2017_2018学年高中化学第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时教案1新人教版必修2
元素周期律-教学设计
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学的重要内容，在本节中，通过学习这部分知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些内容将为本节的学习奠定了一定的基础。
通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。
本节内容以第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律的概念。
二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
（2）通过实验操作，培养学生实验技能和动手操作能力。
2、过程与方法：（1）通过学生的自主探究学习归纳总结元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
3、情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
三、教学重点难点：重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
难点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。
四、学情分析：元素周期律是元素性质呈现周期性变化实质的揭示，也是高中化学的基础理论内容，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合、实现由感性认识上升到理性认识。
元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出结论，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生自己动手进行探究实验（钠、镁、铝元素的化学性质的比较）得出结论，具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。
元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料自己去分析卡片（Si、P、S、Cl元素的性质事实）资料获取信息或观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
高中化学必修2知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结高中化学必修2知识点归纳总结第一篇:《高中化学必修2知识点归纳总结》高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1. 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个）★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．．．③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一纵行。
．．．．．．．．．．主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元 7第四周期 4 18种元素素 7第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
无机化学 第一章
• ——即每个质子或每个中子相对质量为1。电子 的质量忽略不计。（每个质子或中子的质量
约为碳原子（C）的质量的1/12）
• 二、同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子
互称为同位素。如：c, H, U都具有同位素。 三、原子核外电子的运动状态 核外电子（质量极小，体积极小，运动速率极大） 绕原子核做高速运转。原子在核外空间一定范围内经 常出现，就好像一团带负电的云雾笼罩在原子核周围， 形象的称为电子云。把电子出现几率相等的地方连起 来，作为电子云的界面，这个界面所包括的空间范围 称为原子轨道。
• 主族序数等于元素原子的最外层电子数。 • 由稀有气体元素构成的族称为0族。 • （二） 元素周期表中元素性质的递变规律 • 1、同周期元素性质的递变规律 同一周期，从左到右，半径递减，金属性递 减，非金属性递增。 • 2、同主族元素性质的递变规律 同一主族，从上到下，半径递增，金属性递 增，非金属性递减。 原子半径的增加，使得原子对最外层电子的吸 引力下降。 主族元素的最高正化合价等于它所在族的序数
• 1、周期 元素周期表有7个横行，每1个横行表示 一个周期，每横行的序数就是该周期元素的 电子层数 1、2、3周期元素数目比较少， 称为短周期。第4、5周期里每周期各有18种 元素，第6周期里有32种元素，称为长周期。 第7周期目前有26种元素，未填满，称不完 全周期。 • 2、族 周期表中有18个纵行，除8、9、10这3个 纵行合称为Ⅷ族外，其余15个纵行每个纵行 称为一族，族数用罗马数字表示，由短周期 和长周期元素共同构成的族称为主族。
• 3、元素主要化合价的周期性变化 同一周期，从左到右，从最高化合价+1依次 递变到+7，非金属元素的负化合价-4依次递变到-1 价。周期性变化。
高中化学 第一章第二节 第2课时 元素周期律教案 新人教版选修3
第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。
3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。
学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。
二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。
(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。
①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。
②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。
可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。
三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。
如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。
此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。
第一章：第二节元素周期律(2)
11、114号元素原子核外有7个电子层，最外 层电子数为4个。 位于元素周期表的第七周期，第IVA族。 它属于金属元素。
P11 习题答案
点燃
9.(1).4Li＋O2 == 2Li2O 氧化剂: O2 还原剂:Li
2).2K＋2H2O =2KOH＋ H2↑氧化剂:H2O还原剂:K
3).2KI＋Br2 = 2KBr＋ I2 氧化剂:Br2 还原剂:KI
H 金 属 性 逐 渐 增 强 Li Na K Rb Cs Be Mg Ca Sr Ba B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At 非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
背诵记忆
金属性越强，失电子能力越强，形成的 碱性越强。 非金属性越强，得电子能力越强，形成 的酸性越强。
背诵记忆： 1、比较金属性的强弱！
1)单质与酸反应越剧烈，元素的金属性越强 2)单质与水反应越剧烈，元素的金属性越强 3)金属的最高价氢氧化物的碱性越强， 元素的金属性 越强 .
2、元素非金属性强弱判断依据：
5.元素的金属性越强,金属的最高价氢氧化物 的碱性越强;元素的非金属性越强,最高价氧化 物的水化物的酸性越强
酸性: H3PO4＜HNO3
碱性: KOH ＞Mg(OH)2 ＞ Al(OH)3
6、钫位于IA最后一种元素,通常情况下为银 白色固体,与水反应非常剧烈,金属性最强。 7、（1）铍的金属性弱于镁，在常温下不 与水反应。而钡的金属性强于钙，与水反 应剧烈。 （2）钡保存于煤油中。
P19习题答案 1.减小 减弱 增强 Na NaOH Al(OH)3 HClO4 2.B 在金属和非金属的分界线附近的元 素既表现金属性又表现非金属性，因 此多用于制造半导体材料。
高中化学：第一章物质结构 元素周期律 精品教、学案新人教版
第一节元素周期表（第一课时）【学习目标】1、了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系2、初步掌握元素周期表的结构，能根据提供的原子序数判断其在周期表中的位置3、知道元素、核素的含义，了解同位素的概念及相关知识4、通过化学史的学习，养成勇于创新的的品质【重点难点】1、元素周期表的结构2、原子结构与元素周期表的位置相互推断；元素、核素、同位素之间的关系【课前预习】1、1869年，俄国化学家将已知的元素通过分类、归纳，制出了第一张元素周期表，成为化学发展史上的重要里程碑之一。
在周期表中，把相同的元素，按的顺序从左到右排成横行，叫做；把相同的元素，按的顺序排成纵行，称为。
2、原子序数= = = 原子。
3、在周期表中，有些族还有一些特别的名称。
如：第ⅠA族（除氢），又称；第ⅦA族，又称；0族，又称。
X代表一个原子。
4、原子符号Az【思考】元素、核素、同位素的不同和联系。
在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？【学习探究】一、元素周期表【阅读思考】请同学们阅读教材P4—P5页，思考回答下面的问题：1、现行的元素周期表编排的依据是什么？如何进行编排的？2、周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期；族：最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，称为族。
【思考】观察元素周期表，回答下列问题：1、周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？2、在周期表中共有多少列？分为哪些族？3、在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？4、在周期表中的第18列（稀有气体元素）为何称为0族？【小结】横行叫周期，共有七周期；一～三短周期，其余长周期；竖行称作族，总共十六族；Ⅷ族最特殊，三行是一族；一、八依次现，一、零再一遍；二、三分主副；先主后副族；镧、锕各十五，均属ⅢB族。
人教版高中化学必修一 原子结构与元素周期表 物质结构元素周期律(第2课时)
例如：氧元素位于第二周期 第ⅥA族
小结
➢ 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 ➢ 周期序数 = 电子层数 ➢ 主族序数＝最外层电子数 ＝最高正价
熟记：
7周期，三短四长； 18个纵列，16个族。
两主五副一Ⅷ族， 两副五主一0族。
1. 1~20号元素符号、名称、位置（必） 2. 前四周期、七个主族和0族（选）
电子层数 3
3
3
3
3
3
3
3
最外电子 数
1
2
3
4
5
6
7
8
元素周期表的编排原则
①按 质子数递增的顺序从左往右排列； ②将 电子层数目相同的各种元素，从左到右排成横行； ③将最外层电子数 相同的元素按电子层数递增的顺序由 上而下排成纵列，
这样得到的一个表，叫做元素周期表。
元素种类
2短 8周 8期
18 长 18 周 32 期
原子序数=核电荷数=质子数=电子数
结合1-20号元素原子的结构示意图和元素周 期表中1-20号元素的排列，分析一下我们现在 使用的元素周期表的排列规律。
元素周期表排列的规律
⑴ 按原子序数递增的顺序从左到右排列
⑵ 将电子层数相同的元素排列成一个横行
⑶ 把最外层电子数相同的元素按电子层数 递＋19 增2 8 8的1 顺序从上到下排成纵行。
3、推算原子序数为6、13、17的元素在周期 表中的位置。
原子序数 6
周期 第二
13
第三
17
第三
族
IVA IIIA
VIIA
4.下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（ D）
人教版-高一化学-必修二原子核外电子的排布
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 原子核外电子排布 元素周期律
第一章 物质结构 元素周期律
高中化学·必修二
学 习 目 标
1.初步了解原子核外电子排布的规律， 熟练画出1～ 20 号元素的原子结构 示意图。 2. 利用资料数据和实验探究，探讨出 第三周期元素及其化合物的性质变 化规律，从而导出元素周律。
第一章 金属性依次增强
原 子 半 径 依 次 减 小
得 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金 属 性 依 次 增 强
物质结构 元素周期律
高中化学 ·必修二 非金属性逐渐增强 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1 2
3 4 5 6 7
Cs
F 金 属 性 逐 渐 增 强 B Al Si Ge As Sb Te Po
第一章 物质结构 元素周期律
认真分析教材13页“表1-2”，试找出每个电子层 排布电子数的规律。
第一章 物质结构 元素周期律
高中化学·必修二
电子层排布电子数的规律
1.核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层， 然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高 的电子层排布。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
3.最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多 不超过2个)，次外层电子数目不超过18个，倒 数第三层不超过32个。 注意： 以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地套用。
Si
单质与氢气 反应条件
最高价氧化物 对应的水化物 高温
P
能反应，困难
S
加热反应
Cl
光照或 点燃反应
硅酸 H2SiO3
磷酸 H3PO4
第一章 第二节 第2课时 元素周期律(一)
随堂验收练习
1.(2019·盐城高二调研)具有下列核外电子排布式的原子，其半径最大的是
A.1s22s22p3
√C.1s22s22p63s23p1
B.1s22s22p1 D.1s22s22p63s23p4
解析 根据原子的核外电子排布式可知，A项中原子为氮(N)，B项中原子 为硼(B)，C项中原子为铝(Al)，D项中原子为硫(S)。根据原子半径变化规 律可知，r(B)＞r(N)、r(Al)＞r(S)、r(Al)＞r(B)，故Al原子半径最大。
应用体验 比较下列每组各微粒半径大小，用 “＞”符号表示。 (1) K、Na、Li 答案 K＞Na＞Li
解析 同主族自上而下原子半径逐渐增大。
(2)Na＋、Mg2＋、Al3＋、 S2－ 答案 S2－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ 解析 能层结构相同，核电荷数越大离子半径越小，能层数越多，半径 越大。
(2)意义：可以衡量元素的原子失去一个电子的_难__易__程__度__。第一电离能 数值越小，原子越_容__易__失去一个电子；第一电离能数值越大，原子越 __难__失去一个电子。
2.元素第一电离能变化规律 (1) 每 个 周 期 的 第 一 种 元 素 的 第一电离能_最__小__，最后一种 元素的第一电离能_最__大__，即 一般来说，随着核电荷数的递 增，元素的第一电离能呈_增__大_ 趋势。 (2) 同 一 族 ， 从 上 到 下 第 一 电 离能逐渐_减__小__。
第2课时 元素周期律(一)
核心素养发展目标
1.宏观辨识与微观探析：能从原子结构的角度理解原子半径、元素第 一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、 元素第一电离能的相对大小。
2.证据推理与模型认知：通过原子半径、元素第一电离能递变规律的 学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用该认知模型解 释元素性质的规律性和特殊性。
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元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1. 2. Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。
知识点二 元素周期律元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。
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新课标人教版高中化学全部教材目录必修第一册绪言第一章物质及其变化第一节物质的分类及其转化第二节离子反应第三节氧化还原反应整理与提升第二章海水中的重要元素——钠和氯第一节钠及其化合物第二节氯及其化合物第三节物质的量整理与提升实验活动1 配置一定物质的量浓度的溶液第三章铁金属材料第一节铁及其化合物第二节金属材料整理与提升实验活动2铁及其化合物的性质第四章物质结构元素周期律第一节原子结构与元素周期表第二节元素周期律第三节化学键整理与提升实验活动3同周期、同主族元素性质的递变附录Ⅰ实验室突发事件的应对措施和常见废弃物的处理方法附录Ⅱ一些化学品安全使用标识附录Ⅲ名词索引附录Ⅳ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录V一些常见元素中英文名称对照表附录V相对原子质量表必修第二册第五章化工生产中的重要非金属元素第一节硫及其化合物第二节氮及其化合物第三节无机非金属材料整理与提升实验活动4 用化学沉淀法去除粗盐中的杂质离子实验活动5 不同价态含硫物质的转化第六章化学反应与能量第一节化学反应与能量变化第二节化学反应的速率与限度整理与提升实验活动6 化学能转化成电能实验活动7 化学反应速率的影响因素第七章有机化合物第一节认识有机化合物第二节乙烯与有机高分子材料第三节乙醇与乙酸第四节基本营养物质整理与提升实验活动8 搭建球棍模型认识有机化合物分子结构的特点实验活动9 乙醇、乙酸的主要性质第八章化学与可持续发展第一节自然资源的开发利用第二节化学品的合理使用第三节环境保护与绿色化学整理与提升附录Ⅰ名词索引附录Ⅱ部分酸、碱和盐的溶解性表(室温)附录Ⅲ一些常见元素中英文名称对照表附录Ⅳ相对原子质量表元素周期表选择性必修1引言第一章化学反应的热效应第一节反应热第二节反应热的计算整理与提升第二章化学反应速率与化学平衡第一节化学反应速率第二节化学平衡第三节化学反应的方向第四节化学反应的调控整理与提升实验活动1 探究影响化学平衡移动的因素第三章水溶液中的离子反应与平衡第一节电离平衡第二节水的电离和溶液的pH第三节盐类的水解第四节沉淀溶解平衡整理与提升实验活动2 强酸与强碱的中和滴定实验活动3 盐类水解的应用第四章化学反应与电能第一节原电池第二节电解池第三节金属的腐蚀与防护整理与提升实验活动4 简单的电镀实验实验活动5 制作简单的燃料电池附录I 某些物质的燃烧热(25℃，101kPa)附录Ⅱ某些弱电解质的电离常数(25℃)附录Ⅲ常见难溶电解质的溶度积常数(25℃) 附录Ⅳ名词索引元素周期表选择性必修2物质结构与性质第一章原子结构与性质知识点1 能层与能级知识点2 基态与激发态原子光谱知识点3 构造原理与电子排布式知识点4 电子云与原子轨道知识点5 泡利原理、洪特规则、能量最低原理知识点6 原子结构与元素周期表知识点7 原子半径知识点8 电离能知识点9 电负性第二章分子结构与性质知识点1 共价键知识点2 键参数--键能、键长和键角知识点3 分子结构的测定知识点4 多样的分子空间结构知识点5 价层电子对互斥模型知识点6 杂化轨道理论简介知识点7 共价键的极性知识点8 分子间的作用力知识点9 溶解性(相似相溶原理)知识点10 分子的手性第三章晶体结构与性质知识点1 物质的聚集状态知识点2 晶体与非晶体知识点3 晶胞知识点4 晶体结构的测定知识点5 分子晶体知识点6 共价晶体知识点7 金属键与金属晶体知识点8 离子晶体知识点9 过渡晶体与混合型晶体知识点10 配合物与超分子实验探究.【实验3-2】配合物的生成(1)【实验3-3】配合物的生成和析出【实验3-4】配合物的颜色【实验3-5】配合物的生成(2)规律方法方法比较物质熔点、沸点高低的方法选择性必修3 有机化学基础第一章有机化合物的结构特点与研究方法知识点1 有机化合物的分类知识点2 有机化合物中的共价键知识点3 有机化合物的同分异构现象知识点4 有机物的表示方法知识点5 有机化合物的分离、提纯知识点6 确定实验式--元素分析知识点7 确定分子式--质谱法知识点8 确定分子结构--波谱分析规律方法方法1 研究有机化合物的一般方法方法2 同分异构体数目的判断方法方法3 同分异构体书写方法第二章烃知识点1 烷烃的结构和性质知识点2 烷烃的系统命名法知识点3 烯烃知识点4 炔烃知识点5 乙炔的实验室制法知识点6 苯知识点7 苯的同系物知识点8 稠环芳香烃实验探究【实验2-1】苯的分子结构【实验2-2】苯的同系物的性质规律方法方法1 解有机物共线、共面问题的通用模板方法2 烃的比较第三章烃的衍生物知识点1 溴乙烷知识点2 卤代烃知识点3 醇知识点4 酚知识点5 乙醛知识点6 醛类知识点7 酮知识点8 羧酸知识点9 酯知识点10 油脂知识点11 酰胺知识点12 有机合成实验探究【实验3-1】溴乙烷的取代反应【探究】1-溴丁烷的化学性质【实验3-2】乙醇的消去反应【实验3-3】乙醇的氧化反应【实验3-4】苯酚的酸性【实验3-5】苯酚的取代反应【实验3-6】苯酚的显色反应【实验3-7】乙醛的氧化反应(银镜反应)悬浊液的反应【实验3-8】乙醛与新制Cu(OH)2【探究】羧酸的酸性第四章生物大分子知识点1 糖类的组成和分类知识点2 单糖知识点3 二糖知识点4 多糖(淀粉、纤维素)知识点5 氨基酸知识点6 蛋白质知识点7 酶知识点8 核酸实验探究【实验4-1】葡萄糖的性质【实验4-2】纤维素的水解【实验4-3】蛋白质的盐析【实验4-4】蛋白质的变性【实验4-5】蛋白质的显色反应第五章合成高分子基础知识知识点1 加成聚合反应知识点2 缩合聚合反应知识点3 通用高分子材料知识点4 功能高分子材料规律方法方法高聚物单体判断的方法。
2017-2018学年度高二化学《原子结构与元素的性质》知识点总结归纳+典例解析
原子结构与元素的性质【学习目标】1、进一步认识周期表中原子结构和位置、价态、元素数目等之间的关系；2、知道外围电子排布和价电子层的涵义，认识周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律；3、掌握原子半径的变化规律；4、了解元素电离能的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质、主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系；5、了解元素电负性的涵义，能应用元素的电负性说明元素的某些性质，根据元素的电负性资料，解释元素的“对角线”规则；6、认识原子结构与元素周期系的关系，形成有关物质结构的基本观念，认识物质的结构与性质之间的关系，提高分析问题和解决问题的能力。
【要点梳理】要点一：原子结构与周期表1、元素周期系：（元素的原子核外电子的排布发生周期性的重复的结果）随着元素原子的核电荷数递增，每到出现碱金属，就开始建立一个新的电子层，随后最外层上的电子逐渐增多，最后达到8个电子，出现稀有气体。
然后又开始由碱金属到稀有气体，这就是元素周期系中的一个个周期。
这也是原子核外电子排布规律中为什么最外层的电子数不超过8个电子的原因。
2、元素周期表：(体现元素原子结构、元素性质的周期性变化)⑴元素周期表的结构在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素。
因此元素周期系的发展就像螺壳上的螺纹一样螺旋上升的。
⑵、原子结构与元素在周期表中的位置关系（元素在周期表中的位置由原子结构决定）原子核外电子层数决定元素所在的周期：周期序数=原子核外电子层数；原子的价电子总数决定元素所在的族，周期表上的外围电子排布称为“价电子层”，这是由于这些能级上的电子数可在化学反应中发生变化，“价电子”即与元素化合价有关的电子，元素周期表的每个纵列的价电子层上电子总数相同，对于主族元素，价电子指的就是最外层电子，所以：主族元素其族序数=价电子数=最外层电子数。
而副族元素的族序数不等于其最外层电子数，其族序数跟核外电子的排布有关。
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元素周期律第2课时教学目标知识与技能1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
2、通过实验操作，培养学生实验技能。
过程与方法1、自主学习，自主归纳比较元素周期律。
2、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
情感、态度与价值观培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
教学难点探究能力的培养教具准备多媒体课件、实物投影仪。
试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。
教学过程[新课导入]师（微笑）：请同学们回忆我们上节课所学的内容：1、元素原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？学生回答[多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律][推进新课]师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。
元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
请2-3名学生回答，之后，教师总结[多媒体播放：金属性强弱判断依据]1、金属与H2O或与酸反应难易程度。
2、置换反应。
3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
实验一.Mg、Al和水的反应1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
师：（手拿试管）在教室里走动，让每个学生更好地观察实验现象生1：未加热时，Mg、Al与H2O不反应，没有什么明显现象。
生2：加热到沸腾之后，Mg带表面有小气泡生成，且镁带表面有红色出现。
而Al在加热之后，也没有什么明显变化。
师：同学们回答很好，请据你的观察，填写好下表。
[多媒体展示出表格] 表（一）2Mg、Al与稀盐酸的反应，又有什么联系和区别呢）取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
（为了让学生观察更仔细，可以让学生把反应的试管分别从前向后传看）生1：镁带与稀盐酸反应很剧烈：镁带上、下翻滚，有大量的气泡产生。
生2：铝片也很容易与稀盐酸反应，放出大量的气泡，但是，明显没有镁与稀盐酸反应剧烈。
师：好，同学们观察比较仔细，回答的语言组织也较好。
根据刚才2位同学的发言，及你自己的观察，请填写好下表。
[多媒体展示出表格]师：不知道同学们注意到没有，在做Mg、Al与H2O、稀盐酸反应之前都先用砂纸去掉它们表面的氧化膜，请同学们思考，这是什么原因？生1：因为Mg、Al都比较活泼，以空气中存放时，很容易形成一层致密的氧化膜：MgO、A12O3，而这两种氧化物都难溶于H2O ，所以，与H2O反应前要除去，以免干扰实验。
生2：MgO、Al2O3膜难溶于H2O，但易溶于酸，所以在反应前也应除去，防止影响实验。
师（微笑）：很好，下面我们就来通过实验比较一下未去氧化膜的镁、铝与酸反应的情况：[知识拓展]表面有氧化膜的Mg、Al与稀盐酸反应比较：接取一小段镁带、一小片铝，分别放入2支试管，各滴入2-3ml稀盐酸，观察。
（可以让一学生来完成本实验）生1：Mg带放入稀盐酸后，一开始无气泡，后来，气泡越来越多，直至Mg带被反应完。
生2：Al片放入稀盐酸，过一会儿，才慢慢产生少量气泡，之后，气泡越来越多，直至Al、H被反应完。
师：为什么刚开始都没有立即产生H2呢？生（齐声）：因为盐酸必须先和MgO、Al2 O3反应之后，Mg、 Al才能与酸反应。
师：前面我们研究了Na、Mg、Al单质与H2O、酸反应的情况，下面，我们再来研究氢氧化物的性质。
[知识拓展]实验三：Mg(OH)2的性质取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：[多媒体展示出表格]表（三）Mg（OH）2的性质3取一支试管，加入1mo1/L Al Cl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L 稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。
生1：加入稀盐酸时，Al(OH)3逐渐溶解，最终沉淀完全消失，溶液变为澄清。
生2：加入NaOH溶液时，Al(OH)3絮状沉淀也逐渐减少，最终完全消失，溶液变为澄清。
师（微笑）：很好，请同学们讨论：Al(OH)3既能溶于盐酸，又能溶于NaOH，说明了什么？师：巡视，倾听学生的讨论，并不时加入讨论。
生1：Al(OH)3与稀盐酸反应，属酸碱中和反应，Al(OH)3显碱性。
师（启发）：NaOH是强碱与Al(OH)3反应生成盐和水。
生2：我们知道NaOH属于强碱，而Al(OH)3能溶于NaOH，说明Al(OH)3可能显一定的酸性，Al(OH)3是Al2O3对应的水化物，若Al(OH)3显酸性，则说明Al也可能表现出一定的非金属性。
师：很好，由此我们可以看出Al虽是金属元素，但也表现出了一定的非金属性。
请同学样完成下表：[多媒体播放表格]32了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。
【例题剖析】【例1】．X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2，Z 的核电荷数比Y多4，1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气，这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子，根据上述条件，试回答：(1)X、Y、Z的元素符号依次为、、。
(2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为①，②。
师:请大家分析如何求解?生:由“ 1 mol X单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气”可以知道，X显＋1价又由“X转为与氖原子相同电子层结构的离子”可以知道，X为钠元素，由此，可以确定Y为铝、Z为氯【多媒体展示2－3位同学的练习】【教师精讲】本题确定X是关键，定量关系：2X――――H2不要找错。
离子反应方程式写好之后，要注意检查两个守恒:质量守恒、电荷守恒。
答案：（1）Na A1 C1（2）①OH_ +H+ ==== H2O ② A1(OH)3 + 3H+ ====== A13+ + 3H2O 师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？生1：非金属元素单与H2化合的难易程度生2：气态氧化物的稳定性生3：最高价氧化物对应水化物的酸性师（总结）：很好[多媒体展示出：元素非金属判断依据]15生（齐声）：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
板书：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强师：如果我们对其它周期元素性质进行研究，我们也可以得出与此相同的结论：板书：元素周期律[多媒体同时展示元素周期律内容]1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
师：根据前面的学习，请同学们思考：“引起元素性质周期性变化的规律的实质是什么？”生：讨论师：巡视，倾听学生讨论生1：原子序数的递增。
生2：电子层数的排列变化。
师（小结）：元素周期律的实质既不是原子序数递增也不是电子层数的变化，而是“原子核外电子排布的规律性变化。
”板书：元素周期律的实质【例题剖析】【例2】．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是 ( )A．只有④ B．只有⑤ C．①②③ D．①②③④⑤师：哪个正确呢？请大家分析生：分析，讨论。
生：“①甲比乙容易与H2化合”能说明甲比乙非金属性强；②说明甲能氧化乙，也能说明甲比乙非金属性强，③能说明，④得电子多少与氧化性无必然的关系，只与得电子得难易有关。
⑤也不能说明。
所以，应该选C。
【教师精讲】元素非金属性得强弱判断是重要得知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。
得到电子的难易程度等。
答案：C。
【例题剖析】【例3】．运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是 ( )A．铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B．砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强C．硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D．硒化氢(H2Se)是无色、有毒，比H2S稳定的气体生1：选B。
虽然砹(At)的性质教材没有介绍，但是，它属于卤族元素，根据元素周期律我们可以推出砹应该是有色的，因为，从氟到碘，单质都是有色的，且颜色逐渐加深。
生2：选D。
S、Se同主族，气态氢化物的稳定性从上到下逐渐减弱，所以H2S比H2Se稳定。
【教师精讲】元素周期律是高考的重点。
解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质变化规律。
A正确，因为，铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。
C正确，Sr是第ⅡA 族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相似，难溶于水。
【答案】 BD。
课堂小结本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过大量事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。
布置作业P19 T6板书设计活动与探究3。