第二节元素
第二节 元素周期律和元素周期表
横的方面 7个周期（三短、三长、 7个横 行 一不完全)
7个主族:由短周期和长周期 周 元素, 不完全周期共同构成 期 的族（ⅠA～ ⅦA） 7个副族：由长周期不完全 表 纵的方面 周期构成的族（ⅠB～ⅦB） 18个纵 行 Ⅷ族（3个纵行）：Fe、Co、 Ni等元素 零族：稀有气体元素
【课堂练习】
长周期
短周期元素
长周期元素
镧系元素: 57—71号，共15 种
它们的电子层结构和性质十 分相似
锕系元素: 89—103号，共15种
它们的电子层结构和性质十分相似
元素周期表的结构
Ⅰ A , Ⅱ A , Ⅲ A , Ⅳ A ,Ⅴ A , 主族： ⅥA , ⅦA 共七个主族
族
副族： Ⅰ B , Ⅱ B , Ⅲ B , Ⅳ B ,Ⅴ B , ⅥB , ⅦB 共七个副族
核电荷数 （Z）
＝ 核内质子数
＝ 核外电子数
一、元素周期律
K
Ca
原子序数与最外层电子数柱形图
10
最外层电子数
8 6 4 2 0
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
原子序数
原子序数
电子层数 1
最外层电子 数
达到稳定中课程标准实验教科书
化学1（必修）
第二节 元素周期律和元素周期表
第一课时
周 期
事物在运动、变化过程中,某 些特征多次重复出现,其连续 两次出现所经过的时间或空 间叫“周期”。如：钟摆的 周期以及我们一周的生活
原子序数：按核电荷数由小到大 的顺序给元素编号，这种编号， 叫做原子序数
元素的原子序数=
第53号元素:53-36=17第五周期第ⅦA 族。
高中化学_第二节 元素周期律教学设计学情分析教材分析课后反思
《元素周期律》教学设计一、教学三维目标知识与技能：(1)以1-20号元素（稀有气体元素除外）为例，结合有关数据和实验事实，认识原子结构和元素性质的周期性变化规律。
(2)根据元素周期表，以1-18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。
以第三周期元素为例，认识同周期元素变化规律，构建元素周期律。
过程与方法：(1)归纳法、作图法、数据分析法。
加深对数据分析、证据推理、实验探究等科学方法的认识，落实化学学科核心素养。
(2)构建“结构决定性质”模型，基于“位置-结构-性质-用途”认识物质世界。
情感、态度与价值观：培养学生善于归纳、勤于思考、勇于探究的科学品质，提高学生科学探究和创新意识。
二、学科核心素养宏观辨识与微观探析：从微观上理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化的结果。
明确宏观上的元素性质(包括原子半径、化合价、金属性和非金属性)与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
证据推理与模型认知：建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
科学精神与社会责任：学习元素周期律在化学研究中的具体应用，培养学生的科学精神，理解化学在社会发展中的重要作用。
二、教学重难点1、教学重点：①利用“数据分析—预测规律—实验验证—得出结论—构建模型—学以致用”解决化学问题的方法的形成过程。
②元素周期律的含义和实质。
2、教学难点：元素周期律的含义和实质；元素性质和原子结构的关系，“结构决定性质”解题模型的延伸理解和应用。
三、教学方法和策略数据分析、证据推理、实验探究、模型认知。
通过对不同周期原子的真实数据，进行归纳和“大数据”分析，通过证据推理，进行规律预测，得出元素周期性变化的规律；通过实验验证预测结果，基于实验数据论证元素金属性和非金属性的周期性变化，从微观到宏观，完善元素周期律；引导学生从微观原子结构角度分析解释元素周期律，引导学生构建解决问题的模型，形成“结构决定性质”的观念，落实宏观辨识与微观探析核心素养。
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表:
原子 电子 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
第二节 元素周期表
第五章 第二节 元素周期表1．了解原子核外电子排布规则。
2．理解元素周期律的实质及应用。
3．掌握元素性质、原子结构和元素在周期表中位置三者的关系。
4、掌握元素金属性、非金属性强弱的表现及其递变规律。
．基础自查(理一理)12．原子核外电子排布规律(1)能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量 的(离原子核 )的电子层里。
(2)每层最多容纳的电子数为 个。
(3)最外层电子数最多不超过 个(K 层为最外层时不超过 个) (4)次外层电子数最多不超过 个。
(5)倒数第三层电子数最多不超过32个。
特别提醒：核外电子排布的几条规律之间既相互独立又相互统一，不能孤立 地应用其中一条。
基础自查(理一理)1．内容元素的性质随 的递增而呈 变化的规律。
2．实质元素原子 的结果。
原子核外电子的排布元素周期表1．元素的分区的元素，既能表现出一定的非金属性，又能表现出一定的金属性。
元素周期表、元素周期律的应用2．元素周期律和元素周期表的应用(1)根据周期表中的位置寻找未知元素。
(2)预测元素的性质(由递变规律推测)。
①比较不同周期、不同主族元素的性质。
如金属性Mg>Al，Ca>Mg，则碱性Mg(OH)2 Al(OH)3，Ca(OH)2 Mg(OH)2(填“>”、“<”或“＝”)；②推测未知元素的某些性质。
如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2 溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知未学元素砹(At)应为色固体，与氢化合，Hat 不稳定，水溶液呈性，AgAt 溶于水等。
(3)启发人们在一定区域内寻找新物质。
①在周期表中寻找半导体材料；②在周期表中的附近探索研制农药的材料；③在中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等。
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________
优秀课件——元素周期律(共45张PPT)
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
第二节元素周期表
A B
B的原子序数=A的原子序数+B所在周期所含的元素种类数
适用于A和B为第13—18列（ ⅢA—0 ）的元素 [若A和B为ⅠA和ⅡA的元素则，
B的原子序数=A的原子序数+A所在周期所含的元素种类数]
过渡元素
注 意
（1）结构决定位置：
电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数
位置反映结构
1.过渡元素 2.金属与非金属元素的分界线 3.镧系和锕系 4.原子半径
5.记住每周期最后一种元素（即稀有气体） 的原子序数
6.总结同周期的ⅢA与ⅡA的元素原子序 数之差可能是
1、已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们的 原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素， 则下列关系式中错误的是（ D ）。
第二节 元素周期表
1、元素
电子层 1 2 3 4
56
7
数
所含元 素种类 数
26(若 排满有
-种)
类别
2.族 ①元素周期表中共有18个纵列，16个族，包括 7个_主__族___,7个_副__族__,1个_Ⅷ__族__,1个_零__族___。
②主族序数与原子结构的关系：主族序数＝ _最__外__层__电__子__数______。
第二节组成物质的元素
练习： 1、判断下列物质哪些属于氧化物？
氧气（O2）、铜（Cu)、铁（Fe）、二氧化碳（CO2）、 水（H2O）、高锰酸钾（KMnO4)、氧化镁(MgO)、
四氧化三铁（Fe3O4)
化合物： CO2 H2O
KMnO4 MgO Fe3O4
氧化物：
CO2 H2O MgO Fe3O4
注意: (1)元素描述物质宏观组成，只论种类和质量，不论个数。 (2)元素的种类由核内质子数决定。 (3)化学变化时，组成物质的元素种类不变。
2、元素与原子的比较
元素
概念
同一类原子的总称
原子
原子是化学变化中 的最小微粒
区别 联系
宏观组成、 没有个数 只论种类和质量
微观构成、 既论个数
又论种类和质量
四 单质、化合物、氧化物
⑴由同种元素组成的纯净物称为单质。
⑵由两种或两种以上元素组成的纯净物称为化合物。
⑶由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物叫做氧
化物。 氧 化 物
单质
纯
净
物
化合物
单质： 是由同种元素组成的纯净物
1、由同种元素组成的物质一定是单质----（ × ）
2、由同种元素组成的纯净物不一定是单质-------------
四氧化三铁（Fe3O4)
单质： O2
Cu Fe
化合物： CO2 H2O
KMnO4 MgO Fe3O4
氧化物： 由两种元素组成且其中一种是氧元素的 化合物
1、氧化物就是含有氧元素的化合物-----------
（× ）
2、含氧化合物不一定是氧化物-------------------
（√ ）
3、氧化物就是氧元素和另一种元素组成的化合物---
高中必修第一册化学《第二节 元素周期律》获奖说课课件
2.Si、P、S、Cl非金属性的比较
非金属元素
最高价氧化 物的水化物 (含氧酸)
名称 化学式
酸性 强弱
Si 硅酸 H2SiO3
弱酸
P 磷酸 H3PO4
中强酸
S 硫酸 H2SO4
强酸
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
单质氧化性与还原性
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
最高价氧化物对应 水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与 稳定性
碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强
生成由难渐易， 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱
生成由易渐难， 稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)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。 ( × ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( × ) (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)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( √ )
白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：
Na_＞____Mg__＞___Al
氢氧化铝的两性 氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反 应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方
程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al O2-
第二节-元素
想一想
以上的“钙”、“锌” 指的是什么？
第三单元
物质构成的奥秘
第二节 元素
石墨、二氧化碳、一氧化碳分子里都含有碳原子， 则石墨、二氧化碳、一氧化碳这三种物质中都含 有 碳元素 。
元 素
原子种类 质子数 中子数 是否为同一类原子 元素种类
碳 – 12 碳 –14 氧 –16 氧 –17
蜡烛燃烧后生成水和二氧化碳。由此可
以推测出蜡烛肯定含有哪些化学元素？
点燃
石蜡 + 氧气
（ O 2）
水 + 二氧化碳
（H2O） （CO2）
碳元素、氢元素。
你知道的元素
钙元素 铁元素 碘元素
缺该元素对人的影响
青少年得佝偻病，
老年人会骨质疏松
引起贫血 患大脖子病
地壳中含量居前5位的元素依次是：
氧(O)、硅(Si)、铝(Al)、铁(Fe)、钙(Ca)。 ； ________________________________________ 地壳中含量最多的元素是：____________ 氧元素(O) ； 地壳中含量最多的非金属元素是：____________ 氧元素(O) ； 地壳中含量最多的金属元素是：____________ 铝元素(Al)； 地壳中含量居第二位的金属元素是：____________ 铁元素(Fe) ； 空气中含量最多的元素是：___________ 氮元素(N)； 氧元素(O)； 人体中含量最多的元素是：___________ 人体中含量最多的金属元素是：___________ 钙元素(Ca) ； 海水中含量最多的元素是：___________ 氧元素(O) ；
常见元素的名称、符号的记忆方法
氢 氦 锂 铍 硼
《主题一 第二节 元素周期律》教学设计
《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。
2. 过程与方法：通过观察、分析、归纳等学习方法，了解元素性质与核外电子排布的干系。
3. 情感态度与价值观：培养学生的观察能力及总结归纳能力，激发学生对化学学科的兴趣。
二、教学重难点1. 教学重点：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。
2. 教学难点：通过观察、分析、归纳等学习方法，总结元素性质与核外电子排布的干系。
三、教学准备1. 准备教学用具：PPT课件、元素周期表、图片、实验器械等。
2. 准备教学内容：准备好相关的元素周期律的教学视频、案例及实验。
3. 预习要求：学生在课前预习元素周期表及元素周期律的相关知识，以便更好地参与教室讨论。
四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学中学习过的元素，请学生列举出一些熟悉的元素及其化合物。
2. 提问：同砚们知道这些元素及其化合物之间存在哪些规律吗？3. 引入课题：元素周期律。
（二）新课教学1. 讲授元素周期表的结构和分类，让学生了解周期表中的横行代表周期，纵列代表族。
2. 介绍周期表中金属元素和非金属元素，并讲解同周期和同族元素之间的递变规律。
3. 结合周期表，讲解同周期元素原子核外电子层数和最外层电子数的变化规律，以及同主族元素原子最外层电子数和原子半径的变化规律。
4. 介绍元素金属性、非金属性以及原子得失电子的能力的观点和变化规律。
5. 通过实验演示，让学生观察金属钠与水反应的现象，并引导学生分析钠的性质和变化规律。
6. 引导学生自主探究其他元素的性质和变化规律，并尝试总结出元素周期律的普遍规律和特殊性。
7. 分组讨论：在周期表中某些区域的性质变化规律。
8. 请学生发言，分享自己的探究效果和总结，并由教师进行点评和补充。
（三）教室小结1. 回顾元素周期表的结构和分类。
2. 总结元素周期律的主要内容和变化规律。
第二节 第2课时 元素的性质与原子结构核素
( 其中化学性质最不活泼的是 2) ( 填元素符号) 。 ( 在②、③、④三种元素的氧化物对应的水化物中, 3) 碱性最强的是 化学式) 。
( 填
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要点突破
科海泛舟
( 元素①、②、⑤按原子半径由大到小的顺序依次为 4) 元素符号)原因 , ( 5)元素⑥的氢化物的化学式是 ( 填“<”“>”或“=”) 、 7。 该氢化物与水发生反应的化学方程式为 ( 元素②与元素⑧形成的化合物的化学式是 6) 导学
要点突破
科海泛舟
1.关于元素周期律和周期表的下列说法, 不正确的是( D A.周期表是周期律的具体体现形式 B.元素的性质随着原子序数的增加而呈周期性变化
)
C.俄国化学家门捷列夫为元素周期表的建立作出了巨大贡献 D.同一主族的元素从上到下, 金属性呈周期性变化
指津: 在元素周期表中, 同一主族元素从上到下, 元素的金属性逐渐增强, 而不是周期性变化。
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要点突破
科海泛舟
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要点突破
科海泛舟
元素的位置、结构、性质之间的关系及应用
1.“位、构、性”三者关系的解读
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2.元素周期表中的递变规律
同周期(从左至右) 电子层数 最外层电子数 原子半径 金属单质与水或酸置换出H2的难易 最高价氧化物 对应水化物 非金属气态 氢化物 酸性 碱性 形成难易 稳定性 相同 逐渐增多 逐渐减小 易→难 逐渐增强 逐渐减弱 难→易 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 同主族(从上至下) 逐渐递增 相同 逐渐增大 难→易 逐渐减弱 逐渐增强 易→难 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 返回目录
初中八年级化学第三单元第二节《元素》PPT课件
混合物
根据所含 物质种类 是否单一
纯净物
根据物质中所 含的元素种类 是否单一
区分纯净物和混合物：
单质 氧气 铁
只含一种元素的纯净物
化合物 水 二氧化碳
含两种或两种以上元素的 纯净物
水 海水 二氧化碳 空气 氧气 不锈钢 铁
H2O
CO2
O2
Fe
氢氧化钠 NaOH
氢气 H2
NH4HCO3
不一定，同种元素的原子，中子数不一定相同， 质量不一定相同
相同，同种元素原子电子数相同，电子排布相 同，最外层电子数相同，化学性质相同
目前已发现的物质 有三千多万种，但是组 成物质的元素只有一百 多种。
元素在自然界中的 分布并不均匀。
1、地壳中元素质 量含量前五是
氧、硅、铝、铁、钙
认识常见的元素及元素符号
八年级化学第三单元《物质构成的奥秘》
水 H2O
二氧化碳 CO2 氧气 O2
1、分别含有什么元素？ 水中含有 氢元素和氧元素 ， 二氧化碳中含有 碳元素和氧元素 ， 氧气中含有 氧元素 。
2、尝试从物质的结构角度分析，为 什么说三种物质都含有氧元素？
构成三种物质的分子中都有氧原子
3、尝试给元素下定义
铜 Cu
酒精 C2H5OH
金刚石 C
混合物
钙元素 一类物质的总称
下列哪些符号既能表示一种元素，又能表 示一种原子，还能表示一种物质（ C ）
A、O B、H2 C、Zn D、N
3、两个氢原子如何表示？ 2H （微观意义）
2的含义： 2H： 两个氢原子 H2： 一个氢分子中有两个氢原子
2H2O中两个2的含义？
如果要研究水的性质， 能用这些“水”吗？ 应该用什么样的水？
第二节 卤族元素
第二节卤族元素【知识讲解】一、卤素的原子结构（1）相似性：原子的最外层都为7e，阴离子的最外层均为8e，均为双原子分子。
（2）递变性：从氟到碘，随着核电荷数依次增多，原子或离子的半径也依次增大，分子内原子间的核间距离依次增大。
二、卤素单质在物理性质上的主要差异及第变规律溴和碘在水中溶解度均很小，而在某些有机溶剂中（如：苯、汽油、四氯化碳）则易溶。
下表列出单质溴、碘在不同溶剂中的显色情况。
三、卤族元素的主要化学性质四、萃取与分液① 萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法，叫萃取。
选用萃取剂的原则：a、和原溶液中溶剂互不相溶；b、溶质在萃取剂中的溶解度要大于在原溶剂中的溶解度；c、萃取剂与被萃取的溶质要易于分离。
② 分液把两种互不相溶的液体分开的操作叫分液。
分液使用的仪器是分液漏斗。
③ 操作方法a、混合振荡b、静止分层c、分液五、卤素单质的化学性质（1）与金属反应（X = F、Cl、Br、I）2M + n X2 = 2MX n如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 Fe + I2 = FeI2（2）与H2反应H2 + X2 = 2HX H2 + F2 = 2HF（冷暗）H2 + Cl2 = 2HCl （光照） H2 + Br2 = 2HBr（加热）H2 + I2 = 2HI（高温）结论：X2的氧化性：F2 > Cl2 > Br2 > I2HX的稳定性：HF > HCl > HBr > HI（3）和水作用 X2 + H2O = HX + HXO特例：2 F2 + H2O = 4 HF + O2（4）和碱作用 X2 + 2NaOH = NaX + NaXO + H2O3X2 + 6NaOH = 5NaX + NaXO3 + 3H2O（5）置换反应 2Br－ + Cl2 = 2Cl－ + Br22I－ + Cl2 = 2I－ + I22I－ + Br2 = 2Br－ + I2结论：X2非金属活动性：Cl2 > Br2 > I2六、卤化银和碘化物的主要用途（1）卤化银AgX均不溶于稀硝酸，AgCl（白色）、AgBr（浅黄色）、AgI（黄色）卤离子与银离子的反应通常用于检验卤离子。
第二节元素
二、元素符号 外国人不认识啊！！
1、元素符号的来历：
2、概念： 用元素拉丁文名称的第一个大写字
母来表示，若几种元素的第一个字母相 同时，就附加一个小写字母来区别，这 样的符号叫元素符号。
如何正确书写元素符号？
N O H Fe Cu
一大二小
3、元素符号的书写原则： （1）第一个字母必须大写，第二个字母 必须小写；（一大二小） （2）元素符号书写一定要规范。
（6）、太阳系中最丰富的元素： H 其次是：He
5、单质和化合物
（1）单质 由一种元素组成的纯净物
例如：氧气、氮气、金刚石、铁、铜
（2）化合物 由两种或两种以上元素组成的纯净物 例如：二氧化碳、水、二氧化硫、
（3）物质的分类 纯净物
物质
单质 金属 非金属
化合物
混合物 纯净物的区分最好根据物质的化学符号（化学式）
我知道
（1）水银
（2）液态氧
（4）冰水混合物 （5）氧化镁
（7）二氧化碳 （8）空气
（1）属混合物的是____6_、__8___
（3）金刚石 （6）食盐水
（2）属纯净物的是__1_、__2_、__3_、__4_、__5_、__7__
（3）属化合物的是__4_、__5_、___7
（4）属单质的是__1_、__2_、__3___
联 元素的概念建立在原子的基础上，原子的
系
核电荷数（即核内的质子数）决定元素的 种类
典例练习： （1）由分子直接构成的纯净物是____单__质__或__化__合_ 物
（2）由原子直接构成的纯净物是_____单__质______
（3）含有两种或两种以上不同分子的物质是___混__合__物___
（4）只含一种分子的物质一定属于_____纯__净__物______
高中化学：第二节 原子结构与元素周期表24页PPT
（二）周期的划分
构造原理： 1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p； 5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d
周 期 ⅠA
一 H 1s1 二 Li 2s1 三 Na 3s1 四 K 4s1 五 Rb 5s1 六 Cs 6s1 七 Fr 7s1
零族
He 1s2 Ne 2s22p6 Ar 3s23p6 Kr 3d104s24p6
2.电负性大小的标准： F：4.0 Li: 1.0 3.电负性的变化规律： 电负性是一个相对数值
①同周期：左→右，增大 ②同主族：上→下，减小
思考：电负性最大的前三种和最小的元素分 别是什么？ F的电负性(4.0)最大，其次是O(3.5)和 N(3.0)。电负性最小的元素是Cs和Fr(0.7)。
4.电负性的应用：
ds区元素:包括IB族和IIB族元素。
f区元素：包括镧系和锕系元素。 最外层电子数基本相同，化学性质相似。
（四）族的划分
主族元素：主族序数=最外层电子数=外围电子数=价电子数 副族元素：大多数族次=（n-1)d+ns的电子数 0 族元素：最外层电子均为ns2np6排布。
He（1s2）除外
<思考> 4.元素周期表可分为那些族？为什么副族元 素又称为过渡元素？
<思考> 5.为什么在元 素周期表中非金属元 素主要集中在右上角 三角区内（图1-17）
<思考> 6.处于非金属 三角区边缘的元素常 被称为半金属或准金 属。为什么？
周期 元素数目
一 二 三四 五六七 2 8 8 18 18 32 32（？）
金属元素数目 0 2 3 14 15 30 ？
二、元素周期律
O 13.62 1s2 ２ｓ2 ２P4 F 17.42 3.元素电离能Ne与元21素.5性7质的关系
《第二节 元素周期律》公开课优秀教案教学设计(高中必修第一册)
由于第一节内容后连的比较多，所以这一节内容就是个概念形成和具体应用的一节，所以内容较少，结合上一节内容一起看才能体会元素周期表和元素周期律的真正含义1、粒子半径大小的比较影响粒子半径大小的因素有：①电子层数的多少；②原子核对核外电子的吸引力的大小；③核外电子的多少。
(1)同周期、同主族原子半径的比较①同一周期，从左到右，核电荷数依次增大，原子半径依次减小。
如r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
②同一主族，自上而下，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
如r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。
(2)任意简单粒子半径的比较①先看电子层数，层多径大，如r(Cl)>r(O)。
②电子层数相同时看核电荷数，荷少径大，如r(F－)>r(Na＋)。
③电子层数、核电荷数都相同时看电子数，电子数多的半径大，如r(Cl－)>r(Cl)、r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。
1．下列各组微粒半径大小的比较中，错误的是（）A．K＞Na＞Li B．Mg2+＞Na+＞F﹣C．Na+＞Mg2+＞Al3+D．Cl﹣＞F﹣＞F【答案】B详解：A．同主族自上而下原子半径增大，故原子半径K＞Na＞Li，A正确；B．核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径F-＞Na＋＞Mg2+，B错误；C．核外电子排布相同，核电荷数越大离子半径越小，故离子半径Na＋＞Mg2+＞Al3+，C正确；D．最外层电子数相同，电子层越多离子半径越大，阴离子半径大于相应的原子半径，故半径Cl-＞F-＞F，D正确；2、主族元素主要化合价的确定(1)主族元素的最高化合价＝族序数(O、F除外)。
(2)非金属元素最低负价＝8－原子的最外层电子数(H除外)。
2．某同主族（或同周期）元素的主要化合价的变化规律如右图所示，它们可能位于周期表A．ⅠA族 B．ⅡA族C．第二周期 D．第三周期【答案】D【解析】A、若为ⅠA族，化合价均为+1价，选项A错误；B、若为ⅡA族，化合价均为+2价，选项B错误；C、若为第二周期，F元素没有正价，选项C错误；D、若为第三周期，符合最高正价从+1到+7，负价由硅的-4到Cl的-1，选项D正确。
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九年级
情景导入
使用统一的符号！！
外国人可能不认识汉 字
情景导入
历史上，道尔顿曾用图形加字母的方式作为元素符号，如图所示。但由于 后来发现的元素越来越多，符号设计越来越复杂，不便于记忆和书写，故未能 被广泛采用。
学习目标
1.掌握元素符号的书写方法和规律。 2.掌握元素符号的意义。 3.认识元素周期表。
原子序数 核电荷数 质子数Βιβλιοθήκη 8O 氧16.00
元素符号 元素名称 相对原子质量
新课讲解 部分元素符号有三个意义：
Fe
①铁元素 ②一个铁原子 ③铁这种物质
课堂练习
小结：对于由 原子 直接构 成的物质，用 元素符号 表 示这种物质。
新课讲解 判断
2O 2个氧元素；
2个氧原子
新课讲解
小结：在元素符号加前有化学计量数只表 示微观的含义(几个某原子)，不表示宏观 含义(某元素)。
课堂练习
1、同一周期电子层相同，从左到右电子 数依次递增。
2、同一族最外层电子数相同，化学性质 相似。
课堂小结
1、元素符号的书写 2、元素符号表示的意义 3、元素周期表的简单应用
新课讲解 元素符号的意义
一个氢 原子
H
氢元素
表示一种元素 （宏观含义），
意义：
表示该元素的一个原子 （微观含义）。
新课讲解
1、元素周期表上分两大区域
2、横行——叫周期
七个横行就是 七 个周期。
3、纵行——族
18个纵行 16 个族
4、原子序数=核电荷数=质子数 =核外电子数
新课讲解
元素周期表简介