人教版高中化学必修二元素周期律
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
(完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册
必修2第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的2、写出1~18号元素的原子结构示意图3、元素周期表的结构7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 （3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、核素（1）核素的定义： A P X（2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H（3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N（3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U二、元素周期律1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N（3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。
2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元 素的主要化学性质。从初中所学知识我们知道，金属元素 的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容 易失去电子，达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层 一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电 子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常， 我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称 为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元 素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结 构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方 设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
高中化学归纳 必修二 元素周期表及元素周期律
高中化学归纳必修二元素周期表及元素周期律Ⅰ 元素周期表1、元素周期表编排原则(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行(2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由.上到下排列成纵行[注意]①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律;②历史上第一个元素周期表示1968年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。
2、元素周期表的结构(1)周期①周期的含义在元素周期表中，把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，这样每个横行为一个周期。
现在使用的元素周期表有7个横行，即7个周期;②周期的划分(2)族①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中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，除第8、9、10三个纵行叫做第VIII族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。
现在使用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族。
②族的划分(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变Ⅱ 元素周期律1、定义元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫元素周期律。
2、实质元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3、元素周期表中主族元素性质递变规律具体可以用一个例题来说明及总结例题:下列结论错误的是①微粒半径: K+ > Al3+> S2- > CI②氢化物的稳定性:HF>HCl>H2S>PH3>SiH4③离子的还原性: S2- > Cl- > Br- > I-④氧化性:Cl2>S>Se>Te⑤酸性: H2SO4 > H3PO4 > H2CO3 > HClO⑥非金属性:O>N>P>Si⑦金属性:Be<Mg<Ca<K.A.只有①B.①③C.②④⑤⑥⑦D.①③⑤解答:①K+、S2-、Cl原子核外电子排布相同,核电核数S2-< C1- < K+，则半径S2- > C1- > K+离子的原子核外电子层数越多，半径越大，核外电子层数最小，则半径最小则有S2- > Cl- > K+ > Al3+,故①错误;②非金属性: F> Cl> S> P > Si,元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，则氢化物的稳定性:HF > HC1> H2S > PH3 > SiH4 ,故②正确;③非金属性: Cl> Br > I> S,元素的非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱,则还原性:C1->Br->I->S2-，故③错误;④非金属性: Cl> S > Se > Te,元素的非金属性越强,对应单质的氧化性越强，则氧化性:Cl2 > S> Se > Te,故④正确;⑤非金属性: S> P > C,元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,则酸性:H2SO4 > H3PO4 > H2CO3 ,又H2CO3酸性大于HClO,则有酸性: H2SO4 > H3PO4 >H2CO3 > HCIO,故⑤正确;⑥因同周期元素从左到右元素的非金属性逐渐增强，则有O > N、P > Si,同主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱,则N > P ,所以有非金属性:O> N> P > Si,故⑥正确;⑦同周期元素从左到右元素的逐渐减弱则金属性Ca < K,同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强,则金属性Be<Mg<Ca,所以金属性:Be<Mg<Ca<K,故⑦正确.故选B.4、元素周期律和元素周期表的应用(1)预测元素的性质，根据元素在周期表中所处的位置，结合该元素所在族的其他元素的性质及先关递变规律，加以推测判断。
(完整版)高中化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修二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2n 2；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个横行） 第四周期 4 18种元素素 （7个周期） 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。
人教版高中化学必修二课件第一章第一节第1课时元素周期表
提示：短周期元素中族序数与周期数相同的有三种元素：
氢、铍、铝。若族序数(或周期数)为1，则为氢；若族序数(或 周期数)为2，则为铍；若族序数(或周期数)为3，则为铝。
2.主族序数＝最高正价数，这一关系有例外吗？请举例。
提示：这个关系对除O、F两种元素以外的任何主族元素都
是成立的，因为O、F无最高正价。
二、元素在元素周期表中位置的确定方法 1．以0族为基准给元素定位 稀有气体元素 周期数 He 一 Ne 二 Ar 三 Kr 四 Xe 五 Rn 六
原子序数
2
10
18
36
54
86
(1)确定纵行数(族序数)。 元素的纵行数＝原子序数－相近且小的稀有气体原子序
数，所得纵行数与族序数的对应关系如下表。
纵行数 1 2 13 14 15 16 17 18
族序数
纵行数
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
3 4 5 6 7 8、9、10 Ⅷ族
0族
11 12
族序数 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
ⅠB ⅡB
(2)确定周期数。 元素的周期数＝原子序数相近且小的稀有气体的周期数
＋1。
例如：判断原子序数为41的元素在元素周期表中的位置。 分析：41与36接近，有41－36＝5，该元素处于第五周期ⅤB 族。使用此法若为第六、七周期ⅢB族(含镧系、锕系元素)后 的元素需再减14定位。 2．根据每周期元素的种类给元素定位 周期序数 一 二 三 四 五 六 七
6．X、Y、Z是短周期三种元素，它们在周 期表中的位置如右图所示，试回答：
(1)X元素单质的化学式是________。
(2)Z元素的原子结构示意图为________。
(3)Y在元素周期表中的位置是
人教版高中化学必修二第一章第一节 《元素周期表 》课件(共15张PPT)
B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序 数为 x+2 的元素肯定不会在（ ）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠， 则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。 故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将 元素按照相对原子质量由小到大 依次排列，制出了第一张元素周 期表，这就是现代元素周期表的 雏形。
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多 少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
人教版化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、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.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（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 Q3.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个周期） 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。
人教版高中化学必修二《元素周期律》ppt课件
通过对前面所学知识的归纳和比较， 过程与方法
掌握“位、构、性”的关系。 培养学生辩证唯物主义观点，培养学 情感、态度 生科学创造品质以及理论联系实际的 与价值观 能力。
自学导引
一、元素周期表的分区 元素周期表中以B、Al、Si、Ge、As、Sb、Te、Po、 At为分界线。 1．金属元素在分界线的________。 2．非金属元素在分界线的________。 3．稀有气体在________一列。
第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第3课时 元素周期表和元素周期律的应用
自学导引 规律技巧 典例导析
随堂演练 课时作业
三维目标
1.掌握元素周期表和元素周期律的应用。 2.了解元素周期表中金属元素、非金属元 知识与技能 素的区分。 3.掌握元素的性质、原子结构、元素在周 期表中的位置之间的关系。
无论是同周期还是同主族元素中，a/b的值越小，元 素的金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性就越 强；反之，a/b的值越大，元素的非金属性越强，其最高 价氧化物对应水化物的酸性就越强。
(4)对角线规则：沿金属元素与非金属元素分界线方向 对角(左上角与右下角)的两主族元素的化学性质相似，这 一规律以第二、三周期元素间尤为明显，如铍与铝的化学 性质相似。
7．正负化合价的代数和为零，且气态氢化物中含氢 百分率最高的元素是C。
8．所形成气态氢化物最稳定的元素是F。 9．最高价氧化物对应的水化物酸性最强的是Cl。 10．所形成的化合物种类最多的是C。 11．原子序数、电子层数、未成对电子(单电子)数三 者均相等的是H。 12．只有负价无正价的是F。
13．单质和其最高价氧化物都是原子晶体的是Si。 14．气态氢化物在水中的溶解度最大的是N。 15．最轻的金属是锂[ρ(Li)＝0.535g/cm3]。 16．同位素之一的原子核中只有质子而没有中子的元 素是H。 17．最高价氧化物及其水化物具有两性的元素是Al。 18．其单质可作半导体材料的是Si。 19．地壳中含量最高的元素是氧[ω(O)＝48.60%]。
人教版高一化学必修2《元素周期律》评课稿
人教版高一化学必修2《元素周期律》评课稿一、引言本文是对人教版高一化学必修2教材中《元素周期律》这一章节进行评课的文档。
通过对该章节的细致分析和评估，旨在提供对教材内容的评价，并提出改进意见，以进一步促进学生对元素周期律的理解和掌握。
二、教材内容概述《元素周期律》是高中化学课程中的重要章节之一，它的基本内容包括： 1. 元素周期律的发展历程和基本概念； 2. 元素周期表的结构和表格元素的基本信息； 3. 元素周期律的规律性和应用。
三、教学目标和要求在评估教材内容之前，需要明确教学目标和要求，以便更好地衡量教材的有效性。
根据教学大纲和课程标准，对于《元素周期律》这一章节，教学目标和要求可以总结为： 1. 理解元素周期表的组成和结构，能够运用周期表进行元素信息的查询和分析； 2. 掌握元素周期律的发展历程和基本概念，能够阐述元素周期律的重要性和应用； 3. 理解元素周期律的规律性，并能够应用这些规律进行相关题目的解答； 4. 培养学生的实验观察能力和科学实证思维，通过实验验证元素周期律的规律。
四、教材内容评价下面对《元素周期律》这一章节的教材内容进行评价，评价内容包括教材的准确性、易读性、连贯性和启发性。
1. 准确性教材中所介绍的元素周期律的基本概念和相关规律都是准确的，没有错误的信息。
通过教材，学生可以正确理解元素周期律的发展历程、元素周期表的结构和元素信息的查询方法。
2. 易读性教材的语言简洁明了，没有过多的专业术语和复杂的句子结构，易于学生理解。
同时，教材通过例题和实例，对抽象的概念进行了具体化的解释，帮助学生更好地掌握相关知识。
3. 连贯性教材中的各个知识点之间有良好的逻辑连贯性，从元素周期律的发展历程到元素周期表的结构，再到元素周期律的规律性，逐步深入，层层推进。
这种连贯性有助于学生的知识积累和理解。
4. 启发性教材通过启发性的问题和思考，激发学生的学习兴趣和思维能力。
例如，在学习元素周期律的规律性时，教材提出了一些元素周期相关的探究性问题，鼓励学生进行实验观察和思考，培养学生的科学实证思维和创新能力。
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。
人教版高中化学必修二《元素周期表》
元素周期表知识点一．元素周期表的结构1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．编排原则(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
4．元素周期表的结构5．元素周期表中的特殊位置(1)．分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)．过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)．镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)．锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)．超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
结构巧记口诀:横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七尚不满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。
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：①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
知识点二.元素的性质与原子结构1 ．碱金属元素：周期表中第IA族的元素（除H元素外）。
(1)．碱金属的原子结构①．相同点：碱金属元素原子结构的最外层电子数相同，都为1。
②．递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
人教版高中化学必修二元素周期律
(3)最低负价 = – 〔8 – 最外层电子数〕
3、注意
= – 〔8 – 主族序数〕
〔1〕金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 〔2〕稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0 〔3〕价电子：决定元素化合价的电子〔外层电子〕
〔四〕元素金属性、非金属性的周期性变化
1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
2、同一横行X、Y、Z三种元素，最高价氧化物对 应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，
↘
↗
↘
↗
↗
↘
↗
↘
↗
↘
↘
↗
↗
↘
↘
↗
由易到难
由难到易
〔五〕元素周期律 1.元素性质的周期性变化
随着原子序数的递增：
〔1〕元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
〔2〕元素原子半径呈现周期性变化
〔3〕元素主要化合价呈现周期性变化
2. 元素周期律
〔元4素〕的元性素质的随金着属元性素、原非子金序属数性的呈递现增周而期呈性现变周化期性的 变化——元素周期律
......
(一〕元素原子核外电子排布的周期性变化
同周期：从左至右，电子层数一样，最外层电子数依次增加 同主族：从上至下，最外层电子数一样，电子层数依次增加
1
12
2
2
18
8
3
18
8
周期性
〔二〕元素原子半径的周期性变化
元素原子半径数据
主族元素原子半径的递变规律
主族 周期
A. 同周期主族元素： B. 从左到右原子半径依次减小 C. (除稀有气体〕 B. 同主族元素：
人教版高中化学必修 化学2 第一章 第一节 元素周期表(第1课时)
6
55
56
5771
72
73
74
75 76
77 78 79
80 81
82
83
84 85 86
7
87
88
89103
104
105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧系
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
锕系
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
VIII
IB
IIB
Sc
Ti
21 钪 22钛
V 23钒
1
2
IA H 1氢 Li 3锂 Na 11钠 K 19钾
IIA Be 4铍 Mg 12镁 Ca 20钙
3
4
2020/4/25
Cr 24铬
Mn 25锰
Fe 26铁
Co 27钴
Ni 28镍
Cu 29铜
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al 13铝
IVA C 6碳 Si 14硅
另外，特别族名称：第ⅦA 族—卤族元素
第 0 族—稀有气体元素
2020/4/25
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
18
一、元素周期表
课堂小结： 1、元素周期表的结构：
七主七副七周期，Ⅷ族零族镧锕系。
2、元素原子结构与其在周期表中位置的关系：
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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元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
单质和水 (或酸）反
应情况
冷水 剧烈
热水 较快
盐酸 剧烈
沸水 较慢
盐酸
较快
非金属单质 与氢气反应
稀
有
高 温
磷蒸气 与H2能 反应
须 加 热
光照或 点燃爆
气
炸化合 体
最高价氧化 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 元
(2)同周期主族元素 ①阴离子半径大于阳离子半径 ②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
(3)具有相同电子层结构的离子 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+ 18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
4.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
（1）与2He原子电子层结构相同的离子： 1H-、3Li+、4Be2+
KL MN O P Q
（2）核外电子排布的规律
A. 能量最低原理 原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里， 然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里， 即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律 ①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
②最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）
(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越 多，半径越大。
(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数 越大，半径越小。
(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电 子数越多，半径越大。
例：下列微粒半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<S D．Cs<Rb<K<Na
练习: 比较下列粒子半径的大小
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+）
② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ )
③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
小结：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来比较 微粒半径的大小：
最外层电子数 电子层数 主要化合价 原子半径 失电子能力（金属性） 得电子能力（非金属性） 气态氢化物的稳定性 单质的氧化性 单质的还原性
（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布
氢(H)
氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
注意：短周期元素原子结构的特殊性
（4）稀有气体元素原子电子层排布
金属性
单质跟水或酸反应置换氢的难易 最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 金属单质间的置换反应
非金属性
与H2反应的难易程度及氢化物稳定性强弱 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 非金属单质间的置换反应
2.同主族元素金属性和非金属性的递变规律
3.同周期元素金属性和非金属性的递变规律
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-
4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n
为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是( A )
A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 B．R单质在常温下一定易溶于水 C．R可能是金属元素 D．R不能与氧气反应
5．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子 Xm＋和Yn－的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是 ()
化合价 + 1 + 2 + 3
+4 +5 +6 +7 –4 –3 –2 –1
0
1、化合价递变规律
同主族：从上到下，化合价一般相同
同周期：从左到右，化合价一般由 +1→+7， 0 -4→-1， 0
2、化合价与主族序数的关系
(1)最高正价 = 最外层电子数 = 主族序数
(2)︱最高正价︱+︱最低负价︱= 8
4
B. 同主族元素：
5
从上到下原子半径逐渐变大
6
7
1、原子半径大小比较
(1)同主族 从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大
(2)同周期主族元素 从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---原子半径越来越小(零族除外)
2、离子半径大小的比较
(1)同主族 从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大
A．a＝b＋m＋n
B．a＝b－m＋n
C．a＝b＋m－n
D．a＝b－m－n
解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+ m 。
答案：A
二、元素周期律
A.周期性: 循环往复，自然界普遍存在该现象 如：时间——周期性，简单的重复 生物进化——周期性，螺旋上升
B.元素的性质 ①原子核外电子排布 ②原子半径 ③元素主要化合价 ④元素的金属性和非金属性
物对应水化 强碱 中强碱 两性氢 极弱酸 中强酸 强酸 最强酸 素
物的酸碱性
氧化物
气态氢化 物稳定性
很SiH不4
PH3 不H2很S HCl
稳定 不稳定 稳定 稳定
金属性和非 金属性递变
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
4.元素的金属性和非金属性递变小结 非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
金 属
2
Li
Be
B
C
N
O
F
非 金
性 逐
3 Na Mg Al
Si
P
S
Cl
属 性
渐 4 K Ca Ga Ge As Se Br 增
逐 渐
强 5 Rb Sr In Sn Sb Te I
增
强
6 Cs Ba Tl Pb Bi Po At
金属性逐渐增强
元素性质的递变小结
元素性质
同周期（从左到右） 同主族（上到下）
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 分子： 10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、 阳离子： 11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+ 阴离子： 7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
(3)最低负价 = – （8 – 最外层电子数）
3、注意
= – （8 – 主族序数）
（1）金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 （2）稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0 （3）价电子：决定元素化合价的电子（外层电子）
（四）元素金属性、非金属性的周期性变化
1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
......
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
1H 1
3Li 21
11Na 281
19K 2881
4Be 22
12Mg 282
20Ca 2882
5B 23
13Al 283
6C 24
14Si 284
7N 25
15P 285
8O 26
16S 286
9F 27
17Cl 287
2He 2
10Ne 28
6.含有18个电子的常见粒子 分子： 18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6 阳离子： 19K+、20Ca2+ 阴离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
练习:
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 +19 2 8 X9
B、 +12 2 1X0
C、 +3 X1 2
C．核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素 D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元 素原子的核外电子排布相同
2．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是( D )
A．K＋和Na＋ C．CO和CO2
B．CO2和NO2 D．N2和CO
3. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是 （ C）
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K LMNOP
2 氦 He
10 氖 Ne
18 氩 Ar
36 氪 Kr
54 氙 Xe
86 氡 Rn
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K LMNOP
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个