化学：1.2《元素周期律》课件(第2课时)(新人教版必修2)

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人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件

。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐变大。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐变小。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；

元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2

（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化左大下大
同主族
原子
能层
半
占主导
径增
大
同周期:左大同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多，电子之间的排斥作用越大，将使原子的半径增大。 2.核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就越大，将使原子的半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期核电荷数占主导
知识拓展常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同原子同周期左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数族序数
价电子排布式最外层电子数

化学必修元素周期表ppt课件

ppt课件.
41
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
ppt课件.
40
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 。
49
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

化学：《元素周期表-周期表结构》课件(新人教版必修2)

氕（氢）
（重氢）氘
（超重氢）氚
H、D、T这三种核素互称为同位素
常见的同位素:
碳碳－12
12C
6
碳－13
13C
6
碳－14
14C
6
氧氯铀
16O
8
17O
8
18O
8
35Cl
17 92
37Cl
17
234U
235U
92
238U
92
【同位素小结】
两同(同质子数、同一元素)
两不同(中子数不同、原子不同)
（2）碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、 Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金属元素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，原子失电子的能力逐渐增强。元素的金属性逐渐增强，与水和氧气的反应越来越剧烈，生成的氧化物越来越复杂。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强。
第88号元素： 88-86 =2
第五周期第ⅦA 族。
第七周期第ⅡA 族。
第82号元素：
第六周期第ⅣA 族。
6、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（ D ）
A.0 11 18 19
C.
6 11 12 13 24
D.
6 14 31 32
7
7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A、B是同周期，B、C是同主族。此三种元素原子最外层电子数之
卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的相似性。
与氢反应的能力渐弱氢化物的稳定性渐弱与水反应的能力渐弱
元素非金属性强弱判断依据：
1、单质跟氢气反应生成气态氢化物的难易；

化学：1.2.2《元素周期律》PPT课件(新人教版-必修2)

新课标人教版课件系列
《高中化学》
必修２
教学目标
• 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。 • 过程与方法： • 1、自主学习，归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律 • 教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 • 教学难点：探究能力的培养 • 教具准备：多媒体课件、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或磷蒸气单质与氢气反高温与氢气须加热点燃爆炸应条件能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性弱酸中强酸强酸最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增加非金属性增强。
Si
P
第一章物质结构元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带于试管中,加 2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸，再观察现象。
现象：镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。反应式：
呈现周期性变化
金属性减弱非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化，这叫做元素周期律。
规律小结原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-

高中化学第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修

第2课时元素周期表和元素周期律的应用学业基础学考评价核心素养核心微网络
素养新要求
1.能利用元素在元素周期表中的位置和原子结构，分析、预测、比较元素及其化合物的性质。 2．体会元素周期律(表)在学习元素及其化合物知识及科学研究中的重要作用。
学业基础
一、元素周期表的分区及化合价规律 1．金属元素和非金属元素的分区及性质递变规律
A．HX B．H2X C．XH3 D．XH4
答案：D
解析：由H2XO3知X呈＋4价，则最外层有4个电子，其最低负价为－4价，氢化物为XH4，故选D。
3.已知短周期主族元素X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示，
下列说法正确的是( ) A．原子半径：Z>Y>X
X
Y
Z
B．X元素位于第二周期
C.气态氢化物的稳定性：X>Y>Z
(2)“类铝”在门捷列夫预言4年后，被布瓦博德朗在一种矿石中发现，命名为镓(Ga)。
①由镓的性质推知，镓与铝同主族，且位于铝的下一周期。试从原
子结构的角度解释镓与铝性质相似的原因 ___原__子__最__外_层__电__子_数__都__是__3个_____。
②为判断Ga(OH)3是否为两性氢氧化物，设计实验时，需要选用的试剂有GaCl3溶液，_稀_硫__酸__(或__盐__酸__) 和__N_a_O_H_溶__液___。
状元随笔在比较元素的性质时，有时需要借助参照物，如比较 Ca(OH)2和Al(OH)3的碱性大小，可借助镁，三种元素在周期表中的位置如图，故金属性是 Ca>Mg>Al ，故碱性是 Ca OH 2 > Mg OH 2>Al(OH)3。
镁铝钙
[提升2] X、Y、Z、M、R、Q是短周期主族元素，部分信息如下表所示：

人教版《元素周期律》课件PPT

远大的希望造就伟大的人物。
总结规律：同族元素从上到下，元素的电负性逐渐减小
远大的希望造就伟大的人物。罗周提出的建立在核和成键原子的电子静电作用基础上的电负性
键合电子
电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大元素的非金属性：原子得到电子的能力
电负性
器大者声必闳，志高者意必远。
活动3 判断乙烷中各元素的化合价 A 3.
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
A 3.
下列关于电负性的叙述不正确的是
电负性的差值较小
共价键
同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
第一章第二节第3课时原子结构与元素的性质
旧知回顾
元素的金属性：原子失去电子的能力元素的非金属性：原子得到电子的能力
试结合元素周期律知识，回答下列问题：
（1）根据上表给出的数据，可推知元素的电负性具有的变化规律是
。
（2）由上述变化规律可推知，短周期主族元素中，电负性最大的元素是
，
电负性最小的元素是
，由这两种元素构成的化合物属于
（填“离
子”或“共价”）化合物
课堂练习
参考答案： 1. D 2. A 3. A 4. B 5. (1)元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化（或同周期主族元素，从左到右，电负性逐渐增大）
总结
电负性
小
概念：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小
应用：金属性与非金属性/化学键类型/元素化合价
小
大电负性
电离能
大
小
大
原子半径大
小
原子半径/电离能/电负性呈现周期性的递变
科学史话

1.2元素周期律第2课时：元素周期律学案(人教版必修2)

第2课时元素周期律1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是()A．原子半径X最大，Z最小B．非金属性X最强，Z最弱C．气态氢化物中HX最不稳定D．原子序数：Z>Y>X答案 B解析由最高价氧化物对应水化物酸性强弱可知三种元素非金属性强弱顺序为X>Y>Z，则三种元素的原子序数大小关系为X>Y>Z，由同周期元素性质的递变规律可知：原子半径的大小顺序为Z>Y>X，气态氢化物的稳定性为HX>H2Y>ZH3。

2．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C答案 C解析对电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，由题可判断：aA2＋＝Mg2＋，bB＋＝Na＋，cC3－＝N3－，dD－＝F－，故原子半径：Na>Mg>N>F，原子序数：a>b>d>c，离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，还原性：Na>Mg>N>F。

3．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()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原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能答案 D解析本题的关键是要弄清金属性强弱的实质是原子失电子的难易程度，原子越容易失电子，其金属性越强，与原子失电子数目无关；其次得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。

人教版高中化学必修2《原子核外电子的排布元素周期律》课件 (共21页)

二、原子结构和元素性质的周期性变化
1.随着原子序数的递增,同周期元素原子的最外层电子排布呈现⑧从 1 到 8的周期性变化(第一周期除外)。 1 到 8 2.随着原子序数的递增,同周期元素的原子半径呈现⑨ 由大到小由大到 -________小的周期性变化(0族元素除外)。 3.随着原子序数的递增,主族元素的最高化合价一般从 +1 价→+7价 ⑩+1 价→+7价 ,最低负化合价一般从⑪-4 价→-1 -1价价。 4价→
A.电子总是先排布在能量最低的电子层里 B.每个电子层最多能容纳的电子数为2n2 C.最外层电子数不超过8个 D.S2-的M层电子数是K层电子数的3倍
元素性质的比较
叠氮化钠(NaN3)受撞击时会发生爆炸,可用于汽车防撞保护气囊。 (1)分别写出N、Na两种元素在周期表中的位置。 N:第二周期ⅤA族;Na:第三周期ⅠA族 (2)氮元素的最高正价和最低负价分别是多少? +5;-3
(3)分别比较钠原子与氮原子、Na+与N3-的半径大小。
r(Na)>r(N);r(Na+)<r(N3-)
(4)碳元素与氮元素位于同一周期,能证明氮的非金属性强于碳的事实有哪些? 硝酸的酸性强于碳酸,N2与H2化合比C与H2化合容易等。
1 元素的非金属性越强,其对应氢化物的酸性就越强,这个推论正确吗?说明理由。不正确;元素的非金属性越强,其最高价含氧酸的酸性越强,而不是氢化物的酸性越强,如酸性:HI>HCl>HF。
一、原子核外电子的排布 1.电子层 (1)含义多电子原子里,电子分别在①能量不同的区域内运动 ,人们把不同能量不同的区域简化为不连续的壳层,称之为电子层。 (2)表示方法

【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

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，

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

2023年高中化学第4章第2节元素周期律第2课时元素周期表和元素周期律的应用课件新人教版必修第一册

课堂达标验收
1．镭，元素符号Ra，是一种具有很强的放射性的元素，在化学元
素周期表中位于第七周期第 ⅡA族。1898年12月，玛丽·居里和皮埃
尔·居里从沥青铀矿提取铀后的矿渣中分离出氯化镭。下列关于镭元素单
质及其化合物的性质推测错误的是
( CD )
A．镭的原子半径比钙的大
B．氯化镭的化学式为RaCl2 C．单质镭不能与水反应产生氢气
解析：(1)由主要化合价和原子半径知A为Mg，B为Al，C为S，D为 Cl－，E为O。
(2)B处于周期表中第三周期第ⅢA族。 (3)C、D的简单离子分别为S2－、Cl－，半径大小为S2－＞Cl－。 (4) 最高价氧化物对应的水化物分别为 Mg(OH)2 、 Al(OH)3 、 H2SO4、HClO4，其中HCIO4酸性最强。 (5)S与O形成的化合物有SO2和SO3。
3．下列说法错误的是
( C)
A．作半导体材料的元素大多数位于周期表中金属元素和非金属元
素的交界线附近
B．农药中常含有的元素通常在元素周期表的右上方区域内
C．构成催化剂的元素通常在元素周期表的左下方区域内
D．在周期表过渡元素中寻找作耐高温和耐腐蚀的合金材料的元素
解析：构成催化剂的元素为过渡金属元素，在周期表过渡元素中寻
找，故选C。
要点归纳
课堂素能探究
知识点元素的性质、结构及在周期表中位置的关系
问题探究：1．根据元素周期表的结构可以推出该元素在周期表中的位置。元素在周期表中的位置与原子结构有何必然联系？
2．主族元素最高正价与原子结构之间存在什么关系？探究提示：1．原子有个电子层，元素就位于第几周期；主族元素的原子的最外电子层有几个电子，元素就位于第几主族。 2．主族元素最高正价与其原子结构的最外层电子数(价电子)密切相关，等于其原子所能失去或偏移的最外层电子数。

【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