高考化学元素周期表考点课件

元素周期表考点课件欢迎来到高考化学元素周期表考点课程元素周期表被誉为化学的地图，是高考化学的重点考查内容近五年高考统计数据显示，元素周期表相关知识点在高考中出现频率高达，平均每年有个试题与之相关85%7-9本课件将系统梳理元素周期表的基本结构、元素性质的周期性变化规律以及典型元素的化学性质，帮助同学们构建完整的元素周期表知识体系，提高解题能力和应试水平掌握元素周期表，就掌握了化学学习的钥匙，它不仅能帮助我们预测元素性质，还能理解化学反应的本质和规律让我们一起开启这段探索元素奥秘的旅程！元素周期表的发展史门捷列夫时期（年）1869俄国化学家门捷列夫根据元素原子量大小和化学性质的相似性，将当时已知的种元素排列成表格，发现了元素性质随原子量周期性变化的规63律，提出了元素周期律原子结构理论时期随着原子结构理论的发展，科学家们认识到元素性质与原子核外电子排布密切相关，周期表的理论基础得到完善，周期律从以原子量为基础修正为以原子序数为基础现代周期表（世纪初至今）20现代周期表已扩展至种元素，按照原子序数排列，结构更加完善，118新元素的命名也遵循严格的国际规则，如第号元素被命名为日本113（，符号）Nihonium Nh元素的分类方法金属元素非金属元素周期表左侧和中部的元素，具有金属光周期表右上角的元素，不具金属光泽，泽、导电性、延展性等特点，在化学反常为气体或脆性固体，在化学反应中易应中易失去电子形成阳离子占元素总得到电子形成阴离子包括、、、H C N数的以上、、、卤素和稀有气体等80%O P S按族分类半金属元素主族元素（区和区元素）、过渡元素位于金属与非金属分界线附近的元素，s p（区元素）和内过渡元素（区元如、、、、、等，兼具d fB Si Ge As Sb Te素）不同区域元素具有不同的电子排金属和非金属的某些特性，多呈现半导布特点和化学性质规律体性质元素周期表的结构周期（横行）族（纵列）现代元素周期表共有个周期，每个周期从左至右，原子序数依现代元素周期表共有个族，同一族元素最外层电子数相同，化718次增加，核外电子层数相同，但最外层电子数逐渐增加学性质相似按照国际命名法，从左至右依次为族1-18第一周期有个元素，第

二、三周期各有个元素，第

四、五周族和族为主族元素，族为过渡元素主族元素的281-213-183-12期各有个元素，第六周期有个元素，第七周期尚未填满族号等于其最外层电子数，便于记忆和理解元素的化学性质1832元素周期表的周期第一周期1仅包含氢H和氦He两个元素，电子排布在K层，被称为特殊周期氢是非金属，但其性质特殊；氦是稀有气体，化学性质极不活泼第

二、三周期2分别称为短周期，各含8个元素第二周期为Li到Ne，核外电子排布到L层；第三周期为Na到Ar，核外电子排布到M层这两个周期结构简单，是理解元素性质周期性变化的基础第

四、五周期3分别称为长周期，各含18个元素第四周期为K到Kr，核外电子排布到N层；第五周期为Rb到Xe，核外电子排布到O层在这两个周期中，d亚层开始填充电子，出现过渡元素第

六、七周期4第六周期是超长周期，含32个元素，从Cs到Rn，核外电子排布到P层，包括镧系元素；第七周期尚未填满，从Fr开始，包括锕系元素这两个周期中，f亚层开始填充电子元素周期表的族稀有气体族（族）18最外层8个电子（He除外），化学性质不活泼卤族元素（族）17最外层7个电子，强非金属性，氧化性强氧族元素（族）16最外层6个电子，非金属性强氮族元素（族）15最外层5个电子，上部非金属，下部金属碳族元素（族）14最外层4个电子，半金属性质明显周期表中，主族元素的族号与其最外层电子数有直接对应关系第几族就有几个最外层电子（对于1-2族和13-18族）例如，第1族元素最外层有1个电子，第17族元素最外层有7个电子过渡元素（3-12族）位于周期表中部，其最外层电子数较为复杂，通常为1-2个，但内层d轨道电子的填充赋予了它们丰富多变的化学性质元素周期律的内容元素周期律定义元素的性质随着原子序数的增加而呈现周期性变化现代元素周期律是以原子序数为基础，而不是最初门捷列夫提出的原子量元素性质的周期性元素的物理性质（如沸点、熔点、密度等）和化学性质（如金属性、非金属性、氧化性、还原性等）都表现出明显的周期性变化规律电子层排布规律周期律的本质是原子核外电子排布的规律性同一周期元素的核外电子层数相同；同一主族元素的最外层电子数相同，决定了化学性质的相似性高考考查重点高考主要考查元素性质与周期表位置的关系、周期性变化的预测以及电子排布对元素性质的影响等内容，常以选择题和推断题的形式出现原子结构与周期表原子构成原子由原子核和核外电子组成原子核由质子和中子组成，决定元素的核素类型；核外电子排布决定元素的化学性质，是元素周期表位置的决定因素核外电子排布电子按能量由低到高的原则填充能级（能层）主量子数确定电子n层，副量子数确定亚层，电子排布遵循能量最低原理、泡利不相容l原理和洪特规则这些规则决定了元素在周期表中的位置安排周期表位置的确定原子序数等于核内质子数，也等于核外电子总数原子的核外电子排布情况直接决定其在周期表中的位置最外层所在的能层数确定周期，最外层电子数确定族（主族元素）因此，周期表实际上是元素电子结构的直观表现电子排布与元素类型区元素s最外层电子填入s轨道的元素，包括第

1、2族元素如氢、锂、钠等，其最外层电子排布为ns¹或ns²，通常表现为较强的金属性，化学性质活泼区元素p最外层电子填入p轨道的元素，包括第13-18族元素如硼、碳、氧、氯等，其最外层电子排布为ns²np¹⁻⁶，包含非金属、半金属和一些金属，化学性质多样区元素d倒数第二层电子填入d轨道的元素，即第3-12族过渡元素如铁、铜、锌等，其电子排布特点是外层s轨道和次外层d轨道同时填充，通常都是金属元素，具有多变的价态区元素f倒数第三层电子填入f轨道的元素，包括镧系和锕系元素其电子排布更为复杂，通常排在周期表主体下方，全部是金属元素，具有相似的化学性质对角线规律与杂交轨道对角线规律简介杂化轨道考点周期表中，从左上角到右下角的对角线上的元素，往往具有相似周期表中区元素常形成杂化轨道，影响分子的空间构型和性p的性质例如，锂和镁、铍和铝、硼和硅等对角线上的元素对，质如碳可形成、、杂化，分别对应正四面体、平面sp³sp²sp其性质常有相似之处这种现象被称为对角线规律三角形和直线型构型对角线规律的本质是，随着原子序数增加，原子半径增大的效应高考常见的杂化轨道考点包括、、等元素形成的分子空CNO与核电荷增加的效应相互抵消，使得对角线元素具有近似的原子间构型判断；分子极性与杂化轨道的关系；配位化合物中心原子半径和电负性，从而表现出相似的化学性质的杂化方式等例如，甲烷（）中碳原子为杂化，分子CH₄sp³呈正四面体构型周期性变化原子半径——周期性变化离子半径——167pm⁺离子半径Na小于Na原子（186pm）99pm⁺离子半径Mg²小于Mg原子（160pm）181pm⁻离子半径Cl大于Cl原子（99pm）140pm⁻离子半径O²大于O原子（73pm）离子半径是指离子核到最外层电子的平均距离相比原子，阳离子半径变小，阴离子半径变大这是因为形成阳离子时失去电子，核外电子间的排斥力减弱，而核对剩余电子的吸引力增强；形成阴离子时得到电子，核外电子间的排斥力增强同一元素不同价态的离子，价态越高，半径越小如Fe²⁺大于Fe³⁺同周期中，阳离子半径从左到右减小；阴离子半径从左到右增大同主族中，离子半径总体从上到下增大这些规律是预测离子性质和化合物稳定性的重要依据周期性变化核外电子数——元素Li NaK Rb Cs电子排布2,12,8,12,8,8,12,8,18,8,12,8,18,18,8,1最外层电11111子价电子层层层层层层K LM NO核外电子数及其分布是决定元素化学性质的关键因素同一周期元素的核外电子层数相同，但随着原子序数增加，最外层电子数从增加到（除第一周期外）核外电子数的变18化直接影响元素的化学活性和反应类型同一主族元素的最外层电子数相同，导致它们具有相似的化学性质例如，第族元素1（碱金属）最外层都有个电子，易失去形成价离子；第族元素（卤素）最外层都有1+1177个电子，易得到电子形成价离子-1价电子是指参与化学反应的电子，通常是最外层电子价电子数直接决定了元素的化合价和所能形成的化合物类型掌握核外电子排布规律，是理解元素化学性质的基础周期性变化金属性——同周期金属性变化在同一周期内，从左到右，随着原子序数增加，原子半径减小，核外电子受到的吸引力增强，失去电子越来越难，金属性逐渐减弱例如第三周期从到，金属性依次减弱Na Cl同主族金属性变化在同一主族内，从上到下，随着原子序数增加，原子半径增大，最外层电子与核之间距离增大，受核的吸引力减弱，容易失去电子，金属性逐渐增强例如第族从到，金属性依次增强1Li Cs金属活动性顺序金属的活动性与其金属性强弱密切相关常见活泼金属的活动性顺序为这KCaNaMgAlZnFeSnPbHCuHgAgPtAu一顺序在解决金属与酸、盐反应时非常重要周期性变化非金属性——非金属性定义同周期变化规律非金属性是指元素获得电子形成阴离子的能同一周期内，从左到右，非金属性逐渐增强力，与金属性相反氧化性关联同主族变化规律非金属性越强，其单质的氧化性通常越强同一主族内，从上到下，非金属性逐渐减弱非金属性最强的元素是（氟），其次是（氧）非金属元素的氧化性强弱顺序大致为这个顺序在预测非金属单质F OFOClBrISNCH之间的反应活泼性时非常重要非金属性的强弱直接影响元素化合物的性质非金属性越强，其氢化物的酸性越强，其氧化物的酸性越强例如，、、、的酸性呈HF HClHBr HI现＜＜＜的顺序，与非金属性顺序相反HF HClHBr HI金属与非金属分界线分界线位置金属与非金属元素在周期表中以一条从B到At的斜线分隔，这条分界线左下方主要为金属元素，右上方主要为非金属元素，而分界线附近的B、Si、Ge、As、Sb、Te、Po等元素显示出半金属性质半金属特性半金属元素兼具金属和非金属的某些性质，如硅（Si）具有金属光泽，但脆性大；锗（Ge）的导电性随温度升高而增强，与非金属相反这些元素的氧化物通常表现出两性，可与强酸强碱反应过渡性变化沿着分界线，元素的金属性与非金属性呈渐变过渡，而不是突变这种过渡性体现在物理性质、化学反应活性以及形成化合物的类型等方面，反映了元素性质与电子结构之间的内在联系周期性变化电离能——周期性变化电子亲和能——电子亲和能定义电子亲和能是指一个基态气态原子获得一个电子形成负离子时释放的能量电子亲和能越大，表示原子越容易得到电子，非金属性越强同周期变化规律同一周期内，从左到右，电子亲和能总体呈增大趋势，但有波动如第二周期中，F的电子亲和能小于Cl，这与F原子较小的原子半径导致的电子间排斥增强有关同主族变化规律同一主族内，从上到下，电子亲和能变化不明显，但总体呈减小趋势例如，从F到I，电子亲和能逐渐减小，反映了非金属性的减弱高考考点应用电子亲和能与氧化性密切相关，常用于预测非金属单质的相对氧化性强弱，以及判断元素形成相应阴离子的稳定性高考中常结合氧化还原反应或离子稳定性进行考查周期性变化非金属最高价氧化物的性质——酸性氧化物特征能与水反应生成酸，或与碱反应生成盐和水酸性强弱变化同周期内从左到右增强，同主族内从上到下减弱代表性化合物、、、等都是典型的酸性氧化物CO₂SO₃P₂O₅N₂O₅非金属氧化物通常表现为酸性，其酸性强弱与非金属元素的非金属性强弱密切相关非金属性越强，其最高价氧化物的酸性越强如第三周期元素的最高价氧化物酸性＜＜＜SiO₂P₂O₅SO₃Cl₂O₇在同一主族内，从上到下，非金属元素最高价氧化物的酸性逐渐减弱例如，＞＞而低价氧化物的酸性弱于高价氧化N₂O₅P₂O₅As₂O₅物，如的酸性弱于这些规律在判断氧化物性质和酸碱反应时非常有用SO₂SO₃第一主族元素（碱金属）化学活泼性氢氧化物性质重要应用碱金属包括锂、钠、钾、碱金属的氢氧化物都是强碱，钠用于制备钠灯和合金；钾是重要的Li NaK MOH铷、铯和钫，它们的化水溶液呈强碱性，其碱性强弱为肥料成分；锂用于制造轻合金和锂电RbCsFr学活泼性从上到下依次增强，反映在＜＜＜＜池，锂电池具有比能量高、循环寿命LiOH NaOHKOH RbOH与水、空气的反应剧烈程度上钾与它们在水中的溶解度从上到长等优点，广泛应用于手机、电动汽CsOH水反应会产生紫色火焰，这是其识别下增大，这与离子半径增大导致的水车等领域高考中常考查碱金属的化特征之一合能减小有关学性质、制备方法及应用第二主族元素（碱土金属）钡Ba1化学性质最活泼，其化合物中BaSO₄不溶于水和酸，用作X光造影剂锶2Sr化学性质活泼，SrCO₃用于制造烟花，呈现鲜红色火焰钙Ca3地壳中含量第五的元素，CaCO₃广泛存在于石灰石、大理石中，CaO是重要的建筑材料镁4Mg活性次之，是叶绿素的重要组成元素，镁合金轻质高强铍Be5活性最弱，铍及其化合物有毒，但铍合金在航空航天领域应用广泛碱土金属元素在周期表第2族，包括铍Be、镁Mg、钙Ca、锶Sr、钡Ba和镭Ra它们的最外层电子构型为ns²，容易失去2个电子形成+2价离子这些元素的活泼性从上到下递增，反映在与氧气、水的反应中碱土金属的氢氧化物MOH₂都呈碱性，水溶性从上到下增大，碱性也从上到下增强它们的碳酸盐和硫酸盐的水溶性与碱金属不同，大多数难溶于水，其中碳酸盐受热易分解，这是区分钠、钙的重要依据第三主族元素（硼族）硼（）铝（）B Al硼是一种半金属，化学性质比较稳定，具有很高的硬度它的化铝是地壳中含量最丰富的金属元素之一，具有低密度、良好的导合物多样，如硼砂是重要的硼矿物，广泛用电性和导热性铝的化学性质活泼，但表面会形成致密的氧化Na₂B₄O₇·10H₂O于清洁剂、玻璃工业和冶金工业膜，保护铝不被进一步氧化硼的氧化物是一种酸性氧化物，能与碱反应生成硼酸盐铝的氧化物是两性氧化物，既能与酸反应，又能与碱反B₂O₃Al₂O₃硼酸是一种弱酸，具有杀菌消毒作用，在医药领域有广应这种两性特征是高考的重点考查内容铝和铝合金因其轻H₃BO₃泛应用质、耐腐蚀的特性，广泛应用于航空、建筑和包装等领域第四主族元素（碳族）碳硅锗C SiGe碳是生命的基本元素，具有多种同素异形硅是地壳中含量第二丰富的元素，是半导锗是一种稀有元素，也是重要的半导体材体，如金刚石、石墨和富勒烯等碳的化体工业的基础二氧化硅是酸性氧料它的化学性质介于硅和锡之间，显示SiO₂合物数量极其庞大，形成了有机化学这一化物，是构成砂岩、石英等矿物的主要成明显的半金属特性锗的氧化物具GeO₂分支在高考中，碳元素的氧化物和分高纯硅制成的芯片是现代电子工业的有两性，这反映了元素在周期表中位置的CO的性质与转化是重点核心，高考常考查硅的提纯过程和性质过渡性高掺杂锗硅合金在光电子领域有CO₂重要应用第五主族元素（氮族）第五主族元素包括氮、磷、砷、锑和铋，最外层电子构型为这一族元素从上到下，非金属性逐渐减弱，金属性逐N PAsSbBi ns²np³渐增强，氮为典型非金属，磷为非金属，砷和锑为半金属，铋显示金属性氮气是一种惰性气体，三键结构使其化学性质稳定氮的氧化物种类繁多，如、、等，氧化态从到变化磷有多种同素N₂N₂O NO NO₂+1+5异形体，如白磷和红磷，它们的性质和用途差异很大磷的最高价氧化物是强酸性氧化物，具有很强的脱水性P₂O₅高考中，氮的固定（如合成氨）、磷肥生产以及氮循环和磷循环是常见的考查内容理解氮族元素的价电子排布和氧化还原性质对解决相关题目至关重要第六主族元素（氧族）21%氧气占空气比例地球大气中氧气含量约为21%，是生物呼吸不可或缺的气体-2氧常见价态除与F反应外，氧在化合物中通常表现为-2价+6硫最高氧化态在SO₃和H₂SO₄中，硫元素表现为最高+6价4氧族元素价电子数最外层有6个价电子，易获得2个电子成为-2价离子第六主族元素包括氧O、硫S、硒Se、碲Te和钋Po，最外层电子构型为ns²np⁴这一族元素从上到下，非金属性逐渐减弱氧和硫是典型非金属，硒和碲为半金属，钋显示金属性氧气O₂具有强氧化性，是最重要的氧化剂之一；臭氧O₃的氧化性比氧气更强硫的同素异形体主要有斜方硫和单斜硫，常温下以斜方硫稳定二氧化硫SO₂和三氧化硫SO₃是重要的硫氧化物，与酸雨形成密切相关硫酸H₂SO₄是重要的工业原料，其浓度对其性质影响很大第七主族元素（卤素）物理性质变化化学活性变化从到，熔点沸点升高，气态液态固态从到，氧化性递减，非金属性递减F I→→F I置换反应规律卤化氢酸性活泼卤素可置换出不活泼卤素置换Cl₂Br⁻从到，酸性增强，与非金属性变化相反HF HI和I⁻第七主族元素包括氟、氯、溴、碘和砹，最外层电子构型为这一族元素都是非金属，具有很强的得电子能力，易形成F ClBr IAt ns²np⁵-1价离子从氟到碘，它们的非金属性和氧化性逐渐减弱卤素的单质都有强氧化性，反应活泼性顺序为这种活泼性差异体现在卤素单质之间的置换反应中，活泼的卤素可以置换出不活泼卤F₂Cl₂Br₂I₂素的化合物卤素的氢化物都具有酸性，其酸性强弱为HX HF第八主族元素（稀有气体）化学稳定性物理性质稀有气体包括氦、氖稀有气体都是无色无味的单原He、氩、氪、氙子气体，沸点极低从到Ne ArKr He和氡，它们的最外层，原子半径增大，分子间Xe RnRn电子构型为（为作用力增强，沸点逐渐升高ns²np⁶He），电子层结构完全充氦的沸点最低，在常压下只有1s²满，因此化学性质极其稳定，，是所有物质

4.2K-269℃反应活性极低中沸点最低的应用价值氦用于填充气球、低温制冷和核磁共振仪器；氖用于霓虹灯；氩用于灯泡填充气体和惰性保护气体；氪和氙用于特种灯泡；氙化合物如、等在化学研究中有重要作用稀有气体的惰性特性在许XeF₂XeF₄多工业过程中都有重要应用过渡元素的特点定义与分类过渡元素是指周期表中，d轨道正在填充电子的元素，包括周期表中第3-12族元素这些元素位于s区和p区之间，起到过渡作用，因此得名电子层结构过渡元素的特点是其次外层d轨道正在填充电子，而最外层s轨道通常有1-2个电子这种独特的电子结构导致它们表现出丰富多变的化学性质和物理性质多价态由于d电子参与化学键的形成，过渡元素通常表现出多种氧化态例如，锰可表现出+

2、+

3、+

4、+

6、+7等多种价态，这些不同价态的化合物性质差异很大形成配合物过渡元素原子或离子具有空的d轨道，能接受电子对形成配位键，因此易形成配合物这些配合物通常具有鲜艳的颜色和独特的立体结构，如四面体、平面正方形、八面体等典型代表铁、铜、锌铁（）铜（）锌（）Fe Cu Zn铁是地壳中含量第四的元素，具有重要的铜是人类最早使用的金属之一，具有优良锌是一种重要的过渡金属，在轨道已填d工业价值铁的常见氧化态为和，的导电性和导热性铜的常见氧化态为满电子，因此化学性质相对简单，通常只+2+3+1分别形成亚铁化合物和铁化合物溶和，不稳定，易歧化为和表现为价锌具有较强的还原性，能置Fe²⁺+2Cu⁺Cu+2液呈浅绿色，溶液呈黄棕色铁及其溶液呈蓝色，与氨水反应生换出氢和较不活泼的金属锌的氧化物Fe³⁺Cu²⁺Cu²⁺化合物的氧化还原反应是高考的重点考查成深蓝色的铜氨络合物，这和氢氧化物都具有两性，即[CuNH₃₄]²⁺ZnO ZnOH₂内容是铜离子的特征反应能与酸反应也能与碱反应，这是锌化合物的重要特征重要异常氢元素独特电子结构氢原子只有一个电子，核外电子排布为1s¹周期表位置争议既可归为碱金属，也可归为卤素，甚至独立分类两面性化学性质3可失去电子成为，也可得到电子成为H⁺H⁻氢元素在周期表中的位置一直存在争议一方面，氢与碱金属第族相似，都有一个最外层电子，易失去电子形成价离子；另一方面，氢与卤素1+1第族相似，只需得到一个电子即可达到稳定的满壳层结构，形成价离子因此，氢在不同的周期表中可能位于不同位置17-1氢的氧化态可为、、，这种多样性与其独特的电子结构有关氢气是一种还原性气体，与许多非金属单质反应生成氢化物；氢可形成多种-10+1H₂类型的化合物，如离子型氢化物如、共价型氢化物如和金属氢化物如由于氢原子半径小，它能与许多元素形成氢键，这对物质NaHCH₄PdH₂的物理性质有重要影响同一周期元素性质对比元素Na MgAl SiP SCl Ar原子序1112131415161718数电子排2,8,12,8,22,8,32,8,42,8,52,8,62,8,72,8,8布金属性强较强中等弱无无无无氧化物Na₂O MgOAl₂O₃SiO₂P₂O₅SO₃Cl₂O₇无碱性碱性两性酸性酸性酸性酸性第三周期元素从Na到Ar是理解元素周期性变化的经典案例从左到右，原子半径逐渐减小，电离能总体增大，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强Na、Mg为金属元素，Al为典型金属，Si为半金属，P、S、Cl为非金属，Ar为惰性气体这些元素的最高价氧化物性质变化也很有规律Na₂O和MgO为碱性氧化物，与水反应生成碱；Al₂O₃为两性氧化物，既能与酸反应又能与碱反应；SiO₂、P₂O₅、SO₃和Cl₂O₇都是酸性氧化物，与水反应生成酸，且酸性强度按顺序增强这种周期性变化在高考中常作为考查重点同一主族元素性质纵向考点碱金属（第族）卤素（第族）117从到，原子半径增大，金属性增强，化学活泼性增强这从到，原子半径增大，非金属性减弱，氧化性减弱这体现Li CsF I体现在与水反应剧烈程度增加；电离能减小；氢氧化物碱性增在单质物理状态变化（和为气体，为液体，为固F₂Cl₂Br₂I₂强；熔点沸点降低；硫酸盐溶解度变化体）；与金属反应活泼性减弱；氢化物的酸性增强；卤素单HX（）等特点质间的置换反应（可置换出和）等特点Li₂SO₄Na₂SO₄K₂SO₄Cl₂Br⁻I⁻典型题例常考查根据周期律预测元素的性质，如判断的活泼高考中常考查卤素的制备方法、置换反应、氧化性比较等内容Fr性、的碱性强弱等还包括同族元素化合物性质的对比，例如，判断、、的氧化性强弱，或分析与水反应与其RbOH Cl₂Br₂I₂F₂如受热分解生成，而生成和他卤素不同的原因（氧化水生成，而不只是卤化氢和含氧LiNO₃Li₂O NaNO₃NaNO₂O₂F₂O₂酸）元素周期表与化学键类型离子键形成于金属元素和非金属元素之间，通过电子的完全转移形成周期表左侧的活泼金属与右上角的非金属元素结合时，倾向于形成离子键例如，Na与Cl形成NaCl，Ca与O形成CaO等离子键化合物通常具有高熔点、高沸点，固态不导电，熔融态或水溶液导电共价键形成于非金属元素之间，通过电子的共享形成周期表右上角的非金属元素之间倾向于形成共价键共价键可分为非极性（如H₂、O₂、N₂）和极性（如HCl、H₂O）共价键的极性与两元素的电负性差值有关，差值越大，极性越强高考常考察共价键的形成、键长、键能等内容金属键形成于金属元素内部，是金属阳离子与自由移动的价电子之间的作用力周期表左侧和中部的金属元素内部形成金属键金属键强度与自由电子密度有关，越多的自由电子导致越强的金属键，表现为更高的硬度、熔点和沸点如Fe的金属键强于Na，因此物理性质更加稳定常见阳离子的形成与比较阳离子是原子失去电子形成的带正电荷的粒子周期表左侧的金属元素易失去电子形成阳离子主族金属元素通常形成稳定的单一价态阳离子，如、、，其价态等于族号（主族）这些离子的半径比相应原子小，且半径越小，极化能力越强Na⁺Mg²⁺Al³⁺过渡金属元素由于电子参与，常形成多种价态的阳离子，如铁有和，铜有和这些离子在溶液中常显示特征颜d Fe²⁺Fe³⁺Cu⁺Cu²⁺色，如溶液呈蓝色，溶液呈黄棕色离子半径的大小影响其水合能、极化能力和化合物稳定性较小的阳离子具有较强的极Cu²⁺Fe³⁺化能力，容易使阴离子发生形变，影响化合物的性质常见阴离子的形成与比较卤素离子（⁻）氧族离子（⁻）X Y²卤素元素（、、、）最外氧族元素（、、、）最F ClBr IO SSe Te层有个电子，易得到个电子形外层有个电子，易得到个电子7162成价离子这些离子的半径比形成价离子这些离子的极化-1-2相应原子大，且随着原子序数增性随着原子序数增加而增强加而增大＜＜＜＜＜＜氧离F⁻Cl⁻Br⁻I⁻O²⁻S²⁻Se²⁻Te²⁻半径越大，极化性越强，易被极子和硫离子的沉淀反应是高考考化高考常考查卤素离子的性质查重点，如硫离子的检验和区比较和沉淀反应分多原子阴离子许多重要的阴离子由多个原子组成，如、、、、OH⁻CO₃²⁻SO₄²⁻NO₃⁻等这些离子的结构、电荷分布和化学性质与中心原子的性质密切相PO₄³⁻关多原子阴离子的稳定性、酸碱性和氧化还原性是高考重点例如，在酸性条件下具有强氧化性NO₃⁻金属活动性顺序与周期表极活泼金属K、Ca、Na，位于周期表最左侧，失电子能力强，标准电极电势极负，能与冷水剧烈反应释放H₂活泼金属Mg、Al、Zn、Fe，标准电极电势为负值，能与热水或酸反应释放H₂中等活泼金属Pb、Sn，标准电极电势为负值但接近零，与稀酸反应缓慢不活泼金属Cu、Hg、Ag、Pt、Au，标准电极电势为正值，不能置换出酸中的氢金属活动性顺序（或置换顺序）表示金属失去电子的难易程度，与元素在周期表中的位置密切相关一般而言，周期表左侧和下方的金属活动性较强，右侧和上方的金属活动性较弱这一规律源于原子半径和核外电子之间距离的影响金属活动性顺序决定了金属与水、酸、盐溶液反应的难易程度活泼金属能置换出不活泼金属的盐溶液中的金属离子，形成新的金属和盐例如，铁能置换出硫酸铜溶液中的铜这一规律在判断金属与溶液反应的可能性，以及设计化学实验中有重要应用常见非金属氧化性顺序氟₂F最强的氧化剂，能氧化水生成O₂氧₂O2常见强氧化剂，能氧化多数金属和非金属氯₂Cl强氧化剂，能氧化Br⁻和I⁻离子溴₂和碘₂BrI氧化性依次减弱，Br₂能氧化I⁻离子非金属元素的氧化性是指其获得电子的能力，与元素在周期表中的位置密切相关通常，周期表右上角的非金属元素具有较强的氧化性氧化性最强的是F₂，其次是O₂（臭氧O₃的氧化性比O₂更强）在卤素单质中，氧化性强弱顺序为F₂Cl₂Br₂I₂，这与它们在周期表中的位置一致强氧化性的非金属单质能氧化弱氧化性非金属的负离子，如Cl₂能氧化Br⁻和I⁻，Br₂能氧化I⁻此外，氧化性与元素的电负性、电子亲和能等密切相关这些规律在预测非金属单质之间的反应和离子的氧化还原反应中有重要应用化合价与周期表位置正价态主要出现在金属元素和部分非金属元素中正价态的数值通常等于失去的电子数第

1、

2、13族元素形成的正价态分别为+

1、+

2、+3，与族号对应，如K⁺、Ca²⁺、Al³⁺过渡元素常具有多种正价态，如Fe²⁺和Fe³⁺负价态主要出现在非金属元素中负价态的数值通常等于获得的电子数第

15、

16、17族元素形成的负价态分别为-

3、-

2、-1，计算方法为8-族号，如N³⁻、O²⁻、Cl⁻氢在与活泼金属形成的氢化物中表现为-1价，如NaH多变价态一些元素可以表现出多种价态，特别是p区元素和d区元素p区元素的最高正价通常等于族号-10（或其最外层电子数），如N可表现+5价、S可表现+6价、Cl可表现+7价元素的多变价态使得它们能形成多种化合物，具有丰富的化学性质元素周期表中的同分异构体定义与类型碳同素异形体同分异构体是指具有相同分子式但结构不同的化如金刚石、石墨、富勒烯、石墨烯等，性质差异合物显著硅锗等同素异形体硫同素异形体如金刚石型硅、非晶硅、硅烯等，应用于半导体如斜方硫、单斜硫等，分子结构和性质不同领域同素异形体是同一元素以不同方式排列形成的不同结构碳元素的同素异形体最为丰富，包括金刚石（sp³杂化，四面体结构）、石墨（sp²杂化，层状结构）、富勒烯（如C₆₀）和碳纳米管等这些结构由于碳原子排列方式不同，表现出截然不同的物理化学性质周期表中，第14族元素（碳族）尤其容易形成同素异形体硅可形成类似金刚石的晶体硅和非晶硅，锗也有晶体和非晶两种形态这些同素异形体在材料科学和半导体工业中有重要应用高考中常考查同素异形体的结构特点、性质差异及应用，要求学生能够根据元素在周期表中的位置预测可能存在的同素异形体类型配合物与配位数考点四配位平面正方形六配位八面体四配位四面体典型代表是和的配合物，如最常见的配合物构型，典型代表是典型代表是和的配合物，如Pt²⁺Cu²⁺Zn²⁺Cu⁺和平面正方形配、和和在四面体配合[PtCl₄]²⁻[CuNH₃₄]²⁺[FeCN₆]⁴⁻[CoNH₃₆]³⁺[ZnCl₄]²⁻[CuCN₄]³⁻位构型常见于和电子构型的过渡金属等在八面体配合物中，中物中，中心金属离子位于四面体的中心，d⁸d⁹[CrH₂O₆]³⁺离子这类配合物的特点是中心金属离子心金属离子被六个配体包围，这些配体位四个配体位于四面体的四个顶点处这种周围的四个配体位于同一平面内，呈正方于八面体的六个顶点处该构型常见于配位构型常见于和电子构型的过渡d⁰d¹⁰形排列、和电子构型的过渡金属离子金属离子d²d³d⁶周期表与环境化学重金属污染元素迁移与富集重金属元素如铅、汞、镉、铬、砷等在元素在环境中的迁移受物理化学性质影响，如溶解度、氧化还原Pb HgCd CrAs环境中的积累可导致严重污染这些元素在周期表中主要分布在电位、吸附性等这些性质与元素在周期表中的位置密切相关区和区后部它们的原子质量较大，密度高，且生物降解性例如，碱金属和碱土金属元素易溶于水，迁移性强；而过渡金属d p差，易在生物体内富集和重金属的迁移则受值、氧化还原条件和有机物存在的影pH响重金属污染来源广泛，包括工业废水、采矿活动、农药使用等铅能干扰血红蛋白合成和神经系统发育；汞尤其是甲基汞具有强元素在生物圈中的富集也表现出周期性规律例如，生物必需元烈的神经毒性；镉会损害肾脏功能并导致骨质疏松重金属污染素如、、、、、、、、等在生物体内富集；而C HONPSCa MgK治理是环境保护的重要内容某些过渡元素如、、、等是微量元素，在特定生物CuZnFe Mn体内也有富集现象；、、等则是有毒元素，通过食物链Cd HgPb富集可造成生态危害元素周期表与新材料开发半导体材料半导体材料主要来自周期表第族元素，如硅和锗，它们的电子排布为14SiGe，价电子数为这些元素形成的晶体具有特殊的能带结构，导电性能介于ns²np²4导体和绝缘体之间，且可通过掺杂调控硅是目前最重要的半导体材料，广泛应用于集成电路和太阳能电池等领域新型合金合金是由金属元素与其他元素组成的混合物周期表中的过渡元素因其丰富的电子结构和多变的价态，是合金设计的重要组成部分例如，镍基超合金添加、Cr、、等元素，具有优异的高温强度和抗氧化性；钛合金添加、等元Co MoW VAl素，具有高比强度和良好的生物相容性，用于航空航天和医学领域催化剂材料催化剂是能改变化学反应速率而自身不消耗的物质周期表中的过渡金属如、、、、等因其轨道电子参与成键能力强，常用作催化剂例Fe CoNi PdPt d如，铂用于汽车尾气催化转化器；钯用于加氢反应；铁催化剂用于合成氨工业稀土元素如、等也是重要的催化材料，广泛应用于石油化工和环保La Ce领域元素周期表与生命科学96%占生物质比例CHON碳、氢、氧、氮四种元素占生物有机质的绝大部分16人体必需微量元素如Fe、Zn、Cu、I、Se等在人体内含量微小但功能重要118已知元素总数其中约25种对生命有重要作用

0.01%微量元素含量虽然含量极少，但缺乏会导致疾病生物必需元素是指生物体生长和发育过程中必不可少的化学元素主量元素包括C、H、O、N、P、S、Ca、Mg、K、Na、Cl等，它们构成生物体的主要组成部分碳是有机物的核心元素，能形成稳定的碳链；氢和氧与碳形成多种功能团；氮是蛋白质和核酸的重要组成；磷是能量转换的关键元素；硫参与蛋白质的空间结构微量元素如Fe、Zn、Cu、I、Se、Mn、Mo、Co等含量虽少，但功能特殊铁是血红蛋白的核心，参与氧气运输；锌是多种酶的辅助因子；碘是甲状腺激素的组成部分；硒具有抗氧化功能这些元素的生物功能与其在周期表中的位置密切相关，反映了元素周期性与生命过程的内在联系了解生物必需元素对理解生命科学和医学健康具有重要意义元素周期表与工业应用制氧工业冶金工业氧气的工业制备主要通过空气分离获得液氧在钢铁冶炼、化工合成和医疗领金属冶炼是将金属从矿石中提取出来的过程，涉及众多元素的氧化还原反应域有广泛应用工业制氧利用了氧和氮沸点的差异（氧为-183℃，氮为-铁的冶炼利用碳或一氧化碳还原氧化铁；铝的冶炼采用电解法；铜的冶炼则经196℃），通过分馏空气得到纯度较高的氧气过多步氧化还原过程冶金工艺的选择与金属在周期表中的位置和活动性密切相关化肥生产重要合成反应化肥生产主要涉及氮、磷、钾等元素氮肥的核心是合成氨工艺，利用N₂和H₂工业上的重要合成反应如合成氨、硫酸制备、硝酸制备等都与元素周期表密切在高温高压和催化剂作用下合成NH₃；磷肥主要由磷矿石制备；钾肥则主要依相关这些反应涉及的元素性质、催化剂选择都体现了元素周期性例如，合靠开采钾盐矿物化肥的生产和应用体现了周期表中元素的化学反应规律和生成氨反应中使用的铁催化剂，就是基于Fe的特殊电子结构和催化活性设计的物学意义元素周期表重点易错点总结氢元素归属混淆半金属元素判断12氢元素既有与碱金属相似的性质（如形成+1价离子），也有与卤素相似的半金属元素（如B、Si、Ge、As、Sb、Te）位于金属与非金属的分界线性质（如形成H⁻离子），还有特殊的性质（如形成共价氢键）高考中常附近，兼具两类元素的某些性质学生常混淆哪些元素属于半金属，以及考查氢元素的多重性质，要注意具体情况具体分析，避免简单类比它们的化学性质特点记忆要点在周期表中形成一条从B到At的对角线周期表位置与化学性质预测氧化物酸碱性判断34根据元素在周期表中的位置预测其化学性质时，要综合考虑周期和族的位元素的氧化物酸碱性与元素的金属性/非金属性有关，但也受氧化态影置，而不能单一比较例如，判断Li和Na反应活泼性时，不能仅考虑原子响常见错误是忽略了元素氧化态的作用，如高价氧化物酸性比低价强的半径，还要考虑电离能等因素预测元素性质要多角度思考，避免机械套规律例如，Cr₂O₃为两性而CrO₃为酸性，这需要结合元素的具体价态来用公式分析元素周期表高频专题题型选择题高考中常见的选择题包括元素性质比较、周期性变化规律判断、氧化物性质预测等解题技巧是先确定元素在周期表中的位置，然后根据周期律分析其性质特别注意题干中的特殊条件和例外情况，避免套用结论导致错误填空题填空题多考查基础知识点，如元素的电子排布、化合价、氧化物性质等解答时需要注意概念的准确性和表达的规范性例如，填写电子排布时必须遵循能量最低原则和洪特规则；写化学方程式时必须注意配平和状态标注实验推断题实验推断题通常结合具体实验现象，要求分析元素性质或化合物性质解题关键是准确观察实验现象，结合元素周期律进行分析常见实验包括金属与酸反应、氧化物溶解性测试、氧化还原反应等解题时要注意实验条件的影响，避免忽略关键因素元素周期表思维导图法纵向比较思维同一主族元素的性质比较，如第1族元素从Li到Cs的金属性变化，第17族元素从F到I的非金属性变化构建纵向思维导图时，关注族的特征性质，如电子构型、化合价、氧化物性质等，并用箭头标注变化趋势这种方法有助于系统把握同族元素的相似性和递变规律横向比较思维同一周期元素的性质比较，如第三周期从Na到Ar的性质变化构建横向思维导图时，关注金属性/非金属性的过渡，氧化物从碱性到酸性的变化，以及原子半径、电离能等物理量的变化趋势这种方法有助于理解周期律的本质和元素性质的连续变化区块整合思维将元素按s区、p区、d区、f区进行整合分析，结合电子排布特点解释各区元素的共性和特性例如，d区元素具有多变价态和形成配合物的倾向，p区元素具有多样的化学性质，从金属到非金属过渡这种区块思维有助于从电子结构的角度理解元素性质知识点串联思维将元素周期表与其他化学知识点如化学键、酸碱理论、氧化还原反应等串联起来，构建完整的知识网络例如，元素电负性与化学键类型的关系，金属活动性与置换反应的联系等这种串联思维有助于灵活运用元素周期表解决综合性问题元素周期表与高考综合题理解题目背景分析题目涉及的元素及其在周期表中的位置识别考点组合2辨别题目交汇的多个知识点，如元素性质与反应类型应用解题策略结合元素周期规律解决问题，注意例外情况高考综合题常将元素周期表知识与化学反应、物质结构、实验设计等多个方面结合，考查学生的综合分析能力例如，某题可能涉及某金属及其化合物的性质分析，需要考生根据所给信息推断元素，然后结合元素在周期表中的位置分析其可能的化学性质，最后运用化学反应原理解决具体问题解答此类题目的关键是先明确元素在周期表中的位置，然后利用周期规律分析其可能的性质，最后结合具体情境作出判断特别要注意题干中隐含的特殊条件，如温度、浓度、催化剂等因素对反应的影响有些元素表现出的反常性质（如铅的低活性、铝的钝化）也是考查重点综合题中，元素周期表成为连接无机化学、分析化学和物理化学的重要桥梁近五年高考真题精讲【2022年全国卷】下列关于金属Na、Mg、Al和非金属Si的性质描述，正确的是_____A.熔点Na＞Mg＞Al＞Si B.金属性Na＞Mg＞Al＞Si C.第一电离能Na＜Mg＜Al＜Si D.原子半径Si＜Al＜Mg＜Na解析这是考查元素周期性变化规律的题目同周期内，从左到右，金属性减弱，所以B正确；第一电离能总体增大，但有例外，Al的第一电离能小于Mg，所以C错误；原子半径减小，所以D正确熔点与元素结构有关，Si为共价晶体，熔点最高，所以A错误正确答案B【2020年全国卷】下列关于元素的叙述，错误的是_____A.同一主族元素，随着原子序数增加，金属性增强B.同一周期元素，随着原子序数增加，非金属性增强C.氧化物碱性Li₂O＞BeO＞B₂O₃D.氢化物酸性CH₄＞NH₃＞H₂O＞HF解析同一周期内，从左到右，随着原子序数增加，非金属性增强，氧化物的碱性减弱，酸性增强，所以C正确对于氢化物的酸性，应该是HF＞H₂O＞NH₃＞CH₄，与题中D选项相反，所以D错误正确答案D知识点总结与答题建议核心考点一览元素周期表的核心考点包括周期表结构与元素分类；元素性质的周期性变化规律（如原子半径、电离能、金属性/非金属性等）；典型元素及其化合物的性质；元素周期表与化学反应的联系掌握这些核心内容，是应对高考元素周期表相关题目的基础易错点提醒答题时要特别注意元素性质变化中的例外情况，如Be的特殊性、第二周期元素与对角线元素的相似性、过渡元素的特殊规律等避免机械套用公式，要结合元素的具体电子结构分析碰到综合性问题时，要多角度思考，将元素性质与反应条件结合分析提分建议建议采用对比记忆法，通过纵向和横向比较加深对元素性质规律的理解；利用思维导图整合知识点；结合实际案例和应用场景学习，增强知识的实用性；多做高考真题，熟悉出题规律和答题技巧；注重跨章节知识的融会贯通，特别是元素周期表与化学反应、化学平衡、工艺流程的结合后续复习方向后续复习应重点关注元素周期表与有机化学、实验化学和生活应用的结合；深入理解元素电子结构与性质的关系；强化对非典型元素性质的掌握；注重解题方法的总结与提炼，提高解决综合性题目的能力结合模拟题和真题的训练，不断调整复习策略，查漏补缺。