1-2-2第2课时 元素周期律
人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件
。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；
2024版新教材高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表知识小
第2课时元素周期表知识点1 元素周期表1．元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习和研究化学科学的重要工具。
2．元素周期表方格中的信息：通过元素周期表可了解元素的信息。
例如：3．元素周期表的编排原则：(1)横行：________相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(2)纵列：最外层电子数相同的元素，按________递增的顺序自上而下排列。
4．元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有________个横行，即有________个周期。
①短周期：第1、2、3周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________。
②长周期：第4、5、6、7周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________、__________。
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18类别主族副族Ⅷ族副族主族0族名称ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族②副族，共7个(只由长周期元素组成，族序数后标B)。
③第Ⅷ族，包括________、________、________三个纵行。
④0族，最外层电子数是8(He是2)。
(3)过渡元素元素周期表中从第3到12列共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为________元素，统称为过渡元素。
5．元素周期表结构巧记口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：“一八依次现”指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；“一零再一遍”指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA、0族。
知识点2 原子结构与元素在周期表中的位置关系1．元素周期表中的部分重要元素：族元素性质存在ⅡA族元素(碱土金属元素) ____、____、____、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)①物理共性：单质都呈____色，具有良好的____②化学共性：单质呈强还原性，R—2e－→____在自然界中都以____存在VA族____、____、____、锑(Sb)、铋(Bi)等________为非金属元素，________为金属元素在自然界中以化合态或游离态存在副族和Ⅷ族(过渡元素) 第________列全部为金属元素，具有良好的____性2.焰色试验：(1)定义：某些________________在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的反应，如钠：黄色，钾：________色。
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。
高中化学第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用学生用书新人教版
第2课时元素周期表和元素周期律的应用核心微网络素养新要求1.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。
2．体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用。
学业基础——自学·思记·尝试一、元素周期表的分区及化合价规律1．金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律位于周期表中金属和非金属元素分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现________，又能表现________。
2．元素化合价与其在周期表中的位置关系(1)价电子可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子称为价电子。
主族元素的价电子就是其最外层电子。
(2)化合价规律二、元素周期表和元素周期律的应用1.2．在生产中的应用[即学即练]1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”(1)氮元素的最高正价与最低负价绝对值之差为2。
( )(2)第ⅥA族的所有元素的最高正价均为＋6价。
( )(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。
( )(4)原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素。
( )(5)元素周期表中位于金属与非金属元素分界线附近的元素属于过渡元素。
( )2．[2022·青岛二中高一检测]砒霜主要成分为三氧化二砷。
下列叙述正确的是( ) A．砷元素的最高化合价为＋6B．砷元素是第五周期的主族元素C．砷原子的第3个电子层含有18个电子D．与砷同主族的上一周期元素原子序数为253．下列说法错误的是 ( )A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元素的分界线附近B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素4．某主族元素R的最高化合价与最低化合价的代数和为4，下列叙述不正确的是( )A．R的气态氢化物为RH2B．R的最高价氧化物对应的水化物为H2RO4C．R可能是第ⅥA族元素D．R的最高价氧化物为RO35．镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质描述中不正确的是( )A．在化合物中呈＋2价B．单质能和水反应，放出氢气C．镭比钙的金属性弱D．碳酸镭难溶于水6．我国著名化学家张青莲精确地测定了锗(Ge)、锌等九种元素的相对原子质量，得到的新值被作为国际新标准。
高中化学选择性必修2元素周期律
第2课时 元素周期律
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能， 说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于 钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而减 小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第 ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族 元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层 电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构， 再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一 元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
第2课时 元素周期律
2．同一周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？
提示：同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减 小，其原因是同周期元素的能层数相同，核电荷数越大， 原子核对核外电子的引力就越大，导致原子半径减小。
第2课时 元素周期律
3．同一主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？ 如何解释这种趋势？
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律及影响因素
(1)变化规律 ①同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能 呈现增大的趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
(2) 影响因素
第2课时 元素周期律
①同周期：一般来说，同周期的元素具有相同的能层数，
从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径一反三]
(新教材)20版化学鲁科版必修第二册课件：第1章 第2节 第2课时 元素周期表
主族
0 族 副族
Ⅷ族
由短周期、长周期元素共同 构成
由长周期元素构成
所含纵
列
1,2,13~17
18 3~7,11,12
8,9,10
族序数 ⅠA,ⅡA,ⅢA~ⅦA
0
ⅢB~ⅦB,ⅠB,ⅡB Ⅷ
主族序数与原子结构的关系:主族序数=原子最外层电子数
-6-
第2课时 元素周期表
知识铺垫
新知预习
自主测试
-8-
第2课时 元素周期表
课前篇自主预习 课堂篇探究学习
知识铺垫
新知预习
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(2)ⅤA族元素。
元素名称 氮 磷 砷
锑
铋
镆
元素符号 N
P
As
Sb
Bi
Mc
元素属 性及用 途
N、P、As 是非金属元素,Sb、Bi、Mc 是金属元素。磷 元素对于维持生物体的正常活动有着重要作用,砷及其 化合物被广泛用于制备除草剂、杀虫剂及多种合金
烧—把稀盐酸冲洗过的铂丝(或铁丝)放在火焰上灼烧至无色
蘸—用红热的铂丝(或铁丝)蘸取试样
烧—将蘸取试样的铂丝(或铁丝)放在火焰上灼烧,观察火焰的颜 色
洗—将铂丝(或铁丝)用稀盐酸冲洗干净后备用
-10-
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【微思考1】短周期元素中族序数与周期序数相同的元素有哪 些?
-4-
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3.元素周期表的结构 (1)周期。
周期 周期
类别 名称
短周 期
第一章_第二节元素周期律二课时
2
3
11～18
结论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子 数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的 关系。
实验1：镁与水的反应
现 象 未加热时无现象，加热溶液变红色 Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
化学方程式
实验2：镁和铝与盐酸的反应镁铝与酸的反应
Mg 现 象 剧烈反应生成气体 化学方程 式 Al 较迅速反应生成气体
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱 Na Mg Al
ห้องสมุดไป่ตู้
Al(OH)3
两性氢氧化物
金属性逐渐 减弱 。
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
14Si 15P 16S 17Cl
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 高 氧化物的水化物 弱酸 中强酸 强酸 价 及其酸性强弱 单质与H2反应条件 高温 SiH4 加热 PH3 加热 H2S
3、已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形 成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的原子序数小于X的原 子序数，则两种元素的原子序数之和为( ) A A.19 B.18 C.27 D.9 4、下列叙述正确的是 ( B ) A．同周期元素中，VII A族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是 气体 C．VI A族元素的原子，其半径越大，越容易得到 电子 D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序 数相等
HClO4 最强酸
点燃或光照
酸性逐渐增强
HCl
气态氢化物 及其稳定性 结论
稳定性逐渐增强
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 ②电负性：用来描述不同元素的原子对 键合电子 吸引力 的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力 越大 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
1.2.2 元素周期表
元素 元素 核电 原子结构示 最外层 电子
名称 符号 荷数 意图
电子数 层数
氟 F9
72
氯 Cl 17
73
溴 Br 35
74
碘 I 53
75
砹 At 85
76
结论：同族元素最外层电子数相同，从上到下电子层数依次增加
小结
（1）周期表共有7个周期，元素种数分别为2、8、8、18、18、32、32种。 （2）同一周期：电子层数相同，从左到右原子序数（最外层电子数）递增； （3）同一族：最外层电子数相同，从上到下原子序数逐渐增大（电子层数递增）。
易失电子 化学性质 性质活泼
焰色 焰色 焰色
焰色试验
多种金属或其化合物在灼烧时能使火焰呈现特殊的颜色， 这在化学上叫做焰色试验，亦称焰色反应。
常见金属元素的焰色
结构 最外层电子数均为5 性质 最高正价+5
典型非金属元素
非金属，具有 金属光泽 金属元素
放射性元素
相似性：单质坚硬有光泽， 导电性，化学性质稳定
2.据周期表结构，推测原子序数为85号的元素在周期表中的位置为
第 6 周期， ⅦA族.
应用指导
1.描述元素的族符号要规范书写(会读会写1～8罗马数字),并注明元素所 在族是主族或副族，如ⅣA或ⅢB，但不能写为ⅣA或ⅢB.
2.推测元素在哪一周期：85-2-8-8-18-18=31，减5次后小于32，为第6行，第六周期； 推测在哪一族：第六行的最后一列元素应为第32个，从减出的数据为31可以推出 它是在第17列，为第VIIA族。
2
1
8
28Βιβλιοθήκη 318418
5
32
6
32
7
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
3.元素周期律的应用和意义 3.元素周期律的应用和意义 (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式， (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习 元素周期表是元素周期律的具体表现形式 化学的一种重要工具。 化学的一种重要工具。 (2)可预测或推测元素的原子结构和性质 (2)可预测或推测元素的原子结构和性质 (3)在科学研究和生产上也有广泛的应用 (3)在科学研究和生产上也有广泛的应用 (4)在哲学方面， (4)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数 在哲学方面 递增引起元素性质发生周期性变化的事实， 递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证 了事物变化的量变引起质变的规律性。 了事物变化的量变引起质变的规律性。
2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应 同一周期X 三种元素， 的水化物的酸性 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法中判断 错误的是（ 错误的是（ A ） A.阴离子半径 A.阴离子半径 X>Y>Z HX>H2Y>ZH3 X>Y>Z X>Y>Z B.气态氢化物稳定性 B.气态氢化物稳定性 C.元素的非金属性 C.元素的非金属性 D.单质的氧化性 D.单质的氧化性
元素周期律的内容和实质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 原子的核外电子排布随原子序数的递增而呈现周期性变 化。
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的位、 1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用 元素的位 位置 决定 反映 反映 结构 决定 反映 性质 决定
3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 某元素的最高正价与负价的代数和为4, 最外层电子数为（ 最外层电子数为（ C ） A.4 B.5 C.6 D.7 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4， 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO 某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 这种元素的气态氢化物的化学式是（ 这种元素的气态氢化物的化学式是（ A ） A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4
1-2-2元素周期律
酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素 属于过渡元素
第一章 原子结构与性质
[解析]
由O、F一般无正价，可知A错误；电子能量越
高离核越远，B错误；同一周期从左到右，非金属性逐渐增 强，得电子能力越来越强，最高价氧化物对应水化物的酸 性也依次增强，C正确；过渡元素在第ⅡA与ⅢA之闻，D错 误。 [答案] C
第一章 原子结构与性质
化学键 越大
键合电子 得到 氧化
人 教 版 化 学
右上角
左下角
4．氟
5．小于
钫
钠
大于 金属性 非金属性
6．右下方
第一章 原子结构与性质
人 教 版 化 学
第一章 原子结构与性质
1．元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高 化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规 律？ 提示：由第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的 性质变化可知，同周期的主族元素从左到右，元素最高化 合价逐渐升高，最低化合价逐渐降低；金属性逐渐减弱，
人 教 版 化 学
非金属性逐渐增强。
第一章 原子结构与性质
2．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半
径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同 主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理 解这种趋势？ 其主要原因是由于同周期主族元素的电子层数相同，核电 荷数的增加使原子核对核外电子的引力增加而引起的原子 半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力引起原子半径增 提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，
人 教 版 化 学
An＋＜Bn－。可选BC。
[答案] BC
第一章 原子结构与性质
(2011·山东理综，13)元素的原子结构决定其性质和在
元素周期表
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
门捷列夫的元素周期表形成了一个基本的构架，现在的许 多工作是完善它。在元素周期表中，从 112 号到 116 号元素的 名字都没有得到承认，第 113、115、117 号三个元素是空白。 曾经有学者声称发现了 118 号元素，但还没有得到国际组织的 认同。随着科学技术的进步和新的研究方法的应用，人们很有 可能发现新的元素。 那么你知道在这些已经发现的元素中都隐藏了那些规律 吗？学完本课时内容，你将明了于心。
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
新情境· 激趣入题
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
在科学大道上， 有一块宝石， 它就是元素周期律。 拉瓦锡、 德贝莱纳、纽兰兹、迈耶尔等人从它身边走过，都把它拿起来 看看，然后又把它扔掉。而门捷列夫却吸收前人的经验，苦苦 思索仔细研究它，使之散发出本身的光彩，最后他拿着这块宝 石，登上了化学的高峰，统一了整个无机化学。 自从门捷列夫制订了元素周期表， 人们发现新元素的步伐 在逐渐加快。那么世界上究竟有多少元素，元素周期表有没有 尽头呢？
第一章 第二节 第2课时
成才之路 ·高中新课程 ·学习指导 ·人教版 ·化学 ·必修2
2．原子半径的变化规律 3～ 9 号 元素 原子半 径/nm 变化 趋势 0.152 0.89 0.82 0.77 0.75 0.74 0.71 Li Be B C N O F
0.152―→0.71
逐渐减小
第一章 第二节 第2课时
(2)元素原子半径的周期性变化。
2 规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 □ ________的周期性变化。
元素周期律1-2-2
金属元素的性质
Na
Mg
跟沸水反 应放H2； 跟酸剧烈 反应放H2
Al
跟酸较为 迅速反应 放H2
单质和水（或酸） 跟冷水剧 的反应情况 烈反应
2.原子半径的周期性变化
H Li
Na
He Be
Mg
B
Al Ga In Tl
C Si Ge S n Pb
N P As Sb Bi
O S Se Te P o
F Cl Br I At
Ne
Ar Kr Xe Rn
K
Rb Cs Fr
Ca Sr Ba Ra
(1)Li: 0.152nm → F: 0.071nm ( Ne: 0.160nm ) (2)Na: 0.186nm → Cl: 0.099nm (Ar: 0.191nm)
14Si
15P
16S
17Cl
SiO2
H4SiO4
弱酸
P2O5
SO3
Cl2O7
最强酸
H3PO4 H2SO4 HClO4
中强酸 强酸 逐渐增强 加热 加热
高温
点燃或光照
气态氢化物及稳定性 氢化物水溶液的酸性
结论
SiH4
PH3
H2S
HCl
逐渐增强
逐渐增强 非金属性逐渐增强
[结论]
Na Mg Al Si
P S
(3)K: 0.227nm Br:0.114nm ( Kr: 0.207nm ) [结论2]同族元素随原子序数递增，原子半径依次增大。
元素周期律第二课时
基础梳理 一、元素原子结构的周期性变化 1．元素原子核外电子排布的周期性变化
周期序数 一 二 三 电子层 最外层电 原子序数 子数 数 1～2 ～ 3～10 ～ 11～18 ～ 1 2 3 1→2 → 1→8 → 1→8 →
结论：随着原子序数的递增， 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最 递增到8 外层电子排布呈现 从1递增到8 的周期 性变化(H、 除外) 性变化 、He 除外
2．元素原子半径的周期性变化 周期序数 二 三 原子序数 3～9 11～ 11～17 原子半径的变化 逐渐 减小 逐渐 减小 的周期性变化
结论：随着原子序数的递增，元素原子半 结论： 随着原子序数的递增， 径呈现 由大到小
思维拓展 1．能否从原子结构的角度解释原子半径的变化规律？ 能否从原子结构的角度解释原子半径的变化规律？
短周期元素的化合价是否都符合化合价的变化规律？ 5 ．短周期元素的化合价是否都符合化合价的变化规律 ？
答案 不是， 不是，第二周期的氧元素和氟元素只有负价没 有正价。 有正价 。
2．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠 (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较 实验探究] [实验探究]
Na 与 冷 现象 剧烈反应 水 反 化学方 2Na＋2H2O 2Na＋ 应 程式 ==2NaOH＋H2↑ =2NaOH＋ 与 现象 酸 化学方 反 程式 应 最高价氧化 物对应水化 NaOH 强碱 物碱性强弱 Mg Al 与冷水缓慢反 与冷水很难反 应 , 沸 水 迅 速 应，热水缓慢 反应 反应
可以用它们跟水反应的实验证明： 可以用它们跟水反应的实验证明 ：钠跟水剧 可用氯气通入溴
烈反应，放出氢气，并生成中强碱；Mg 跟水缓慢反应， 烈反应 ，放出氢气，并生成中强碱； 跟水缓慢反应， 放出氢气， 放出氢气，并生成中强碱 Mg(OH)2 Cl ＋2NaBr===2NaCl＋Br2 2NaBr===2NaCl＋ ===2NaCl 化钠溶液的实验证明：溶液呈棕红色， 化钠溶液的实验证明：溶液呈棕红色，发生的反应为 Cl2
高中化学人教版(2019)选择性必修2学案：第一章 第二节 第2课时 元素周期律
第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。
(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。
微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。
探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。
问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。
提示:A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。
问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。
问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。
微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。
( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。
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。
人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第二节 第二课时 元素周期律
方法技巧 “三看”法快速判断简单微粒半径的大小
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。
二看核电荷数:当电子层结构相同时,核电荷数越大,半径越小。
三看核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
探究2
元素电离能的变化规律
1 500
7 700
10 500
T
580
1 820
2 750
11 600
V
420
3 100
4 400
5 900
(1)在元素周期表中,最有可能处于同一族的是
A.Q和R
B.S和T
C.T和V
D.R和T
(填字母,下同)。
E.R和V
(2)它们的氯化物的化学式,最有可能正确的是
A.QCl2
B.RCl
C.SCl3
D.TCl
E.VCl4
(3)下列元素,最有可能与Q元素位于同一族的是
A.硼
B.铍 C.锂 D.氢
。
。
E.氦
(4)在这五种元素中,最容易与氯元素形成离子化合物的是
Na+具有相同的电子层结构,根据“序小径大”规律可知r(O2-)>r(Na+)。
变式训练1四种元素基态原子的电子排布式如下:
①1s22s22p63s23p4;②1s22s22p63s23p3;③1s22s22p3;④1s22s22p5。这四种原子
按半径由大到小的顺序排列正确的是(
A.①>②>③>④
失去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族元素
的ns能级的能量高。
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第2课时元素周期律
1.元素原子结构的周期性变化随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现从到的周期性变化(第一周期除外)，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
2．元素化合价的周期性变化随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现从到的周期性变化，最低负价呈现从到的周期性变化。
3．元素的金属性与非金属性的周期性变化
(1)钠、镁、铝金属性强弱比较
①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为：。
②钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为：。
③钠、镁、铝三种元素的金属性由强到弱的顺序为：。
(2)硅、磷、硫、氯非金属性强弱的比较
①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为：。
②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序
为：。
③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为：。
(3)同周期元素性质的递变规律
同一周期内，随原子序数的递增，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。
4．元素周期律
(1)内容：元素的性质随着的递增而呈的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是周期性变化的必然结果。
思考与交流：元素的性质与元素原子的核外电子排布有什么关系？
知识点一元素的金属性和非金属性比较
例1X、Y、Z是三种短周期元素，其中X、Y位于同一主族，Y、Z处于同一周期，X原子的最外层电子数是其电子层数的3倍。
Z原子的核外电子数比Y原子少1。
下列说法正确的是()
A．元素非金属性由弱到强的顺序为Z＜X＜Y
B．Y元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为H3YO4
C．三种元素的气态氢化物中，Z的气态氢化物最稳定
D．原子半径由大到小的顺序为Z＞Y＞X
知识点二微粒半径大小的比较
例2下列微粒半径大小比较正确的是()
A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋
C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na
知识点三元素周期律的内容和实质
例3下列关于元素周期律的叙述正确的是()
A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8重复出现
B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化
C．随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7，负价从－7到－1重复出现
D．元素性质的周期性变化是指原子核外电子排布的周期性变化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
课内针对性训练
1.甲、乙两种非金属元素：①甲单质比乙单质容易与H2化合
②甲单质能与乙的简单阴离子反应生成乙的单质③甲的最高氧化物的水化物酸性比乙的强④与某金属反应时，甲原子得电子数目比乙的多⑤甲单质的熔、沸点比乙的低。
一般能说明甲比乙的非金属性强的是()
A．只有④B．只有⑤
C．①②③D．①②③④⑤
2．下列对各组元素性质递变情况描述错误的是()
A．Li、Be、Al原子最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素最高正价依次升高C．N、O、F元素最高正价依次升高D．Li、Na、K的最外层电子数相同3．下列各组元素中，按原子序数逐渐增加，原子半径依次增大顺序排列的是() A．Na、Mg、Al、Si B．Cl、S、P、Si
C．F、Cl、Br、I D．H、F、Cl、Na
4．电子层数相同的三种元素X、Y、Z，已知其最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为HXO4>H2YO4>H3ZO4，请按要求排列顺序：
(1)X、Y、Z原子半径由大到小的顺序为________，比较其非金属性强弱________。
(2)X、Y、Z气态氢化物稳定性为________，比较氢化物还原性强弱________。
基础强化
1．运用元素周期律分析，下列说法错误的是()
A．Ra是第七周期ⅡA族的元素，Ra(OH)2的碱性比Mg(OH)2的碱性强
B．I是第五周期ⅦA族的元素，HI的还原性比HCl的还原性弱
C．Cs的原子半径比Na的原子半径大，Cs与水反应比Na与水反应更剧烈
D．S的核电荷数比Al的核电荷数大，S的原子半径比Al的原子半径小
2．根据以下数据判断，磷原子的半径可能是()
A.1.10×10－10
C．0.70×10－10 m D．1.20×10－10 m
3．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是()
A．Al(OH)3B．NaOH C．Be(OH)2D．LiOH
4．下列递变规律正确的是()
A．Na、Mg、Al的还原性依次增强B．I2、Br2、Cl2的氧化性依次增强
C．H2O、H2S、HCl热稳定性依次增强D．H3PO4、H2SO3、HClO的酸性依次增强5．已知：①硫酸比次氯酸稳定；②高氯酸是比硫酸更强的酸；③S2－比Cl－易被氧化；
④HCl比H2S稳定；⑤铜与盐酸不反应，与浓H2SO4能反应。
可说明氯比硫的非金属性强的是()
A．全部B．②③④C．①②④D．除①以外6．下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大的是()
A．LiI B．NaBr C．KCl D．CsF
7．已知A n＋、B(n＋1)＋、C n－、D(n＋1)－都具有相同的电子层结构，则A、B、C、D的离子半径由大到小的顺序是______________，原子序数由大到小的顺序______________，最外层电子数由大到小的顺序为______________。
8．下列为元素周期表中的一部分，用化学式或元素符号回答下列问题：
(2)①②⑤中，最高价氧化物的水化物，碱性最强的是________。
(3)②③④中形成的简单离子半径由大到小的顺序是________。
(4)元素⑦的氢化物分子式为________，该氢化物常温下和元素②的单质反应的离子方程式是________________，该氢化物与元素⑪的氢化物更稳定的是________。
(5)①和⑧的最高价氧化物对应的水化物化学式分别为________和________。
①和⑨两元素形成化合物的化学式为________，该化合物灼烧时焰色为________。
(6)①和⑤最高价氧化物对应的水化物相互反应的化学方程式为_________________。
能力提升
1．几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
下列叙述正确的是()
A．Q、T两元素的氢化物的沸点为H n T<H n Q
B．L、R的单质与稀盐酸反应的速率为R>L
C．M与T形成的化合物有两性
D．L、Q形成的简单粒子核外电子数相等
2．如图是元素周期表的一部分，关于图中阴影部分元素的说法中，正确的是() A．氮元素为第一周期元素
B．PH3的稳定性比H2S强
C．该纵行元素的最高价氧化物对应的水化物化学式均为H3RO4
D．H3A S O4的酸性比H3PO4弱
3．某同学将镁条放在水中煮沸，趁热取出部分溶液，滴加酚酞试液，溶液变为红色，放置在空气中一段时间后，发现溶液的红色褪去了。
(1)据你推测，溶液红色褪去的原因可能是：
①________________________________；
②________________________________。
(2)请设计一个实验来证明你的其中一个推测，简要说明操作、现象及结论。
________________________________________________________________________ ________________________________________________________________________。
4．有A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大，其中B是地壳中含量最多的元素。
已知A、C及B、D分别是同主族元素，且B、D两元素原子核内质子数之和是A、C两元素原子核内质子数之和的2倍，在处于同周期的C、D、E三种元素中，E 的原子半径最小，通常情况下，五种元素的单质中有三种气体，两种固体。
(1)A为________，B为________，C为________，D的原子结构示意图为________。
(2)试比较D、E两元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱(填化学式)：________＞________。
(3)A和B可形成原子个数比为11的化合物，其化学式为________。
(4)将E单质通入A、B、C三种元素组成的化合物的水溶液中，写出反应的化学方程式：________________________________________________________________________。