优秀课件2019人教版必修二第二章第2节元素周期律第2课时 课件(22张)
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人教版高中化学必修二 1.2.2《元素周期律》ppt课件
Cl>S>P>Si
③减弱 增强
3．(1)呈周期性的变化 (2)元素原子核外电子排布 二、减小 增大 电子层数 最外层电子数 电子层数 最外层电子数 减小 增大 增大 减小 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 难 易 增强 易 难 减 弱 减小 增大 减小 增大
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( ) A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 元素最高正价依次升高 C．N、O、F 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 的金属性依次增强
(4)请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱： ______________________________________________________ __________________。
课堂练习
1．C 同一周期从左到右，原子半径依次减小。 2．C A 项，C 的非金属性比 Si 强，CH4 比 SiH4 稳定；B 项，O2－与 F－核外电子排布相同，F 原子序数大，F－半径小； D 项，P 的非金属性比 As 强，H3PO4 酸性比 H3AsO4 的强。
6．C 同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故 A 错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故 B 错；同周期元 素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的， C 正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故 D 错。 答案为 C。
7．D 由题意知，a－m＝b－n＝c＋n＝d＋m，又 m>n， 则①错，②正确。主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族 序数，阴离子所带的负电荷数为 8－族序数，故 Z、R 位于 X、 Y 的上一周期，且 Z 在 R 后，X 在 Y 后，故③正确，④错。综 合以上情况，D 项正确。
人教版化学必修二元素周期律课件
元素的原子半径由__质__子_数__、__电__子__层_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_____最_外__层__电__子__数___决定 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
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。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
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。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
人教版高中化学必修二元素周期律精品课件
(3)元素 Z 在周期表中的位置________，元素 Z 与元素 T 相比，非金属性较强的是________(用元素符号表示)，下列表 述中能证明这一事实的是________。
a．常温下 Z 的单质和 T 的单质状态不同 b．Z 的氢化物比 T 的氢化物稳定 c．一定条件下 Z 和 T 的单质都能与氢氧化钠溶液反应
b.与酸反应□9 ______
a. 常 温 或 加 热 下 遇 水
Al □11 ______
Al(OH)3：□13 ______
b.与酸反应□12 ______
结论 Na、Mg、Al 的金属性逐渐□14 ______
②硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。
(3)同周期元素性质递变规律。 Na Mg Al Si P S Cl,同一周期从
3～10
＋1―→＋5 －4―→－1―→0
11～18
＋1―→＋7 －4―→－1―→0
结论：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性
变化。
特别提醒：①一般情况下，元素的最高正化合价存在于最 高价氧化物及酸根中，最低负化合价通常存在于氢化物中。金 属元素无负价。
②氢元素与金属元素化合时，显负价(如 Na－H1)，与非金属 化合时显正价(如 CH＋14)。
●典例透析 【典例 1】 (2012·鹤壁高一检测)元素性质呈周期性变化 的决定因素是( ) A．元素原子半径大小呈周期性变化 B．元素相对原子质量依次递增 C．元素原子最外层电子排布呈周期性变化 D．元素的最高正化合价呈周期性变化
【解析】 元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布 的周期性变化的必然结果。
径/nm
变化 趋势
0.186―→0.99 逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变 化。
人教版高一化学必修2：《元素周期律》第1-2课时 整理和归纳 课件 (22张ppt)
元 素 周 期 律（1）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
【高中化学】元素周期律课件 高二化学人教版(2019)选择性必修2
元素的电负性(稀有气体未计)。
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
减小
增大 减小
增大
第一章
第二节
第2课时
第16页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 堂练习
限时：20 分钟
总分：60 分
第一章
第二节
第2课时
第17页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
)
二合一
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 元素最高正价依次升高 C．N、O、F 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 的金属性依次增强
第一章
第二节
第2课时
第20页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
4 ．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 ( ) A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱 B．因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的 还原性强 C．在第三周期中，随着原子序数的递增，元素的性质呈 周期性变化 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，它们化学 性质也完全相同
课 后 作 业
第一章
第二节
第2课时
第3页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 前预习
第一章
第二节
第2课时
第4页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
一、元素周期律 1．元素原子结构的周期性变化 (1)元素原子核外电子排布的周期性变化。
第一章
第二节
第2课时
第一章
第二节
第2课时
第22页
RJ版· 化学· 必修2
人教版化学必修二1.2 元素周期律 课件(共25张PPT)
合价
- 4 - 3 - 2 -1
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小
H
Li
Be
B
C
N
Na Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
原子 序 数
1
2
元素 名称
氢氦
元素 符号
H
He
电子 排 布
1
2
原子半径
10-10m 0.37 1.22
主要化 + 1
合价
0
请阅读和比较 1-18号元素的有关 数据从中能找出什 么规律？
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂铍
硼
碳
氮
氧氟氖
元素 符号
Li
Be
B
C
N O F Ne
电子 排布
2,1
2,2
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
AB
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
3.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
4.下列递变规律不正确的是
放少许镁 液后不变色。后镁与沸水反
带于试管中， 应较剧烈，产生较多气泡，
元素周期律 课件 -高二化学人教版(2019)选择性必修2
键合电子:原子中用于形成化学键的电子
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
电负性越大的原子， 其原子在形成化学键时吸引电子的能力越强
2.标准：
选定氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准，得 出各元素的电负性。
3.电负性的递变规律： 上大
右上大
右大
1、一般来说，同周期元素从左到右， 元素的电负性逐渐变大；表明其吸引
电子的能力逐渐增强(半径变小) 。
2020年全国卷ⅢT5 NH3BH3分子中，与N原子相连的H呈正电性（Hδ+），与B原子相连的 H呈负电性（Hδ-），电负性大小顺序是__________。
N＞H＞B
总结
在下列空格中，填上适当的元素符号。
(1) 在第3周期中,第一电离能最小的元素是( Na ) ， 第一电离能最大的元素是( Ar )；
渐小
渐大
主族元素原子半径的周期性变化
微粒半径大小的判断方法
1.一般情况下，电子层数越多，微粒半径越大； 2.微粒电子层数相同，则核电荷数越大，半径越小； 3.微粒核电荷数相同，则核外电子越多，半径越大。
判断下列微粒大小：
(1)r(O) r(F) r(Na) r(Al)
(2)r(O2-) r(F-) r(Na+) r(Al3+)
要的最低能量叫做第一电离能。 用符号 I1 表示
概念表述中的“气态” 、“基 态” 、“电中性” 、“失去一个 电子” 等都是保证“最低能量” 的条件。
M(g)===M＋(g)＋e－ I1(第一电离能)
意义： 电离能可以衡量元素的原子失去一个电子的 难易程度。
第一电离能数值越小，表示在气态时该原子失去电子越 容易，即元素的金___属__性越强； 第一电离能数值越大，表明在气态时该原子失去电子越 难 ,即元素的_金___属____性越弱。
第一章 第二节 第2课时 元素周期律-高二化学人教版(2019)选择性必修2课件
03
电负性
二、电负性的应用
3.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价 通常为负价；
电负性数值小的元素原子吸引电子的能力若，元素的化合价 通常为正价。
例3.电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8， 则CH4中碳元素化合价为_－__4_价_，氢元素化合价为_＋__1_价_； SiH4中硅元素化合价为_＋__4_价_，氢元素化合价为－__1_价__
02
电离能
三、逐级电离能
1.逐渐电离能的变化趋势
同一元素原子的逐级电离能 越来越大。
首先失去的是能量最高的电 子，故第一电离能最小；失 去电子后形成阳离子，所带 正电荷对电子的吸引力更强， 从而逐级电离能越来越大。
02
电离能
三、逐级电离能
2.逐渐电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系
主族元素的逐级电离能在逐 渐增大的过程中会发生一次 突变，因为电子是分层排布 的，相较于外层电子，内层 电子很难失去。
Y
原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但 第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ： (1)写出各元素的元素符号：W:__H__ 、X:__O__、Y:_M__g_、Z:__S_i _、N:__C_l_。 (2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序:_M__g_>_S_i_>_O__。
注意：不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准， 如锑、铅、铋等金属元素的电负性均为1.9。
03
电负性
二、电负性的应用
2.判断化学键的类型
【人教版】化学必修二：1.2.1《元素周期律》(两课时)ppt课件
4.根据元素周期表和元素周期律分析下面的推断，其中错误的是( ) A.铍(Be)的原子失电子能力比镁弱 B.砹(At)的氢化物不稳定 C.硒(Se)化氢比硫化氢稳定 D.氢氧化锶[ Sr(OH)2 ]比氢氧化钙的碱性强
2.元素的化合价与在周期表的位置的关系
(1)主族元素最高正化合价＝_主__族__序___数__＝_最__外___层__电__子__数______
Na与H2O反应比Mg与H2O反应剧烈。
(2) 比较镁和铝与盐酸反应的难易程度。
Mg与盐酸反应比Al与盐酸反应剧烈。
(3) 比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物(氢 氧化物)碱性强弱。
NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3
2.讨论
(4) 通过以上实验和讨论，你能推断出钠、镁、铝的金 属性强弱吗?
1.元素周期表中(除0族元素和放射性元素外)， 金属性最强的金属是________，非金属性最强的是__________。
2.短周期元素中， 金属性最强的金属是_________，非金属性最强的是____________。
3. 1-20号元素中， 金属性最强的金属是_________，非金属性最强的是____________。
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
三、元素周期表和元素周期律的应用
元素位置
结构 性质
元素位置
结构 性质
1.元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
非金属性逐渐___增__强________
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1H
(
金2
属 性
3
逐 渐
二、元素周期律
人教版必修二化学元素周期律课件
二．元素周期律 1·电子层排布的周期性变化 2·原子半径的周期性变化 (1)同周期：从左到右，原子半径递 减(稀有气体除外) (2)同主族：从上到下，原子半径递 增 3.化合价的周期性变化 (1)正价： +1+7 (2)负价：-4-1
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T
Al(OH)3 （两性氢氧
化物）
金属性：Al小于Mg小于Na
0 第一 第二 第三 第四 第五 第六 第七
主族 主族 主族 主族 主族 主族 主族
1
2金
3属
4性
5
逐 渐
6增
强 7
B
非
Al Si
金
Ge As
属
性
Sb Te
逐
Po At
渐
增
金属性逐渐增强
强
周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原 子的电子层结构与元索周期表有密切关系，周期 袁为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论， 甚至为指导新元素的合成，预测新元索的结构和 性质都提供了线索。元索周期律和周期表在自然 科学的许多部门，都是重要工具。
H2SiO3
硅酸
H3PO4
磷酸
H2SO4
硫酸
HClO4
高氯酸
非金属性：Si小于P小于S小于Cl
弱酸 中强酸 强酸 更强酸
Na
Mg
Al
单质与水 （或酸）
反应
最高价氧 化物对应 的水化物 碱性强弱
与冷水反 应剧烈
与冷水反应 缓慢，与沸 水反应迅速
NaOH(强碱）
Mg(OH)2 （中强碱）
与酸反应迅 速
1、核外电子围绕着原子核在不同区 域作不规则的高速运动。 2、电子按能量高低在核外分层排布。
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T
Al(OH)3 （两性氢氧
化物）
金属性：Al小于Mg小于Na
0 第一 第二 第三 第四 第五 第六 第七
主族 主族 主族 主族 主族 主族 主族
1
2金
3属
4性
5
逐 渐
6增
强 7
B
非
Al Si
金
Ge As
属
性
Sb Te
逐
Po At
渐
增
金属性逐渐增强
强
周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原 子的电子层结构与元索周期表有密切关系，周期 袁为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论， 甚至为指导新元素的合成，预测新元索的结构和 性质都提供了线索。元索周期律和周期表在自然 科学的许多部门，都是重要工具。
H2SiO3
硅酸
H3PO4
磷酸
H2SO4
硫酸
HClO4
高氯酸
非金属性：Si小于P小于S小于Cl
弱酸 中强酸 强酸 更强酸
Na
Mg
Al
单质与水 （或酸）
反应
最高价氧 化物对应 的水化物 碱性强弱
与冷水反 应剧烈
与冷水反应 缓慢，与沸 水反应迅速
NaOH(强碱）
Mg(OH)2 （中强碱）
与酸反应迅 速
1、核外电子围绕着原子核在不同区 域作不规则的高速运动。 2、电子按能量高低在核外分层排布。
2019年新人教版化学必修2高中《元素周期律》ppt课件之一.ppt
1
2
氢
H 1
氦
He 2
1.22
请阅读和比较 1-18号元素的有关数据， 从中能找出什么规律？ 门捷列夫的伟 大创举就是从这里开始 的。 祝您成功！
原子半径 0.37 10-10m 化合价 +1
0
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布
3
4
5
6
7
8
9
10
锂
Li 2,1
铍
Be 2,2
0.89
硼
B 2,3
H Li Na K Be Mg Ca B Al Ga C Si Ge N P As O S Se F Cl Br
He Ne Ar
Kr
Xe
Rb
Cs
Sr
Ba
In
Tl
Sn
Pb
Sb
Bi
Te
Po
I
At
Rn
Fr
Ra
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
1个质子带一个单位正电荷 中子不带电 1个电子带一个单位负电荷
一、原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、6、7来表示从 内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表 示）； ② 在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的 区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地 先从内层排起； 1 K 2 L 3 M 4 N 5 O 6 P 7 Q
运动特点：在一个体积 现代物质结构理论 小、相对空间大（但绝 带负 对空间小）的原子核外 核外电子 电荷 作高速运动； 不可能同时测得它的位置和运动速率，但 • 原子 可以找到它在空间某个位置出现机会的多少
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0
+5 -1 0 +7 -1 0
随着原子序数的递增，元素原子的电 子层排布、化合价和半径都呈周期性变 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？
元素金属性强弱判断依据:
1.根据金属单质与水或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的水化物碱 性强弱。碱性越强，则金属元素的金属性越强。
二、元素周期律
1、从原子序数11依次增加到17，下列所叙 递变关系错误的是（ AB ） A.电子层数逐渐增多 B.原子半径逐渐增大 C.最高正价数值逐渐增大 D.从硅到氯负价从-4至-1
2、已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素， 最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱 是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确 的是（ AD ） A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 B.非金属活泼性：Y＜X＜Z C.原子半径：X＞Y＞Z D.原子最外电子层上电子数的关系： Y=(X+Z)/2
原子半径变化 B Al C Si N P O S F Cl
Ca
Ga
Ge
As
Se
Te Po
Br
I At
Sr Ba
In Tl
Sn Pb
Sb Bi
Fr
Ra
原子序 数
电子 层数
最高或最低化合价的变化 原子半径 最外层电子数
1~2 3~10 11~18
1
——
大 小
1
2
3
1 1
大 小
2 +1 +1 8 -4 +1 8 -4
+1
0
二、元素周期律
原子 序数
元素 名称 元素 符号
3
锂
Li
4
铍
Be
5
硼
B
6
碳
C
7
氮
N
8
氧
O
9
氟
F
10
氖
Ne
电子 排布
化合价
+1
+2
+3
+4 - 4
+5 - 3
- 2
- 1
0
二、元素周期律
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
11
12
13
14
15
16
17
18
钠
镁
铝
Al
硅
Si
磷
P
硫
稳定性
很不稳定 不稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
16S
17Cl
较不稳定
稳定
光照或点燃化合
非金属性：Si < P < S < Cl
二、元素周期律
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si 15P
SiO2 P2O5
H2SiO3 H3PO4
硅
酸 弱 酸 中强酸
磷 酸
16S
17Cl
SO3
Cl2O7
H2SO4
3、下列叙述正确的是（ B ） A. 同周期元素中，VII A族元素的原子半径 最大 B. 现已发现的零族元素的单质在常温常压 下都是气体 C. VI A族元素的原子，其半径越大，越容 易得到电子 D. 所有的主族元素的简单离子的化合价与 其族序数相等
谢谢各位老师和 同学们！
结论
镁的金属性比铝强
二、元素周期律
Na
与冷水反应:
Mg
Al
单质与水（或 酸）反应
剧烈
与冷水反应缓慢， 与酸反应： 与沸水反应迅速、 迅速( 但比 与酸反应剧烈， 镁缓慢） 放出氢气。
金属性：Na>Mg>Al
最高价氧化物 对应水化物碱 性强弱
NaOH
Mg(OH)2
强碱
中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
S
氯
Cl
氩
Ar
Na Mg
+1
+2
+3
+4 - 4
+5 - 3
+6 +7 - 2 - 1
0
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化排布的变化
+6
2 4
H Li
Na K Rb Cs Be Mg
HClO4
硫 酸
高氯酸
强 酸
更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
二、元素周期律
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
对其他周期元素性质进行研究,也可 以得到类似的结论。 元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
化学 必修2
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第2课时
温故知新
电子层(n) 字母表示 1 2 3 4 5 6 7
能量
K L M N O P Q 高 低
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
1
氢
H
2
氦
He
在下表中写出元素周 期表前三周期元素（1~18 号）的符号及原子的核外 电子排布（用原子结构示 意图表示）
元素非金属性强弱判断依据:
1.根据非金属单质与H2化合生成氢化物的难易 或氢化物的稳定性程度。越容易与H2化合，则 生成的氢化物越稳定，非金属性越强。 2.根据非金属元素最高价氧化物对应的水化物 酸性强弱。酸性越强，则元素的非金属性越强。
二、元素周期律
元素
14Si 15P
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应
以第三周期元 素为例讨论!
二、元素周期律
实验一
取一小段镁带， 镁与冷水反应缓慢，滴入 用砂纸磨去表 酚酞试液粉红色。加热至沸 面的氧化膜, 放入试管中。 腾后反应加快，产生气泡， 向试管中加入 溶液红色加深。 2 mL水,并滴 化学方程式 入2滴酚酞溶 △ 液。观察现 Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 象。过一会儿 加热试管至水 与金属钠对比 结论 沸腾。观察现象。 镁的金属性比钠弱
现象
二、元素周期律
实 验 二
取一小片铝和 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 放入两试管， 再各加入2 mL 1 mol/L盐酸。 观察现象。
现象
镁与铝均能与盐酸反应产 生气泡。但镁反应比铝剧烈。
化学方程式
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2
2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2