高二化学元素周期律2(2)
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
高二上化学知识点
高二上化学知识点高二上学期化学知识点概述一、原子结构与元素周期律1. 原子的组成：原子核与电子- 原子核由质子与中子组成- 电子在原子核外围按能级排布2. 量子数与电子排布- 主量子数（n）决定电子能级- 角量子数（l）决定电子的亚层- 磁量子数（m_l）和自旋量子数（m_s）进一步描述电子状态3. 元素周期表的结构- 周期表的排列原则- 周期与族的划分4. 元素周期律- 元素性质的周期性变化- 原子半径、电负性、电离能的周期性变化规律二、化学键与分子结构1. 化学键的形成- 离子键：正负离子间的静电吸引- 共价键：两个原子间共享电子对- 金属键：金属原子间的电子共有2. 分子的几何结构- VSEPR（价层电子对互斥理论）用于预测分子形状 - 杂化轨道理论解释分子的几何结构3. 分子间力与物质的性质- 范德华力、氢键等分子间力对物质性质的影响三、化学反应与热力学1. 化学反应的类型- 酸碱反应- 氧化还原反应- 沉淀反应- 配位反应2. 化学反应的热力学基础- 反应热与焓变- 热力学第一定律- 反应的自发性与吉布斯自由能3. 化学平衡- 反应速率与催化剂- 化学平衡常数- 勒夏特列原理四、溶液与电化学1. 溶液的基本概念- 溶质、溶剂、溶液的相互关系- 溶液的浓度表示方法2. 酸碱理论- 阿伦尼乌斯酸碱理论- 布朗斯特-劳里酸碱理论3. 电化学基础- 电解质溶液的导电性- 电化学电池的工作原理- 标准电极电势与电势序列五、有机化学基础1. 有机化合物的特征- 碳的杂化与sp3、sp2、sp杂化- 有机化合物的命名规则2. 饱和与不饱和烃- 烷烃、烯烃、炔烃的结构与性质3. 芳香烃- 芳香性的理论与芳香烃的结构4. 官能团与反应- 醇、酚、醛、酮、羧酸等官能团的性质与反应六、化学实验技能1. 基本实验操作- 溶液的配制- 常见化学仪器的使用与维护2. 安全与环保- 实验室安全规则- 废弃物的处理与环保意识3. 实验设计与数据分析- 实验目的的明确与实验方案的设计- 数据的收集、处理与分析以上是高二上学期化学的主要知识点概述，每个部分都包含了该领域的核心概念和理论，为学生提供了一个全面而系统的化学知识框架。
人教版高二化学选修三物质结构与性质第一章 第二节 第3课时元素周期律(二)导学案
第3课时元素周期律(二)一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，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，对键合电子的吸引力越大。
(3)电负性大小的标准，以氟的电负性为4.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性及其强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价键形成的共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
例1(2018·北京朝阳区期中)下列说法不正确的是()A．ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而ⅦA族元素的电负性从上到下逐渐增大B．电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度C．元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子的能力越强D．NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点【考点】元素的电负性【题点】电负性的含义及变化规律答案A解析同主族自上而下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，电负性逐渐减小，A项不正确；电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱的尺度，B项正确；电负性越大，原子对键合电子的吸引力越大，C项正确；NaH中H为－1价，与卤素相似，能支持可将氢元素放在ⅦA族的观点，D项正确。
【课件】原子结构与元素周期表课件2022-2023学年下学期高二化学人教版(2019)选择性必修2
4s→3d→4p
5s→4d→5p d d
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
6s→4f→5d→6p p p
7s→5f→6d→7p
？ 思考与讨论
1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，
书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的
元素周期表？ ss
Rb Sr
Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
这张周期表最重要的特征是从第四周期开始每一周期截成两截，第1-7族分主副族，
第八族（三素组）称为过渡元素（?）。主副族和第八族的概念使用至今。
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
高二化学元素电负性的周期性变化
规律与总结
一般认为，如果两个成键元素间 的电负性差值大于1.7，他们之间通常 形成 离 子 键；如果两个成键元素间 的电负性差值小于1.7，他们之间通常 形成 共 价 键。
概念应用
请查阅下列化合物中元素的电负 性值，判断他们哪些是离子化合物， 哪些是共价化合物
NaF HCl NO MgO KCl CH4 离子化合物： NaF、 MgO、 KCl 。
； 永乐国际
元素电负性的周期性变化
元素电负性的周期性变化
一、电负性的概念：
电负性是用来衡量元素在化合物 中 吸引电子 的能力的物理量。指定氟 的电负性为 4.0 ，并以此为标准确定 其他元素的电负性。
电负性逐渐 增
电 负 性 有
减 小
的
电负性趋势最小
大电负。性最大
共价化合物： HCl、 NO、 CH4 。
规律与总结
电负性小的元素在化合物中吸
引电子的能力 弱 ，元素的化合 价为 正 值；电负性大的元素在化 合物中吸引电子的能力 强 ，元 素的化合价为 负 值。
概念应用
请查阅下列化合物中元素的电负性值， 指出化合物中为正值的元素
NaH ICl NF3 SO2
化学式。
CaO Na2O Na2O2 CaCl2 NaCl
巩固练习
7、A、B、C、D四种元素，已知A元素是自然界中 含量最多的元素；B元素为金属元素，已知它的 原子核外K、L层上电子数之和等于M、N层电子数 之和；C元素是第3周期第一电离能最小的元素， D元素在第3周期中电负性最大。
(1)试推断A、B、C、D四种元素的名称和符号。 (2)写出上O述元C素a 两Na两C化l 合生成的离子化合物的
H2S
CH4 NH3 HBr
高二化学选择性必修2-物质结构与性质-《元素周期律(二)》课时训练
第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)一、选择题1．不能说明X的电负性比Y的大的是()A．与H2化合时X单质比Y单质容易B．X的最高价氧化物对应的水化物的酸性比Y的最高价氧化物对应的水化物的酸性强C．X原子的最外层电子数比Y原子的最外层电子数多D．X单质可以把Y从其氢化物中置换出来2．X和Y是原子序数大于4的短周期元素，X m＋和Y n－两种离子的核外电子排布相同，下列说法中正确的是()A．X的原子半径比Y小B．X和Y的核电荷数之差为m－nC．电负性：X>YD．第一电离能：X<Y3．已知X、Y元素同周期，且电负性：X＞Y，下列说法错误的是()A．X与Y形成化合物时，X显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应酸的酸性弱于Y对应酸的酸性D．气态氢化物的稳定性：H m Y＜H n X4．下列说法正确的是()A．元素的第一电离能越大，其金属性一定越强B．元素的第一电离能越小，其金属性一定越强C．金属单质跟酸反应的难易，只跟该金属元素的第一电离能有关D．金属单质跟酸反应越容易，表明元素的电负性越小5．(2019·辽河油田第二高级中学高二期中)下列对价电子构型为2s22p5的元素描述正确的是()A．电负性最大B．最高正价为＋7C．同周期中第一电离能最大D．同周期中原子半径最小6．某元素基态原子的核外电子排布为[Xe]6s2，下列关于该元素的说法不正确的是() A．其电负性比Cs大B．位于第六周期ⅡA族C．能与冷水反应放出氢气D．第一电离能比Cs小7．(2019·福建省平和第一中学高二期末)下列各组元素性质的递变情况错误的是() A．Li、Be、B原子的最外层电子数依次增多B．P、S、Cl元素的最高化合价依次升高C．N、O、F电负性依次增大D．Na、K、Rb第一电离能逐渐增大8．已知X、Y、Z为同一周期的三种元素，其原子的部分电离能(kJ·mol－1)如下表所示：元素X Y Z电离能/(kJ·mol－1)I1496738577I2 4 562 1 451 1 817I3 6 9127 733 2 754I49 54010 54011 578A．三种元素中，X元素的第一电离能最小，其电负性在同一周期元素中也最小B．三种元素中，Y元素的第一电离能最大，其电负性也最大C．等物质的量的X、Y、Z三种单质与少量盐酸反应放出氢气的物质的量之比为1∶1∶1 D．三种单质与盐酸反应放出等量氢气时，消耗X、Y、Z的物质的量之比为3∶2∶19．元素X、Y、Z在周期表中的相对位置如图所示。
元素周期律(电负性)课件-高二化学人教版(2019)选择性必修2
（4）电负性的应用
① 判断元素的金属性和非金属性
电负性＞1.8 非金属元素； 电负性＜1.8 金属元素； 电负性 ≈ 1.8 类金属元素
② 判断元素化合价正负
+1
-1
2.1
H——Cl
3.0
显正价 显负价
电负性大的元素在化合物中吸引电子的 能力强，化合价为负价
（4）电负性的应用
③ 判断化学键类型
通常情况下： 两成键元素间电负性差值＞1.7：离子键 两成键元素间电负性差值＜1.7：共价键
0.8 0.6 0.4 0.2
0 Li Na K Rb Cs
第ⅦA族
4.5
4
3.5
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
F
Cl
Br
I
课本：P26 探究
比较与分析
根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势 有什么不同？并分析其原因。
同周期,从左到右： 元素的电负性逐渐增大； 元素的第一电离能总体呈增大趋 势。（2/3、5/6反常）
同主族,从上到下： 元素的电负性逐渐减小； 元素的第一电离能减小。
课堂小结
教材P26
科学史话：稀有气体及其化合物的发现
【思 考】
原子的电负性随核电荷数递增有什么变化规律呢？
（3）电负性周期性变化规律
上大
右大
一般来说： ①同周期： 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） ②同主族： 从上到下，元素的电负性逐渐减小。 （表明其吸引电子的能力逐渐减弱） ③金属元素的电负性较小，非金属元素 的电负性较大。
A.Na、Mg、Al
高二化学选择性必修2-物质结构与性质-《元素周期律(二)》精品学案
第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)核心素养发展目标1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。
2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。
3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。
知识梳理一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，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)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。
2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。
(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。
3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。
②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。
(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。
②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。
(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。
特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。
课堂练习1、判断题(1)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)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强()(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素()(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大() (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点()答案(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√2．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？提示根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。
高二化学元素周期律知识点
高二化学元素周期律知识点元素周期律，也称为元素周期表，是化学中最重要的基础知识之一。
它将元素按照其原子序数的增加以及其化学性质的变化进行了系统的分类和排列。
元素周期律的发现和建立，对于理解元素的性质、化学反应以及原子结构的研究都具有重要的意义。
本文将以高二化学课程中的元素周期律为主题，简要介绍相关的知识点。
1. 元素周期律的历史元素周期律的起源可以追溯到19世纪的俄国化学家门捷列夫。
他将已知的元素按照原子质量的增加进行了排列，并发现了原子性质的周期性变化。
后来，英国化学家门德莱夫对元素周期律进行了改进和解释，提出了现代元素周期表的基本形式。
2. 元素周期表的组成元素周期表由水平行（期）和垂直列（族）组成。
水平行表示元素的周期数，垂直列表示元素的族别。
在周期表中，元素按照原子序数的增加从左到右排列，同时具有周期性的特点。
同一族中的元素拥有相似的化学性质，而同一周期则代表着原子结构的变化。
3. 元素周期表的分类根据元素周期表的结构和元素性质，元素可以分为主族元素、过渡元素、稀有气体和内过渡元素。
主族元素包括I A至VIII A族元素，具有明显的周期性特点，在化学反应中呈现出明显的价态变化。
过渡元素则位于周期表的B族，具有复杂的原子结构和多样的化学性质。
稀有气体是周期表中的VIII A族元素，具有高度稳定的原子结构和极低的化学活性。
内过渡元素即为f块元素，其电子填充在f轨道上。
4. 周期性规律元素周期表中的元素性质具有周期性变化的规律。
这些周期性规律包括电子层结构、原子半径、电离能、电负性以及金属性等。
随着原子序数的增加，电子层逐渐填满，电子云的半径增大。
而电离能则随着电子层的增加而增大；金属性则在元素周期表的左下角达到最大值。
这些规律的发现和理解，为解释化学反应以及元素的化学性质提供了重要的依据。
5. 核外电子的排布规律元素周期表中核外电子的排布也具有一定的规律。
电子的排布顺序可以用三个规则来描述：洪特规则、奥布规则和泡利不相容原理。
原子结构与元素周期表-高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
ⅠA 1s1 ⅡA
1～36号元素的基态原子的价层电子排布式
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
3s1 3s2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
3s2 3s2 3p1 3p2
3s2 3p3
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时
原子结构与元素周期表
学习目标
1、知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子 排布式解释元素周期系的基本结构。
2、知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子 排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
知识导航
1 原子结构与元素周期表的关系； 2 元素周期表的分区
①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则，不是定理。
Li Be B
②相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产 物分别为Li2O和MgO；铍和铝的氢氧化物均为 两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。
Mg Al Si
本节小结
电子排布与周期
周期序数=能层数
排满=0族
原子结构与 电子排布与族 元素周期表
本节重点 本节难点
知识精讲
一、原子结构与元素周期表
1869年，门捷列夫发现，按
的顺
序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢
开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着
原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作
元素周期律。
门捷列夫
莫塞莱
1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷 数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数 递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列 的序列称为元素周期系。
高二化学原子结构与元素的性质
嘴哆市安排阳光实验学校高二化学原子结构与元素的性质人教实验版【本讲教育信息】一. 教学内容：原子结构与元素的性质1.原子结构与元素周期表2. 元素周期律二. 重点、难点1. 了解原子结构与元素周期表的关系。
2. 能说出元素的电离能、电负性的涵义。
3. 能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
三. 教学过程（一）原子结构与元素周期表1、周期的划分（1）原子核外电子能层（电子层）数=周期序数。
（2）除第一周期外，各周期均以填充s 轨道的元素开始，，并以填充满p 轨道的元素告终（第一周期除外）。
（3）周期元素数目=相应能级组中原子轨道所能容纳的电子总数。
分析：元素周期表共有7个周期，每个周期包含的元素种类分别为2，8，8，18，18，32，32（?），每周期开头元素最外层电子排布通式为ns1，每周期结尾元素原子电子排布通式为ns2np6（第一周期除外）。
根据能级组我们可以清楚为什么在周期表中各个周期所容纳的元素种类不同，因为在第一周期中元素只有一个电子层即第一个能层，而第一能层只有一个能级，该能级最多只能容纳2个电子，所以第一周期只有两种元素了，其他周期元素原子最外层有ns，np两个能级，所以最多可以排到8个电子。
由于随着核电荷数的递增，电子在能级里的填充顺序遵循构造原理，元素周期系的周期不是单调的，每一周期里元素的数目不总是一样多，而是随着周期序号的递增渐渐增多。
因而，我们可以把元素周期系的周期发展形象地比喻成螺壳上的螺旋。
2、区的划分（1）价电子：周期表上外围电子排布简称价电子层，价电子层能级上的电子在化学反应中发生变化，价电子与元素化合价有关，18个纵行的价电子数不同。
（2）按外围电子排布可把周期表里的元素划分成5个区s区、p区、d区、ds区、f区，除ds区外，区的名称来自按构造原理最后填入电子的能级的符号。
①s 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为ns1～2，价电子数等于族序数。
s 区包括IA族和ⅡA族，属于活泼金属，为碱金属元素和碱土金属元素；②p 区元素外围价电子构型（价电子层结构）为nsnp1～6，价电子总数等于主族序数。
1-2-2元素周期律
酸性均依次增强
D．元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素 属于过渡元素
第一章 原子结构与性质
[解析]
由O、F一般无正价，可知A错误；电子能量越
高离核越远，B错误；同一周期从左到右，非金属性逐渐增 强，得电子能力越来越强，最高价氧化物对应水化物的酸 性也依次增强，C正确；过渡元素在第ⅡA与ⅢA之闻，D错 误。 [答案] C
第一章 原子结构与性质
化学键 越大
键合电子 得到 氧化
人 教 版 化 学
右上角
左下角
4．氟
5．小于
钫
钠
大于 金属性 非金属性
6．右下方
第一章 原子结构与性质
人 教 版 化 学
第一章 原子结构与性质
1．元素周期表中，同周期的主族元素从左到右，最高 化合价和最低化合价、金属性和非金属性的变化有什么规 律？ 提示：由第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的 性质变化可知，同周期的主族元素从左到右，元素最高化 合价逐渐升高，最低化合价逐渐降低；金属性逐渐减弱，
人 教 版 化 学
非金属性逐渐增强。
第一章 原子结构与性质
2．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原子半
径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？周期表中的同 主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？应如何理 解这种趋势？ 其主要原因是由于同周期主族元素的电子层数相同，核电 荷数的增加使原子核对核外电子的引力增加而引起的原子 半径减小趋势大于增加电子后电子间斥力引起原子半径增 提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，
人 教 版 化 学
An＋＜Bn－。可选BC。
[答案] BC
第一章 原子结构与性质
(2011·山东理综，13)元素的原子结构决定其性质和在
精选-高二化学必修元素周期律知识点梳理
高二化学必修元素周期律知识点梳理化学对我们认识和利用物质具有重要的作用。
小编准备了高二化学必修元素周期律知识点，具体请看以下内容。
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三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径原子半径依次减小(3)主要化合价＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1(4)金属性、非金属性金属性减弱，非金属性增加(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢(6)氢化物的化学式SiH4H2SHCl(7)与H2化合的难易由难到易(8)氢化物的稳定性稳定性增强(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸很强的酸(12)变化规律碱性减弱，酸性增强?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。
同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4??同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋非金属性：F＞Cl＞Br＞I氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI?比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：(1)先比较电子层数，电子层数多的半径大。
元素周期律 课件 -高二化学人教版(2019)选择性必修2
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。
高二化学下册《元素周期律和元素周期表》知识点总结
高二化学下册《元素周期律和元素周期表》知识点总结高二化学下册《元素周期律和元素周期表》知识点总结一、知识要点(一)元素周期律随着原子序数的递增，元素的呈现出周期性的变化。
(二)元素周期表1、编排原则：(1)依据：。
(2)把相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成一横行;(3)把不同横行中相同的元素(个别例外)，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。
2、结构：周期表共个横行，分为短周期(包括周期)、周期(包括周期)、周期(七周期)。
周期序数= 。
族(共个纵行)，主族(共个，符号分别为 )，副族(共个，符号表示为 )，VIII族(第纵行)，零族(惰性元素)。
主族序数= 。
3、原子结构、元素周期表三者之间的关系原子结构质子数= 最外层电子数=电子层数= 电子层结构氧化(还原)性最外层电子数= 原子半径 (非)金属性周期表位置元素性质★ ★元素性质与其在周期表中位置的关系性质同一周期(从左至右) 同一主族(从上到下) 核电荷数原子半径(得)失电子能力金属性非金属性单质氧化性单质还原性最高价氧化物对应水化物酸碱性形成气态氢化物的难易程度气态氢化物稳定性思考：(1)在元素周期表中，全为金属元素的主族是族;全为非金属元素的主族是族;非金属元素种类最多的周期是周期;在常温时，全为气态的族是族。
如发现第七周期ⅦA族的元素，请你预测一下它是金属还是非金属?(2)金属、非金属的分界线：位于分界线附近的元素既能表现一定的金属性，又能表现出一定的非金属性，如铝。
周期表中金属性最强的元素是(放射性元素除外) ，非金属性最强的元素是。
(3)主族元素中，最高正价与最低负价的绝对值之差分别为0、2、4、6的主族依次是。
1.2.2元素周期律教学设计2023-2024学年高二下学期化学人教版(2019)选择性必修2
在学生回答完问题后，我会进行总结，强调元素周期律在化学领域的重要性。我会指出，元素周期律是化学学习中不可或缺的一部分，它不仅可以帮助我们预测物质的性质，还可以指导我们进行化学实验和发现新元素。
课后拓展
1. 拓展内容：
- 阅读材料：推荐阅读《化学原理》一书中关于元素周期律的章节，加深对元素周期律的理解。
- 视频资源：观看化学教育视频，了解元素周期律在化学中的应用和发现新元素的故事。
2. 拓展要求：
- 自主学习：利用课后时间，学生可以自主选择阅读材料或观看视频资源，深入学习和拓展元素周期律的相关知识。
⑤ 元素周期律的发现和发展
- 门捷列夫的周期表：发现元素周期律并编制出第一个周期表
- 周期律的发展：科学家们对周期表的不断完善和扩展
⑥ 学习元素周期律的意义
- 提升科学素养：了解化学在实际生活中的应用，培养科学思维能力
- 培养自主学习能力：通过自主探究和解决问题，提高学习能力
板书设计要求简洁明了，重点突出，通过合理的布局和图表展示，帮助学生更好地理解和记忆元素周期律的知识。同时，注重艺术性和趣味性，通过颜色、字体和图像的运用，激发学生的学习兴趣和主动性。
课堂小结，当堂检测
本节课我们学习了元素周期律的定义、基本规律及其应用。元素周期律是化学领域中的重要理论，它能够帮助我们预测物质的性质、指导化学实验和发现新元素。通过学习，我们应该掌握了以下知识点：
1. 元素周期律的定义：元素性质随原子序数的周期性变化而变化的规律。
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