人教版 高中化学必修二第一章第二节 元素周期率
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人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT
ds区，它包括
族，Ⅰ处B于和周Ⅱ期B 表d区和p区之间。它们都
是 ，也属过金渡属元素。
f区元素最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素 （各有15种元素）。
小结
包括元素 s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素 最后1个电子填充在 ns 轨道上，价电子的构型是__n_s1___ 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA族，它们都是 _活__泼__金__属，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。
p区元素最后1个电子填充在 轨道np上，价电子构型是 ，ns2np1～6 位于周期表 右侧，包 ⅢA～Ⅶ族A、元零素族。大部分为 元素非。金属
d区元它素们的价层电子构型是 (n－，1)最d1后～81n个s2电子基本都是填充
在 轨道上(n，－位1于)d长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变
化金合属价，为过渡元素。它包括 族元素。 ⅢB～Ⅷ
ds区元价层电子构型是
(n－，1)即d1次0n外s1层～2d轨道是 的，最充外满
层素轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为
元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素 的原子序数是( )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第 _______族,下列关于它的性质的说法中错误的是( ) Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱 C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
人教版高中化学必修二第一章第二节 元素周期律2
B
3、 X元素的阴离子，Y元素的阴离子和Z元素的阳离子具有相同的电子 层结构，已知X的原子序数比Y的大，则X、Y、Z的三种离子半径大小的 顺序是（分别用r1、r2、r3表示）（ B ）
A. r1 >r2>r3 B. r2 > r1 >r3 C. r3>r1 >r2 D. r3>r2> r1
（二）元素金属性和非金属性的周期性变化
Na Mg Al Si P S Cl
金属元素
非金属元素
结构 决定
性质
电子层数：相同 核电荷数：逐渐增加
失电子 能力： 逐渐减弱
金属性： 逐渐减弱
原子半径：逐渐减小 最外层电子数：逐渐增多
得电子
？ 能力： 逐渐增强
非金属性：逐渐增强
科学探究
（1） 元素的金属性递变规律
Na
与水 反应
与冷水剧烈反应
与酸反应 氧化物对应 的水化物 氢氧化物与 NaOH反应
结论：随原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子
半径和化合价均呈现周期性的变化。
微粒半径比较的一般规律：
微粒半径主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定。
r r r 讨论：比较 H 、 H+ 、 H-
r r r H+ < H < H-
1、同种元素的不同微粒： 核外电子数越多，半径越大。
2、不同种元素的微粒：
（1）电子层数相同的原子： 核电荷数越大，原子半径减小。
例如：rNa >rMg>rAl
（2）最外层电子数相同的原子：
电子层数越多，半径越大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs
3、 X元素的阴离子，Y元素的阴离子和Z元素的阳离子具有相同的电子 层结构，已知X的原子序数比Y的大，则X、Y、Z的三种离子半径大小的 顺序是（分别用r1、r2、r3表示）（ B ）
A. r1 >r2>r3 B. r2 > r1 >r3 C. r3>r1 >r2 D. r3>r2> r1
（二）元素金属性和非金属性的周期性变化
Na Mg Al Si P S Cl
金属元素
非金属元素
结构 决定
性质
电子层数：相同 核电荷数：逐渐增加
失电子 能力： 逐渐减弱
金属性： 逐渐减弱
原子半径：逐渐减小 最外层电子数：逐渐增多
得电子
？ 能力： 逐渐增强
非金属性：逐渐增强
科学探究
（1） 元素的金属性递变规律
Na
与水 反应
与冷水剧烈反应
与酸反应 氧化物对应 的水化物 氢氧化物与 NaOH反应
结论：随原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子
半径和化合价均呈现周期性的变化。
微粒半径比较的一般规律：
微粒半径主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定。
r r r 讨论：比较 H 、 H+ 、 H-
r r r H+ < H < H-
1、同种元素的不同微粒： 核外电子数越多，半径越大。
2、不同种元素的微粒：
（1）电子层数相同的原子： 核电荷数越大，原子半径减小。
例如：rNa >rMg>rAl
（2）最外层电子数相同的原子：
电子层数越多，半径越大。 例如：rLi <rNa <rK < rRb <rCs
(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。
高中化学必修二第一章第二节第一课时元素周期律
须 加 热
光照或 点燃爆 炸化合
Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
强碱
中强碱 两性氢 弱酸 氧化物
中强 酸
强酸
最强 酸
稀 有 气 体 元 素
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
随着原子序数的递增 元素原子的核外电子排布呈现周期性变化 元素原子半径呈现周期性变化 元素化合价呈现周期性变化 元素的化学性质呈现周期性变化
（2）最外层电子数不超过8个电子(K 为最外层时不超过2个) ； （3）次外层电子数不超过18个电子； 倒数第三层电子数不超过32个电子； （4）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(能量最低原 理)。
练习：
1、判断下列示意图是否正确？为什么？ A、 B、 +12 2 10
氟里昂的发现与元素周期表
米奇利还分析了其它的一些规律， 最终，一种全新的致冷剂CCl2F2终 于应运而生了。 80年代，科学家们发现氟里昂会破 坏大气的臭氧层，危害人类的健康 的气候，逐步将被淘汰。人们又将 在元素周期表的指导下去寻找新一 代的致冷剂。
例1.下列递变情况不正确的是： C
A. Na、Mg、Al最外层电子数依 次增多，其单质的还原性依次减弱 B. P、S、Cl最高正价依次升高， 对应气态氢化物稳定性增强 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
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律课件
呈现周期性变化
元素化合价
Mg2+ Cl-
规律：
原子半径的变化规律
大→小 大→小
特殊性： 1、稀有气体 的半径
问：原子层 数越多，半 径越大？
规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小
随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径逐渐增大
原子半径的变化规律
能力拓展（粒子半径比较）
思考：如何判断原子半径和简单离子 8、比较O2―与Na+ 半径大小
Mg2+ +12 2 8
5、比较Cl 与Cl的半径大小 Mg2+ +12 2 8
―
（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大小 2+ 排满L层才排M层，不能依次类推)。
3、非金属元素最高正价和最低负价的关系
排满L层才排M层，不能依次类推)。
2当电子层数相同时，原子序数越大，半径越小
写出下列离子的离子结构示意图：
6、比较Fe2+与Fe3+的半径大小
3
1～8
3、非金属元素最高正价和最低负价的关系
A．C．N、O、F
B．K、Mg、C．S
6、比较Fe2+与Fe3+的半径大小
写出下列离子的离子结构示意图：
类铝
最低负极相等，均等于其族序数-8
A．F
B．Mg2+ C．Cl- D．Ca2+
半径的大小呢？ 特殊性：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)；
2、最低负价与最外层电子数的关系 4、比较Mg2+与Ca2+的半径大小
【例题】 每个电子层最多可以排布多少个电子呢？
人教版高中化学必修二目录【精选】
第三节 生活中两种常见的有机物(共2课时) 第1课时 乙醇 第2课时 乙酸
ห้องสมุดไป่ตู้
第四节 基本营养物质(共2课时) 第1课时 糖类、油脂、蛋白质的性质 第2课时 糖类、油脂、蛋白质在生产、生活中的应用 章末复习提升 章末综合检测（word）
第四章 化学与自然资源的开发利用
第一节 开发利用金属矿物和海水资源(共2课时) 第1课时 金属矿物的开发利用 第2课时 海水资源的开发利用
第二节 资源的综合利用 环境保护(1课时) 章末复习提升 章末综合检测（word） 期中综合检测（word） 模块综合检测（word）
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表(共3课时) 第1课时 元素周期表 第2课时 元素的性质和原子结构 第3课时 核素
第二节 元素周期律(共3课时) 第1课时 原子核外电子的排布 第2课时 元素周期律 第3课时 元素周期表和元素周期律的应用
第三节 化学键(共2课时) 第1课时 离子键 第2课时 共价键 章末复习提升 章末综合检测（word）
第二章 化学反应与能量
第一节 化学能与热能(1课时) 第二节 化学能与电能(1课时) 第三节 化学反应的速率和限度(共2课时) 第1课时 化学反应的速率 第2课时 化学反应的限度以及反应条件的控制 章末复习提升 章末综合检测（word）
第三章 有机化合物
第一节 最简单的有机化合物——甲烷(共2课时) 第1课时 甲烷 第2课时 烷 烃 第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料(共2课时) 第1课时 乙烯 第2课时 苯
人教版化学必修二第一章第二节 元素周期律
结论
随原子序数的递增，元素的 化合价呈周期性变化。
最高正化合价＝主族序数＝最外层电子数 ｜最高正化合价｜＋｜最低负化合价｜＝8
注意：O和F没有最高正化合价
随原子序数的递增，原子半径变化的规律：
原子序数 原子半径的变化（不考虑稀有气体） 0.152nm → 0.071nm 3-10 11-18
大→小 0.186nm → 0.099nm 大→小
1 2 3 4 5 6 7
K
L
M
N
O
P
Q
由内到外，能量逐渐升高
1-20号元素原子结构示意图
K
Ca
稀有气体元素的原子核外电子层排布
核电 荷数
2 10 18 36 54 86
元素 名称
氦 氖 氩 氪 氙 氡
元素 符号
He Ne Ar Kr Xe Rn
1 K
2 2 2 2 2 2
2 L
3aOH溶液
现象
加入稀盐酸
白色沉淀溶解 Al(OH)3 + 3HCl== AlCl3 + 3H2O
化学方 程式 结论
白色沉淀溶解 Al(OH)3 + NaOH ==NaAlO2 + 2H2O 两性氢氧化物
钠、镁、铝金属性比较
性质 钠 镁 铝
与水
与酸
冷水、剧烈 热水、缓慢 剧烈
迅速
氢氧化物碱 性
单质的氧 化性、还 原性强弱
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性 (从左到右,金属性减弱,非金属性增强) 相似性 同主族 自上而下，递变性
{
(自上而下,金属性增强,非金属性减弱)
【练习】X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数， 它们的最高价氧化物的水化物酸性由弱至强的顺序是 H3XO4＜H2YO4＜HZO4，则下列说法正确的是 ( B、C ) A、原子序数X＞Y＞Z B、元素的非金属性由弱至强的顺序是X＜Y＜Z C、原子半径大小顺序是X＞Y＞Z D、气态氢化物的稳定性XH3＞H2Y＞HZ
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共25张PPT)
反应式：Mg
+
2H2O
△
=
Mg(OH)2
+
H2
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
与冷水水、反剧烈应：冷热N水a水>、、M缓迅g慢速
不反应
探究实验三
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。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产 生气泡。但镁反应更剧烈。
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增 而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
拓展练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：AC
A、Na最外层有一个电子， Mg最外层有2个电子
B、Na能与冷水反应，而Mg不能 C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2 D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来
元素
最高价 氧化物
最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸
极弱酸 中强酸 强酸 最强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
第三周期元素性质的变化中可得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
+1
+1→ +5 -4→ -1
+1→ +7 -4→ -1
新课引入：
1-18号元素（除稀有气体元素外） 元素的金属性和非金属性随着原子 序数的递增，呈现出怎样的规律?
一、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
人教版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、原子结构注意：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数熟背前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。
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：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。
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。
2.同周期元素性质递变规律第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At（F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方）判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
新课标人教版高中化学必修二第一章第二节 元素周期律-精品课件
加热后镁与沸水反应
较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。
象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
反应式： △
Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
结论：镁元素的金属性比钠弱
实验
取铝片和 镁带，擦去氧 化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。
现象：镁与铝均能与盐 酸反应产生气泡。但镁 反应更剧烈。
15P P2O5 H3PO4 磷 酸 中强酸
16S
SO3 H2SO4 硫 酸 强 酸
17Cl Cl2O7 HClO4 高氯酸 更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 非金属性的递变规律:
Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+ 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数 的递增而减小。
随着原子序数的递增
小结
引起了
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
（K层电子数 1→2）
决定了
元素性质呈周期性变化
原子半径 大→小 （稀有气体元素突然增大）
( CD ) (A)X的原子序数比Y的小 (B)X原子的最外层电子数比Y的大 (C)X的原子半径比Y的大 (D)X元素的最高正价比Y的小
随着原子序数的递增，元素原子的电子层排 布、原子半径和化合价都呈周期性的变化。
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？这 是我们下一节课将要探讨的内容。
C．F、Cl、Br、I
D．Li、Na．K、Rb
人教版-高一化学-必修二原子核外电子的排布
高中化学·必修二
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 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
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
述,原子半径由大到小的顺序为P>S>N>F。
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。
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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核电 元素 元素 荷数 名称 符号 K
2 氦 He 2 10 氖 Ne 2 18 氩 Ar 2 36 氪 Kr 2 54 氙 Xe 2
86 氡 Rn 2
各电子层的电子数 LMNOP
8 88 8 18 8 8 18 18 8 8 18 32 18 8
从表中可看出，K层、L层、M层、N层 最多能排布的电子数目？
如何判断元素金属性强弱？
1、根据金属单质与水或与酸反应置换出氢的难 易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱 性强弱。碱性越强，则金属元素的金属性越 强。
如何判断元素非金属性强弱？
1、根据非金属单质与氢气化合的难易程度以及生 成氢化物的稳定性。与氢气越容易化合，氢化物越 稳定，这种元素的非金属性就越强。
最外层电子数
8 7 6 5 4 3 2 1
原子序数
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
同周期元素原子最外层电子数变化规律
随着原子序数的递增，各原子原子半径呈现
原子半径
0.20 0.18 0.16 0.14 0.12 0.10 0.08 0.06 0.04 0.02
金属性强弱
原子序数
11
元素符号
Na
单质与水 水 剧烈 (或酸)反
应情况 盐酸
氢氧化物 碱性强弱
NaOH 强碱
12 Mg
热水较快
剧烈
13 Al
较快
Mg(OH)2 Al(OH)3
? ? 中强碱 两性氢氧化物
金属性 Na > Mg > Al
Si P S Cl
非金属性有何递变规律？
请同学们利用相关资料 比较Si、P、S、Cl的非金属性强弱
核外电子总是先排布在能量最低的电子层， 然后由里向外排布。
注：以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地 套用.
完成课本P14-15表格，1-18号元素的 元素符号及原子结构示意图
根据表中相关数据归纳出 核外电子排布、原子半径和元素的化合价
有哪些递变规律？
随着原子序数的递增，各原子的电子层排布呈现 周期性的变化。
原子序数 14
15
16 17
元素符号 Si 单质与H2化 高温
合的难易
P 磷蒸气
S 加热
Cl
光照 点燃
气态氢化物 SiH4 PH3 H2S HCl 的稳定性 很不稳定 不稳定 不很稳定 稳定
最高价氧化 HS2SiOiO23 HP3P2O45 HS2OSO3 4 HCCll2O47 物对应水化
物的酸性 弱酸 中强酸 强酸 更强酸
K-2，L-8，M-18,N-32
试推断各电子层最多能容纳的电子数和电 子层数之间有什么关系？
最外层电子数最多有几个？ 8个（K层为2个）
次外层不超过多少个？倒数第三层呢？
归纳：原子核外电子的排布规律
各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电 子层)；
最外层电子数不超过8个(K层做最外层时， 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；
光速，约为108m/s） ④核外电子是分层排布的。
能量不同的电子的运动区域称为电子层
电子层数（n）：n=1，2，3，4，5，6，7 K，L，M，N，O，P，Q
n越大，电子离核越远，其能量也越高
每个电子层最多可以排布多少个电子？
首先研究一下稀有气体元素原子电子层排布的情
况：
稀有气体元素原子电子层排布
2、根据它的最高价氧化物对应水化物酸性强弱。酸 性越强，则这种元素的非金属性就越强。
Na Mg Al Si P S Cl
金属性和非金属性是如何变化的？
Na Mg Al
金属性是如何变化的？
Si P S Cl
非金属性是如何变化的？
Na Mg Al
金属性有何递变规律？
设计实验： 比较Na、Mg、Al三种金属元素的
非金属性 Si < P < S < Cl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
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
盐酸 较快
与氢化合
稀
有
气
高 温
磷蒸气 与H2能 反应
须 加 热
周期性的变化。
原子序数
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
同周期主族元素原子半径变化规律
比较下列原子 半径的大小 Na Rb Mg Cl KO
同周期从左向右主族元素的原子半径逐渐减小。 同主族从上至下原子半径逐渐增大。
随着原子序数的递增，元素的化合价呈现
核外电子排布相同的不同离子
r（N3-）>r（O2-）>r（F-）>r（Na+）> r（Mg2+）>r（Al3+）
随核电荷数的增加，离子半径逐渐减小。 练习：将下列各离子按离子半径由大至小顺序排序
1、 r(Li+) r(H-) 2、r(Cl-) r(k+) r(Ca2+)r(S2-)
通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的 递增，核外电子排布、半径 、化合价都呈 现了周期性变化。那么，元素的金属性和非 金属性是否也呈现周期性改变呢？
必修二 第一章
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期率
温故知新
原子的构成
质子（Z个）
原子核
原子 （
A Z
X
）
中子（A-Z个）
核外电子（Z个）
一、原子核外电子的排布
1、核外电子运动的特点 ①电子的质量极微小（9.10910-31kg）； ②电子绕核运动是在原子这样极其微小的
空间（原子的直径约10-10m）中进行； ③电子绕核作高速运动（运动的速度接近
2、每个电子层均有一定的电子最大容纳量。
第一层 第二层 第三层 第四层
2
8
18
32
3、最外层电子不超过8个，次外层不超过18个，倒数 第三层不超过32个。
4、随着原子序数的递增，原子的电子层排布、原子 半径和元素的化合价都呈现周期性的变化。
知识拓展
写出下列离子的结构示意图 N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+
周期性的变化。
最高或最低化合价
+7
+6
+5
+4
+3
+2
+1
原子序数
0
-1 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 1 最外层电子数
最低负化合价 =最外层电子数 -8
同周期元素最高或最低化合价变化规律
总结 核外电子排布规律
1、核外电子排布是由离核距离最近、能量最低的电子 层排起，依次第二层、第三层‥‥‥