最新人教版高中化学必修二元素周期律资料教学讲义ppt课件
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人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT
ds区，它包括
族，Ⅰ处B于和周Ⅱ期B 表d区和p区之间。它们都
是 ，也属过金渡属元素。
f区元素最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素 （各有15种元素）。
小结
包括元素 s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素 最后1个电子填充在 ns 轨道上，价电子的构型是__n_s1___ 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA族，它们都是 _活__泼__金__属，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。
p区元素最后1个电子填充在 轨道np上，价电子构型是 ，ns2np1～6 位于周期表 右侧，包 ⅢA～Ⅶ族A、元零素族。大部分为 元素非。金属
d区元它素们的价层电子构型是 (n－，1)最d1后～81n个s2电子基本都是填充
在 轨道上(n，－位1于)d长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变
化金合属价，为过渡元素。它包括 族元素。 ⅢB～Ⅷ
ds区元价层电子构型是
(n－，1)即d1次0n外s1层～2d轨道是 的，最充外满
层素轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为
元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素 的原子序数是( )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第 _______族,下列关于它的性质的说法中错误的是( ) Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱 C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
高一化学人教版必修二课件：第一章 第二节 元素周期律(106张PPT)
2．原子结构示意图 (1)圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核及核内质子数。 (2)弧线表示电子层。 (3)弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，如
3．离子结构示意图 (1)当主族中的金属元素的原子失去 最外层所有电子变为离子时，电子层数 减少一层，形成与上一周期稀有气体元 素原子相同的电子层结构。如 Na：
解析：K 层、L 层、M 层上最多能容纳的 电子数分别为 2、8、18。K 层上可排 1 个电子， 也可排 2 个电子，所以 A 项有可能；当 M 层 上排有电子时，L 层已经排满电子，即排了 8 个电子，而 M 层最多可以排 18 个电子，所以 B 项不可能；符合“某离子 M 层上和 L 层上电子 数均为 K 层上电子数的 4 倍”的离子可以是 S2 －、Cl－、K＋、Ca2＋等，所以 C 项有可能；
1．钠、镁、铝金属性强弱比较
阅读下列资料内容，思考问题。
Na
Mg
Al
与冷水反应缓
与冷水
与酸反应，放
物质与
慢，与沸水反应
剧烈反
出氢气，但不
水(或与
迅速，放出氢气；
应，放出
如 Mg 反应剧
酸反应)
与酸反应剧烈，
氢气
烈
放出氢气
续表
Na
Mg
Al
最高价氧
化物对应
的水化物 NaOH 强 Mg(OH)2 Al(OH)3
[对点演练] 3．从原子序数 11 依次增加到 17， 下列所述递变关系错误的是( ) A．原子电子层数不变 B．原子半径逐渐增大 C．最高正价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从－4→－1
解析：从原子序数 11 依次增加到 17， 各原子的原子半径逐渐减小，B 选项错误。
答案：选 B
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
化学：1.2.2《元素周期律》PPT课件(新人教版-必修2)
新课标人教版课件系 列
《高中化学》
必修２
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、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
《高中化学》
必修２
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、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
人教版化学必修二元素周期律_课件
2、同主族元素性质的变化规律
以碱金属为例，分析同主族金属性的变化规律； 以卤素为例，分析同主族非金属性的变化律。
1）.相似性
最外层电子数相同 最高化合价相同
化学性质相似
2）.递变性 同主族从上到下，
电原 子子 层半 数径 依逐 次渐 增增 多大
得失 电电 子子 能能 力力 逐逐 渐渐 减增 弱强
非金 金属 属性 性逐 逐渐 渐增 减强 弱
化化物物及的水酸最高H价4Si氧O4 化物H的3PO水4 化物酸H2S性O4 增强 HClO4
性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性：从左到右逐渐减弱 非金属性：从左到右逐渐增强
三.比较粒子半径大小的规律
主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定
电子层数是影响原子半径的主要因素 电子层数相同时，核电荷数的影响较大 电子层数和核电荷数相同时,核外电子数越多半径越大 1.同种元素的粒子半径比较： ①阳离子半径<相应原子半径 r(Na+)<r(Na) ②阴离子半径>相应原子半径 r(Cl-)>r(Cl) ③同种元素不同价态的离子，价态越高离子半径越小
电子层数以及电子数的关系
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大）
2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多， 径小）
3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+ 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数 的递增而减小。
最外层电子数－8 = 负价
以碱金属为例，分析同主族金属性的变化规律； 以卤素为例，分析同主族非金属性的变化律。
1）.相似性
最外层电子数相同 最高化合价相同
化学性质相似
2）.递变性 同主族从上到下，
电原 子子 层半 数径 依逐 次渐 增增 多大
得失 电电 子子 能能 力力 逐逐 渐渐 减增 弱强
非金 金属 属性 性逐 逐渐 渐增 减强 弱
化化物物及的水酸最高H价4Si氧O4 化物H的3PO水4 化物酸H2S性O4 增强 HClO4
性
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
4.元素金属性和非金属性的周期性变化
金属性：从左到右逐渐减弱 非金属性：从左到右逐渐增强
三.比较粒子半径大小的规律
主要由核电荷数、电子层数、核外电子数决定
电子层数是影响原子半径的主要因素 电子层数相同时，核电荷数的影响较大 电子层数和核电荷数相同时,核外电子数越多半径越大 1.同种元素的粒子半径比较： ①阳离子半径<相应原子半径 r(Na+)<r(Na) ②阴离子半径>相应原子半径 r(Cl-)>r(Cl) ③同种元素不同价态的离子，价态越高离子半径越小
电子层数以及电子数的关系
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大）
2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多， 径小）
3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
4、阳离子半径小于对应的原子半径；如Na＞ Na+ 5、电子排布相同的离子，离子半径随着核电荷数 的递增而减小。
最外层电子数－8 = 负价
化学：1.2《元素周期律2》课件(新人教必修2)26页PPT文档
A．第八周期ⅢA族 B．第六周期ⅤA族
练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、E，它们 的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期， A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层 内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与 B，B与C都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。 试回答：它们各是什么元素？
期表中的位置8 －，最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素－和化学元性素质相的同 性元素质性。质
同1主、族F 没有相似正性价，O 通常不显示正价； 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
门捷列夫于1869年提出
“元素的性质随着原子量的递增而呈周 期性的变化”的元素周期律，并编制了第一 张《元素周期表》。
当时已发现的元素仅63种。
有些元素的原子量数据不准确。
门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、
钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。
门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质 的规律，完成了科学史上一个勋业。— 恩格斯
阅读课文：P16 ~ 17
为什么说化学的理论对化学研究、工 农业生产具有指导作用？
请您思考
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减 弱，得电子的能力逐渐增强。
1894年英国人拉姆赛发现了氩(Ar)元素
他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似 氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” ……“按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写 下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。
练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、E，它们 的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期， A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层 内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与 B，B与C都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。 试回答：它们各是什么元素？
期表中的位置8 －，最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素－和化学元性素质相的同 性元素质性。质
同1主、族F 没有相似正性价，O 通常不显示正价； 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
门捷列夫于1869年提出
“元素的性质随着原子量的递增而呈周 期性的变化”的元素周期律，并编制了第一 张《元素周期表》。
当时已发现的元素仅63种。
有些元素的原子量数据不准确。
门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、
钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。
门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质 的规律，完成了科学史上一个勋业。— 恩格斯
阅读课文：P16 ~ 17
为什么说化学的理论对化学研究、工 农业生产具有指导作用？
请您思考
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减 弱，得电子的能力逐渐增强。
1894年英国人拉姆赛发现了氩(Ar)元素
他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似 氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” ……“按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写 下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。
人教版高中化学必修2《元素周期律》说课ppt课件
本节结合元素周期表，原子结构与元 素性质的关系→元素物理性质和化学性质 →核外电子与元素性质的关系 又引出原子核与元素性质关系：介绍核素、 同位素
第二节，利用周期表的横向结构进一步认 识元素周期律，通过周期来体现元素性质与 原子结构的关系 从周期表前三周期元素，原子核外电子 排布入手，分析电子层数的不同和最外层电 子数的递增关系
教学难点
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第一章 物质结构 元素周期律
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第一节 第二节 第三节
元素周期表 元素周期律 化学键
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地位和功能 元素周期律和物质结构是化学中的重要 理论知识，也是中学化学中的重要内容。 通过这部分知识的学习，可以使学生对所 学元素化合物等化学知识进行综合、归纳， 从理论进一步认识、理解。同时，也作为 理论指导，为学生继续学习化学打基础。 这部分知识作为化学 2( 必修 ) 的内容，既 是必修化学的重要内容，也是选修化学的 基础。
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元素周期表先于元素周期律呈现。 1.在初中学生初步了解元素周期表。 2.周期表直观，在此基础上认识周 期律更容易。 3.化学史上以门捷列夫为代表的科 学家先排出元素的分类表，再总结归 纳出元素周期律。
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第一节，以初中化学为基础，从化 学史引入，直接呈现周期表。 重点利用周期表的纵向结构认识原 子结构与元素性质的递变关系。
以前两节物质结构和元素周 期律知识为基础，进一步学 习物质结构基础知识、物质 的形成以及化学反应的本质
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课时建议
第一节
元素周期表
2课时
第二节
第三节
元素周期律
化学键
人教版高中化学必修二第一章第一节 《元素周期表 》课件(共15张PPT)
B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序 数为 x+2 的元素肯定不会在（ ）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠， 则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。 故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将 元素按照相对原子质量由小到大 依次排列，制出了第一张元素周 期表，这就是现代元素周期表的 雏形。
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多 少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
1.2 元素周期律 人教版高中化学必修二课件(共40张PPT)
(3)不正确；
(4)正确
小结
一.原子核外电子的排布 1. 核外电子运动特征 分层排布，轨迹不确定，高速运动 2. 核外电子排布规律
二.原子核外电子的排布的表示方法
1.原子结构示意图
2.离子结构示意图
元素周期律 第二课时
科学探究
一.变化规律
1. 核外电子排布的周期性变化
以原子序数为 1～18 的元素为例，探究原子最外层电子数的变 化，图示如下：
原子序数递增，电子层数逐渐增多，半径逐渐增大
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大而减 小的原因？
同周期，电子层数相同，原子序数递增，核电荷数增大， 原子核对最外层电子的吸引力增大，半径逐渐减小
(3)试比较Na+与F-的半径大小
Na+
F- 9
r(Na+)<r(F-)
粒子半径大小的比较方法
（1）同周期元素原子半径随原子序数的增大而减小 同主族元素原子和离子半径随原子序数的递增而
如F F-
(1)离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外 电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为 离子所带电荷数。
(2)单个原子形成简单离子时，其最外层可形成 8 电 子稳定结构(K 层为最外层时可形成 2 电子稳定结构)。
1．下列结构示意图所代表的微粒属于阴离子的是 ( A )
练一练
－4→－1 。 金属元素无负价，既有正价又有负 价的一定是非金属元素
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
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。同周期由左向右逐渐减小， 同主族由上到下逐渐增大。
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
人教版化学必修二1.2 元素周期律 课件(共25张PPT)
合价
- 4 - 3 - 2 -1
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
最外层电子数1→2
最外层电子数1→8
最外层电子数1→8
表5-5 1~18号元素的核外电子 排布、原子半径和主要化合价
原子半径 大→小 原子半径 大→小
H
Li
Be
B
C
N
Na Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
原子 序 数
1
2
元素 名称
氢氦
元素 符号
H
He
电子 排 布
1
2
原子半径
10-10m 0.37 1.22
主要化 + 1
合价
0
请阅读和比较 1-18号元素的有关 数据从中能找出什 么规律？
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂铍
硼
碳
氮
氧氟氖
元素 符号
Li
Be
B
C
N O F Ne
电子 排布
2,1
2,2
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2化合
B、HCl比H2S稳定
AB
C、酸性HCl ＞H2S
D、Cl的最高正价为+7，
S的最高正价为+6
3.下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al
B. N、O、F
C. P、Si、Al
D. C、Si、P
4.下列递变规律不正确的是
放少许镁 液后不变色。后镁与沸水反
带于试管中， 应较剧烈，产生较多气泡，
人教版高一化学必修2第一章第二节元素周期律PPT课件
单质与水 应:
慢，与沸水反
（或酸） 剧烈 应迅速、与酸 迅速
反应 金属性：N反a应出>剧氢M烈气g>，。A放l
最高价氧 化物对应 水化物碱
性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子， BC
Mg最外层有2个电子； B、Na能与冷水反应，而Mg不能； C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2 D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
C．F、Cl、Br、I
D．Li、Na．K、Rb
4．在1~18号元素中，除稀有气体元素外： (1)原子半径最大的元素是 Na ， (2)原子半径最小的元素是 H 。
【巩固训练】
1．下列说法中正确的是 （ A ）
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的 最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元 素原子的最外层电子数
单质与
磷蒸气
光照或
氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆
应条件
能反应
炸
含氧酸 的酸性
H4SiO4 弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
从氢化物看
元素
氢化物 化学式
单质与氢气 的化合条件
14Si
SiH4 高温下少量反应
15P
代数和为4，由此可以判断 ( D )
A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R最高正价氧化物化学式为RO2 D.R气态氢化物化学式为H2R
人教版高中化学必修二1.2《元素周期律》课件最新课件PPT
五、元素的金属性、非金属性与元 素在周期表中位置的关系
1、周期表中元素金属性与非金 属性的递变规律
金属元素、非金属元素的分区： 分界线左边是金属元素，分界线右 边是非金属元素，最右一个纵行是 稀有气体元素。见下图：
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
1
2
金 属
3性
逐
4渐
5
增 强
6
B Al Si
Ge As Sb
非
金
属
性
逐
渐
Te
增 强
Po At
7
金属性逐渐增强
① 根据上表可知：金属性最强的 元素是铯（Cs），位于第6周期第 ⅠA族（左下角），非金属性最强 的元素是氟（F），位于第2周期第 ⅦA族（右上角）。
② 位于分界线附近的元素既有 一定的金属性，又有一定的非金 属性，如Al、Si、Ge等。
中能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合 金材料。
努力，未来老婆的婚纱都是租的。只有你的 让你在无尽黑暗中找到光明。我受过的伤都 勋章。知世故而不世故，是最善良的成熟。 日领教过这世界深深的恶意，然后开启爱他 的快意人生。第二名就意味着你是头号输家 比·布莱恩特。当你感觉累的时候，你正在走 路。如果每个人都理解你，那你得普通成什 赚钱的速度一定要超过父母变老的速度。不 现以前的自己是个傻逼的过程，就是成长。 远不要大于本事。你那能叫活着么？你那“ 的气质里，藏着你走过的路，读过的书，和 人。”素质是家教的问题，和未成年没关系
第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律（1）
一、原子核外电子的排布
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
字母表示 K L M N O P Q
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共25张PPT)
B 4．下列关于元素周期律的叙述正确的是( )
A．随元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从 1到8重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化 C．随元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到 ＋7，负价从 －7到－1重复出现 D．元素性质的周期性变化的根本原因是：原子半径的 周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较
试管中，加入2-3 多气泡，溶液变为红色。
ml水，并滴入2滴
酚酞溶液。观察
现象。过一会儿， 用酒精灯给试管
反应式：Mg
+
2H2O
பைடு நூலகம்
△
=
Mg(OH)2
+
H2
加热至沸腾，并
移开酒精灯，再
观察现象。
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
性质
钠（Na） 镁（Mg）
与水反应 与冷水水、反剧烈应：冷热N水a水>、、M缓迅g慢速
元素
14Si 15P 16S 17Cl
最高价 氧化物
SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
最高价氧化物的水化物
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸
极弱酸 中强酸 强酸
最强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
第三周期元素性质的变化中可得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
知识回
1顾、：1-18号元素（除稀有气体元素外）
元素的原子半径,随着原子序数的递 增，呈现出怎样的规律?
周期 元素原子半径的周期性变化
1 2 3
4 5 6 7
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共33张PPT)
失 电 子 能 力 依 次 增 强
原 子 半 径 依 次 增 大
原 子 半 径 依 次 减 小
得 电 子 能 力 依 次 增 强
非 金增大 失电子能力依次增强 金属性依次增强
1.X、Y、Z三种金属元素在周期表中的位置如 图： X Y Z 比较它们的金属性 2.金属性最强的元素在周期表中什么位置？ 3.如何确定周期表中元素的位置？ 4.Q是第三周期第一主族的元素，请写出它的 原子结构示意图 5. 的化学性质 6.F是非金属性最强的元素，请写出它的原子 结构示意图
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
注：1）F没有正价，O通常不考虑它的正价 2）金属没有负价 3）H的最低负价=1-2=-1
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，是学习化学的一种重要工具。
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，是学习化学的一种重要工具。 （2）对于其他与化学相关的科学技术也有指 导作用
寻找半导体材料
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，是学习化学的一种重要工具。 （2）对于其他与化学相关的科学技术也有指 导作用
茶壶里煮饺子
肚里有货倒不出
1.元素周期 表中有几种 底色？分别 代表什么？
2.同周期 主族元素 金属性、 非金属性 变化规律
1.元素周期表中有 2.同周期主族元素金 属性、非金属性 几种底色？分别代表 什么？ 变化规律
非金属性依次增强 得电子能力依次增强 原子半径依次减小
金 属 性 依 次 增 强
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18Ar 288
同周期：从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加 同主族：从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加
（二）元素原子半径的周期性变化
主族元素原子半径的递变规律
主族
周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
1
2
A. 同周期主族元素：
3
B. 从左到右原子半径依次减小 C. (除稀有气体）
3.核外电子的排布 [课本P13]
（1）原子核外电子的排布 在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较 近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们 把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原 子核外分层运动，也称分层排布。
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
3、同种元素的各种粒子半径大小比较
......
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
1H 1
3Li 21
11Na 281
19K 2881
4Be 22
12Mg 282
20Ca 2882
5B 23
13Al 283
6C 24
14Si 284
7N 25
15P 285
8O 26
16S 286
9F 27
17Cl 287
2He 2
10Ne 28
6.含有18个电子的常见粒子 分子： 18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6 阳离子： 19K+、20Ca2+ 阴离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
练习:
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 +19 2 8 X9
B、 +12 2 1X0
C、 +3 X1 2
A．a＝b＋m＋n
B．a＝b－m＋n
C．a＝b＋m－n
D．a＝b－m－n
解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+ m 。
答案：A
二、元素周期律
A.周期性: 循环往复，自然界普遍存在该现象 如：时间——周期性，简单的重复 生物进化——周期性，螺旋上升
B.元素的性质 ①原子核外电子排布 ②原子半径 ③元素主要化合价 ④元素的金属性和非金属性
A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-
4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n
为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是( A )
A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 B．R单质在常温下一定易溶于水 C．R可能是金属元素 D．R不能与氧气反应
5．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子 Xm＋和Yn－的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是 ()
(2)同周期主族元素 ①阴离子半径大于阳离子半径 ②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
(3)具有相同电子层结构的离子 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+ 18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
D、
+54
2
8
18
2X0
X6
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ B ）
A、14
B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ B ）
A、Li
B、Si C、Al D、K
练习:
4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是
4.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
（1）与2He原子电子层结构相同的离子： 1H-、3Li+、4Be2+
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
C．核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素 D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元 素原子的核外电子排布相同
2．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是( D )
A．K＋和Na＋ C．CO和CO2
B．CO2和NO2 D．N2和CO
3. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是 （ C）
(D )
A 2、8、18、32、58
B 2、8、18、32、50、8
C 2、8、18、32、50、18、8
D 2、8、18、32、32、18、8
A 2．下列微粒中，核外电子数相同的是( )
1．下列叙述中，正确的是( C )
A．核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一 定相同
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子 的核外电子排布
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 分子： 10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、 阳离子： 11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+ 阴离子： 7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
KL MN O P Q
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K LMNOP
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
人教版高中化学必修二元 素周多个电子的原子中： （1）一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，
这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核； （2）另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，
这个排斥力迫使电子彼此尽可能远离。
当吸引和排斥达成平衡时， 核外电子就分布在离核远近 不同的区域里运动，有不同 的能量。 离核近的电子能量低， 离核远的电子能量高。
4
B. 同主族元素：
5
从上到下原子半径逐渐变大
6
7
1、原子半径大小比较
(1)同主族 从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大
(2)同周期主族元素 从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---原子半径越来越小(零族除外)
2、离子半径大小的比较
(1)同主族 从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大
同周期：从左至右，电子层数相同，最外层电子数依次增加 同主族：从上至下，最外层电子数相同，电子层数依次增加
（二）元素原子半径的周期性变化
主族元素原子半径的递变规律
主族
周期 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
1
2
A. 同周期主族元素：
3
B. 从左到右原子半径依次减小 C. (除稀有气体）
3.核外电子的排布 [课本P13]
（1）原子核外电子的排布 在多电子原子中，电子的能量不同，能量较低的电子在离核较 近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动，我们 把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，电子在原 子核外分层运动，也称分层排布。
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高)
3、同种元素的各种粒子半径大小比较
......
(一）元素原子核外电子排布的周期性变化
1H 1
3Li 21
11Na 281
19K 2881
4Be 22
12Mg 282
20Ca 2882
5B 23
13Al 283
6C 24
14Si 284
7N 25
15P 285
8O 26
16S 286
9F 27
17Cl 287
2He 2
10Ne 28
6.含有18个电子的常见粒子 分子： 18Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6 阳离子： 19K+、20Ca2+ 阴离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、HS-
练习:
1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 +19 2 8 X9
B、 +12 2 1X0
C、 +3 X1 2
A．a＝b＋m＋n
B．a＝b－m＋n
C．a＝b＋m－n
D．a＝b－m－n
解析：由a－m＝b＋n求出a＝b＋n+ m 。
答案：A
二、元素周期律
A.周期性: 循环往复，自然界普遍存在该现象 如：时间——周期性，简单的重复 生物进化——周期性，螺旋上升
B.元素的性质 ①原子核外电子排布 ②原子半径 ③元素主要化合价 ④元素的金属性和非金属性
A.CH4 B.NH+4 C.NH-2 D.Cl-
4．某短周期元素R，R原子最外层电子数为(2n＋1)，n
为电子层数。下列关于R元素及其化合物推断正确的是( A )
A．R含氧酸可能具有强氧化性，弱酸性 B．R单质在常温下一定易溶于水 C．R可能是金属元素 D．R不能与氧气反应
5．已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子 Xm＋和Yn－的核外电子层结构相同，则下列关系正确的是 ()
(2)同周期主族元素 ①阴离子半径大于阳离子半径 ②从左到右：阴离子半径逐渐减小，阳离子半径逐渐减小
(3)具有相同电子层结构的离子 核电荷数越大，原子核对核外电子的吸引力越大，半径越小 10电子： 7N3- > 8O2- > 9F- ＞11Na+ > 12Mg2+ ＞ 13Al3+ 18电子：16S2- > 17Cl- > 19K+ > 20Ca2+
D、
+54
2
8
18
2X0
X6
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电
子，该原子核内的质子数为（ B ）
A、14
B、15 C、16 D、17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L
层电子数的1/2，则该元素的原子是（ B ）
A、Li
B、Si C、Al D、K
练习:
4、按核外电子排布规律，预测核电荷数 为118的元素的原子核外电子层排布是
4.与稀有气体原子核外电子排布相同的离子
阳离子：与上一周期稀有气体原子核外电子排布相同 阴离子：与同周期稀有气体原子核外电子排布相同
（1）与2He原子电子层结构相同的离子： 1H-、3Li+、4Be2+
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
C．核外电子排布相同的两原子一定属于同种元素 D．阴离子的核外电子排布一定与上一周期稀有气体元 素原子的核外电子排布相同
2．下列各组微粒中，核外电子总数相等的是( D )
A．K＋和Na＋ C．CO和CO2
B．CO2和NO2 D．N2和CO
3. 与氢氧根离子具有相同的质子数和电子数的微粒是 （ C）
(D )
A 2、8、18、32、58
B 2、8、18、32、50、8
C 2、8、18、32、50、18、8
D 2、8、18、32、32、18、8
A 2．下列微粒中，核外电子数相同的是( )
1．下列叙述中，正确的是( C )
A．核外电子排布完全相同的两种微粒，其化学性质一 定相同
B．凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子 的核外电子排布
（3）与18Ar原子电子层结构相同的离子： 15P3-、16S2-、17Cl-、19K+、20Ca2+
5.含有10个电子的常见粒子 分子： 10Ne、HF、H2O、NH3、CH4、 阳离子： 11Na+、12Mg2+、13Al3+、NH4+、H3O+ 阴离子： 7N3-、8O2-、9F-、OH-、NH2-
KL MN O P Q
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K LMNOP
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
人教版高中化学必修二元 素周多个电子的原子中： （1）一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，
这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核； （2）另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，
这个排斥力迫使电子彼此尽可能远离。
当吸引和排斥达成平衡时， 核外电子就分布在离核远近 不同的区域里运动，有不同 的能量。 离核近的电子能量低， 离核远的电子能量高。
4
B. 同主族元素：
5
从上到下原子半径逐渐变大
6
7
1、原子半径大小比较
(1)同主族 从上到下:电子层数依次增加----- 原子半径越来越大
(2)同周期主族元素 从左到右:核电荷数依次增加，最外层电子数依次增加---原子半径越来越小(零族除外)
2、离子半径大小的比较
(1)同主族 从上到下：阴、阳离子半径逐渐增大