江西省鹰潭市第一中学人教版高中化学必修化学2第一章第二节元素周期律(第1课时)
化学人教版必修2【教案】第1章第2节 元素周期律
高考化学第二节《元素周期律》教学设计教学过程第一课时引言]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。
板书]第二节元素周期律教师]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，必须先来熟悉一下原子的结构。
展示]电子层模型示意图及原子结构示意图：讲解]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。
对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定规律？下面我们就来学习有关知识。
板书]一、原子核外电子的排布讲解]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。
讲解并板书]1。
电子层的划分电子层 1 2 3 4 n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 2n2设疑]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？思考]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。
学生活动]分析、思索、交流、归纳讲解并板书]2。
核外电子的排布规律（1）各电子层最多容纳的电子数是2n2 (n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）。
人教版化学必修二第一章第二节元素周期律
(3)结论 Si、P、S、Cl四种元素的非金属性逐渐增强。 3．第三周期元素的金属性和非金属性变化规律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
名师解惑
一、粒子半径大小的比较规律 1．同种元素的阳离子半径小于相应的原子半径，如： r(Na＋)<r(Na)，r(Mg2＋)<r(Mg)。 2．同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径，如： r(Cl－)>r(Cl)，r(S2－)>r(S)。 3．同周期从左往右原子半径逐渐减小，如： r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 4．同主族从上到下原子半径逐渐增大，相同价态的离 子半径逐渐增大,如:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs),r(F－) <r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。 5．具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，半径 越小，如与Ne原子电子层结构相同的离子半径：r(N3－) >r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
子，M层无电子。由此推出Y的核外电子总数为13，X的核外
电子总数为6。所以X、Y的核电荷数依次为6和13，应选D。
答案 D
跟踪练习3 根据下列叙述，分别写出元素名称并画出其 原子结构示意图。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的 1 ： 2
__________、__________。
(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的 3 倍： 2
典例导析
知识点1：电子排布规律的应用 例1 某原子核外的M电子层和L电子层的电子数的关系 是( ) A．大于 B．小于 C．等于 D．不能确定 解析 当M层为最外层时，电子数最多不超过8个；当M 层不是最外层时，电子数最多不超过18个。L层电子数一定 为8个，所以它们实际容纳的电子数的大小关系不能确定。 答案 D 跟踪练习1 某元素的原子核外有3个电子层，最外层电 子数是核外电子总数的1/6，则该元素的符号是______，原子 结构示意图是________。
2017人教版必修二第一章第二节元素周期律第1课时word
第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律教案(第1课时)【教学目标】一、知识与技术一、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性转变，熟悉元素周期律二、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表二、进程与方式通过对元素周期律的探讨，培育学生利用各类图表(直方图、折线图)分析、处置数据的能力三、情感态度价值观学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是彼此联系和具有内部结构规律”、“内因是事物转变的依据”等辩证唯物主义的观点【教学重点】同一周期金属性、非金属性转变的规律【教学难点】元素周期律的实质【教学进程】[温习]一、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；二、填写1——18号元素符号和它们的原子结构示用意。
[投影]1～18号元素原子结构示用意。
[问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性转变。
[板书]第二节元素周期律(一)[投影] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布转变的规律性［讲］从上表能够看出，随着原子序数的递增，每隔必然数量的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情形，这种周而复始的现象，咱们称之为周期性。
因此，原子核外电子层排布的这种规律性转变，咱们便称之为周期性转变。
［板书］一、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性转变。
元素的性质是与组成元素的原子结构紧密相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反映中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。
元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性转变呢？下面，按照咱们方才画出1-18号元素的原子结构示用意来进行讨论。
［投影小结］原子序数原子半径的变化3-9大小11-17大小［讲］从上面的分析咱们明白，3-九、11-17号元素重复了相同的转变趋势，由此，咱们能够得出如下结论：［板书］二、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性转变［讲］稀有气体元素的原子半径并未列出。
人教版化学必修二第一章第二节 元素周期律(第1,2课时)
第二节元素周期律知识与技能：1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。
2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
3、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。
4、通过教学，培养学生的逻辑推理能力。
过程与方法：1、归纳法、比较法2、培养学生抽象思维能力情感态度价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点：原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。
教学过程：第1课时设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？结论：结构决定性质，（性质决定用途）。
讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）目前已经发现和合成的115种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：1：原子序数概念：。
①随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？②随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？③随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？④随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数填表：表5～6 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性（5）表5—7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性［①大→小②大→小③周期性］ 元素的主要化合价及实例（6）填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：分析：周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。
人教版化学必修2讲义：第一章 物质结构 元素周期律 第2节 第1课时
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[知 识 梳 理]一、原子核外电子的排布 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：2．【自主思考】1．思考并讨论在前20号元素中有哪些离子的核外电子排布分别与稀有气体He 、Ne 、Ar 的核外电子排布相同？提示 (1)与He 原子电子层结构相同的离子有：Li ＋、Be 2＋、H －。
(2)与Ne 原子电子层结构相同的离子有：F －、O 2－、N 3－、Na ＋、Mg 2＋、Al 3＋。
(3)与Ar 原子电子层结构相同的离子有：Cl －、S 2－、P 3－、K ＋、Ca 2＋。
二、元素周期律1．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规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。
(2)元素原子半径的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。
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，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。
(2)元素金属性与非金属性的周期性变化①Na、Mg、Al金属性强弱比较②Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较(3)同周期元素性质的递变规律(自左至右)元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
3．元素周期律(1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。
(2)实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。
【自主思考】2．如何根据原子结构解释同周期元素随原子序数的递增，元素性质的递变性？随原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗？提示同周期元素原子的电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。
人教版高中化学必修2第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律教案(1)
《元素周期律》教学设计教材分析本节课使用的教材选自人教版高中《化学必修1》第一章第二节元素周期律，共两课时，本节课为第一课时。
本书为必修模块教科书，由基础知识和基本技能组成。
作为高中化学的基础，内容比较广泛，知识较浅显，更加强调和突出基础性，旨在为全体学生的发展提供必须的化学基础知识和基本技能以及为继续学习选修课程的学生打下必要的基础。
本节课的目的是让学生了解原子核外电子的排布，能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系，知道金属、非金属性质的递变规律。
学情分析在本节内容之前，已经对元素周期表有了一个大致的了解。
在此基础上展开本节内容的学习。
考虑到学生刚经过一个寒假，以及面临文理分科的情况，本节安排的内容会比较轻松。
鉴于该班学生总体处于中等水平且已经大体适应了高中的学习方式，有一部分学有余力的同学已经自学了此部分内容，所以本次的课将主要以交流、讨论的方式展开。
高中的学生已经有了科学探究的能力，已经初步具备了处理、分析数据，得出结论的能力。
本节课的主要是为了引导学生结合数据和实验事实来认识科学规律以及认识到结果与性质间存在关系。
教学目标1、理解基本的化学概念和规律，形成有关化学科学的基本概念。
重视化学与其他学科之间的联系，能终合运用有关知识、数据分析处理来解决一些化学问题。
能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质间的关系；2、进一步理解科学探究的意义，学习科学探究的基本方法，提高科学探究能力。
培养学生勤于思考，逐步形成独立思考能力，善于与人合作，具有团体精神。
学会运用观察、实验等手段获取信息，并运用比较、归纳、概括等方法对信息进行加工。
提高自主学习化学的能力；3、发展学习化学的兴趣，乐于探究，感受化学世界的奇妙与和谐。
有参与化学探究的热情。
树立辩证唯物主义世界观，养成求真务实、勇于创新、积极实践的科学态度，崇尚科学，反对迷信。
教学重难点1、了解原子核外电子排布规律；2、了解元素原子最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律；3、理解原子的最外层电子排布与元素性质（原子的得失电子能力、化合价）的关系；教学准备1、教学课件2、A4纸30张（对折撕成两半）3、实验器材：试管、试管架、试管夹、酒精灯、砂纸、胶头滴管药品：酚酞、2mL1mol/L盐酸、1mol/LAlCl3溶液、3mol/LNaOH溶液、3mol/LH2SO4溶液、6mol/LNaON溶液、镁条、铝箔教学过程增；（2）同一周期的元素原子半径随原子序数的递增而减小；（3）同一周期的元素化合价随原子序数的递增而变化；（4）元素的核外电子排布、化合价、原子半径随原子序数的递增而周期性变化探究元素性质与原子序数的关系实验一实验二实验三观察并记录实验现象1、培养学生观察实验并结合实验来讨论分析的能力；2、调动课堂气氛，发展学习化学的兴趣，参与热情；3、认识元素性质随原子序数的递增而变化。
最新人教版必修2高中化学第二节元素周期律第1课时教案教学设计
必修2 第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第一课时）一、教材分析：通过初三和必修I的习，生已经基本具备了一定的无机基础知识。
例如初三习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的习奠定了一定的基础。
在本章中，这些知识将更加细，论性更强，体系更加完整。
通过《物质结构元素周期律》的习，可以使生对于所元素合物等知识进行综合、归纳。
同时，作为论指导，生能更好的把无机知识系统、络。
在物质结构的基础上，将元素周期表的习和元素周期律的习结合起，将生在初中和必修I中所习的氧还原反应和许多元素合物的知识连汇贯通。
在第三节，通过键的习，可以为今后有志深入习的同打下一定的基础。
总之，本章内容既是必修的重要论内容，也是为选修内容的习打下良好的基础。
二、教目标：知识目标：1、知道元素原子核外电子排布规律；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要合价周期性变。
能力目标：提高生们归纳整的能力。
情感、态度、价值观目标：会总结，会概括，体会结构决定性质的念。
三教重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要合价周期性变。
难点：知道元素原子核外电子排布规律。
四、情分析：通过初三和必修I的习，生已经基本具备了一定的无机基础知识。
例如初三习的原子的构成、核外电子排布、元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本章的习奠定了一定的基础。
五、教方法：案导六、课前准备：生习准备：导案教师教准备：投影设备七、课时安排：一课时八、教过程：（一）、检查案填写，总结疑惑点（主要以生课前板书答案展示的方式）（二）、情景导入，展示目标：老师：原子结构大家在初中就已经了解了，刚才通过同们对导案的展示已经对原子结构了解的不成问题了，那么核外电子具体怎样排布？有什么规律特点，以及元素周期表能够体现出哪些结构规律，与元素性质规律有什么联系，是我们这节课要探讨的内容。
（三）、合作探究，精讲点拨探究一：核外电子排布规律教师：阅读课本P13 表1-2，小结出原子核外电子排布规律思考以下问题：展示投影：（1）各电子层最多容纳_______个电子；（2）最外层电子不超过____个电子(层为最外层时不超过_____个)；（3）次外层电子不超过______个电子；（4）核外电子总是尽先排布在能量____ 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_____的电子层。
人教版高中化学必修二第一章第一节元素周期律第一课时课件
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅 酸 弱 酸 磷 酸 硫 酸 高氯酸 中强酸 强 酸 更强酸
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
思考
用一句话概括一下元素性质的变化情况
小结： 小结：
元素周期律的内容 元素周期律的实质
一 原子核外电子排布 1、 原子核外电子运动区域与电子能量的关系： 、
电子能量高在离核远的区域内运动， 电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近 把原子核外分成七个运动区域， 的区域内运动 ，把原子核外分成七个运动区域，又叫电 子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7…表示，分别称 表示， 子层，分别用 、 、 、 、 、 、 表示 值越大， 为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核 、 、 、 、 、 、 ， 值越大 越远，能量也就越高。 越远，能量也就越高。
本节要点
熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 数量关系（倍半关系等） 数量关系（倍半关系等） 熟练掌握金属性非金属性的判断方法 熟练掌握半径、电子层、化合价、 熟练掌握半径、电子层、化合价、金属 性及非金属性的周期性变化规律
【课堂练习】
1．两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电 子数之比相等，则在元素周期表的前10号元素中， 满足上述关系的元素共有（ B） A．1对 B．2对 C．3对 D．4对 思路点拨：由于同周期的不同元素，原子的电子层 数相同，原子的最外层电子数不相同，所以这两种 元素一定不存在同一周期，而是分别在第一周期和 第二周期。 总结升华：此类题目既需要熟练掌握原子核外电子 排布的具体情况，又需要充分借助元素周期表展开 思维，才能够迅速、准确地求解。
新人教版高中化学必修2教案-元素周期律 (第1课时)
元素週期律教學目標1、瞭解元素原子核外電子排布，2、培養學學生分析問題，總結歸納的能力。
重點難點元素原子核外電子排布教學過程[引言]我們已學習了元素週期表的結構，那麼這張表又有何意義呢？我們能否從其中總結出元素的某些性質規律，以方便我們應用，解決新的問題呢？這就是我們本節課所要研究的內容。
[板書] 第二節元素週期律[教師]元素的性質是由組成該元素的原子結構決定的，因此我們討論性質之前，必須先來熟悉一下原子的結構。
[展示]電子層模型示意圖[講解]原子是由原子核和核外電子構成的，原子核相對於原子很小，即在原子內部，原子核外，有一個偌大的空間供電子運動。
如果核外只有一個電子，運動情況比較簡單。
對於多電子原子來講，電子運動時是否會在原子內打架呢？它們有沒有一定的組織性和紀律性呢？下麵我們就來學習有關知識。
[板書]一、原子核外電子的排布[講解]科學研究證明，電子的能量是不相同的，它們分別在能量不同區域內運動。
我們把不同的區域簡化為不連續的殼層，也稱作電子層，分別用n=1、2、3、4、5、6、7來表示從內到外的電子層，並分別用符號K、L、M、N、O、P、Q來表示。
通常，能量高的電子在離核較遠的區域運動，能量低的電子在離核較近的區域運動。
這就相當於物理學中的萬有引力，離引力中心越近，能量越低；越遠，能量越高。
[講解並板書]1、電子層的劃分電子層（n） 1、2、3、4、5、6、7電子層符號 K、L、M、N、O、P、Q離核距離近遠能量高低低高[設疑]由於原子中的電子是處於原子核的引力場中，電子總是盡可能的從內層排起當一層充滿後在填充下一層。
那麼，每個電子層最多可以排布多少個電子呢？核外電子的分層排布，有沒有可以遵循的規律呢？[思考]下麵請大家分析課本12頁表1-2，根據原子光譜和理論分析得出的核電荷數為1-20的元素原子核外電子層排布，看能不能總結出某些規律。
[學學生活動][講解並板書]2、核外電子的排布規律(1)各電子層最多容納的電子數是2n2個(n表示電子層)(2)最外層電子數不超過8個(K層是最外層時，最多不超過2個)；次外層電子數目不超過18個，倒數第三層不超過32個。
人教版高中化学必修2教案-元素周期律(第1课时) (2)
必修2 第一章物質結構元素週期律第二节元素週期律（第一課時）一、教材分析：通過初三和必修I的學習，學生已經基本具備了一定的無機化學基礎知識。
例如初三學習的原子的構成、核外電子排布、元素週期表簡介等一些基本的物質結構知識，這些為本章的學習奠定了一定的基礎。
在本章中，這些知識將更加細化，理論性更強，體系更加完整。
通過《物質結構元素週期律》的學習，可以使學生對於所學元素化合物等知識進行綜合、歸納。
同時，作為理論指導，學生能更好的把無機化學知識系統化、網路化。
在物質結構的基礎上，將元素週期表的學習和元素週期律的學習結合起來，將學生在初中和必修I中所學習的氧化還原反應和許多元素化合物的知識連匯貫通。
在第三節，通過化學鍵的學習，可以為今後有志深入學習化學的同學打下一定的基礎。
總之，本章內容既是必修的重要理論內容，也是為選修內容的學習打下良好的基礎。
二、教學目標：知識目標：1、知道元素原子核外電子排布規律；2、掌握元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價週期性變化。
能力目標：提高學生們歸納整理的能力。
情感、態度、價值觀目標：學會總結，學會概括，體會結構決定性質的理念。
三.教學重點難點：重點：元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價週期性變化。
難點：知道元素原子核外電子排布規律。
四、學情分析：通過初三和必修I的學習，學生已經基本具備了一定的無機化學基礎知識。
例如初三學習的原子的構成、核外電子排布、元素週期表簡介等一些基本的物質結構知識，這些為本章的學習奠定了一定的基礎。
五、教學方法：學案導學六、課前準備：學生學習準備：導學案教師教學準備：投影設備七、課時安排：一課時八、教學過程：（一）、檢查學案填寫，總結疑惑點（主要以學生課前板書答案展示的方式）（二）、情景導入，展示目標：老師：原子結構大家在初中就已經瞭解了，剛才通過同學們對導學案的展示已經對原子結構瞭解的不成問題了，那麼核外電子具體怎樣排布？有什麼規律特點，以及元素週期表能夠體現出哪些結構規律，與元素性質規律有什麼聯繫，是我們這節課要探討的內容。
人教版高中化学必修2必修二第一章第二节元素周期律第1课时PPT课件
各电子层的电子数
2He(氦) 10Ne(氖) 18Ar(氩) 36Kr(氪) 54Xe(氙) 86Rn(氡)
K L MNO P 2 28 2 88 2 8 18 8 2 8 18 18 8 2 8 18 32 18 8
思维拓展: 根据上述数据，概括原子核外电子的排布规律。 核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布， 其主要规律有：(1)原子核外电子总是先排能量 最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量 逐步升高的电子层即排满了K层才排L层，排满 了L层才排M层;(2)原子核外每个电子层最多容纳 2n2个电子;(3)原子最外层电子数不超过8个电子 (K层为最外层不能超过2个电子);(4)原子次外层 电子数不超过18个电子(K层为次外层不能超过2 个电子) 。
电子层符号 K L M N O P Q ……
电子离核距离 电子能量
近→远 低→高
3.电子层的排布原理 核外电子的排布一般总是尽先从 内层 排起，当一层 排满
后再填充下层。
1→2→3→ 4→ 5→6 7 K→L→M→N→O→P→Q
核外电子排布图
核外电子的排布规律
分析下表填写下列空白：
稀有气体元素原子的核外电子排布Mg2＋：， Cl－：。
常见核外10电子的粒子
分子：Ne HF H2O NH3 CH4 阳离子 ：Na+ Mg2+ Al3+ NH4+ H3O+ 阴离子：O2- F- OH-
2020/2/29
二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 1．原子结构示意图
用小圆圈表示原子核，圆圈内的数字表示核内质 子数，弧线表示各电子层，弧线上的数字表示该 电子层上的电子数，这样的图示称为原子结构示 意图。例如，钠原子的结构示意图为：
人教版高中化学必修 化学2 第一章 第一节 元素周期表(第1课时)
6
55
56
5771
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73
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89103
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106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧系
57
58
59
60
61
62
63
64
65
66
67
68
69
70
71
锕系
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90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
VIII
IB
IIB
Sc
Ti
21 钪 22钛
V 23钒
1
2
IA H 1氢 Li 3锂 Na 11钠 K 19钾
IIA Be 4铍 Mg 12镁 Ca 20钙
3
4
2020/4/25
Cr 24铬
Mn 25锰
Fe 26铁
Co 27钴
Ni 28镍
Cu 29铜
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al 13铝
IVA C 6碳 Si 14硅
另外，特别族名称：第ⅦA 族—卤族元素
第 0 族—稀有气体元素
2020/4/25
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
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一、元素周期表
课堂小结： 1、元素周期表的结构：
七主七副七周期，Ⅷ族零族镧锕系。
2、元素原子结构与其在周期表中位置的关系：
高中化学新人教版必修2教案 第一章第二节《元素周期律》
必修二第一章第二节《元素周期律（1）》教案新人教版教学目标：知识与技能：掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较。
过程与方法：1、归纳法、比较法。
2、培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
重点与难点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较。
教学过程设计：[提问]金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？［引言］从前面我们所讨论原子结构和元素的性质关系可知，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？[板书] 第二节元素周期律一、元素周期律（一）元素周期律[板书]1、电子层排列的周期性[科学探究1]写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。
根据原子结构示意图总结并找出规律。
原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1~2 1 1 2 23~1011~18结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
[板书]2、化合价的周期性变化[科学探究2]标出1—18号元素的化合价，找出规律。
原子序数最高正价或最低负价的变化1~2 +13~10 +1 +4 +5-4 -111~18 +1 +4 +5 +7-4 -1结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。
元素符号H He原子半径nm 0.037元素符号Li Be B C N O F Ne原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。
[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。
高中化学必修2元素周期律1(人教版)
第一章物质结构第二节元素周期律（第一课时）【教学目标】1、在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素的原子核外电子排布。
2、认识元素周期律的涵义和实质。
3、掌握元素性质与原子结构的关系。
【重点难点】元素性质与原子结构的关系。
一、原子核外电子的排布1、电子层：不同的能量区域电子层（n） 1 2 3 4 n 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 2n22、离核近的电子能量，离核远的电子能量，电子总是尽可能的从排起，当一层充满后再填充下一层。
3、核外电子的排布规律(1)电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；(2)各电子层最多容纳的电子数是个(n表示电子层)(3)最外层电子数不超过个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过个，倒数第三层不超过个。
(4)核外电子总是尽先排布在能量的电子层，然后由里向外从能量的电子层逐步向能量的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。
【迁移与应用】（1）、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?（2）、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。
【思考】分析稀有气体元素原子电子层排布。
稀有气体的最外层电子数有什么特点？元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？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．．．．．．。
一般不与其他物质发生化学反应。
当元素原子的(K层小于2)时，是不稳定结构。
在化学反应中，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结构。
金属元素的原子最外层一般个电子，在化学反应中比较容易电子达到8个电子的相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般个电子，在化学反应中容易电子而达到8个电子的相对稳定结构。
4、离子结构示意图Mg2+F-Br-Ca2+二、元素周期律1、电子层排布的周期性： 『看书P 14科学探究，完成表格。
人教化学必修2第1章2元素周期律(共17张PPT)
元素性质呈周期性变化 归纳出
化合价： 最高正价：+1→+7 (氧、氟除外） 最低负价：－4→－1
元素周期律
（稀有气体元素为零）
D. O、S、Cl
5.若aAn+与 bB2-两种离子的核外电子层结构相同， 则a等于( B )
A. b+n-2 B. b+n+2 C. b-n-2 D. b-n+2
6、根据以下条件完成下表。
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的一半 （2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍 （3）C元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4
核电荷数为1∽20的元素原子原子核外电子排布
元素 名称
钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 钾 钙
元素 符号
Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca
各层电子数
K
L
M
N
2
8
1
2
8
2
2
8
3
2
8
4
2
8
5
2
8
6
2
8
7
2
8
8
2
8
8
1
2
8
8
2
（根据13页表1—2，总结原子核外电子排布的规律）
原
由于电子能量的不同而
核电 荷数
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10
核电荷数为1∽20的元素原子原子核外电子排布
元素 名称
氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素 符号
H He Li Be B C N O F Ne
各层电子数
2018人教版高中化学必修2第一章第二节《元素周期律》(第1课时)课件12页
由内到外，能量逐渐升高
一、原子核外电子的排布
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
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4
一、原子核外电子的排布
核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
+35 2 8 18 7
K
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Ca
5
Br
一、原子核外电子的排布
[练习]1、判断下列示意图是否正确？为 什么？
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一、原子核外电子的排布
小结:
多电子原子核外的电子排布并不是杂乱 无章的，而是遵循一定规律排布的。
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一、原子核外电子的排布
写出下列离子的离子结构示意图：
Na+ F- Cl- Ca2+
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一、原子核外电子的排布
补充习题
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有 4个电子，该原子核内的质子数为（ A ） A.14 B.15 C.16 D.17 2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数 的关系是（ A ） 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、若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则 a的数值为( A ) A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
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一、原子核外电子的排布
5、某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层 电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
6、今有甲、乙、丙、丁四种元素。已知：甲元素是自然界中 含量最多的元素；乙元素为金属元素，它的原子核外K层、 L层电子数之和等于M、N层电子数之和；丙元素的单质及其 化合物的焰色反应都显黄色；氢气在丁元素单质中燃烧火 焰呈苍白色。 (1)试推断并写出甲、乙、丙、丁四种元素的名称和符号； (2)写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。