第二节元素周期律 (第二课时)
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；
第二节元素周期律(2课时,元素周期律)
2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
结论： Mg的金属性比Al强
原子序数
11
12
13
元素符号
单质与水(或 酸)反应情况 氢氧化物 碱性强弱
Na
与冷水 剧烈反应
Mg
与沸水反 应、与盐酸 剧烈反应
Al
与盐酸较 剧烈反应
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性氢 氧化物
金属性 Na > Mg > Al
元素性质的周期性变化是元素
原子的核外电子排布的周期性变化
的必然结果．
填空tj
元素的性质 原子序数 （1）定义：____________随着原子________ ___________________________ 的 规 律 叫 做 元 的递增而呈现周期性的变化 素周期律。 （2）内容：元素性质的周期性变化主要体现在 原子核外电子排布的周期性变化 原子 _________________________、_____ 半径的周期性变化 元素主要化合价的 ________________、______________ 周期性变化 ___________等方面。 元素 （3）实质：元素性质周期性变化是由于______ 的原子核外电子排布的周期性变化 ___________________________周期性 变化的必然结果。
非金属性：Si < P < S < Cl
11-18号( 第三周期)元素的
金属性和非金属性递变规律
Na Mg Al Si P S Cl Ar
稀 有 气 体 元 素
11 金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强. 17
原子半径逐渐减小
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。
第一章_第二节元素周期律二课时
2
3
11～18
结论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子 数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的 关系。
实验1：镁与水的反应
现 象 未加热时无现象，加热溶液变红色 Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
化学方程式
实验2：镁和铝与盐酸的反应镁铝与酸的反应
Mg 现 象 剧烈反应生成气体 化学方程 式 Al 较迅速反应生成气体
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱 Na Mg Al
ห้องสมุดไป่ตู้
Al(OH)3
两性氢氧化物
金属性逐渐 减弱 。
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
14Si 15P 16S 17Cl
氧化物
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
最 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 高 氧化物的水化物 弱酸 中强酸 强酸 价 及其酸性强弱 单质与H2反应条件 高温 SiH4 加热 PH3 加热 H2S
3、已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形 成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的原子序数小于X的原 子序数，则两种元素的原子序数之和为( ) A A.19 B.18 C.27 D.9 4、下列叙述正确的是 ( B ) A．同周期元素中，VII A族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是 气体 C．VI A族元素的原子，其半径越大，越容易得到 电子 D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序 数相等
HClO4 最强酸
点燃或光照
酸性逐渐增强
HCl
气态氢化物 及其稳定性 结论
稳定性逐渐增强
第二节元素周期律课件
(1)各元素的符号： N As S Si P A： ，B： ，C： ，D： ，X： 。 (2)写出C、D、X最高价氧化物对应水化物的化学式， H2SO4＞H3PO4＞H3AsO4 并排列酸性由强到弱的顺序： 。 (3)写出A、B、X气态氢化物的化学式，并排列稳定性 NH3＞PH3＞SiH4 由强到弱的顺序： 。
定义:元素的性质随着元素原子序数的递 增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
实质:元素性质的周期性变化是元素原子的核 外电子排布的周期性变化的必然结果。
（量变
质变）
（实质：核电子呈周期性变化的必然结果）
从元素周期律的发现
你想到了些什么？
谢谢老师们的光临指导！
人类在认识自然的过程中，经历了无数的艰辛，正 是因为有了无数的探索者，才使人类对事物的认识一步 步地走向深入，也越来越接近事物的本质。 先辈们对真理执着追求的精神是我们人类不尽的财富。 他们的追求除了其优秀的个人素质以外，真理本身 那种理性的美，也给了他们人生以巨大的乐趣。 同学们的学习是辛苦的，又是幸福的，每一门学科 中都隐含着无穷的美。能引起情感共鸣的诗歌、散文和 音乐,陶冶我们的情操；而化学学科中的新奇、和谐、 简约，同样闪耀着美的光辉。
科学探究：元表的性质和原子序数间的关系。 实验1：镁与水的反应
现 象
实验
在常温下，与水的反应无明显现象；加热 时，镁带表面有气泡出现，溶液变红。
化学方程式
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
实验2：镁和铝与盐酸的反应
Mg
现 象 有大量的气泡产生，试管 烫手，反应很剧烈。
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
弱酸 强酸
H4SiO4
【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。
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
人教版B版高一化学必修第1册 第四章物质结构 元素周期律 第二节第2课时元素周期表和元素周期律的应用
素养脉络
随堂检测
1.(2020辽宁抚顺六校协作体高一期末)在元素周期表中位于金属和非金属
元素交界处最容易找到的材料是( )
A.半导体材料
B.制催化剂的材料
C.制农药的材料 D.耐高温、耐腐蚀的合金材料
答案 A
解析 在金属元素和非金属元素交界区域的元素通常既具有金属性又具有
非金属性,其单质可以用来做良好的半导体材料,如硅等,故A正确;在过渡
4.指导其他与化学相关的科学技术。
【情境链接】农药六六六有较高和较宽广的杀虫活性,对人体的急性毒性 较低。六六六进入机体后主要蓄积于中枢神经和脂肪组织中,刺激大脑及 小脑运动。主要在元素周期表的什么位置寻找制取农药的元素?
提示 元素周期表的右上角,氟、氯、硫、磷、砷等的周围。
【自我小测】 1.某主族元素R的最高正价与最低负化合价的代数和为4,由此可以判断
【深化拓展】 同一元素的“位、构、性”关系可表示如下:
(1)结构与位置的互推 ①原子核外电子层数=周期数。 ②原子核内质子数=原子序数。 ③主族元素原子最外层电子数=主族序数。 ④主族元素的最高正价=族序数(氧、氟除外),最低负价=主族序数-8。 (2)性质与位置的互推 ①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置:若同周期元素A、B、C的 金属性逐渐增强,则A、B、C在同周期中按照C、B、A的顺序从左到右排列。 ②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质:若同主族元素A、B、 C在同一主族中从上往下排列,则可推知A、B、C的单质的氧化性依次减弱或还 原性依次增强。
(4)Al(OH)3与强酸、强碱反应的离子方程式分别为Al(OH)3+3H+ === Al3++3H2O、Al(OH)3+OH- === AlO2- +2H2O。
第二节 元素周期律2
【问题探究 问题探究】 问题探究
• 1．原子半径大小的比较 • 2.离子半径大小的比较 （1）同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 离子半径逐渐 。 【比较大小】Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+； BrIF- Cl-
，
【问题探究 问题探究】 问题探究
• 1．原子半径大小的比较 • 2. 离子半径大小的比较 （3）具有相同电子层结构的离子半径大小的 比较： 电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子 核对核外电子的吸引能力 ，半径 。 【比较大小】Na+ Mg2+ Al3+ ； ClNa子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐 同周期，从左到右，原子半径逐渐 【比较大小1】Li Na K Rb Na Mg Al； Na F
； 。 Cs ；
【问题探究 问题探究】 问题探究
• 1．原子半径大小的比较 • 2.离子半径大小的比较 （2）同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半 径 ，高价阳离子半径 低价离子半 径。 【比较大小】Fe3+ Fe2+ Fe
第二节 元素周期律
学习目标： 学习目标： 1.掌握元素性质周期性变化的规 律； 2.掌握微粒半径大小的比较方法。
【课堂探讨1】
1.根据核外电子排布的规律画出1－20 号元素的原子结构示意图。
2.其最外电子层电子数有何变化规律？
【课堂探讨2】
化合价的变化：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 +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-----------结论 也呈现周期性变化
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。
必修二第一章第二节 元素周期律学案第二课时
第二节元素周期律学案（第二课时）1.元素的原子结构变化规律：2. 主要化合价的变化规律：注意：①氧、氟无价；金属无价；惰性气体为。
②元素的最高正价== 。
③只有才有负价，且|负价数值|+最高正价数值==3、元素的金属性和非金属性的周期性变化：判断元素金属性（失电子能力）强弱的方法：①元素与水（或酸）反应，反应越剧烈，元素金属性；②元素对应碱的碱性越强，元素的金属性；结论：同一周期从左到右，金属性逐渐。
同一主族从上到下，金属性逐渐。
判断元素非金属性（得电子能力）强弱的方法：①与H2的化合：与H2越易反应，该元素的非金属；②生成氢化物的稳定性：对应氢化物越稳定，该元素的非金属；③最高价氧化物对应酸的酸性越强，非金属性。
结论：同一周期从左到右非金属性逐渐。
同一主族从上到下，非金属性逐渐。
总之：同一周期从左到右，金属性逐渐；非金属性逐渐。
同一主族从上到下，金属性逐渐；非金属性逐渐。
4、原子半径的周期性变化：原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用决定的。
微粒半径比较的一般规律：①看电子层数：电子层数越多，半径越大；电子层数越小，半径越小。
②看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数多的，半径小；核电荷数少的，半径大。
③看电子数：当电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大；电子数越小，半径越小。
同一周期从左到右原子半径由渐；同一主族从上到下原子半径由渐。
元素周期律：。
元素性质的周期性变化的根本原因是：。
巩固提高：1．已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是（）A、铍的原子半径大于硼的原子半径B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D、单质铍跟冷水反应产生氢气2．下列各组微粒半径大小比较，前者小于后者的是（）A、Na—MgB、S2——SC、Mg—ND、Al3+—Al3．按C、N、O、F的顺序，其性质表现为递减的是（）A、最外层电子数B、原子半径C、非金属性D、单质的氧化性4．下列关于主族元素性质递变规律不正确的是（）A、同主族元素从上到下，原子半径越大金属性越强B、同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强C、同周期元素从左到右，气态氢化物稳定性逐渐增强D、同主族元素从上到下，原子半径越小越容易失去电子5．下列离子半径之比大于1的是（）A、Mg2+/MgB、Cl/Cl—C、N/OD、Si/Al6．在下列元素中，原子半径最小的是( )A.NB.FC.MgD.Cl7．在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )A.NaB.PC.ClD.Ar8．元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y9．元素R的最高价含氧酸的化学式为H n RO2n－2，则在气态氢化物中，R元素的化合价为（）A．12－3n B．3n－12 C．3n－10 D．6－3n10．元素性质呈现周期性变化的基本原因是（）A．元素的原子量逐渐增大B．核外电子排布呈周期性变化C．核电荷数逐渐增大D．元素化合价呈周期性变化11．A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（）A．n+4 B．n+6 C．n+8 D．n+1012．已知A n+、B(n－1)+、C(n+1)+、D(n+1)－都有相同的电子层结构，A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是（）A．C>D>B>A B．A>B>C>D C．B>A>C>D D．A>B>D>C13．Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4；Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（）A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S14．元素的化学性质主要决定于（）A．主要化合价B．核外电子数C．原子半径D．最外层电子数15.元素的下列性质，随着原子序数的递增不成周期性变化的是（）A．原子量B．化合价C．原子半径D．元素金属性、非金属性16.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物（）A．NaOH B．Al(OH)3C．LiOH D．RbOH17．下列各组气态氢化物的稳定性按由强到弱的顺序排列的是（）A．HI、HCl、H2S、PH3 B．PH3、H2S、HCl、HBrC．HF、HCl、H2S、SiH4D．NH3、PH3、H2S、HCl18．元素周期律是指元素的性质随___________的递增，而呈_______性变化的规律，这里元素的性质主要是指_____________和_____________；元素性质周期性变化是__________________________呈周期性变化的必然结果。
1.2《元素周期律》第二课时教案
第二节元素周期律第二课时元素周期律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。
试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。
教学过程：[新课导入]：请同学们回忆我们上节课所学的内容：1、元素原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？[多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律][推进新课]师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。
元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
[多媒体播放：金属性强弱判断依据]1、金属与H2O或与酸反应难易程度。
2、置换反应。
3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
实验一.Mg、Al和水的反应1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
[多媒体展示出表格] 表（一）实验二.Mg、Al和盐酸的反应取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
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第二节元素周期律(第二课时)
【学习目标】（1）、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。
（2）、通过实验操作，培养学生实验技能。
【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。
与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，
[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。
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：。
【自主探究】
根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。
______________________________________________________________________
【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XO3
C．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H2XO3
4．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．M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知 ( )
A．M的氧化性小于N B．M的氧化性大于N
C．N2+的还原性小于M2- D．N2-的还原性大于M2-
6．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
7．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．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.
8．(2007·广东)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )
A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多
B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强
C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强
D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强
9．下列叙述正确的是 ( )
A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大
B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体
C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子
D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等
10．周期表中关于主族元素性质的叙述不正确的是 ( )
A．主族序数等于原子最外层电子数
B．主族元素最高正化合价等于最外层电子数
C．第n主族元素其最高正化合价为十n价，最低负化合价绝对值为8-n(n≥4)
D．第n主族元素其最高价氧化物分子式为R2O n，氢化物分子式为RHn (n≥4)
11．下列关于稀有气体的叙述不正确的是 ( )
A．原子的最外电子层上都有8个电子
B．其原子与同周期I A、ⅡA族元素的简单阳离子具有相同的核外电子排布
C．化学性质非常不活泼 D．范德华半径比同周期ⅦA族元素原子的大
12．短周期元素X、Y和Z，已知X元素原子的最外层只有1个电子，Y元素原子的M层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素
原子的L层上的电子数少2个，则三种元素所形成的化合物的分子式不可能是
( )
A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7
13．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A；C、D两种元素对应的气态氢化物的稳定性C>D。
则它们的原子序数由小
到大的顺序是 ( )
A．B<A<C<D<E B．A<E<B<C<D C．E<B<A<C<D D．B<A<E<D<C
14．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。
请根据原子结构理论和元素周期律，预测：
(1)它在周期表的哪一周期?哪一族?是金属还是非金属?
(2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式，并估计后者的酸碱性。
(3)它与氯元素能生成几种化合物?哪种较为稳定?
15．(08年全国天津卷)W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是
金属元素，Y、Z是非金属元素。
（1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为
_________________________________________________。
（2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的电子式为_________________。
（3）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为________。
（4）比较Y、Z气态氢化物的稳定性＿＿＞＿＿（用分子式表示）
（5）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：＿＿＞＿＿＞＿＿
＞＿＿。
疑点反馈：（通过本课学习、作业后你还有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）。