高一化学必修2 1.2元素周期律
化学必修元素周期表ppt课件
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总结:
碱金属的原子结构
Li Na K Rb Cs
1.相似性:
最外层上都只 有一个电子
化学性质相似
1) 都易失电子表现强还 原性
2) 化合物中均为+1价
核电荷数
2.递变性: 电子层数
原子半径
核对最 外层电 子的引 力
失电 子能 力
还原 性
金 属 性
(电子层数的影响大于核电荷数的影响)
很好 逐渐增大（K特殊） 单质的熔沸点逐渐降低
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通过比较碱金属单质与氧气、水的反应， 我们可以看出，元素性质与原子结构有密 切关系，主要与原子核外电子的排布，特 别是 最外层电子数 有关。原子结构相 似的一族元素，它们在化学性质上表现出
相似性 和递变性 。
在元素周期表中，同主族元素从上到下原 子核外电子层数依次 增多 ，原子半径逐 渐 增大 ，失电子能力逐渐 增强 ，金 属性逐渐 增强 。
通过大量实验和研究,人们得出了如下结论:
碱金属元素原子的最外层都有１个电子，它们的化学性
质彼此相似 ，它们都能与 水 等非金属单质以及氧气 反应,表现出金属性（还原性）.
4Li＋O2=2Li2O
2Na＋O2=Na2O2 2Na＋2H2O=2NaOH ＋H2↑
2K＋2H2O=2KOH ＋H2↑
上述反应的产物中，碱金属元素的化合价都是 +1 。
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卤族元素： 氟（F）
F +9 2 7
氯（Cl）
Cl + 1 7 2 8 7
溴（Br）
Br +35 2 8 18 7
碘（I）
I +53 2 8 1818 7
高一化学必修二：1.2元素周期律+反思
《元素周期律》教学反思高级中学孟红霞教学反思对教师的教师行为有极强的内在动力，能够合理的发挥教师的能动性和创造性，对教师教学质量及教学水平的提高起积极的促进作用，它是教师探索思考课堂教学经验，不断提高自身专业素质和教学质量的一种重要手段。
下面针对高一化学《元素周期律》一节的教学浅谈自己的教学反思。
一、成功之处使用多媒体辅助教学，直观清晰，生动形象，在教学过程中注重过程与方法，注重训练学生的思维过程，锻炼了学生的动手、分析问题能力，合作探究、合作协作，体现学生的主动性。
1、利用“设问”引入法激发求知欲读书需要思维，思维始于问题，设疑是教师有意识地编拟符合认知水平，富有启发性问题，使学生产生疑问，引导学生思考，是一种有目的，有方向的思维导向，激发求知欲，促进积极学习。
在新课引入中举下面两例：⑴大家说我们生活的这个物质世界是不是特别的丰富多彩呢？⑵大家知不知道我们的物质世界是什么组成的呢？直接提出本节课解决的主题。
并指出人们在长期的生产和科学实践中已经认识到事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系极其变化规律也必须从研究原子的结构入手。
它们的变化规律又是什么呢？使学生产生强烈的好奇心。
更符合学生的认知规律和心理特点，从而使学生真正成为学习的主体。
2、利用表格数据激发学生的求知欲概念仅凭教材所述未免单调，有数据、图表帮助可变得生动活泼充满情趣，引人入胜，使学生在轻松愉快中激发求知欲，加深对知识的理解和掌握。
通过白板展示：原子序数，电子层数，最外层电子数等关系表格；元素的原子序数为横坐标，原子的最外层电子为纵坐标的直方图；原子序数与原子半径的变化关系表格；立体的原子半径大小示意图；以原子序数为横坐标，元素常见的最高化合价和最低化合价为纵坐标，用不同颜色绘出折线图等等。
这些数据和表格使学生明确元素周期性的变化规律，对数据加以利用，就可以使数据成为化学教学中一项重要依据，有效提高本节课的教学质量。
高中化学必修二易错知识点总结附答案
考前不言苦与累，易错知识必须背《必修2 》第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表与元素周期律1．元素周期表的结构⑴周期：元素周期表共有7个横行，每一横行称为一个周期，故元素周期表共有 7 个周期。
⑵族：元素周期表共有 18 个纵行，除了 8、9、10 三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个 族 ，故元素周期表共有 16 个族。
族的序号一般用罗马数字表示。
2．质量数定义：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值叫做质量数。
质量数与质子数和中子数间的关系为： 质量数=质子数+中子数3．核素表示方法：在化学上，我们为了方便地表示某一原子。
在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数AZ X 。
符号A Z X 表示1个 质子数 为Z ， 质量数 为A 的原子，其中子数为 A -Z 。
4．同位素⑴ 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，如氢元素的三种不同核素11H 、2 1H 、3 1H 互为同位素。
⑵同位素的特点：①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变5．元素金属性强弱判断依据：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。
【例】已知金属A 可与冷水反应，金属B 和热水才能反应，金属C 和水不能反应，判断金属A 、B 、C 金属性强弱 A>B>C②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，则原金属元素的金属性越强。
【例】已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物，则Na、Mg、Al的金属性强弱Na>Mg>Al③可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。
【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为Na>Mg>Al6．元素非金属性强弱判断依据：①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。
高中化学鲁科版 必修2第一章 第2节 元素周期律与元素周期表
1、周期：
具有相同电子层数而 又按照原子序数递增 顺序由左往右排列的 一系列元素。
周期数 = 电子层数
电子层数 最外层电子数
电子层数 最外层电子数
结论：同周期元素电子层数相同， 从左到右最外层电子数依次增加。
2、族： 不同横行中最外层电子
数相同的元素按电子层数递 增的顺序由上到下排成纵行。
周期
短周期
长周期
具有电子层数相同的横行
七主分两边,七副站中间,
族： 零族排末尾, VIII族括纵三。
最外层电子数相等的纵行
IA 主族 7个
零族 0
IIA
IIIA IVAVAVIAVIIA
副族 7个 第八族
IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB IIB
判断正误
1. (1)元素周期表有18个纵列，共16个族( √) (2)短周期元素中可能有副族元素( × ) (3)原子序数之差为2的两种元素不可能位于同一主族 (× ) (4)元素周期表中Ⅷ族元素种类最多( × ) (5)同周期相邻主族元素的原子序数之差都为1( × ) (6) 元 素 周 期 表 中 镧 系 元 素 和 锕 系 元 素 都 占 据 同 一 格 ， 它们互为同位素×( )
2.确定下列元素在周期表的位置。
(1)已知硒(Se)元素具有抗癌抗衰老的作用，其原子结
构示意图为
，该元素位于周期表中第 4 周
期 ⅥA 族。
(2)据报道，某些花岗岩会产生放射性元素氡，其原子
结构示意图为
，则该元素的质子数为 86 ，位于周 期表中的第 6 周期 0 族。
3.主族元素在周期表中所处的
C. N/C
1.2.2元素周期律
电离能
1.概念
元素的电离能及其变化规律
气态电中性
失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最
低能量叫做第一电离能。
2.符号：I
单位：KJ/mol
保证“能量最低”
M(g) M+(g)
M+(g) + e- 第一电离能 M2+(g) + e- 第二电离能
……
……
电离能
电离能越小 气态原子（离子）越易失电子 电离能越大 气态原子（离子）越难失电子
属素 学 合
性类 键 价
/
非 金
型
类 型
属
性
电负性 小结
电负性相差越大的共价键，共用电子对偏向电负性大的原子趋势越大，键的极性越大。
利用电负性解释元素的“对角线”规则
Li、Mg的电负性分别为1.0、1.2;
Be、Al的电负性分别为1.5、1.5; B、Si的电负性分别为2.0、1.8。
体现对角线规则的相关元素
(2)主族元素是金属元素还是非金属元素取决于原子中价电子的多少。
同周期、同主族元素的结构与性质递变规律
最外层电子数 金属性 非金属性
同周期(从左→右) 从1递增到7(第一周期除外)
逐渐减弱 逐渐增强
同主族(从上→下) 相同
逐渐增强 逐渐减弱
主要化合价
最高正价从＋1→＋7(O、F除外) 最高正价＝族序数(O、F除外
结论：同一能层的电子的电离能相差较小； 不同能层的电子电离能相差较大。
电离能
分析下列图表，回答问题 (1)N、Al、Si、Ge四种元素中，有一种元素的电离能数据如下：
电离能
I1
I2
I3
I4 …
原创1：1.2.2 元素周期律
加热时，Al与热水无明显现象
单质还原性：Na＞Mg＞Al
元素周期律
第5 页
1.第三周期金属还原性强弱变化规律
1.2镁、铝和盐酸的反应
镁有气泡放出,镁反应剧烈
Mg + 2HCl = MgCl2+H2 ↑ 铝也有气泡放出,反应较缓和 2Al + 6HCl = 2AlCl3+3H2 ↑ 单质还原性：Na＞Mg＞Al
Cl元素位于33As、35Br的上一周期，电子层数少，原子半径小。 氢化物的热稳定性与元素的非金属性有关。
微粒的还原性与半径有关，半径越大，还原性越强。
高价氧化物的酸性与元素的非金属性有关。
元素周期律
第 14 页
3、下列排列顺序不正确的是 ( D )
√A.原子半径:钠>硫>氯 √B.最高价氧化物对应的水化物的酸性:HClO4>H2SO4>H3PO4 √C.最高正化合价:氯>硫>磷 ×D.热稳定性:碘化氢>溴化氢>氯化氢
17 Cl
光照或点燃 爆炸化合
HCl稳定
最高价氧化物对 H4SiO4 应水化物的酸性 极弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
元素周期律
元素金属性减弱 元素金属性减弱 元素金属性减弱
第8 页
元素非金属性增强 元素非金属性增强 元素非金属性增强
随着原子序数的递增，元素金属性和非金属性呈现周期性变化 同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
非金属性：Cl＞Br＞I， 故氢化物的热稳定性：氯化氢>溴化氢>碘化氢
元素周期律
第 15 页
4、X、Y为同周期元素，如果X的原子半径大于Y，则下列判断不正
(完整版)高一化学必修二知识点总结
高一化学必修二知识点总结一、元素周期表★熟记等式：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数1、元素周期表的编排原则：①按照原子序数递增的顺序从左到右排列；②将电子层数相同的元素排成一个横行——周期；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纵行——族2、如何精确表示元素在周期表中的位置：周期序数＝电子层数；主族序数＝最外层电子数口诀：三短三长一不全；七主七副零八族熟记：三个短周期，第一和第七主族和零族的元素符号和名称3、元素金属性和非金属性判断依据：①元素金属性强弱的判断依据：单质跟水或酸起反应置换出氢的难易；元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱；置换反应。
②元素非金属性强弱的判断依据：单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱；置换反应。
4、核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①质量数==质子数+中子数：A == Z + N②同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互称同位素。
（同一元素的各种同位素物理性质不同，化学性质相同）二、元素周期律1、影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向2、元素的化合价与最外层电子数的关系：最高正价等于最外层电子数（氟氧元素无正价）负化合价数= 8—最外层电子数（金属元素无负化合价）3、同主族、同周期元素的结构、性质递变规律：同主族：从上到下，随电子层数的递增，原子半径增大，核对外层电子吸引能力减弱，失电子能力增强，还原性（金属性）逐渐增强，其离子的氧化性减弱。
同周期：左→右，核电荷数——→逐渐增多，最外层电子数——→逐渐增多原子半径——→逐渐减小，得电子能力——→逐渐增强，失电子能力——→逐渐减弱氧化性——→逐渐增强，还原性——→逐渐减弱，气态氢化物稳定性——→逐渐增强最高价氧化物对应水化物酸性——→逐渐增强，碱性——→逐渐减弱三、化学键含有离子键的化合物就是离子化合物；只含有共价键的化合物才是共价化合物。
人教版-高一化学-必修二元素周期律
与冷水剧 烈反应
剧烈反应 且燃烧
与沸水反 应
剧烈反应
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
（2）非金属性的判断
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸 中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
学 习 目 标
1.了解原子核外电子排布规律，熟练画 出前20 号元素原子结构示意图。
2. 探讨第三周期元素及其化合物的性质 变化规律，导出元素周律。
核外电子运动的特点
1.电子的质量小（9.10910-31kg）；
2.电子绕核运动是在微小的空间 （原子的直径约10-10m）中进行；
每个电子层最多可以排布多少个电子？
电子层排布电子数的规律
1.能量最低原理：电子先排在能量最低的电子层， 然后由里向外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≤8个(K层是最外层时≤2个)，次外 层电子数目≤18个，倒数第三层≤32个。
Ca2+
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+)
比较微粒r大小的“三看”规律： 一看“电子层数”：电子层越多，r越大。 二看“核电荷数”：电子层数相同，核电荷数越大，r越 小。 三看“电子数”：电子层和核电荷数相同，电子数越多， r越大。
【人教版】化学必修二：1.2《元素周期律》
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
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钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
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常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期） 周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
点燃 点燃 过渡元素结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
人教版高一化学必修二元素周期律(必修二-第一章-物质结构元素周期律)
Ar(E)＝Ar(E1)·x(E1)＋Ar(E2)·x(E2)＋Ar(E3)·x(E3)＋…
原子是由原子核和核外电子 构成的。在含有多个电子的原子 里，电子分别在能量不同的区域 内运动。
把不同的区域图简化为不连续的壳层，也称作为 电子层（分别用 n=1、2、3、4、5、6、7 或 K、L、M、N、O、P、Q 表示 从内到外 的电子层）
在多电子原子中，电子的能量是 不相同的 ，在离 核较近的区域内运动的电子 能量较低 ，在离核较远的 区域内运动的电子 能量较高 。
电子排布 呈现 1→8的周期性 变化。
原子序数
1～2 3～10 11～18
电子层数
1 2 3
最外层电子数
1→2 1→8 1→8
达到稳定结构时的 最外层电子数
2
8 8
第三、四周期元素主要化合价
（最高正价、最低负价）
族 IA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
元素 Na Mg Al Si P S Cl
-2
-3 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar
-4
2.主族元素化合价态的变化
原子序数
化合价的变化
1～2 3～10 11～18
＋1 +1 → +5
+1 → +7
0 -4 → -1 → 0
-4 → -1 → 0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。
一、元素周期横每表行一和横纵行列和？纵列有什么特点？
1.编排依据： 原子的核电荷数
原子序数与元素的原子结构之间的关系：
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
？ 2.周期： 把电子层数相同的元素，按照原子序数 递增的顺序从左到右排成一个横行
高一化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点总结
第一章物质结构元素周期律知识点总结1、元素周期表：H 元素周期表HeLi Be B C N O F Ne Na Mg24.Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br KrRb Sr Y Zr Nb Mo95.Tc[98]Ru101.Rh102.Pd106.Ag107.Cd112.In114.Sn118.Sb121.Te127.I126.Xe131.Cs 132.Ba137.La-LuHf178.Ta180.W183.Re186.Os190.Ir192.Pt195.Au197.Hg200.Tl204.Pb207.Bi209.Po[210]At[210]Rn[222]Fr [223 ]Ra[226]Ac-La2、元素周期表的结构分解：周期名称周期别名元素总数规律具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一个横行叫周期。
7个横行7个周期第1周期短周期2电子层数 == 周期数（第7周期排满是第118号元素）第2周期8第3周期8第4周期长周期18第5周期18第6周期32第7周期不完全周期26（目前）族名类名核外最外层电子数规律周期表中有18个纵行，第8、9、10三个纵行为第Ⅷ族外，其余15个纵行，每个纵行标为一族。
7个主族7个副族0族第Ⅷ族主族第ⅠA族H和碱金属1主族数 == 最外层电子数第ⅡA族碱土金属2第ⅢA族3第ⅣA族碳族元素4第ⅤA族氮族元素5第ⅥA族氧族元素6第ⅦA族卤族元素70族稀有气体2或8副族第ⅠB族、第ⅡB族、第ⅢB族、第ⅣB族、第ⅤB族、第ⅥB族、第ⅦB族、第Ⅷ族一、碱金属元素：1、锂钠钾铷铯钫（Li、Na、K、Rb、Cs、Fr）2、递变规律：同主族的元素随着原子序数的递增，最外层电子数相同，电子层数增多，原子半径在增大。
3、物理特性：①颜色逐渐加深；②密度不断增大（Na＞K）；③熔沸点逐渐降低；④均是热和电的良导体。
元素周期律知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结 第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律知识点一 原子核外电子的排布一、电子层1. 概念：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。
2. 表示方法：通常吧能量最低、离核最近的电子层叫做第一层。
能量稍高、离核稍远的电子层叫做第二层，由里往外以此类推。
二、原子核外电子的排布规律（一低三不超）1. 能量最低原理：原子核外电子总是尽可能优先排布在能量低的电子层里，然后由里向外，一次排布在能量逐步升高的电子层里，即电子最先排满K 层，当K 层排满后再排布在L 层，依此类推。
2. 原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子（n 为电子层序数）3. 原子核外最外层电子不超过8个（K 层作为最外层时，不超过2个）次外层电子不超过18个，倒数第三层电子不超过32个。
四、核外电子排布的表示方法——原子结构示意图 1. 2. Cl-五、元素周期表中1-20号元素原子的结构特征1.最外层电子数和次外层电子数相等的原子有Be 、Ar 。
2. 最外层电子数和次外层电子数2倍的原子是C 。
3. 最外层电子数和次外层电子数3倍的原子是O 。
4. 最外层电子数和次外层电子数4倍的原子是Ne 。
5.次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li 、Si 。
6.内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li 、P 。
7.电子层数和最外层电子数相等的原子有H 、Be 、Al 。
8.电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li 、Ca 。
9.最外层电子数是电子层数2倍的原子有He 、C 、S 。
10.最外层电子数是电子层数3倍的原子是O 。
知识点二 元素周期律元素周期律：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、最高价氧化物对应的水化物的酸碱性、气态氢化物的稳定性等）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。
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金 属 性 依 次 增 强
失 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金 属 性 依 次 增 强
金属性依次增强
非金属性逐渐增强
Ⅰ 7
金 属 性 逐 渐 增 强
Cs
B Al Si Ge As Sb Te Po
F 非 金 属 性 逐 渐 增 强
At
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
元素的性质随着元素原子序数的递 增而呈现周期性的变化— 元素周期律 元素性质的周期性变化实质:是元素原子的 核外电子排布的周期性变化。
族
周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 非金属性逐渐增强 原子半径逐渐减小 氧化性增强
第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排布
1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层) 作不规则的高速运动 • 2.电子按能量高低在核外分层排布。 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
由内到外，能量逐渐升高
核外电子排布图
核外电子排布的一般规律
核外电子总是尽先排布在 能量最低 的电子 层里，排满一层后再排下一层；
练习：
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
2、同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化 物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4， 则下列说法判断 错误 的是 A 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 C. 元素的非金属性 D. 单质的氧化性
原子半径 的变化 最高或最低化
（不考虑稀有
气体元素）
合价的变化
1
——— 大→小 大→小
+1 →0 +1→ +5 - 4→ - 1→ 0 +1→ +7 - 4→ - 1→ 0
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。
Al(OH)3
两性氢氧化物
金属性逐渐 减弱 。
小结：元素金属性强弱的判断
①金属单质与水（或酸）反应置换出H2的难易程 度（越易置换出氢气，说明金属性 越强 ） ②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强 弱（碱性越强，则金属性 越强） ③金属活动性顺序表 （位置越靠前，说明金属性 越强 ） ④金属单质之间的置换 （金属性 强 的置换金属性 弱 的） ⑤金属阳离子氧化性的强弱 （对应金属阳离子氧化性越弱，金属性 越强 ）
实验1：镁与水的反应..\zhajm_125741751237hd.flv
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.asf
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
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可 推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第六 周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是氟（F),位于第二周期第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性， 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电 子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
1 2 3 4 5 6 7
还原金 原子属 性半性 增径逐 强逐渐 渐增 增强 大
B Al Si Ge
As Sb
Te Po At
非 金 属 性 逐 渐 增 强
金属性逐渐增强
作业：
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（ ）。 A. n=m+1 B. n=m+11 C.n=m+25 D. n=m+10
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，是学习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 （3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P.18 （4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原 子核电荷数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。
科学探究一
填写教材P14～15表格：
元素核外电子排布情况
1—2号元素，从H到He只有1个 电子层，最外层电子数目由1 11—18号元素，从Na 到Ar有3个电子层， 个增加到到2个，而达到稳定 3—10号元素，从Li 到Ne有2个电子层， 随原子序数的增大，最外层电子数目由 随原子序数的增大，最外层电子数目 结构 1个增加到8个，而达到稳定结构
练习2：写出下列元素原子的原子 结构示意图：
Sr Se
38号元素 34号元素
第5周期第ⅦA族元素
3. A原子L层上的电子数等于次外层上的 电子数也等于电子层数，A是 Be 。
4. B原子核外M层电子数是L层电子数的 1/2,则B是 Si 。
5. C原子的最外层电子数是次外层电子 数的1.5倍。则C是 B 。 6.D原子的次外层电子数是最外层电子数 的1/4。则D是 Ne 。
元素化合价
原子序数 1～2 3～10 11～18
最高正价
最低负价
特例
1
＋1 ＋1
０
＋５ －４ ＋７ －４ －１
０ ０
F、O
－１
结论：随着原子序数的递增，元素的化合价呈 现 周期性 变化。
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
原子 序数
1～2 3～10
电子 层数
最外层 电子数
1
1 1 2 8 8
1→2→3→ 4→ 5→6 7 K→L→M→N→O→P→Q 每层电子不能超过 2n2 个；
最外层电子不能超过 8 个(K层是最外层时不 超过 2 个)，次外层电子不能超过 18 个，
倒数第三层电子不能超过
32 个。
一低四不超
以上各项是相互联系的，不能孤 立地理解、应用其中的某一部分。
练习1：某元素有3个电子层，最外 层电子数是电子总数的1/6，该元素 的元素符号是：______。
决定
性质
（1）结构决定位置：
核电荷数＝原子序数 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数 位置反映结构
（2）结构决定性质： 最外层电子数＝主族元素的最高正价数
︱负价数︱+ 最外层电子数 ＝ 最外层电 子数和原 子半径 原子得 失电子 的能力
8
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
2 2 2
5、某元素的最高正价与负价的代数和 为4,则该元素的最外层电子数为: A、4 B、5 C、6 D、7
C
6、某元素最高价氧化物对应水化物的化学 式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学 式是
A、HX C、XH3 B、H2X D、XH4
A
• • • •
• • • • • •
3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （B ） A．C．N、O、F B．K、Mg、C．S C．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb 4. A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为 n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是 （ A） A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+10 5.下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ D ） A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．a原子电子层数比b原子的电子层数多 C．1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b从酸中 置换H+生成的H2多 D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能
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
HClO4 最强酸
点燃或光照
酸性逐渐增强
加热 PH3 加热 H2S
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
微粒半径大小比较规律
则半径
一般情况下(稀有气体除外):
⑴先看电子层数,电子层数越多，
越大 Li
+3 +11
如 Li < Na < K < Rb < Cs I > Br > Cl > F
Na
⑵电子层数相同时，再看核电荷数，
核电荷数越多,则半径
结论
高温 SiH4
HCl
稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
小结：元素非金属性强弱的判断
①单质与H2化合的难易程度 （与H2化合越容易，说明非金属性 越强 ） ②形成的气态氢化物的稳定性 （形成的气态氢化物越稳定，则非金属性越强 ） ③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性 的强弱（酸性越强，说明非金属性越强 ） ④非金属单质之间的置换 （非金属性 强的置换非金属性 弱的） ⑤非金属阴离子还原性的强弱 （对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性 越强 ）