be镁Mg钙Ca锶Sr钡Ba镭Ra碳C硅Si锗Ge锡Sn铅Pb氧O硫S硒Se碲Te钋Po氮N磷P砷As锑Sb铋Bi氮族元素氧族元素碱土金属元素考点一

元素周期表的结构与价层电子排布规律一:同周期ⅡA与ⅢA元素原子序数可能相差

？1、11、25第2、3周期是1第6、7周期是10+1+14=25第4、5周期是10+1=11考点一

元素周期表的结构与价层电子排布规律二：同一主族相邻上下两种原子序数之差？第ⅠA、ⅡA：下层原子序数=上层原子序数+上层元素种数第ⅢA-----0族：下层原子序数=上层原子序数+下层元素种数考点一

元素周期表的结构与价层电子排布例：35号元素位于第

周期

族52号元素位于第

周期

族四ⅦA五ⅥA一

二

三

四五

六七He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

Og各周期稀有气体：2.“0族定位法”1.根据原子核外电子排布+3528187+522818186确定元素在元素周期表中位置关系210183654861183.(1)甲、乙是元素周期表中同一主族相邻周期的两种元素(其中甲在上一周期)，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数可能是_________________________。(2)若甲、乙分别是同一周期的ⅡA族和ⅦA族元素，原子序数分别为m和n，则m和n的关系为______________________。(3)若A、B是相邻周期同主族元素(A在B上一周期)，A、B所在周期分别有m种和n种元素，A的原子序数为x，B的原子序数为y，则x、y的关系为_________________。x＋2、x＋8、x＋18、x＋32n＝m＋5n＝m＋15n＝m＋29y＝x＋m(A、B在ⅠA族和ⅡA族时)y＝x＋n(A、B在ⅢA～ⅦA族时)专项突破专项突破(4)下列各表为元素周期表中的一部分，表中数字为原子序数，其中M的原子序数为37的是_______(填字母)。B5.A、B、C、D、E五种主族元素在元素周期表中的位置如图所示，已知E的原子序数为X，则五种元素的原子序数之和不可能为A.5XB.5X+10

C.5X+14

D.5X+25DXX+1X-1①若为2、3、4周期元素

则A为X-8，C为X+18。五种元素的原子序数之和为5X+10

②若为3、4、5周期元素

则A为X-18，C为X+18。五种元素的原子序数之和为5X

③若为4、5、6周期元素

则A为X-18，C为X+32。

五种元素的原子序数之和为5X+14

8818ⅢA→ⅦA81818181832元素周期表中原子序数差的关系(1)同周期主族元素原子序数差的关系①短周期元素原子序数差＝族序数差。②长周期元素，两元素分布在过渡元素同侧时，原子序数差＝族序数差；两元素分布在过渡元素两侧时，第四或五周期元素：原子序数差＝族序数差＋10，第六或七周期元素：原子序数差＝族序数差＋24。(2)同主族、邻周期元素原子序数差的关系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。元素周期表中原子序数差的关系②第ⅡA族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32。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。④0族元素，随电子层数的增加，原子序数依次相差8、8、18、18、32、32。考点一

元素周期表的结构与价层电子排布4.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)寻找新材料考点一

元素周期表的结构与价层电子排布5.元素周期表的分区(1)主族元素的价层电子排布特点主族ⅠAⅡAⅢAⅣA排布特点______________________

主族ⅤAⅥAⅦA

排布特点___________________

ns1ns2ns2np1ns2np2ns2np3ns2np4ns2np5考点一

元素周期表的结构与价层电子排布5.元素周期表的分区

(2)元素周期表的分区ns1-2ns2np1-61s2He:唯一没有p轨道的p区元素(n－1)d1-9ns1-2(n－1)d10ns1-2d轨道不满(钯除外)d轨道全满→s区、p区均为主族元素和稀有气体元素，且除H外，所有非金属元素都位于p区；副族元素全部位于d区、ds区和f区Pd4d10(n－2)f0-14(n－1)d0-2ns2考点一

元素周期表的结构与价层电子排布分区元素分布外围电子排布式元素性质特点s区p区d区ds区f区→各区元素特点ⅠA族、ⅡA族ns1-2除氢外都是活泼金属元素ⅢA族-ⅦA族0族ns2np1-6(除He外)(n－1)d1-9ns1-2(钯除外)ⅢB族-ⅦB族、Ⅷ族ⅠB族、ⅡB族镧系、锕系(n－2)f0-14(n－1)d0-2ns2(n－1)d10ns1-2镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近d轨道也不同程度地参与化学键的形成,过渡金属元素最外层电子参与反应(稀有气体除外)考点一

元素周期表的结构与价层电子排布(3)各族元素价层电子排布特点ⅢB-ⅦB族和第Ⅷ族：(n-1)d1-9ns1-2(Pd：4d10除外)ⅠB、ⅡB族：(n-1)d10ns1-2[(n-1)d轨道为全充满状态]③副族ⅠB、ⅡB族：族序数=最外层ns轨道上的电子数=最外层电子数ⅢB～ⅦB族：族序数=价电子数

即(n-1)d+ns能级的电子数Ⅷ族：(n-1)d+ns能级的电子数之和，若分别为8、9、10，则分别是第Ⅷ族的列序数。归纳总结：①主族：ns1→ns2np5，且主族序数=最外层电子数=价层电子数②0族：He为1s2，其他为ns2np6考点一

元素周期表的结构与价层电子排布6.

元素的金属性、非金属性与元素周期表的分区铝、锗、锑、钋

硼、硅、砷、碲、砹

金属元素

非金属元素

金属元素

非金属元素

考点一

元素周期表的结构与价层电子排布考点二

元素周期律

电离能、电负性1.元素周期律原子序数原子的核外电子排布考点二

元素周期律

电离能、电负性2.主族元素周期性变化规律项目同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子结构电子层数________________最外层电子数依次增加_______原子半径_____________________元素性质金属性_____________________非金属性______________________化合价最高正化合价：＋1→＋7(O、F除外)，负化合价＝

(H为－1价)相同，最高正化合价＝

(O、F除外)相同依次增加相同逐渐减小逐渐增大逐渐减弱逐渐增强逐渐增强逐渐减弱主族序数－8主族序数考点二

元素周期律

电离能、电负性2.主族元素周期性变化规律化合物性质最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性

，碱性___________酸性

，碱性___________简单气态氢化物的稳定性______________________逐渐增强逐渐减弱逐渐减弱逐渐增强逐渐增强逐渐减弱考点二

元素周期律

电离能、电负性3.金属性、非金属性强弱的比较(1)金属性强弱的比较本质原子越易失电子，金属性越

(与原子失电子数目无关)判断方法①在金属活动性顺序中越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应制取氢气越容易，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强考点二

元素周期律

电离能、电负性(2)非金属性强弱的比较本质原子越易得电子，非金属性越

(与原子得电子数目无关)判断方法①与H2化合越容易，简单气态氢化物越稳定，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强HF：最稳定氢化物HClO4：最强含氧酸1.正误判断(正确打“√”，错误打“×”)。(1)酸性：H2SO3＞H2CO3，所以非金属性：S＞C。(

)(2)酸性：HCl＞H2S，所以非金属性：Cl＞S。(

)(3)同主族元素含氧酸的酸性随核电荷数的增加而减弱。(

)(4)第二周期元素从左到右，最高正价从＋1递增到＋7。(

)(5)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减小。(

)(6)N和As属于第ⅤA族元素，N原子得电子能力比As原子强。(

)×√××××2.应用元素周期律的有关知识，可以预测我们不知道的一些元素及其化合物的性质。下列预测不正确的是()①Be的氧化物的水化物可能具有两性②Tl能与盐酸和NaOH溶液作用，均产生氢气③At单质为有色固体，At难溶于水易溶于四氯化碳④Li在氧气中剧烈燃烧，产物是Li2O2，其溶液是一种强碱⑤SrSO4是难溶于水的白色固体⑥H2Se是无色、有毒，比H2S稳定的气体A.①②③④

B.②④⑥

C.①③⑤

D.②④⑤B考点二

元素周期律

电离能、电负性4.电离能(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。用符号I1表示。单位：kJ/mol→从+1价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的最低能量叫做第

二电离能，符号I2，依次类推:I3I4……可以表示为M(g)=M+(g)+e-

I1(第一电离能)M+(g)=M2+(g)+e-

I2(第二电离能)M2+(g)=M3+(g)+e-

I3(第三电离能)同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I1<I2<I3<…考点二

元素周期律

电离能、电负性(2)第一电离能的周期性变化规律①同周期元素：从左往右，元素第一电离能呈

的趋势,其中第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能出现反常。②同族元素：从上到下第一电离能逐渐

。③同种原子：逐级电离能越来越大。④过渡元素：变化不太规则,同周期过渡元素,从左到右略有增大趋势。增大变小第一电离能:同周期，ⅡA>ⅢA，ⅤA>ⅥA，存在异常

理解：同周期从左到右原子半径逐渐减小，核对最外层电子的吸引力

逐渐增大，失电子能力减弱，I1呈增大趋势。

理解：同主族从上到下原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小，

失电子能力增强，I1逐渐减小。考点二

元素周期律

电离能、电负性①判断元素金属性的强弱一般地，I1越大，元素的非金属性越强;I1越小，元素的金属性越强。②判断元素的化合价（I1、I2……表示各级电离能）如Al：I1＜I2＜I3≪

I4，表明Al原子易失去3个电子形成＋3价阳离子。钠元素I2≫I1，其常见化合价为+1价

规律：若某元素的In+1≫In，则该元素的常见化合价为+n价。

③判断核外电子的分层排布情况多电子原子元素的电离能出现突变时，电子层数就有可能发生变化。(3)

电离能的应用1.电离能与原子结构答题策略：从原子核对最外层电子的吸引力来判断。答题模板：A原子比B原子的半径大，且A原子的核电荷数比B原子的小，所以A原子对最外层电子的吸引力小于B,故第一电离能A小于B。电离能规范答题的两个类型2.电离能与半充满、全充满答题策略：能量相同的原子轨道在全充满(p6、d10、f14)、半充满(p3、d5、f7)时，比较稳定，难失电子。答题模板：A原子的价层电子排布式为×××，处于半充满(全充满)，比较稳定，难失电子，×××电离能大。电离能规范答题的两个类型真题演练4.(1)[2020·全国卷Ⅰ，35(2)]Li及其周期表中相邻元素的第一电离能(I1)如表所示。I1(Li)>I1(Na)，原因是__________________________________________。I1(Be)>I1(B)>I1(Li)，原因是_________________________________。I1/(kJ·mol－1)Li

520Be

900B

801Na

496Mg

738Al

578Na与Li同主族，Na的电子层数多，原子半径大，故第一电离能更小Li、Be和B为同周期元素，同周期元素从左至右，第一电离能呈现增大的趋势；但由于基态Be原子的2s能级处于全充满状态，能量更低更稳定，故其第一电离能大于B。Li:2s1Be:2s2B:2s22p1真题演练(2)[2018·全国卷Ⅲ，35(2)]黄铜是人类最早使用的合金之一，主要由Zn和Cu组成。第一电离能I1(Zn)_____(填“大于”或“小于”)I1(Cu)。原因是

。(3)[2016·全国卷Ⅱ，37(3)节选]元素铜与镍的第二电离能分别为ICu＝1958kJ·mol－1，INi＝1753kJ·mol－1，ICu＞INi的原因是

。(4)[2016·全国卷Ⅲ，37(2)]根据元素周期律，原子半径Ga______As，第一电离能Ga_____(填“大于”或“小于”)As。大于Zn原子核外电子排布为全充满稳定结构，较难失电子铜失去的是全充满的3d10电子，镍失去的是4s1电子大于小于Zn:3d104s2Cu:3d104s1Ni:3d84s2第四周期Ga、Ge、AsⅢA

ⅤACu+:3d10Ni＋:3d84s1真题演练Cu的第二电离能失去的是3d10的电子，第一电离能失去的是4s1电子，Zn的第二电离能失去的是4s1的电子，第一电离能失去的是4s2电子，3d10电子处于全充满状态，其与4s1电子能量差值更大Cu5.(1)[2022·山东，16(1)]基态Ni原子的价层电子排布式为______，在元素周期表中位置为_________________。(2)[2022·河北，17(1)(2)]①基态S原子的价电子中，两种自旋状态的电子数之比为_______________。②Cu与Zn相比，第二电离能与第一电离能差值更大的是_____，原因是___________________________________________________。3d84s2第四周期第Ⅷ族1∶2(或2∶1)Cu:3d104s1Zn:3d104s2Cu+:3d10Zn＋:3d104s1真题演练(3)[2022·全国甲卷，35(1)(2)]①基态F原子的价层电子排布图(轨道表示式)为________________。②图a、b、c分别表示C、N、O和F的逐级电离能I变化趋势(纵坐标的标度不同)。第一电离能的变化图是_____(填标号)，判断的根据是____________________________；第三电离能的变化图是____(填标号)。同周期元素第一电离能的总体趋势是依次升高的，但由于N元素的2p能级为半充满状态，因此N元素的第一电离能较C、O两种元素高图a图bC2+:2s2N2＋:2s22p1O2＋:2s22p2F2＋:2s22p3考点二

元素周期律

电离能、电负性5.电负性(1)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。注意：电负性是相对值，没单位(稀有气体不讨论电负性)化学键：元素相互化合，相邻的原子之间产生的强烈的化学作用力，形象地叫做化学键。键合电子：原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。考点二

元素周期律

电离能、电负性5.电负性(2)电负性的意义：元素的电负性越

，对键合电子吸引能力越大元素的电负性越

，对键合电子吸引能力越小元素的非金属性越强元素的金属性越强

大小考点二

元素周期律

电离能、电负性5.电负性(3)电负性的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得出了各元素的电负性。(稀有气体不讨论电负性)(4)电负性的变化规律：同周期主族元素：从左至右电负性逐渐变大同主族元素：从上至下电负性逐渐变小考点二

元素周期律

电离能、电负性(5)电负性的应用：①判断元素的金属性和非金属性类金属：金属、非金属分界线两侧的元素电负性越大，非金属元素越活泼电负性越小，金属元素越活泼电负性＜1.8电负性≈1.8电负性＞1.8为金属为“类金属”为非金属考点二

元素周期律

电离能、电负性对角线规则也可以通过元素的电负性进行解释：电负性接近，说明它们对键合电子的吸引力相当，元素表现出的性质相似Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2Be、Al的电负性分别为1.5、1.5B、Si的电负性分别为2.0、1.8考点二

元素周期律

电离能、电负性(5)电负性的应用：②判断化合物中元素化合价的正负电负性大的元素在化合物中吸引电子能力较强，元素的化合价为负值。电负性小的元素在化合物中吸引电子能力弱，元素的化合价为正值；考点二

元素周期律