人教版化学必修二第一章第二节元素周期律公开课(第2课时)最新课件
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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-
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共41张PPT)
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
原子半径逐渐减小
非金属性(氧化性)逐渐增强
1 原金
注意：非金属性最强的元素
2
子属 半性
B
3 4 5 6
径 逐 渐 增 大
)
还 原 性
逐 渐
(
Al Si Ge As Sb Te Po At
金7属性最强的增 大元素：
金属性逐渐增强
非 金 属 性 逐 渐 增 强
⑤非金属阴离子还原性 阴离子还原性越弱，则对应元素非金属性越强
二、元素周期律
2.金属性与非金属性的周期性 Na Mg Al Si
P S Cl
※结论：同周期元素从左到右：金属性逐渐减弱，
非金属性逐渐增强
电子层数：
相同
核电荷数：
逐渐增加
从元素原子结构判断元素
金属性与非金属性？
失电子能力：
金属性：
逐渐减弱
(2)与Ne电子层结构相同的离子： Na+ 、 Mg2+ 、Al3+ F- 、 O2- 、N3-
（3）你发现了电子层结构相同的离子的元素在 周期表中的位置关系吗？
▲电子层结构相同的离子:阴上,阳下 上一周期的非金属元素形成的阴离子 下一周期的金属元素形成的阳离子
补充习题：
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，
4、 ★某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是
最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
+15 2 8 5
★ ★ 5、今有结构示意图
试指出x的可能数值及相应微粒符号，并画出该 微粒的结构示意图
X值
9
10
11
12
人教版高一化学必修二第一章第二节-元素周期律(公开课)(共24张PPT)
科学探究 2、Mg、Al 与酸反应
现象
镁（Mg）
镁与盐酸剧烈 反应，冒出大 量的气泡
铝（Al）
铝与盐酸反应， 产生气泡
化学方 程式
结论
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 ↑ 金属性强弱：Mg ＞ Al
Na、Mg、Al 金属性强弱的比较
比较、归纳、总结
元素周期律
元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
原子 电子 最外层 原子半径 最高或最低化 序数 层数 电子数 的变化 合价的变化
1~2 1 12 ——
+10
3~10 2 18 大→小
+1+5 -4-10
11~1 8
3
18
大→小
+1+7 -4-10
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 结论 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
H3ZO4，则下列说法判断错误的是 （ A ）
A.原子半径 X > Y > Z
B.气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C.元素的非金属性 X > Y > Z
D.单质的氧化性 X > Y > Z
【练习与思考 3】：
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。
Al(OH)3 ( 两__性__氢_ )
氧化物
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
科学事实
14Si
15P
最高价氧化物 SiO2 P2O5 氧化物的水化物 H4SiO4 H3PO4
现象
镁（Mg）
镁与盐酸剧烈 反应，冒出大 量的气泡
铝（Al）
铝与盐酸反应， 产生气泡
化学方 程式
结论
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 ↑ 金属性强弱：Mg ＞ Al
Na、Mg、Al 金属性强弱的比较
比较、归纳、总结
元素周期律
元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
原子 电子 最外层 原子半径 最高或最低化 序数 层数 电子数 的变化 合价的变化
1~2 1 12 ——
+10
3~10 2 18 大→小
+1+5 -4-10
11~1 8
3
18
大→小
+1+7 -4-10
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 结论 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
H3ZO4，则下列说法判断错误的是 （ A ）
A.原子半径 X > Y > Z
B.气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C.元素的非金属性 X > Y > Z
D.单质的氧化性 X > Y > Z
【练习与思考 3】：
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。
Al(OH)3 ( 两__性__氢_ )
氧化物
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
科学事实
14Si
15P
最高价氧化物 SiO2 P2O5 氧化物的水化物 H4SiO4 H3PO4
1.2元素周期律(2) —人教版高中化学必修二课件(共13张PPT)
结论
镁的金属性比铝强
活动一、探究同周期元素金属性的变化规律
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ：出剧水反氢烈，反气。与与与放沸酸冷出较水反水氢快反应反气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
第二节 元素周期律 （第2课时）
复习巩固：
• 原子核外电子运动的特征： – 运动速度快、没有确定的轨道，可用电子云形 象地表示
• 原子核外电子排布： – 电子层的划分 – 核外电子的排布规律
各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层）；
最外层电子数不超过8个(K层是最外层，最多不超过2 个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过 32个；
金属性和非 金属性递变
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
族 周期
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
非金属性逐渐增强
原子半径逐渐减小
1
氧化性增强
2 还原金
3
原子属 性半性
4 增径逐
5
强逐渐 渐增
6 增强
7大
B
非 金
Al Si
属
Ge As
性 逐
Sb Te
渐
Po At
结论
高温困难 加热困难 加热 点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性逐渐增强
非金属性逐渐增强
活动二、探究同周期元素非金属性的变化规律
小结：元素非金属性强弱的判断
人教版高中化学必修二 1.2.2《元素周期律》ppt课件
Cl>S>P>Si
③减弱 增强
3．(1)呈周期性的变化 (2)元素原子核外电子排布 二、减小 增大 电子层数 最外层电子数 电子层数 最外层电子数 减小 增大 增大 减小 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 难 易 增强 易 难 减 弱 减小 增大 减小 增大
1．下列各组元素的性质递变情况错误的是( ) A．Li、Be、B 原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl 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 的金属性依次增强
(4)请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱： ______________________________________________________ __________________。
课堂练习
1．C 同一周期从左到右，原子半径依次减小。 2．C A 项，C 的非金属性比 Si 强，CH4 比 SiH4 稳定；B 项，O2－与 F－核外电子排布相同，F 原子序数大，F－半径小； D 项，P 的非金属性比 As 强，H3PO4 酸性比 H3AsO4 的强。
6．C 同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故 A 错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故 B 错；同周期元 素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的， C 正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故 D 错。 答案为 C。
7．D 由题意知，a－m＝b－n＝c＋n＝d＋m，又 m>n， 则①错，②正确。主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族 序数，阴离子所带的负电荷数为 8－族序数，故 Z、R 位于 X、 Y 的上一周期，且 Z 在 R 后，X 在 Y 后，故③正确，④错。综 合以上情况，D 项正确。
高中化学 第一章 第二节 第二课时 元素周期律课件 新人教版必修2
第十一页，共33页。
1．判断下列描述的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期，随着(suízhe)核电荷数的增大，最外层电子数逐渐
增多。
()
(2)最外层电子数越多，原子半径越小。 ( )
(3)11～17号元素的原子半径逐渐增大。 ( )
(4)原子半径r(Al)>r(Na)>r(N)。
1．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(zēnɡ duō) 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 解析：Na、K属于同一主族的元素，且Na的原子序数小于K， 根据同一主族元素性质的递变规律，应是Na的金属性弱于K， 所以Na的还原性应弱于K。 答案：C
第二十四页，共33页。
[例2] (2010·海南高考(ɡāo kǎo))下列粒子半径大小比较正
确的是
()
A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na<Mg<Al<S
D．Cs<Rb<K<Na
第二十五页，共33页。
[解析] A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多 ，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2 －，故A错。C项，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C 错。Na、K、Rb、Cs同属于(shǔyú)第ⅠA族，其原子半径： r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同 ，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋ 核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3 ＋)，B项正确。
1．判断下列描述的正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
(1)同周期，随着(suízhe)核电荷数的增大，最外层电子数逐渐
增多。
()
(2)最外层电子数越多，原子半径越小。 ( )
(3)11～17号元素的原子半径逐渐增大。 ( )
(4)原子半径r(Al)>r(Na)>r(N)。
1．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(zēnɡ duō) 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 解析：Na、K属于同一主族的元素，且Na的原子序数小于K， 根据同一主族元素性质的递变规律，应是Na的金属性弱于K， 所以Na的还原性应弱于K。 答案：C
第二十四页，共33页。
[例2] (2010·海南高考(ɡāo kǎo))下列粒子半径大小比较正
确的是
()
A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－
B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋
C．Na<Mg<Al<S
D．Cs<Rb<K<Na
第二十五页，共33页。
[解析] A项，4种离子电子层结构相同，随着核电荷数增多 ，离子半径依次减小，“序小径大”，即Al3＋<Mg2＋<Na＋<O2 －，故A错。C项，Na、Mg、Al、S的原子半径依次减小，故C 错。Na、K、Rb、Cs同属于(shǔyú)第ⅠA族，其原子半径： r(Cs)>r(Rb)>r(K)>r(Na)，D错误；S2－和Cl－核外电子数相同 ，但核电荷数Cl>S，故离子半径r(S2－)>r(Cl－)；Na＋和Al3＋ 核外电子数相同，且核电荷数Al>Na，则离子半径r(Na＋)>r(Al3 ＋)，B项正确。
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课件第一章第二节第2课时元素周期律.pptx
高中化学课件
金戈铁骑整理敬请各位同仁批评指正共同进步
物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第2课时 元素周期律
情 境 导 入
课
知
标
识
点
导
击
学
典 例 精 析
课 时 训 练
第2课时 元素周期律
1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素 按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无 论从哪一种元素算起，每到第八种元素就和第 一种元素的性质相近，很像音乐上的八度音循 环，他干脆把元素的这种周期性叫做 “八音律”，并画出 了标示元素关系的“八音律”表。但是，条件限制了他作进 一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且 他
金属性逐渐__减__弱__，非金属性逐渐_增__强___。 3．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__变__化____的规律。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素 __原__子__核__外__电__子__排__布__周__期__性__变__化__的必然结果。也就是说，由 于原元子素结__构__的__周__期__性__变__化________，引起了元素性质上的周期 性变化，这体现了结构决定性质的规律。
答案：B
名师点睛：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来 比较微粒半径的大小：
(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越 多，半径越大。
(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数 越大，半径越小。
(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电 子数越多，半径越大。
变式应用
2．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－具有相同的电子 层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是 ____________，离子半径由大到小的顺序是____________， 原子序数由大到小的顺序是____________。
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物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律 第2课时 元素周期律
情 境 导 入
课
知
标
识
点
导
击
学
典 例 精 析
课 时 训 练
第2课时 元素周期律
1865年，英国化学家纽兰兹把当时已知的元素 按相对原子质量大小的顺序进行排列，发现无 论从哪一种元素算起，每到第八种元素就和第 一种元素的性质相近，很像音乐上的八度音循 环，他干脆把元素的这种周期性叫做 “八音律”，并画出 了标示元素关系的“八音律”表。但是，条件限制了他作进 一步的探索，因为当时相对原子质量的测定值有错误，而且 他
金属性逐渐__减__弱__，非金属性逐渐_增__强___。 3．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__变__化____的规律。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素 __原__子__核__外__电__子__排__布__周__期__性__变__化__的必然结果。也就是说，由 于原元子素结__构__的__周__期__性__变__化________，引起了元素性质上的周期 性变化，这体现了结构决定性质的规律。
答案：B
名师点睛：在中学要求的范畴内可以按“三看”规律来 比较微粒半径的大小：
(1)一看“电子层数”：在电子层数不同时，电子层越 多，半径越大。
(2)二看“核电荷数”：在电子层数相同时，核电荷数 越大，半径越小。
(3)三看“电子数”：在电子层和核电荷数相同时，电 子数越多，半径越大。
变式应用
2．已知An＋、B(n＋1)＋、Cn－、D(n＋1)－具有相同的电子 层结构，则A、B、C、D的原子半径由大到小的顺序是 ____________，离子半径由大到小的顺序是____________， 原子序数由大到小的顺序是____________。
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
人教化学必修2第1章2元素周期律(共15张PPT)
元素周期律
（第2课时）
学习目标
1、以第三周期元素为例，探究元素金属 性和非金属性随原子核电荷数的递增呈周 期性变化的规律。 2、通过实验操作，培养学生实验技能。
2
回顾1
原子 最外层 序数 电子数
原子 半径
化合价
1～2 1 2
＋1
0
3～10 1 11～18 1
8
逐渐减小
＋1
＋5
－4 －1
0
8
逐渐减小 ＋1
＋5 ＋7 －4 －1 0
随着原子序数的递增，原子电子层排布、原
子半径、元素化合价呈现周期性的变化。
3
回顾2
金属性
判断 依据
金属单质与水或酸反应置换出H2 的难易
最高价金属氧化物对应的水化物 （对应的碱）碱性强弱
非金属性
4
实验探究
实验一：Na、Mg与水的反应
分别取一小段镁带，用砂纸去掉表面的氧化 膜，放入试管中，加入2 ml水，并滴入2滴酚酞 溶液。观察现象。过一会用酒精灯给试管加热至 沸腾，观察现象。
7
元素
Si
单质与H2反应条件 高温
P
S
Cl
加热 加热 点燃/光照
SiH4 气态氢化物及稳定性
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
随着原子序数的递增， 非金属性：Si＜P＜S＜Cl
8
合作探究
推断第二周期元素性质的递变规律。 （根据你所熟悉的元素某些方面的性质）
12
练习
R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期
（第2课时）
学习目标
1、以第三周期元素为例，探究元素金属 性和非金属性随原子核电荷数的递增呈周 期性变化的规律。 2、通过实验操作，培养学生实验技能。
2
回顾1
原子 最外层 序数 电子数
原子 半径
化合价
1～2 1 2
＋1
0
3～10 1 11～18 1
8
逐渐减小
＋1
＋5
－4 －1
0
8
逐渐减小 ＋1
＋5 ＋7 －4 －1 0
随着原子序数的递增，原子电子层排布、原
子半径、元素化合价呈现周期性的变化。
3
回顾2
金属性
判断 依据
金属单质与水或酸反应置换出H2 的难易
最高价金属氧化物对应的水化物 （对应的碱）碱性强弱
非金属性
4
实验探究
实验一：Na、Mg与水的反应
分别取一小段镁带，用砂纸去掉表面的氧化 膜，放入试管中，加入2 ml水，并滴入2滴酚酞 溶液。观察现象。过一会用酒精灯给试管加热至 沸腾，观察现象。
7
元素
Si
单质与H2反应条件 高温
P
S
Cl
加热 加热 点燃/光照
SiH4 气态氢化物及稳定性
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
随着原子序数的递增， 非金属性：Si＜P＜S＜Cl
8
合作探究
推断第二周期元素性质的递变规律。 （根据你所熟悉的元素某些方面的性质）
12
练习
R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期
人教版高中化学必修2第一章第二节《元素周期律》(第2课时)pptPPT课件
Na
Mg
Al
与冷水反应:
单质与水（或 酸）反应
剧烈
与冷水反应缓慢，与 与酸反应： 沸水反应迅速、与酸 反应剧烈，放出氢气。
迅速
金属性：Na>Mg>Al
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
2024/11/24
12
二、元素周期律
实验二
取一小片铝和 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 放入两试管， 再各加入2 mL 1 mol/L盐酸。 视察现象。
元素 名称
钠镁
铝
硅
磷
硫氯氩
元素
符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
电子 排布
化合价 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
2024/11/24
4
二、元素周期律
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？原子半径呈现什么规律性的变化？
C.原子半径：X＞Y＞Z
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)/2
2024/11/24
17
二、元素周期律
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、下列各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小
面的氧化膜,
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（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 见课本P18
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原 子核电荷数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。
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
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。
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＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
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。
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金
2属
性
3逐
4
渐 增
5强
6 Cs 7
B Al Si
Ge As Sb
F非
金
属
性
逐
渐
Te
增
强
Po At
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可 推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第六 周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是氟（F),位于第二周期第ⅦA族（右上角）。
H2RO4
HRO4
Al(OH)3
两性氢氧化物
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
最高价氧化物
最高价氧化物的 水化物，及酸性
强弱
14Si SiO2 H2SiO3 弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4 中强酸 强酸
酸性逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4 最强酸
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性
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 属 性 依 次 增 强
原子半径依次增大
失电子能力依次增强
金属性依次增强
2、完成下列表格
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
主要化 合价
+1 +2
︱负价︱+ 最外层电子数 ＝ 8
最外层电 子数和原 子半径
原子得 失电子 的能力
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
性质反映结构
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性
{ 相似性
同主族 从上到下，递变性
同周期、同主族元素结构、性质的递变 规律及金属元素、非金属元素的分区：
第二节 元素周期律
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠Байду номын сангаас
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ：出剧水反氢烈，反气。与沸与放水酸冷出较反反水氢快应应反气应。剧缓慢烈。,都,与
与酸反应
较剧烈，放出 氢气。
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Na Mg Al 金属性逐渐减弱 。
元素周期律的实质:元素原子的核外电子排布
呈周期性变化。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
决定
位置
决定
反映
反映
结构
反映
决定
性质
（1）结构决定位置：
核电荷数＝原子序数 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数
位置反映结构
（2）结构决定性质：
最外层电子数＝主族元素的最高正价数
+3 +4 -4
+5
+6(除氧外) +7 (除氟外)
-3 -2
-1
气态氢化 物的通式
RH4 RH3 H2R HR
最高价 氧化物
R2O RO
的通式
R2O3
RO2 RO5 RO3 R2O7
最高价 氧化物 对应 的水化物 的通式
ROH R(OH)2
R(OH)3
H4RO4 H3RO4
或
或
H2RO3 HRO3
结论
高温 加热
加热 点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性逐渐增强
非逐金渐属增性强
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现 周期性 变化
元 素
元素原子半径呈现
周期性
变化
的 元素化合价呈现 周期性 变化
性 质 元素的金属性、非金属性呈现 周期性 变化
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数
的递增而呈现周期性的变化。
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用 见课本P18
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原 子核电荷数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。
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
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。
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＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
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。
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金
2属
性
3逐
4
渐 增
5强
6 Cs 7
B Al Si
Ge As Sb
F非
金
属
性
逐
渐
Te
增
强
Po At
金属性逐渐增强
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可 推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第六 周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素 是氟（F),位于第二周期第ⅦA族（右上角）。
H2RO4
HRO4
Al(OH)3
两性氢氧化物
硅、磷、硫、氯(同周期的非金属)的性质
最高价氧化物
最高价氧化物的 水化物，及酸性
强弱
14Si SiO2 H2SiO3 弱酸
15P
16S
P2O5 SO3
H3PO4 H2SO4 中强酸 强酸
酸性逐渐增强
17Cl Cl2O7 HClO4 最强酸
单质与H2反应条件
气态氢化物 及其稳定性
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 属 性 依 次 增 强
原子半径依次增大
失电子能力依次增强
金属性依次增强
2、完成下列表格
族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
主要化 合价
+1 +2
︱负价︱+ 最外层电子数 ＝ 8
最外层电 子数和原 子半径
原子得 失电子 的能力
元素的金属 性、非金属 性强弱
单质的氧 化性、还 原性强弱
性质反映结构
（3）位置反映性质：
同周期：从左到右，递变性
{ 相似性
同主族 从上到下，递变性
同周期、同主族元素结构、性质的递变 规律及金属元素、非金属元素的分区：
第二节 元素周期律
钠、镁、铝(同周期的金属)的性质
钠Байду номын сангаас
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ：出剧水反氢烈，反气。与沸与放水酸冷出较反反水氢快应应反气应。剧缓慢烈。,都,与
与酸反应
较剧烈，放出 氢气。
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Na Mg Al 金属性逐渐减弱 。
元素周期律的实质:元素原子的核外电子排布
呈周期性变化。
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
决定
位置
决定
反映
反映
结构
反映
决定
性质
（1）结构决定位置：
核电荷数＝原子序数 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数
位置反映结构
（2）结构决定性质：
最外层电子数＝主族元素的最高正价数
+3 +4 -4
+5
+6(除氧外) +7 (除氟外)
-3 -2
-1
气态氢化 物的通式
RH4 RH3 H2R HR
最高价 氧化物
R2O RO
的通式
R2O3
RO2 RO5 RO3 R2O7
最高价 氧化物 对应 的水化物 的通式
ROH R(OH)2
R(OH)3
H4RO4 H3RO4
或
或
H2RO3 HRO3
结论
高温 加热
加热 点燃或光照
SiH4
PH3
H2S
HCl
稳定性逐渐增强
非逐金渐属增性强
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现 周期性 变化
元 素
元素原子半径呈现
周期性
变化
的 元素化合价呈现 周期性 变化
性 质 元素的金属性、非金属性呈现 周期性 变化
元素周期律：元素的性质随着元素原子序数
的递增而呈现周期性的变化。