【课堂设计】2015-2016学年高一化学人教版必修2课件：1-2-1 原子核外电子的排布 元素周期律
人教版高中化学必修二课件第1章-第2节-第1课时
族序数－8
外)
内容
离子
氢化物
最高价氧 化物的水
化物
阳离子氧化性 阴离子还原性
稳定性 还原性
酸性
碱性
同周期(从 左到右) 增强 减弱 增强 减弱 增强
减弱
同主族(从上 到下) 减弱 增强 减弱 增强 减弱
增强
2.粒子半径大小的比较
(1)电子层数相同(即同周期)时，随着原子序数的 递增，原子半径逐渐减小。例如： 原子 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 半径 (2)最外层电子数相同(即同主族)时，随着电子层 数的递增，原子半径逐渐增大。例如： r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
为 8，即该离子核外电子排布为
，可能是 S2－、Cl－、
K＋、Ca2＋等；C 项中原子核外电子排布相同，则一定属于同
种元素，因为核电荷数＝原子序数＝质子数。
【答案】 CD
元素性质的周期性变化规律及粒子半 径大小比较
【问题导思】 ①根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较 ⅰ.P－3、S－2、Cl－还原性强弱 ⅱ.H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱 【提示】 ⅰ.P－3>S2－>Cl－ ⅱ.H2PO4<H2SO4<HClO4
核外电子排布的规律及其表示方法 【问题导思】
①将 Na 原子的结构示意图写成 么？
对吗？为什
【提示】 不对，L 层没有填满，只有排满 L 层才能排
M 层，正确的写法为
②ⅰ.核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理 解，如当 M 层不是最外层时，最多可以排布________个电子， 而当它是最外层时，最多可以排布________个电子。
高中化学必修2第1章第1节原子结构—【教学课件】-最新经典通用版
下: 1s2
1s22s1
1s22s22p1
1s1→
→
→1s22s2→
→1s22s22p2
氢氦
锂
铍
硼
碳
新课探究 ①在书写电子排布式时,一般情况下,能层低的能级要写在左边,而不是按构造原理顺序 写。 书写顺序:1s、2s、2p、3s、3p、3d、4s、4p、4d、4f、5s…… 电子填充顺序(构造原理):1s、2s、2p、3s、3p、4s、3d、4p、5s……
< E(nf)……
新课探究
3.理清能层、能级与最多容纳的电子数、能量之间的相互关系
能层(n)
一二 三
四
五 六七
…
符号
KL M
N
O PQ
…
能级
1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … … …
…
2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … … …
…
最多容纳电子数 2 8 18
新课探究
[归纳总结] (1)能层(n)即为电子层,任何能层均含有s能级,但不是任何能层均含有任何能 级;各能层的能级都是从s能级开始,每个能层上能级个数与能层数相等。 (2)同一能层里,各能级的能量按照s、p、d、f……顺序依次递增。 (3)不同能层中同一能级,能层序数越大,能量越高。例如:1s<2s<3s<4s……
新课探究
知识点一 能层与能级
1.能层 (1)含义:核外电子按 能量 不同分成能层(电子层)。 (2)能层序数及符号: 电子的能层由内向外排序,其序号、符号以及所能容纳的最多电子数如下:
能层
一
二
人教版高中化学必修2课件第一章全套课件 第一章 元素周期表2
都易失电子， 具强还原性。
Li Cs越来 越容易失电 子，还原性 逐渐增强。
2、碱金属的化学性质
（1）相似性： ①与O2的反应
取一小块钾，擦 干表面的煤油后放 在石棉网上加热， 观察现象。同钠与 氧气的反应比较。
（1）相似性：
①与O2的反应
4Li + O2 ＝Δ 2Li2O 2Na + O2 ＝Δ Na2O2 K + O2 =Δ= KO2
方程式
氢化物稳定性
F2 Cl2
Br2 I2
冷暗处爆炸 H2+F2====2HF 光照或点燃 H2+Cl2=====2HCl
HF很稳定 HCl稳定
高温
H2+Br2======2HBr HBr较不稳定
高温、持续加热 H2+I2======2HI HI很不稳定 缓慢进行
表现为： （1）卤素单质与H2化合的难易关系：F2 >Cl2> Br2> I 2
人教版化学必修Ⅱ
元素周期表２
重庆市涪陵实验中学 王俊明
2020年12月13日星期日
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
（1）碱金属的原子结构
二：碱金属元素原子结构 原子结构 决定 化学性质
1.相同点：原子最 外层电子都只有一 个电子。
2.递变规律：Li Cs ， 电子层数递增，原子半 径渐大，核对最外层电 子的引力下降。
A、与水反应比钾更剧烈
B、氯化铷属离子化合物
C、稳定性：Rb2CO3<RbHCO3 D、铷的熔沸点比钠高
3、随着核电荷数的增加，碱金属元素的单质（ D ）
（A） 熔点依次增加
（B）密度依次减少
（C）颜色逐渐加深
2015-2016学年高一化学人教版必修1学案：第2章-第1节-第1课时 简单分类法及其应用
新课标化学必修1第一节物质的分类第一课时简单分类法及其应用[学习目标] 1.了解物质的分类方法和依据。
(重点) 2.学会对常见物质进行分类。
(重点) 3.感受分类法在科研和学习中的重要作用。
一、分类及常见的分类方法1．分类及其意义2．常见的分类方法(1)交叉分类法①含义：根据不同的分类标准，对同一事物进行多种分类的方法，即对物质以不同的标准进行分类。
②举例按物质所属类型连线按阴离子分类按阳离子分类(2)树状分类法①含义：对同类事物按照某种属性进行再分类的分类方法，即对同类事物进行再分类。
②举例1．利用交叉分类法，说出Na2CO3的类别。
【提示】盐，正盐，钠盐，碳酸盐等。
2．树状分类法中所涉及的物质类别之间有几种关系？用数学集合关系举例说明。
【提示】 有并列和从属关系两种，如物质的分类中：①并列关系：②从属关系：3．有①O 2 ②S ③CO 2 ④Fe ⑤NaCl ⑥NaOH 6种物质(1)属于单质的有________，化合物的有_______________，(2)气体的有________，固体的有________。
【提示】 (1)①②④，③⑤⑥ (2)①③，②④⑤⑥二、分类方法的应用1．分类可以帮助我们更好地认识物质的性质，找出各类物质之间的关系，如：―①―②―③―④―⑤―⑥写出化学方程式，注明反应类型①2Ca ＋O 2=====点燃2CaO ，化合反应；②CaO ＋H 2O===Ca(OH)2，化合反应；③Ca(OH)2＋Na 2CO 3===CaCO 3↓＋2NaOH ，复分解反应；④C ＋O 2=====点燃CO 2，化合反应；⑤CO 2＋H 2O===H 2CO 3，化合反应；⑥H 2CO 3＋Ca(OH)2===CaCO 3↓＋2H 2O ，复分解反应。
4．3CO ＋Fe 2O 3=====△3CO 2＋2Fe 是置换反应吗？【提示】 不是5．NaCl ＋AgNO 3===AgCl ↓＋NaNO 3是什么反应类型？【提示】 复分解反应1．判断(1)Na 2SO 4、KNO 3都是含氧酸盐。
人教版高中化学必修二课件第一章第一节第2课时元素的性质与原子结构(共72张PPT)
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第2课时 元素的性质与原子结构
1.了解碱金属、卤素原子在周期表中的位置。 2.了解碱金属、卤素原子结构特点,了解原子结构与元素性质 的关系。 3.了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性,并能初步运用原 子结构理论解释。
一、碱金属元素 1.碱金属元素原子结构的特点:
元素 锂
【互动探究】(1)写出题干中该金属元素与水反应的化学方程 式。 提示:Cs和Na性质相似,与水反应生成氢气和碱,化学方程式为 2Cs+2H2O====2CsOH+H2↑。 (2)如何比较D项中两种金属的金属性强弱? 提示:氢氧化铝属于两性氢氧化物,可以溶于强碱溶液,故向氢氧 化铝固体中加入足量氢氧化铯溶液,若固体溶解,说明碱性氢氧 化铯大于氢氧化铝,则金属性铯大于铝。
二、卤族元素 1.卤族元素原子结构的特点:
元素
氟
氯
溴
碘
原子结构
示意图
______ ________ __________ __________
原子 结构 特点
相似 性
递变 性
最外层电子数都是_7_
F→I核电荷数_增__大__,电子层数_增__多__, 原子半径_增__大__
2.卤素单质的主要物理性质及递变规律:
(5)据离子的氧化性强弱判断: 金属阳离子的氧化性越强,元素的金属性越弱。如氧化 性:Cu2+>Fe2+,则金属性:Cu<Fe。
2.非金属性强弱的判断: (1)据元素周期表判断: ①同一周期,从左到右:元素的非金属性逐渐增强。 ②同一主族,从上到下:元素的非金属性逐渐减弱。 (2)据单质及其化合物的性质判断: ①单质与氢气化合越容易(或氢化物越稳定),元素的非金属性 越强。 ②最高价氧化物对应的水化物的酸性越强,元素的非金属性越 强。
(完整)人教版_高中化学必修二教案(整理版)
高中化学必修2人教版教案1、定义核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素互为同位素。
2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。
课题：第一节元素周期表(二) 元素周期表的结构一、元素周期表的结构7个横行，18个纵行。
元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
1、周期周期序数=电子层数已知碳元素、镁元素和溴元素的原子结构示意图：它们分别位于第几周期？为什么？碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1 H—He 2 12 Li—Ne 8 23 Na—Ar 8 3长周期4 K—Kr 18 45 Rb—Xe 18 56 Cs—Rn 32 6不完全周期7 Fr—112号26 7元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。
2、族由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。
零族元素均为稀有气体元素。
由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。
第Ⅷ族有几个纵行？(3个)主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数)18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）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？X位于第四周期、第一主族；Y位于第五周期、第七主族。
能判断它们分别是什么元素吗？可对照元素周期表。
X为钾元素，Y为碘元素。
课题：第一节元素周期表(三) 元素周期表与碱金属Na 银白色，柔软0.97 97.81 882.9 0.186K 银白色，柔软0.86 63.65 774 0.227Rb 银白色，柔软 1.532 38.89 668 0.278Cs 银白色，柔软 1.879 28.40 678.4 0.265【总结】随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。
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第二节《元素周期律》教学设计教学过程第一课时我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
第二节元素周期律元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先熟悉一下原子的结构。
电子层模型示意图及原子结构示意图：原子是由原子核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。
如果核工业外只有一个电子，运动情况比较简单。
对于多电子原子讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定规律？下面我们就学习有关知识。
一、原子核外电子的排布科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用N=1、2、3、4、5、7表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q、表示。
1。
电子层的划分电子层 1 2 3 4电子层符号 K L M N ……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数 2 8 18 32 22由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起。
当一层充满后再填充下一层。
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？下面请大家分析课本13~14页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。
分析、思索、交流、归纳2。
核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是22 (表示电子层)（2）最外层电子数不超过8个（K层是最外时，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。
（3）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，（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。
人教版高中化学必修二课件1.1.2元素的性质与原子结构.ppt
依据
方法
根据与水(或酸)反应置换 出氢气的难易程度
_越__易__者__金__属__性__越__强__
根据最高价氧化物对应的 水化物的碱性强弱
_碱__性__越__强__者__金__属__性__越__强__
根据金属之间的置换反应 _活__动__性__强__的__能_够__置__换__出__活__动__性__弱__的__
3.下列关于F、Cl、Br、I的比较，说法正确的是（ ） A.原子最外层的电子数随核电荷数的增加而增多 B.单质颜色随核电荷数的增加而加深 C.氢化物的稳定性随核电荷数的增加而增强 D.非金属性随核电荷数的增加而增强
【解析】选B。卤族元素最外层电子数都是7，A错；卤素单 质颜色由F2→I2依次为浅黄绿色、黄绿色、深红棕色、紫黑 色，单质颜色随核电荷数的增加而加深，B正确；由F→I， 随核电荷数的增多，原子半径逐渐增大，非金属性逐渐减 弱，氢化物的稳定性也逐渐减弱，C、D两项错误。
三、同主族元素性质的递变规律(从上到下)
增多
增大
增强
减弱
【自我小测】 判断或回答下列问题： 1.实验室中可将少量的金属钠、钾保存在煤油中,能否用四 氯化碳代替煤油保存金属钠、钾? 提示：不能。金属钠、钾性质活泼,可与空气中的氧气、水 发生反应,且密度都比煤油大,故可保存在煤油中以隔绝空气; 而四氯化碳的密度比钠、钾的密度大,金属钠、钾会浮在四 氯化碳液面上,无法与空气隔绝,会被空气中的氧气氧化,故 不能保存在四氯化碳中。
【解析】选A。Li与Na同属碱金属元素，性质相似，但又有 差异，根据同主族元素性质的相似性和递变性可知，Li的 金属性比Na弱，与水反应不如Na与水反应剧烈，与O2反应只 能生成Li2O，不能生成Li2O2；其阳离子最外层只有2个电子； 且Li的密度比煤油的密度小，不能保存在煤油中，应保存 在石蜡中。
高一化学人教版必修2课件1.1.2元素的性质与原子结构
自主预习 合作探究
(2)原子结构特点。 ①相同点:最外层电子数都是1。 ②递变性:从Li→Cs,核电荷数依次增加,电子层数依次增多,原子 半径依次增大。
目标导航 预习导引 一 二 三
自主预习 合作探究
2.单质的物理性质
元素
Li、Na、K、Rb、Cs(原子序数增大)
相同点
除铯外,其余都呈银白色,它们都比较软,有延展性,密 度较小,熔点较低,导电、导热性强
自主预习 合作探究
知识点1 知识点2 知识点3
答案:C
解析:碱金属元素原子的最外层都有1个电子,在反应中易失去这
个电子,表现为强还原性,故A、B两项正确;金属Li在氧气中燃烧生
成Li2O,金属Na在氧气中燃烧生成Na2O2,金属K、Rb、Cs燃烧生成
更复杂的氧化物,故C项不正确;碱金属单质与H2O的反应都可表示
目标导航 预习导引 一 二 三
自主预习 合作探究
实验操作 实验现象
化学方程式
结论
静置后,液体分层, 上层接近无色,下 2KI+Br2 层紫红色
2KBr+I2
目标导航 预习导引 一 二 三
自主预习 合作探究
三、同主族元素的性质与原子结构的关系 1.元素性质的影响因素 元素的性质主要与原子核外电子的排布,特别是与最外层电子数 有关。 2.同主族元素性质的递变规律
自主预习 合作探究
第 2 课时 元素的性质与原子结构
目标导航 预习导引
自主预习 合作探究
1.能说出原子结构与元素性质的关系。 2.能记住碱金属元素、卤族元素的性质递变规律,并能运用原子 结构理论解释这些规律。
目标导航 预习导引 一 二 三
一、碱金属 1.碱金属元素的原子结构及特点 (1)原子结构示意图。
人教版高中化学必修二教案课程版
人教版高中化学必修二教案课程版Standardization of sany group #QS8QHH-HHGX8Q8-GNHHJ8-HHMHGN#高中化学必修2人教版教案课题：第一节元素周期表(二) 元素周期表的结构一、元素周期表的结构7个横行，18个纵行。
课题：第一节 元素周期表(三) 元素周期表与碱金属元素的性质与原子结构的关系元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
1、周期周期序数=电子层数已知碳元素、镁元素和溴元素的原子结构示意图：它们分别位于第几周期为什么碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期类别周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数短周期1H —He 2 1 2 Li —Ne 8 2 3 Na —Ar 8 3 长周期 4K —Kr 18 4 5 Rb —Xe 18 5 6 Cs —Rn 32 6 不完全周期7Fr —112号267元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。
2、族由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。
零族元素均为稀有气体元素。
由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。
第Ⅷ族有几个纵行(3个)主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行） 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X 位于第四周期、第一主族；Y 位于第五周期、第七主族。
能判断它们分别是什么元素吗可对照元素周期表。
X 为钾元素，Y 为碘元素。
课题：第一节元素周期表(四) 卤族元素第二节元素周期律(一)12镁Mg28213铝Al28314硅Si28415磷P28516硫S28617氯Cl28718氩Ar2882、核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)(2)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。
人教版高一化学必修二课件：1.1.2元素周期表第2课时 元素的性质与原子结构
9.写出下列反应的化学方程式并指出氧化剂和还原剂。
(1)锂在空气中燃烧
4Li＋O2
2Li2O
(2)钾与水反应
2K＋2H2O=2KOH＋H2↑
(3)溴与碘化钾反应
(4)氯化亚铁与氯气反应 2FeCl2＋Cl2=2FeCl3
课本第11页 10.甲、乙、丙、长四种元素的原子序数如表中所示，从周期表中找出这四种 元素。 （1）填写下表
课本第8页
（1）卤素单质与H2的反应
H2+F2=2HF
在暗处能剧烈化合并发生爆炸，生成的氟化氢 很稳定
光照或点燃发生反应，生成的氯化氢较稳定
H2+ Br2
2HBr
加热至一定温度才能反应，生成的溴化氢不如氯 化氢稳定
不断加热才能缓慢反应;碘化氢不稳定，在同一条件 下同时分解为H2和I2，是可逆反应
剧烈程度:____反___应__越__来__越___剧__烈____________ 生成的氢化物的稳定性:_________________________________
1．了解碱金属、卤素原子在周期表中的位置。 2．了解碱金属、卤素原子的结构特点，了解原子结构与 元素性质的关系。 3．了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步 运用原子结构理论解释。
(一) 碱金属元素
课本第5页
元素 元素符 核电
高中化学(人教必修2)1.2.1学案设计
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布及元素周期律学习目标1.了解原子核外电子排布。
2.掌握元素核外电子、化合价、原子半径周期性变化规律。
学习过程一、核外电子排布1.核外电子运动特征根据所给的一些数据请你总结电子运动的特征。
(1)核外电子的质量:9.10×10-31 kg。
(2)炮弹的速度2 km/s,人造卫星7.8 km/s,宇宙飞船11 km/s,氢核外电子2.2×108 m/s。
(3)乒乓球半径:4×10-2 m;原子半径:约10-10 m。
2.核外电子分层排布阅读课本P3.核外电子排布的规律阅读课本P13~14表12,及下表数据,归纳总结核外电子排布的规律。
续表(1)核外电子总是依能量逐步升高从层排起,即:排满K层排L层,排满L层排M层。
(2)每个电子层最多可容纳个电子(n表示电子层序数)。
(3)最外层可容纳的电子数不能超过个(K层是最外层时,最多不超过个),次外层不能超过个,倒数第三层不能超过个。
4.原子结构示意图【例1】判断下列示意图是否正确?为什么?【例2】根据核外电子排布规律,画出下列元素原子的结构示意图。
(1)55Cs(2)35Br5.稳定结构与不稳定结构通常我们把最外层个电子(只有K层时为个电子)的结构,称为相对稳定结构。
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。
二、元素周期律1.电子层排列的周期性根据1~18号元素核外电子排布,总结核外电子排布的规律。
2.化合价的周期性变化根据1~18号元素的化合价,总结化合价的变化规律:。
(1)1~18号元素中,除了O、F外,最高正价=;最低负价与最高正价的关系为;(2)金属元素无价(除0价外,在化学反应中只显价);既有价又有价的元素一定是非金属元素;(3)氟元素无价,氧元素无最高价。
3.原子半径的递变规律(1)同主族元素原子半径随原子序数增大而逐渐增大的原因。
人教版高中化学必修2全套精品教案
[播放：原子组成示意图 ] 知道原子是不显电性的，现在又出现了“原子序数” ，它们之间有没有关系呢？关系怎样？
师：把学生分成三组：分别数一下 Na、 C、O 三种原子中的质子数、电子数。 生：它们之间有关系：
原子序数 =核电荷数 = 质子数 = 核外电子数 师（指幻灯片—元素周期表） ：请同学们认真分析、研究这张表看看 （ 1）它有什么排列规律？有什么特点？ （ 2）有多少横行，多少纵行？ （ 3）每横行、纵行所含的元素种类是否相同？ 生（讨论）： 师（巡视）：倾听同学们的意见 生 1：表排列比较乱——长短不一。而且表中各元素颜色也不一样。 生 2：有 7 个横行， 18 个纵行 生 3：每横行、纵行所含的元素种类有的相同，有的不相同。 师（微笑）：同学们观察很仔细，现在请同学们看书：什么叫周期？什么叫族？表中 什么？ [多媒体展示板书 ]
第三节：化学键，以 NaCl、 HCl 为例介绍了离子键，共价键的知识，简明扼要，学生理解难度并不大。
教学时，可以多举典型实例，使抽象问题具体化，以帮助学生巩固概念。
教学时要充分利用教材上所提供的图表，引导学生归纳、总结推理、探究，切忌教师照本宣科，给出现
成的结论，这样，学生不经过分析、观察，生吞活剥教师所讲授的内容，实践证明，既不利于掌握知识，更
不利于培养能力。通过本章学习，力求让学生体会理论对实践的指导作用，使学生在结构理论的指导下，更
好地为以后学习服务。
本章教学重点：元 素周期表的结构，元素周期建；离子键、共价健，元素在周期表中的位置、原子结构、
元素性质的关系。
本章教学难点： 元素周期律的应用、共价键。
课时安排
第 1 节 元素周期表 2 课时
理解不透彻，不妨试一试排除法，因为，选择题的特点就是提供了四个选项。利用排除法可减化思考过程，
人教版高中化学必修二教案全册26页word
高中化学必修2人教版教案课题：第一节 元素周期表(二) 元素周期表的结构课题：第一节 元素周期表(三) 元素周期表与碱金属一、元素周期表的结构 7个横行，18个纵行。
元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。
1、周期周期序数=电子层数已知碳元素、镁元素和溴元素的原子结构示意图：碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。
七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期类别周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数短周期 1H —He 2 1 2 Li —Ne 8 2 3 Na —Ar 8 3 长周期 4K —Kr 18 4 5 Rb —Xe 18 5 6Cs —Rn 32 6 不完全周期 7Fr —112号267元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。
2、族由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。
零族元素均为稀有气体元素。
由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。
第Ⅷ族有几个纵行？(3个) 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数(或：主族序数=最外层电子数)18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）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？X 位于第四周期、第一主族；Y 位于第五周期、第七主族。
能判断它们分别是什么元素吗？可对照元素周期表。
X 为钾元素，Y 为碘元素。
课题：第一节元素周期表(四) 卤族元素第二节元素周期律(一)一、原子核外电子的排布通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。
这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。
1、电子层的划分电子层（n） 1、 2、3、4、 5、6、7电子层符号 K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高核电荷数元素名称元素符号各层电子数K L M1 氢H 12 氦He 23 锂Li 2 14 铍Be 2 25 硼 B 2 36 碳 C 2 47 氮N 2 58 氧O 2 69 氟 F 2 710 氖Ne 2 811 钠Na 2 8 112 镁Mg 2 8 213 铝Al 2 8 314 硅Si 2 8 415 磷P 2 8 516 硫S 2 8 617 氯Cl 2 8 718 氩Ar 2 8 82、核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层(2)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。
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B．D＞B＞A＞C
C．A＞D＞C＞B
D．B＞A＞C＞D
基础知识学习
核心要点透析
随堂对点练习
解析
A元素原子的次外层电子数只能是2，最外层电子数是
4。A的原子序数为6；B元素的内层电子总数只能是2，最外
层电子数为6，B的原子序数为8；C元素原子有3个电子层， L层必有8个电子，M层有4个电子，C的原子序数为14；D的 阳离子与B的阴离子(即O2－)电子层结构相同，D为Na，原子 序数为11；故原子序数：C＞D＞B＞A。
数是2个)的结构，称为相对稳定结构。稀有气体的原子就是 上述结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元素的原子 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，不稳定结构总是通过各种方式 ( 如得失电子、共用电
子等)趋向达到相对稳定结构。
(2)过渡元素原子最外层电子数不超过2个，若原子最外层有n 个电子： ①n＝1，位于第ⅠA族或过渡元素区。 ②n＝2，位于第ⅡA族、0族或过渡元素区。
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在第三周期元素中，除稀有气体元素外：
(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)；
(2)金属性最强的元素是________(填元素符号)； (3) 最高价氧化物对应水化物酸性最强的是 ________( 用化学 式回答，下同)； (4)最不稳定的气态氢化物是________；
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元素的化合价
金属性 非金属性
2.元素的金属性、非金属性强弱判断规律
(1)金属性强弱的判断依据
①元素的单质与水或酸置换出氢气的反应越容易进行，则 其金属性越强。 ②元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，则其金属性 越强。
③金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若 A置
换出B，则A的金属性强于B。 ④在金属活动性顺序表中，前面的金属性强于后面的。 ⑤金属阳离子的氧化性越强，则其单质的还原性越弱，元 素的金属性越弱(注：Fe的阳离子仅指Fe2＋)。
第二节
元素周期律
第1课时 原子核外电子的排布 元素周期律
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核心要点透析
随堂对点练习
1．了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。
2．了解核外电子分层排布的规律。
3．了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。 4．理解元素周期律的内容和实质。
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最外层
电子数
得失电
子能力
化学性质 较稳定，一 般不参与化 学反应 金属性
主要
化合价
稀有气
体元素
8(He
为2)
一般不易
得失电子
金属
元素
＜4
易失电子
只有正价，一
般是＋1→＋3
非金属
元素
≥4
易得电子
非金属性
既有正价
又有负价
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基础知识学习
特别提醒
(1)通常把最外层有8个电子(K层为最外层时电子
C．原子半径：X＞Y＞Z
D．原子最外层电子数：X＞Y＞Z
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解析
本题的关键是“最高价氧化物对应水化物的酸性相对
强弱”这一信息，由此可推知X、Y、Z为非金属元素，原子
序数相连意味着它们属同周期元素，故活泼性：X＞Y＞Z， 原子半径： X＜ Y＜ Z，气态氢化物的稳定性顺序为： HX＞ H2Y＞ZH3。 答案 AD
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点拨
①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空
间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。
②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。如 钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。其原子结构
示意图为
而不应该是
。
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判断正误
(1)锂的原子结构示意图是
。
(
( ( (
)
) ) )
(2)某原子M层电子数为L层电子数的4倍。 (3)某离子M层和L层电子数均为K层的4倍。 (4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数。 答案 (1)× (2)× (3)√ (4)×
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元素周期律
[导 学 导 练 ] 1．原子结构的周期性变化
PH3
H2S
HCl 稳定
氢化物稳
定性逐渐 增强 最高价氧 化物对应 的水化物 酸性逐渐
很不稳定 不稳定 受热分解
HClO4 H2SiO3 H3PO4 中强 酸 H2SO4 强 酸 强酸(比 H2SO4酸 性强 )
化物(含氧酸) 弱 酸 酸性强弱
增强
结论：随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周 期性的变化。 Na Mg Al Si P S Cl ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― ― → 金属性减弱， 非金属性增强
4 N
5 O
6 P 远
7 Q
能量高低
由低
高
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2.原子核外电子的排布规律
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3．(1)原子(离子)结构的表示方法，如下所示：
(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而 离子结构示意图中，二者则不相等。如：
Na＋
Cl－
阳离子：核外电子数小于核电荷数。 阴离子：核外电子数大于核电荷数。
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(2)非金属性强弱的判断依据 ①非金属元素的单质与氢气化合生成气态氢化物的反应越容
易进行，则其非金属性越强。
②非金属元素气态氢化物的稳定性越强，则元素的非金属性 越强。 ③元素的最高价氧化物的水化物的酸性越强，则其非金属性 越强。
④非金属元素的单质与盐在水溶液中进行置换反应，若 A 置
最外层电子数等于电子层数
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H、Be、Al
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最外层有1个电子
最外层有2个电子
H、Li、Na、K
He、Be、Mg、Ca Li、P Be
内层电子数之和是最外层电子数2倍
的元素 电子总数为最外层电子数2倍的元素
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2.推断元素的性质。 元素
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1．元素周期表中元素及其单质和化合物性质的变化规律
项目
原 子 结 构 原子半径 核电荷数
同周期(左 →右)
逐渐增大
同主族(上→下)
逐渐增大
电子层数
相同
逐渐减小 最高正价：＋1→＋7 负价数＝族序数－8 减弱 增强
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增多
逐渐增大
最高正价(O、F除
外)、负价数相同， 最高正价＝族序数 增强 减弱
最强，氯的非金属性最强，其对应的酸是HClO4。
(4)非金属性最弱的元素Si的气态氢化物最不稳定。 (5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。 (6)铝的氧化物Al2O3具有两性。 答案 (1)Cl (2)Na (3)HClO4 (4)SiH4 (5)NaOH (6)Al2O3
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原子核外电子的排布
[导 学 导 练 ] 1．核外电子的分层排布 在多电子的原子里，电子的能量并不相同。能量低的，
通常在离核 近 的区域运动；能量高的，通常在离核 远 的
区域运动。核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层 排布。其关系如下：
电子层(n)符号
离核远近
1 K
2 L
3 M 由近
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2．元素性质的周期性变化 (1)元素主要化合价的周期性变化
规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈
现 ＋1→＋7 性变化。
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－4→－1 ，最低负化合价呈现
的周期
点拨
元素化合价的“三个二”
①二“特殊”。
F无正价，O无最高正价；
②二“只有”。 金属只有正价，只有非金属才有负价； ③二“等式”(主族元素)。 最高正价＝最外层电子数，
③n≥3时，则一定位于第n主族(n＝8时，位于0族)。
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【应用1】 短周期元素中， A元素原子最外层电子数是次外 层电子数的2倍；B元素原子最外层电子数是其内层电子 总数的 3 倍； C元素原子 M 层电子数等于其 L层电子数的
一半； D 元素原子最外层有 1 个电子， D 的阳离子与 B 的
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3．元素周期律
内容： 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性
变化的规律 。 实质：元素周期律是 然结果。 点拨 ①元素的性质包括：原子半径、元素的主要化合价、 核外电子排布 发生周期性变化的必
金属性、非金属性等。
②物质的性质：物理性质：颜色、状态、气味、挥发性、 溶解性、密度、硬度、熔沸点、导电性、延展性等。 化学性质：氧化性、还原性、稳定性、酸性、碱性等。
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②Si、P、S、Cl四种元素性质的比较 Si P 磷蒸气 高温 与氢气 能反应 加热 S Cl 光照或点燃 时发生爆炸 而化合 规律(同周
期从左到右)
与H2化合能
单质与氢气
反应的条件
力逐渐增强
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