第二节元素周期律1
人教版高中化学选择性必修第2册 课后练习 第1章 第2节 第2课时 元素周期律(一)
第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律(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，核电荷数越大，半径越大。
3．原子或离子半径的比较方法(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。
例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。
例如：r(O2－)＞r(F －)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。
例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
(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( )(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )答案(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×1．下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是( )A．Na、K、Rb B．F、Cl、BrC．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋D．Cl－、Br－、I－答案 C解析同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、D三项中的各微粒的半径逐渐增大；电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝的核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C 项微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的。
高一化学必修第一册 第四章 第二节 元素周期律 第1课时 元素周期律(27张PPT)
非金属性由强到弱的顺序为 Cl>S>P>Si
（1）元素的金属性强弱判断依据: ①金属与水或酸反应越容易置换出H2，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物） 碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物 （即最高价含氧酸）酸性越强，非金属性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应。
跟冷水剧烈反应滴 Na 入酚酞溶液变红色
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
比与水反应剧烈
Mg
与冷水几乎不反应，加热表面出 现较多气泡, 溶液变为浅红色
Mg+2H2O(沸水)=Mg(OH)2+H2↑
反应剧烈
Al
冷水不反应，加热少量 气泡，溶液不变红
反应较缓
结论：金属性： Na > Mg > Al
◕活动二、探究Na、Mg、Al金属性强弱——NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
【练习】
1 、下列叙述不正确的是( B ) A.Na、Mg、Al最高化合价依次升高 B.N、O、F非金属性依次减弱 C.P、S、Cl最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强 D.Li、Na、K原子的电子层数依次增多
【练习】
2、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ AB ）
A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。 B.KOH的碱性比Mg（OH)2强 C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁 D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
【练习】
3、用元素符号回答原子序数11—18的元素的有关问题。
必2第一章第二节元素周期律第1课时
实 验 二
现象
取一小片铝和 产生气泡。但镁反应比铝剧烈。 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 化学方程式 去氧化膜,分别 放入两试管，再 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 各加入2mL 1mol/L盐酸。 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 观察现象。
镁与铝均能与盐酸反应
结论
镁的金属性比铝强
K
Ca
Br
原子 序数 元素 名称 元素 符号
1 氢
H
2 氦
He
电子 排布
化合价
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）
1
+1
2
0
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
3 锂
Li 2,1 +1
4
5 硼
B 2,3 +3
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。
最高H
Mg(OH)2 中强碱
强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
讨论
不易起化学反应。
• 小结
本节课我们重点学习了原子核外电子 的排布规律，知道了多电子中的电子排 布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规 律排布的。
写出下列离子的离子结构示意图： Mg2+ F- Br- Ca2+
根据原子光谱和理论分析 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
高中必修第一册化学《第二节 元素周期律》获奖说课课件
2.Si、P、S、Cl非金属性的比较
非金属元素
最高价氧化 物的水化物 (含氧酸)
名称 化学式
酸性 强弱
Si 硅酸 H2SiO3
弱酸
P 磷酸 H3PO4
中强酸
S 硫酸 H2SO4
强酸
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
单质氧化性与还原性
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
最高价氧化物对应 水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与 稳定性
碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强
生成由难渐易， 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱
生成由易渐难， 稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 ( × ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( × ) (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)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( √ )
白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：
Na_＞____Mg__＞___Al
氢氧化铝的两性 氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反 应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方
程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al O2-
物质结构元素周期律121元素周期律第1课时原子核外电子的排布课件新人教版必修2052914
C.氮原子和碳原子
解析:L 层中电子数 B 为 A 的 2 倍,B 的 L 层必为 8,则 A 的 M 层电 子数必为 0,A 为 6 号元素碳,B 为 13 号元素铝。 答案:D
问题导学
当堂检测
迁移训练 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( )
第二节 元素周期律
第 1 课时
原子核外电子的排布
目标导航
预习引导
1.知道电子在原子核外的运动状态和运动规律。 2.学会原子核外电子分层排布的表示方法。
短周期元素原子核外电子的排布及规律。
目标导航
预习引导
1.原子核外电子运动特点 原子是由原子核和核外电子构成的。在含有多个电子的原子中,电 子是分层排布的。按照离核由近及远的顺序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,或称为 K、 L、 M、 N、 O、 P、Q 层,n 值越大,说明电子离核越远,能量也就越高。 2.核外电子的能量状况 在多电子原子中,电子的能量是不相同的。在离核较近的区域内运 动的电子能量较低,在离核较远的区域内运动的电子能量较高。电子总 是尽可能地先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。 3.原子核外电子排布规律 通过阅读教材第 13 页表 1 2,可以发现原子核外电子排布的一些规 律:K 层最多可以排 2 个电子,L 层最多可以排 8 个电子。
(7)原子次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素:
Ar (4)C
问题导学
当堂检测
迁移与应用 例 1 今有 A、B 两种原子,A 原子的 M 层比 B 原子的 M 层 少 3 个电子,B 原子的 L 层电子数恰为 A 原子 L 层电子数的 2 倍,A 和 B 分别是( ) B.硼原子和氢原子 D.碳原子和铝原子
元素周期律1-2-1
4. 下列性质的递变中，正确的是
( A B )
A. O、S、Na的原子半径依次增大 B. LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C. HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D. HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
5. 下列各组元素性质递变情况错误的是（
） AC
A．Li、B、Be原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强
答案：半 Cl- > Cl
[讨论5] 比较Na+与Mg2+半径大小：
Na+
+11
Mg2+
2 8
+12
2 8
答案：半径 Na+ > Mg2+
[讨论6]
比较O2-与F-半径大小：
O2+8 2 8
F+9 28
答案：半径 O2- > F-
5.粒子半径的比较方法:
(1)原子半径的大小主要由核外电子层数和原子核对核 外电子的作用来决定。电子层数越多，原子半径就 越大；电子层数越少，原子半径就越小。当电子层 数相同时，随着核电荷数的递增，原子核对核外电 子的引力越大，原子半径就越小。例如：
[解析] 短周期中，F元素无正化合价，因此A错误；第六
周期有32种元素，因此B不正确；副族元素全部是金属元
素，因此C正确；碱金属元素中，钫元素原子的电子层数 最多，故钫元素的原子半径最大，因此D正确。
[练习1]下列化合物中,阴离子半径和阳离子半径之
比最大的是(
A
)。
A.LiI [练习2]（2010
3
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C.是非金属元素 D.同周期元素中原子半径最小
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解析 某原子的最外层有7个电子，说明位于第ⅦA族，第ⅦA族元素得到一个电 子达到稳定结构，其单质具有强氧化性，故A说法正确； F没有正价，故B说法错误； 第ⅦA族为非金属元素，故C说法正确； 同周期元素从左向右原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，因此卤族元素的原子半径 是同周期中最小的，故D说法正确。
一、元素周期表的分区及化合价规律
深度思考 (1)根据周期表中元素的金属性和非金属性递变规律分析：什么元素的金属性最强？ 什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？ 提示 铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右 上角。
(2)元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，在其气态氢化物中，R元素的化合 价为__－_(_1_2－__3_n)__。
二
新课讲授
四
达标测试
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1.下列说法正确的是 A.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 B.某元素的离子的最外层与次外层电子数相同，该元素一定位于第三周期
√C.第三周期元素的主族序数等于它们的最高正化合价
D.最外层电子数相同的元素的性质一定相似
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第 2 节 元素周期律和 元素周期表.(1)doc
第 2 节 元素周期律和 元素周期表课标要求．1.掌握元素周期律的实质。
2.了解元素周期表的结构（周期、族）。
第一课时 元素周期律1 ．原子序数是元素在元素周期表中的__________。
原子序数==___________===_________ =__________2 ．在填写教材 Pll 表格后，完成以下内容。
( l ）在3 一 10 号元素中，电子层数都为__________最外层电子数由________→__________，原子半径由__________→_________，相对原子质量由__________→_________，最高化合价从__________→_________，最低化合价从__________→_________ ( 2 ）在 11～ 18 号元素中，电子层数都为_______，最外层电子数由__________→_________，原子半径由__________→_________，相对原子质量由__________→_________，最高化合价从__________→_________，最低化合价从__________→_________3 ．随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径、元素的化合价均呈现___________变化。
4．元素的___________随着__________而呈________变化，这个规律叫做___________________1 ．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周期性变化，这个规律叫做元素周期律。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。
2 ．元家性质的周期性变化 ( l ）元素原子核外电子排布的周期性：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现最外层电子从 1 个递增到 8 个的情况。
( 2 ）元素原子半径的周期性变化：当电子层数相同时，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小而呈现周期性变化。
1-2 元素周期律和周期表
性质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸） 的反应情况
与冷水反应缓慢，与沸 与冷水剧烈反 与酸迅速反应放 水迅速反应，放出氢气， 应放出氢气 出氢气 与酸剧烈反应放出氢气
最高价氧化物对应 水化物的碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢氧化物
金属性的强弱: Na > Mg > Al
内容 原子半径 电子层结构 失电子能力 得电子能力 金属性非金属性 主要化合价 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 大→小 电子层数相同、 最外层电子增多 逐渐减小 逐渐增大 小→大 电子层增多最外层 电子数相同 逐渐增大 逐渐减小
金属性减、非金属性增 金属性增、非金属性减
最高正价+1→+7 最高价氧化物对应的 碱性逐渐减弱 水化物酸碱性 酸性逐渐增强 形成：难→易 非金属元素气态氢 化物的形成与稳定性 稳定性：弱→强
元素性质呈周期性变化
归纳出
原子半径 大→小 (稀有气体元素突然增大)
化合价：+1→+7 －4→－1 (稀有气体元素为零)
元素周期律
3.微粒半径大小的判断规律 一层、二核、三电子
影响 半径 大小 的因素
①电子层数： 电子层数越多，原子半径越大 ②核电荷数： 当电子层数相同时核电荷数增多，使原子 半径有减小的趋向。 ③核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子 半径有增大的倾向。
最高正价=族系数 碱性逐渐增强 酸性逐渐减弱
形成：易→难 稳定性：强→弱
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA
ⅢA ⅣA ⅤA
ⅥA ⅦA
0
1
2 3 4 5 6 7
金属性逐渐增强 金 属 性 逐 渐 增 强
元素周期律(第1课时)教学案
课题：第四章第二节元素周期律（第1课时）教学案课标要求1．通过对“同周期元素性质”的学习，培养科学探究和创新意识。
2．通过对“元素周期律内容和实质”的学习，建构微观原子结构特点决定宏观性质的探究思路和模式。
学习目标认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价、原子半径等性质的周期性变化规律。
教学重难点同周期、同主族元素性质【情景导入】【问题探究1】原子结构的周期性变化决定反映元素性质的周期性变化归纳出反映元素周期律1．根据P、S、Cl在周期表中位置进行比较(1)H3PO4、H2SO4、HClO4酸性强弱。
(2)P3－、S2－、Cl－还原性强弱。
2．试根据同周期元素非金属性的变化规律，比较SiH4、PH3、H2S和HCl的稳定性。
探究提示：1.(1)非金属性：Cl＞S＞P，酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4。
(2)非金属性：Cl＞S＞P，还原性：P3－＞S2－＞Cl－。
2．元素的非金属性越强，气态氢化物越稳定。
同周期元素，随着原子序数的递增，非金属性逐渐增强，故非金属性：Si<P<S<Cl，所以它们的氢化物的稳定性顺序为SiH4<PH3<H2S<HCl。
【问题探究2】1．第三周期元素的阳离子半径从左到右逐渐减小，对吗？提示：对。
第三周期元素的阳离子从左到右分别是钠离子、镁离子和铝离学习过程设计核外电子是处在一定的轨道上绕核运行的，正如太阳系的行星绕太阳运行一样；核外运行的电子分层排布，按能量高低而距核远近不同。
这个模型被称为“玻尔原子模型”。
现代物质结构理论在新的实验基础上保留了“玻尔原子模型”合理的部分，并赋予其新的内容。
你想知道核外电子是如何排布的吗？请让我们一起走进教材学习元素性质的周期性变化规律。
氢化物稳定性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物的水化物酸性增强减弱碱性减弱增强【归纳总结】(1)主族元素的最高正价＝最外层电子数(O、F除外)。
(2)只有非金属才有负价，且|最低负价数值|＋|最高正价数值|＝8。
高中化学鲁科版(2019)必修第二册课件第1章第2节第1课时元素周期律
(3)元素的化合价变化规律
原子序数
化合价的变化
1～2 3～10
＋1―→0 正价：＋1―→ ＋5 负价：－4―→－1
11～18
正价：＋1―→ ＋7 负价：－4―→－1
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化
通过探究可以发现：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、
元素的化合价等均呈现周期性变化。
元素化合价的“三个二” (1)二“特殊”：F 无正价，O 无最高正价。 (2)二“只有”：金属只有正价，只有非金属才有负价。 (3)二“等式”：对于主族元素，最高正价＝最外层电子数，|最低负价数值|＋|最 高正价数值|＝8(O、F 除外)。
1．X 元素的最高化合价和最低化合价的绝对值之差为 6，Y 元素原子的次外层电子数
答案：D
关键能力培养
归纳与论证能力
硫黄皂是指添加硫黄成分的香皂，是一种硫黄类药皂，硫是一种比较活泼的非金属， 硫在适宜的条件下形成化合价为－2、＋6、＋4、＋2、＋1 的化合物。－2 价的硫具有 较强的还原性(还原性强弱是由失电子能力决定的)。在水溶液中，S2－与 YOn3－ 发生反 应的离子方程式为 YO3n－ ＋3S2－＋6H＋===Y－＋3S↓＋3H2O，已知 Y 为 1～18 号元素。 根据以上材料和相关知识回答： (1)YOn3－ 中 Y 的化合价是多少？你的计算过程是什么？
2．一些典型元素的化合价 (1)H 元素的化合价有＋1、－1、0 价。如 H2O、NaH、H2。 (2)F 元素没有正价，O 元素无最高正价。 (3)金属元素只有正价，无负价；非金属元素既有正价，又有负价(F 除外)。 (4)核电荷数为 1～18 的元素，原子的最外层电子数(元素族序数)为奇数，则变价 元素的化合价一般为一系列的奇数，如：Cl 有－1、＋1、＋3、＋5、＋7；N 有－3、 ＋1、＋3、＋5，但还有＋2、＋4。 (5)核电荷数为 1～18 的元素，原子的最外层电子数(元素族序数)为偶数，则变价 元素的化合价一般为一系列的偶数，如：S 有－2、＋4、＋6；C 有－4、＋2、＋4。 (6)多数非金属有变价，如 O 元素常见化合价有－2、－1、0。
2020-2021学年人教版新教材必修第一册 第4章第2节 元素周期律(第1课时) 课件(53张)
新知预习 一、原子结构的周期性变化
结合图1、图2、图3完成下表：
原子 电子 序数 层数
最外层 电子数
原子半径的变化(稀 有气体元素除外)
最高或最低化合价的变化
1～2
1
1～2
＋1→0
3～10
__2___
___1_～__8__
三、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原子的___核__外__电__子__排__布___的周期 性变化的必然结果。
预习自测
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小，离子半径也逐渐减
与氢气反应
由难到易的顺序为_______S_i<_P__<_S_<_C_l_______
最高价氧化 物对应的水 化物的酸性
结论
H2SiO3： 弱酸
H3PO4：中强酸
H2SO4：强 HClO4：强
酸
酸
酸性：____H__C_l_O_4_＞__H_2_S_O__4＞__H__3_P_O_4_＞__H__2S_i_O_3______
6．门捷列夫对化学这一学科发展的最大贡献在于发现了化学元素周
期律。下列事实不能用元素周期律解释的只有
(C )
A．碱性：KOH＞Ca(OH)2＞Mg(OH)2 B．稳定性：H2O＞H2S＞H2Se C．挥发性：HNO3＞H3PO4＞H2SO4 D．原子半径：P＞S＞Cl
解析：酸的挥发性是物质本身的特性，没有规律，所以选C。
课堂素能探究
知识点 一
第二节 第1课时 原子核外电子排布和元素周期律
②非金属元素的原子得电子形成简单离子时, 形成和同周期的稀有气体原子 相同的电子层结构。
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课前导学
要点突破
与稀有气体原子核外电子排布相同的离子: ①与 H e原子电子层结构相同的离子有: 、B e 、H 。 Li 23+ 2+ 3+ ②与 N e原子电子层结构相同的离子有: 、O 、N 、N a 、M g 、A l 。 F ③与 A r原子电子层结构相同的离子有: l 、S 、K 、C a 。 C
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3. 下列各组元素性质的递变错误的是( C A . 、B e、B 原子最外层电子数依次增多 Li B. P、S、C l元素的最高正化合价依次升高 C . 、C 、N 、O 、F 原子半径依次增大 B D . 、N a、K 、R b的金属性依次增强 Li
)
指津: 、B e、B 原子的最外层电子数分别为 1、2、3, 项正确; Li A P、S、 C l的最高正化合价分别是+5、+6、+7, 项正确; 、C、N 、O 、F 原子 B B 的电子层数相同, 最外层电子数依次增多, 则原子半径依次减小, 项错 C 误; 、N a、K 、R b的最外层电子数相同, Li 原子半径依次增大, 则金属性 依次增强, 项正确。 D
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要点突破
(2)不同电子层的表示及能量关系
序号(n) 各电子 层(由 内 到外) 符号 与原子核的距离 能量 1 K 2 L 3 M 4 N 由近到远 由低到高 5 O 6 P 7 Q
3.电子分层排布 电子总是尽可能先从内层排起, 当一层充满后再填充下一层。
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高考化学一轮复习学案课件(人教版)第5章物质结构元素周期律第2节元素周期律(1)
答案：
一、1. K L M N O P Q 由近到远 由低到高 2．(1)能量低 (2)2n2 (3)8 2 (4)18 2 32 二、1. 性质 原子序数 周期性 2. 核外电子排布 3. 减小 增大 相同 逐渐增多 逐渐增多 相同 减弱 增强 增强 减弱 减弱 增强
增强 减弱 主族序数 主族序数 增强 减弱 减弱 容易 增强 难 减弱
其他
分子 Ar F2、HCl
离子
K＋、Ca2＋、Cl－、 S2－
O22－、HS－
H2S
PH3、H2O2
SiH4、CH3F
N2H4、CH3OH
C2H6、CH3NH2等
【温馨提示】上表中有些18电子粒子符合“9＋9”规律，如 C2H6、H2O2、N2H4、F2、CH3F、CH3OH等(－CH3、－OH、 －NH2、－F为9电子基团)。
三、2. (1)金属与非金属的分界线 (2)过渡元素 (3)右上角
原子核外电子的排布
【自主解答】
C 解析：K层电子数为奇数的元素只有H，A正确；L层或M层电 子数为奇数时，此层为最外层，族序数等于最外层电子数，B、D 均正确；第二周期以后元素的L层中电子数均为8个，但族序数与L 层电子数无关，C错误。
非金属元素气态氢化物 的形成与稳定性
最高正价＝______最 低负价＝主族序数－8
酸性逐渐________碱 性逐渐________
气态氢化物的形成越来 越______，其稳定性 逐渐______
最高正价数＝ ________(O、F除外)
酸性逐渐________碱 性逐渐________
气态氢化物的形成越来 越______，其稳定性 逐渐______
②最高价氧化物性也就越强。
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第二节元素周期律（课时1）
【教学目标】 1．了解原子核外电子的排布；
2．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；
第一部分：自主学习：
1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。
2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。
第二部分：课堂教学
一、原子核外电子的排布：
1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
对应符号
⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个)
二、化合价的周期性变化
原子序数最高正价或最低负价的变化
1~2 +1
3~10 +1 +4 +5
-4 -1
11~18 +1 +4 +5 +7
-4 -1
结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
三、原子半径的递变规律
【总结】同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
四、微粒半径大小的比较规律（补充）
1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。
Na < Ca
2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。
Na+ < F-
3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。
Na > Na+ Cl < Cl-
【投影练习】
1、比较下列微粒半径大小
(1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2-
2
)
①
②③
⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________
⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______
第三部分课堂练习
1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（双选） ( )
A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数
2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( ) A．8 B．14 C．16 D．17
3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2
4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( )
A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝
5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( ) A．3 B．7 C．8 D．10
6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( )
A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3
13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( )
①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3
②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素
③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6
④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族
A．①②B．①③C．②④D．③④
第四部分：课后习题（见辅导资料）
疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）。