第2课时 元素周期律
4.2元素周期律（第2课时）教案
《元素周期律》第二课时教学设计了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。
我们可以为元素周期表中的相似元素进行分区，以此更好的分析和观察不同元素之间的联系和区别。
讲授新课第二节元素周期律一、元素周期表元素周期表虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。
由于元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。
主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。
一般情况下，元素的化合价和元素在周期表中的位置有一定的关系。
1、主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数相同。
例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。
2、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。
砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。
元素周期律的应用案例案例三：人们还在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。
门捷列夫的预言门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。
例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。
1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。
门捷列夫的预言门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。
：【练习】1、填空虚线左下方是______元素，虚线右上方是_______元素，最右一个纵列是_________元素。
虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。
【练习】2. 下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是( )A．C、N、OB．Li、Na、KC．Cl、Br、ID．Na、Mg、Al在主族元素中，元素的最高正化合价与其族序数相等（O、F元素除外），同一周期元素，元素最高正化合价随着原子序数的增大而增大（O、F元素除外），同一主族元素，其最高正化合价相等（O、F元素除外），A．C、N的最高正化合价分别为+4、+5，但O元素的最高正化合价与其族序数不等，不符合题意，故A错误；B．Li、Na、K元素属于同一主族元素，其最高正化合价都是+1价，不符合题意，故B错误；C．Cl、Br、I属于同一主族元素，其最高正化合价都是+7价，不符合题意，故C错误；D．Na、Mg、Al最高正价分别为+1、+2、+3，所以符合题意，故D正确。
2024版新教材高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第2课时元素周期表知识小
第2课时元素周期表知识点1 元素周期表1．元素周期表与元素周期律的关系：元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习和研究化学科学的重要工具。
2．元素周期表方格中的信息：通过元素周期表可了解元素的信息。
例如：3．元素周期表的编排原则：(1)横行：________相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排列。
(2)纵列：最外层电子数相同的元素，按________递增的顺序自上而下排列。
4．元素周期表的结构：(1)周期：元素周期表有________个横行，即有________个周期。
①短周期：第1、2、3周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________。
②长周期：第4、5、6、7周期，每周期所含元素的种类数分别为__________、__________、__________、__________。
列数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18类别主族副族Ⅷ族副族主族0族名称ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧ族ⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA族②副族，共7个(只由长周期元素组成，族序数后标B)。
③第Ⅷ族，包括________、________、________三个纵行。
④0族，最外层电子数是8(He是2)。
(3)过渡元素元素周期表中从第3到12列共10个纵列，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共60多种元素，全部为________元素，统称为过渡元素。
5．元素周期表结构巧记口诀横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七已排满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现，一零再一遍。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：“一八依次现”指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ族；“一零再一遍”指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA、0族。
知识点2 原子结构与元素在周期表中的位置关系1．元素周期表中的部分重要元素：族元素性质存在ⅡA族元素(碱土金属元素) ____、____、____、锶(Sr)、钡(Ba)、镭(Ra)①物理共性：单质都呈____色，具有良好的____②化学共性：单质呈强还原性，R—2e－→____在自然界中都以____存在VA族____、____、____、锑(Sb)、铋(Bi)等________为非金属元素，________为金属元素在自然界中以化合态或游离态存在副族和Ⅷ族(过渡元素) 第________列全部为金属元素，具有良好的____性2.焰色试验：(1)定义：某些________________在灼烧时使火焰呈现特殊颜色的反应，如钠：黄色，钾：________色。
元素周期律第2课时
《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第2课时）【课标要求】1、通过实验操作，培养学生实验技能。
2、掌握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规律。
【重点难点】1、从原子结构角度预测和解释元素的某些性质2、形成依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
二、第三周期元素性质变化规律[实验一] Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给两试[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较[总结]1、第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2、非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性也越。
三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
四、元素周期律（1）定义：。
（2）实质：。
【自我测试】1．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、C1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的电子层数依次增多2．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子A．4 B．5 C .6 D．7 ( )3．某元素x的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 ( )A．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO34．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B．元素的原子半径呈周期性变化C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化5．下列递变规律正确的是 ( )A．O、S、Na、K原子半径依次增大 B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强6．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )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．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.D．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多7．超重元素“稳定岛”的预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。
高中化学 第一章第二节 第2课时 元素周期律教案 新人教版选修3
第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。
3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。
学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。
二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。
(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。
①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。
②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。
可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。
三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。
如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。
此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。
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学生用书新人教版
第2课时元素周期表和元素周期律的应用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——自学·思记·尝试一、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位于周期表中金属和非金属元素分界线附近的元素(如Al、Si等)既能表现________，又能表现________。
2．元素化合价与其在周期表中的位置关系(1)价电子可在化学反应中发生变化、与元素的化合价有关的电子称为价电子。
主族元素的价电子就是其最外层电子。
(2)化合价规律二、元素周期表和元素周期律的应用1.2．在生产中的应用[即学即练]1．判断正误，正确的打“√”，错误的打“×”(1)氮元素的最高正价与最低负价绝对值之差为2。
( )(2)第ⅥA族的所有元素的最高正价均为＋6价。
( )(3)元素的原子得电子越多，非金属性越强；失电子越多，金属性越强。
( )(4)原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素。
( )(5)元素周期表中位于金属与非金属元素分界线附近的元素属于过渡元素。
( )2．[2022·青岛二中高一检测]砒霜主要成分为三氧化二砷。
下列叙述正确的是( ) A．砷元素的最高化合价为＋6B．砷元素是第五周期的主族元素C．砷原子的第3个电子层含有18个电子D．与砷同主族的上一周期元素原子序数为253．下列说法错误的是 ( )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分界线附近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4．某主族元素R的最高化合价与最低化合价的代数和为4，下列叙述不正确的是( )A．R的气态氢化物为RH2B．R的最高价氧化物对应的水化物为H2RO4C．R可能是第ⅥA族元素D．R的最高价氧化物为RO35．镭是元素周期表中第七周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质描述中不正确的是( )A．在化合物中呈＋2价B．单质能和水反应，放出氢气C．镭比钙的金属性弱D．碳酸镭难溶于水6．我国著名化学家张青莲精确地测定了锗(Ge)、锌等九种元素的相对原子质量，得到的新值被作为国际新标准。
高中化学选择性必修2元素周期律
第2课时 元素周期律
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能， 说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于 钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而减 小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第 ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族 元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层 电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构， 再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一 元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
第2课时 元素周期律
2．同一周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？
提示：同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减 小，其原因是同周期元素的能层数相同，核电荷数越大， 原子核对核外电子的引力就越大，导致原子半径减小。
第2课时 元素周期律
3．同一主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？ 如何解释这种趋势？
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律及影响因素
(1)变化规律 ①同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能 呈现增大的趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
(2) 影响因素
第2课时 元素周期律
①同周期：一般来说，同周期的元素具有相同的能层数，
从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径一反三]
必修第一册化学人教版：元素周期律(第2课时)教案
第四章物质结构元素周期律
4.2 元素周期律（第2课时）
教学设计
一、教学目标
1．知识与技能
（1）了解周期表中金属元素、非金属元素分区。
（2）掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
2．过程与方法
（1）自主学习。
自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
（2）归纳、比较。
通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。
3．情感态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。
二、教学重难点
1．教学重点：周期表、周期律的应用
2．教学难点：“位、构、性”的推导
三、教学过程
四．板书设计
元素周期律
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。
3、元素周期律、元素周期表的应用。
【襄樊五中】第五章第2节《元素周期律》第2课时
第五章物质结构、元素周期律第二节元素周期律（2课时）第二课时一、本课要点1．了解两性氧化物、两性氢氧化物的概念2．认识元素性质周期性变化的本质是元素原子的核外电子排布的周期性变化二、课前思考1．两性氧化物、两性氢氧化物的概念？2．什么是元素周期律？3．元素的性质呈周期性变化的根本原因是什么？三、同步训练1．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的根本原因是（）A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变B．元素原子的核外电子排布呈周期性变化C．元素原子半径呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性的周期性变化2．下列各组微粒的氧化性随原子序数的增加而增加的是（）A．F―、Cl―、Br―B．Cl、Br、IC．P、S、Cl2D．Li+、Na+、K+3．电子层数相同的三种元素X、Y、Z，已知它们最高价氧化物对应的水化物分别为HXO4、H2YO4、H3ZO4，其酸性依次减弱，则下列判断不正确的是（）A．原子半径X>Y>Z B．气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3C．非金属性X>Y>Z D．气态氢化物的还原性HX<H2Y<ZH34．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A．X的原子序数比Y的小B．X的原子最外层电子数比Y的多C．X的原子半径比Y的大D．X元素的原子有三个电子层5．不能用来比较元素的非金属性强弱的依据是（）A．元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱B．元素单质熔沸点的高低C．元素气态氢化物的稳定性D．非金属单质间的相互置换6．A、B、C、D、E五种元素具有相同的电子层数，A，B的最高价氧化物的水化物呈碱性，且碱性B>A，C、D 的最高价氧化物的水化物的水溶液显酸性，且酸性C>D；五种元素所形成的简单离子中，E的离子半径最小，则它们的原子序数由大到小的顺序是（）A ．C D E AB B ．ECD A B C ．B AE D C D ．B A D C E7． 某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是（ ）A ．K 2SB ．MgOC ．MgSD ．NaF8． A 元素的阳离子与B 元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列对A 、B 两元素的各种叙述中正确的是（ ）①原子半径A<B ；②离子半径A>B ；③原子序数B<A ；④最外层电子数B>A ；⑤A 的正价与负价绝对值一定相等A ．①②B ．③④C ．④⑤D ．②⑤9． 下列哪些事实可以论证氯元素比硫元素的非金属性强：①氯原子核外最外层有7个电子而硫原子最外层有6个电子；②HClO 4比H 2SO 4酸性强；③H 2S 可以被Cl 2氧化，置换出单质硫；④HCl 比H 2S 稳定；⑤氯的最高正价为+7价而硫的最高正价为+6价（ ）A ．①②③B ．②③④C ．①③⑤D ．④⑤10． 已知A 、B 、C 、D 的原子序数都不超过18，它们的离子a A (n+1)+、b B n+、c C (n+1)―、d D n ―均具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）A ．原子序数：a>b>c>dB ．离子半径：A (n+1)+>B n+>C (n+1)―>D n ―C ．离子还原性：A (n+1)+>B n+，离子氧化性：C (n+1)―>D n ―D ．单质还原性：B>A ，单质氧化性：D>C11． 下列物质既能与HCl 反应，又能与NaOH 反应的是（ ）A ．CuOB ．Al(OH)3C ．Na 2CO 3D ．NaHCO 312． 下列各组中的性质比较，正确的是（ ）①酸性：HClO 4>HBrO 4>HIO 4 ②碱性Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2③还原性：F ―>Cl ―>Br ― ④稳定性：HCl>H 2S>PH 3A ．都正确B ．①②③C ．②③④D ．①②④13． X 、Y 两元素的原子序数都小于18，X 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H 2XO n ，气态氢化物的化学式为H 2n X ；Y 的+1价阳离子与氖原子具有相同的核外电子排布，可知X 是_______元素，Y 是______元素。
《元素周期律 第2课时》示范课教学设计【化学人教版高中必修第一册(新课标)】
元素周期律（第2课时）大单元-高中化学必修1第四章第一单元1.认识原子核外电子排布、元素化合价、原子半径随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
2.了解元素周期表的结构，认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系。
3.能运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
随着人类对原子结构认识的逐渐深入，元素之间的周期性变化规律逐渐被一些科学家发现。
1829年，德国的德贝赖纳在研究元素的相对原子质量与化学性质的关系时，发现有几个相似的元素组：①锂、钠、钾；②钙、锶、钡；③氯、溴、碘；④硫、硒、碲；⑤锰、铬、铁。
19世纪60年代，俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈尔等分别根据相对原子质量的大小，将元素进行分类排队，发现元素性质随相对原子质量的递增呈明显的周期性变化规律。
经过多年的艰苦探索，门捷列夫发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律，并于1869年发表了元素周期表。
元素之间到底有什么样的周期性变化规律?元素周期表到底是按照什么标准制定的?它的价值何在?【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面【任务七】比较元素性质强弱的依据【任务八】元素周期表的制定依据和结构【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面1.原子最外层电子排布呈周期性变化【活动设计】问题1：什么是原子序数?它与核电荷数、质子数有何关系?问题2：前18号元素原子核外电子排布有何规人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫作。
核电荷数= = 。
学习目标情境导入学习任务学习活动律?结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化。
【设计意图】让学生自己依据事实，总结归纳原子核外电子排布的规律，训练其总结归纳能力，形成量变引起质变的辩证唯物主义观念，并为下一活动的开展做好准备。
2.原子半径、元素主要化合价呈周期性变化【活动设计】原子半径与原子序数的关系：元素主要化合价：微粒半径大小比较规律(一般情况下)：1.看电子层数：电子层数越多，半径越大(层多径大)。
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。
人教版高中化学选修三课件：第一章 第二节 第二课时 元素周期律(29张PPT)
电负性
1．电负性 (1)概念 ①键合电子：原子中用于形成 化学键 的电子。 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 。 (2)衡量标准 电负性是由美国化学家 鲍林 提出的，他以氟的电负性为 4.0 作为相对标准，得出了各元素的电负性。
5．已知元素的电负性和原子半径一样，也是元素的一种基本性质，下表给
出14种元素的电负性：
元素 Al B Be C Cl F Li Mg N Na O P S Si
电负 1.5 2.0 1.5 2.5 3.0 4.0 1.0 1.2 3.0 0.9 3.5 2.1 2.5 1.8
1．离子半径大小比较的规律 (1)同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离 子，低价阳离子大于高价阳离子。如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋) >r(Fe3＋)。 (2)电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。如 r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 (3)带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。如r(Li＋) <r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准 ( √ )
(2)元素电负性的大小反映了元素对键合电子引力的大小( √ )
(3)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强
ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ
(√ )
(4)同一周期电负性最大为稀有气体元素
第2课时 元素周期表和元素周期律的应用
3.元素周期律的应用和意义 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， (1)元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习 元素周期表是元素周期律的具体表现形式 化学的一种重要工具。 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 (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 (3)在科学研究和生产上也有广泛的应用 (4)在哲学方面， (4)在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数 在哲学方面 递增引起元素性质发生周期性变化的事实， 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。 了事物变化的量变引起质变的规律性。
2、同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应 同一周期X 三种元素， 的水化物的酸性 HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法中判断 错误的是（ 错误的是（ A ） A.阴离子半径 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 B.气态氢化物稳定性 C.元素的非金属性 C.元素的非金属性 D.单质的氧化性 D.单质的氧化性
元素周期律的内容和实质 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 原子的核外电子排布随原子序数的递增而呈现周期性变 化。
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素的位、 1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用 元素的位 位置 决定 反映 反映 结构 决定 反映 性质 决定
3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 3.某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的 某元素的最高正价与负价的代数和为4, 最外层电子数为（ 最外层电子数为（ C ） A.4 B.5 C.6 D.7 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4， 4.某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO 某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 这种元素的气态氢化物的化学式是（ 这种元素的气态氢化物的化学式是（ A ） A.HX B.H2X C.XH3 D.XH4
元素周期律第二课时
基础梳理 一、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
周期序数 一 二 三 电子层 最外层电 原子序数 子数 数 1～2 ～ 3～10 ～ 11～18 ～ 1 2 3 1→2 → 1→8 → 1→8 →
结论：随着原子序数的递增， 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最 递增到8 外层电子排布呈现 从1递增到8 的周期 性变化(H、 除外) 性变化 、He 除外
2．元素原子半径的周期性变化 周期序数 二 三 原子序数 3～9 11～ 11～17 原子半径的变化 逐渐 减小 逐渐 减小 的周期性变化
结论：随着原子序数的递增，元素原子半 结论： 随着原子序数的递增， 径呈现 由大到小
思维拓展 1．能否从原子结构的角度解释原子半径的变化规律？ 能否从原子结构的角度解释原子半径的变化规律？
短周期元素的化合价是否都符合化合价的变化规律？ 5 ．短周期元素的化合价是否都符合化合价的变化规律 ？
答案 不是， 不是，第二周期的氧元素和氟元素只有负价没 有正价。 有正价 。
2．元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)钠 (1)钠、镁、铝金属性强弱的比较 实验探究] [实验探究]
Na 与 冷 现象 剧烈反应 水 反 化学方 2Na＋2H2O 2Na＋ 应 程式 ==2NaOH＋H2↑ =2NaOH＋ 与 现象 酸 化学方 反 程式 应 最高价氧化 物对应水化 NaOH 强碱 物碱性强弱 Mg Al 与冷水缓慢反 与冷水很难反 应 , 沸 水 迅 速 应，热水缓慢 反应 反应
可以用它们跟水反应的实验证明： 可以用它们跟水反应的实验证明 ：钠跟水剧 可用氯气通入溴
烈反应，放出氢气，并生成中强碱；Mg 跟水缓慢反应， 烈反应 ，放出氢气，并生成中强碱； 跟水缓慢反应， 放出氢气， 放出氢气，并生成中强碱 Mg(OH)2 Cl ＋2NaBr===2NaCl＋Br2 2NaBr===2NaCl＋ ===2NaCl 化钠溶液的实验证明：溶液呈棕红色， 化钠溶液的实验证明：溶液呈棕红色，发生的反应为 Cl2
元素周期律教案-【通用,经典教学资料】
必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学的重要内容，在本节中，通过学习这部分知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些内容将为本节的学习奠定了一定的基础。
通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。
本节内容以第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律的概念。
二、教学目标：1、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，培养学生实验技能和动手操作能力。
2、过程与方法：（1）通过学生的自主探究学习归纳总结元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
3、情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
三、教学重点难点：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。
难点：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，探究能力的培养。
四、学情分析：元素周期律是元素性质呈现周期性变化实质的揭示，也是高中化学的基础理论内容，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合、实现由感性认识上升到理性认识。
元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出结论，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生自己动手进行探究实验（钠、镁、铝元素的化学性质的比较）得出结论，具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。
元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料自己去分析卡片（Si、P、S、Cl元素的性质事实）资料获取信息或观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。
高中化学人教版(2019)选择性必修2学案：第一章 第二节 第2课时 元素周期律
第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。
(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。
微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。
探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。
问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。
提示:A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。
问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。
问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。
微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。
( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。
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。
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第1章第2节第2课时(本栏目内容在学生用书中以活页形式分册装订！)一、选择题(本题包括10小题，每小题5分，共50分)1．下列叙述中正确的是(双选)()A．同周期元素中，ⅦA族元素的原子半径最大B．ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子C．室温时，零族元素的单质都是气体D．同一周期中，碱金属元素的第一电离能最小解析：本题主要考查元素周期表中，同周期主族元素性质的一些递变规律。
A项错，在同周期元素中ⅦA族元素的原子半径最小。
B项不正确，因为在同主族元素中，原子半径越大，越难得电子。
C项正确。
D项正确，同周期中，碱金属元素的第一电离能最小。
答案：CD2．下列各组原子中，第一电离能前者大于后者的是()A．S和P B．Mg和AlC．Na和Mg D．Ne和He解析：S和P的价电子构型分别为3s23p4和3s23p3，由于P原子p轨道处于半充满状态较稳定，所以I1(S)<I1(P)。
Na、Mg和Al的价电子构型分别为3s1、3s2、3s22p1，镁原子s 轨道处于全满状态，故其第一电离能最大；D项中He与Ne同族，I1(He)>I1(Ne)。
故正确选项为B。
答案： B3．X、Y均为短周期元素，且X为ⅠA族元素，Y为ⅥA族元素。
下列说法正确的是() A．X2Y既可能是离子化合物，也可能是共价化合物B．由X、Y形成的共价化合物中所有原子都满足最外层为8电子结构C．X的原子半径一定大于Y的原子半径D．由X、Y组成的化合物中，X、Y的原子个数比不可能是1∶1解析：依题意X、Y可以形成化合物如：H2S、H2O、Na2O、Na2S、Na2O2等，H2S、H2O属于共价化合物，而Na2O、Na2S属于离子化合物，故A选项正确，H2S、H2O中H原子最外层只有2个电子，故B错误；H原子半径小于S原子半径，故C错；Na2O2中原子个数比为1∶1，D错。
答案： A4．一个价电子排布式为2s22p5的原子，下列有关它的描述正确的是()A．原子序数为7B．第一电离能最大C．原子半径最大D．电负性最大解析：价电子构型为2s22p5的元素是氟元素，其原子序数为9。
其第一电离能较大，但不是最大的，第一电离能最大的是氦元素；原子半径较小，是最活泼的非金属元素，故其电负性最大。
答案： D5．下列各元素原子排列中，其电负性减小顺序正确的是()A．K>Na>Li B．F>O>SC．As>P>N D．C>N>O解析：同周期从左向右主族元素的电负性依次增大，同主族元素从上到下电负性依次减小。
答案： B6．下列说法正确的是()A．SiH4比CH4稳定B．O2－半径比F－的小C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子能力比Na的强D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱解析：选项A中C与Si属于同主族元素，其氢化物的稳定性逐渐减弱，即CH4比SiH4稳定；选项B中O2－与F－的电子层结构相同，根据电子层数相同，核电荷数小的离子半径大，所以O2－半径大于F－半径；选项C中Na与Cs同主族，随着核电荷数的增大，原子失去电子的能力逐渐增强，即失去电子的能力Cs>Na；选项D中根据同主族元素从上到下最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强，所以酸性：H3PO4>H3AsO4。
答案： C7．a、b、c、d是四种短周期元素。
a、b、d同周期，c、d同主族。
a的原子结构示意图为，b与c形成的化合物的电子式为。
下列说法中正确的是()A．原子半径：a＞c＞d＞b B．电负性：a＞b＞d＞cC．原子序数：d＞a＞c＞b D．最高价含氧酸的酸性：c＞d＞a解析：由a的原子结构示意图分析得，a应为硅元素，位于第三周期；因为a、b、d 同周期，b元素显＋1价，故b应为Na；又因c显－3价，则c应为氮或磷，但d为第三周期元素，且c与d同主族，故d应为磷，c应为氮元素。
将a、b、c、d四种元素代入分析即可解答。
答案： D8．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>Y D．第一电离能X<Y解析：X m＋与Y n－的核外电子排布相同，则质子数X>Y，原子半径X>Y。
X比Y更易失电子，第一电离能X小于Y，电负性X小于Y。
答案： D9．(海南高考)在基态多电子原子中，关于核外电子能量的叙述错误的是()A．最易失去的电子能量最高B．电离能最小的电子能量最高C．p轨道电子能量一定高于s轨道电子能量D．在离核最近区域内运动的电子能量最低解析：根据构造原理，基态多电子原子，离原子核越近的能层与能级，其能量越低，核外电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态，即能量越低的电子排布在离原子核越近的能层或能级中。
A项，原子在反应中失去的电子应是离核最远的外层电子，其能量最高，A正确；B项，电离能最小的电子离原子核最远，受原子核的吸引力最小，能量最高，B正确；处于高能层中的s轨道电子的能量要比处于较低能层中p轨道电子的能量高，C错误；能量越低的电子尽量排布在离原子核越近的轨道上，D正确。
答案： C10．某元素的各级电离能(kJ·mol－1)分别为740、1 500、7 700、10 500、13 600、18 000、21 700，当它与氯气反应时最可能形成的阳离子是()A．X＋B．X2＋C．X3＋D．X4＋解析：由电离能判断元素化合价时，关键看电离能数据的变化趋势。
相邻两电子层能量相差较大时，电离能产生突跃，说明再失一个电子的难度增大很多，由此可判断最外层上的电子数，进而判断其可能化合价并由此推出其阳离子所带的正电荷。
该元素原子电离能数据突跃发生在第二、第三电离能上，故其最外层有2个电子，可形成＋2价阳离子。
答案： B二、非选择题(本题包括4小题，共50分)11．(12分)根据元素周期表1～20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
(1)属于金属元素的有______种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有_______ _______(填两种化合物的化学式)；(2)属于稀有气体的是______________(填元素符号，下同)；(3)形成化合物种类最多的两种元素是________；(4)第三周期中，原子半径最大的是(稀有气体除外)______；(5)推测Si、N最简单氢化物的稳定性：______大于______(填化学式)。
解析：解答第(1)题应注意金属元素和非金属元素在周期表中的分布规律，1～20号元素中属于金属元素的有Li、Na、K、Be、Mg、Ca和Al共7种；根据同周期和同主族元素金属性和非金属性的递变规律可知金属性最强的元素为K，其氧化物较为复杂，主要有K2O、K2O2、KO2、KO3等，可由同周期元素性质的相似性和递变性类推而得(如Li的氧化物有Li2O，Na的氧化物有Na2O、Na2O2，则K的氧化物应有K2O、K2O2等)。
(2)属于稀有气体的是第一周期的He、第二周期的Ne及第三周期的Ar三种。
解答第(3)题应注意题给信息“形成化合物种类最多的两种元素”，结合元素化合物知识可知为C、H。
第(4)、(5)题主要体现元素周期律和元素性质比较，因此要注意原子半径的变化规律和非金属性强弱判断的方法，同周期元素的原子半径自左向右逐渐减小(稀有气体除外)，故第三周期中原子半径最大的是Na；C的非金属性大于Si，而C的非金属性小于N，故Si的非金属性比N弱，最简单氢化物的稳定性NH3大于SiH4。
答案：(1)7K2O、K2O2、KO2、KO3(任选两个)(2)He、Ne、Ar(3)C、H(4)Na(5)NH3SiH412．(12分)(2011·启东期中测试)A、B、C、D、E都是元素周期表中前20号元素，原子序数依次增大，B、C、D同周期，A、D原子中某p能级均排有5个电子，E和其他元素既不在同周期也不在同主族，B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水。
根据以上信息，回答下列问题：(1)A和D的氢化物中，沸点较低的是________(填“A”或“D”)；A和D的电负性较大的是________(填“A”或“D”)；B和C的第一电离能较小的是________(填“B”或“C”)；A和B的离子中，半径较小的是________(填离子符号)；元素C的原子核外电子排布式为________；C单质的晶体中原子以________键相结合。
(2)写出B、C的最高价氧化物的水化物相互反应的离子方程式：________________________________________________________________________。
解析：由B、C、D的最高价氧化物的水化物两两混合均能发生反应生成盐和水，推知B、C、D元素分别为Na、Al、Cl，则D的电子排布为1s22s22p63s23p5，A为氟元素，E 为钙元素，然后根据元素周期律进行回答。
答案：(1)D A B Na＋1s22s22p63s23p1金属(2)OH－＋Al(OH)3===AlO2－＋2H2O13．(12分)元素周期表是学习化学的重要工具，它隐含许多信息和规律。
下表所列是五种短周期的元素原子半径及主要化合价：(已知铍的原子半径为0.089 nm)(1)用元素代号标出它们在周期表中对应位置(以下为周期表的一部分)(2)在上面的元素周期表中寻找催化剂材料的区域，用斜线阴影标明。
(3)A、B、E所代表元素的离子半径最大的为________(填离子符号)。
(4)周期表有些元素存在“对角线相似”现象，请写出D的单质与强碱溶液反应的离子方程式________________________________________________________________。
解析：本题主要考查学生对于元素周期表和周期律知识的相互推导，即元素周期律的“位—构—性”的应用，在已知的五种元素化合价中不难发现C为第ⅥA族元素，又是短周期元素，故为硫元素，因此可以找到突破口，则根据原子半径的变化规律可以推导出A 为Mg，B为Al，而DE在元素周期表上一周期即第二周期，再根据元素化合价可以推导出D为Be，E为O。
进而后续问题就可以比较轻松的解决了。
同时又考查了对角线规则，而对于对角线规则应该明确主要研究对象为第二周期和第三周期元素，它们的上下周期对角位置元素性质具有相似性。
答案：(1)和(2)见下图(3)O2－(4)Be＋2OH－===BeO22－＋H2↑14．(14分)(知能提升)下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。