第2节 元素周期律
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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；
(新教材)人教版高中化学必修1第四章第2节《元素周期律》优质说课稿精选全文
可编辑修改精选全文完整版（新教材）人教版高中化学必修1第四章第2节《元素周期律》优质说课稿（新教材）人教版高中化学必修一第四章第2节《元素周期律》优质说课稿今天我说课的内容是部编人教版（新教材）高中化学必修1第四章第2节《元素周期律》。
丰富多彩的物质世界是由一百多种元素组成的。
那么，这些元素之间有什么内在联系吗?它们是如何相互结合形成多种多样的物质呢?最初，人们是通过分类整理的方法对元素之间的联系进行研究的。
随着元素周期表的建立和元素周期律的发现，特别是原子结构的奥秘被揭示，人们从微观角度探索元素之间的内在联系，进一步认识了元素性质及其递变规律，并通过研究粒子间的相互作用，认识化学反应的本质;逐步建立了结构决定性质的观念。
通过第四章学习，从宏观辨识与微观探析、变化观念与平衡思想、证据推理与模型认知、科学探究与创新意识、科学态度与社会责任5个方面培养学生化学学科核心素养。
本章共有三节，本课是第二节，主要讲述元素周期律，承载着实现本章教学目标的任务。
为了更好地教学，下面我将从课程标准、教材分析、教学目的和核心素养、教学重难点、学情分析、教学准备、教学方法、教学过程等方面进行说课。
一、说课程标准。
普通高中化学课程标准（2017版2020年修订）：【内容要求】“ 3.1 原子结构与元素周期律：结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。
知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。
体会元素周期律（表）在学习元素化合物知识与科学研究中的重要作用。
”二、说教材。
本课是人教版化学必修1第四章《物质结构元素周期律》第二节内容，“元素周期律”是高中化学必修课程中的核心内容之一，是高中一年级学习的重点内容。
本节要在初中知识的基础上进一步加深学习周期表中同周期元素的性质变化规律。
人们从微观角度探索元素之间的内。
《元素性质的周期性变化规律》元素周期律PPT课件
(2)试从原子结构角度解释同周期元素性质存在周期性变化的原 因。 提示:核外电子层数相同,随着原子序数(核电荷数)的递增,原子 核对核外电子的引力逐渐增强,原子半径逐渐减小,元素原子的 得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱,最终导致元素的非 金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。
【案例示范】 【典例】(2017·全国卷Ⅱ)a、b、c、d为原子序数依 次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子 次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同 族,下列叙述正确的是 ( )
第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律
-.
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 最外层 序数 层数 电子数
1～2 1
3～ 10
_2_
1～2
_1_～__8_
原子半径的 变化(稀有气 体元素除外)
—
由_大__到_小__
最高或最 低化合价 的变化
+1→0
变化。 核外电子排
2.实质:元素性质的周期性变化是原子的___________ 布 ___的周期性变化的必然结果。
知识点一 元素周期表中主族元素的周期性变化规律
【重点释疑】
项目
同周期(左→右)
原 核电荷数 逐渐增大 子 电子层数 相同 结 构 原子半径 逐渐减小
同主族(上→下) 逐渐增大 逐渐增多
③Al向(OAHl)(3O+H3)H3+沉=淀==中= 加Al入3++盐3H酸2O,发生反应的离子方程式: _________________________。
3.钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH 分类 强碱 碱性强弱 结论
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元 素的主要化学性质。从初中所学知识我们知道，金属元素 的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容 易失去电子，达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层 一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电 子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常， 我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称 为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元 素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结 构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方 设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
优秀课件——元素周期律(共45张PPT)
化学反应中不稳定结构总是通过各种方式（得失电子、
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
共用电子对）趋向达到稳定结构
(2)核外电子排布与元素性质的关系
质子数、电子层数 决定 元素的原子半径由________________
最外层电子数 决定 元素的化学性质主要由________________
最外层电子数 决定 元素的化合价主要由_________________ 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
N +5
－3
O
F
Ne 0
最低价
元素符号 最高价 Na +1 Mg +2 Al +3
－2
－1
Si +4
－4
P +5
－3
S +6
－2
Cl +7
－1
Ar 0
最低价
最高正价= 最外层电子数（F、O除外） 负价 = 最外层电子数－8
随着原子序数的递增
引起了
课堂总结
核外电子排布呈周期性变化 最外层电子数 1→8
• 【回顾】
• 1、碱金属元素的性质递变,其本质原因? • 2、卤素性质递变,其本质原因?
•【思考与交流】 元素的性质随着原子序数的递增而呈怎 样变化呢？
从今天开始，我们就通过来学习认清这些问题
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
深入探讨
原子半径受哪些因素制约？为什么随原子序数 的递增，原子半径出现从大到小的周期性变化？
①电子层数：电子层数越多，原子半径越大 最主要因素 影响原 子半径 大小的 因素 ②核电荷数： 核电荷数增多，使原子半径有减小的趋向
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。
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-
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
第六章第2节 元素周期律和元素周期表(共103张PPT)
＋1→＋7 最高正化合价： －4→－1 最低负化合价：
相似
最高正化合 结 主要化合 价＝主族 构 价 负化合价＝－(8－主族 序数＝最 ↓ 序数 外层电子 增强 减弱) 数(O、F 性 增强 除外) 质 ↓ 元素原子 失 逐渐 逐渐 应 电子能力
减弱 金属性逐渐 元素的金属性 增强 ，非金属性 增强 和非金属性 逐渐 减弱 增强 离子的氧化性 阳离子氧化性 ，阴离子还 减弱 结 和还原性 原性 构 增强 最高价含氧酸 减弱 逐渐 ↓ 酸性 性 难 最高价氢氧化 质 物 逐渐 ↓ 的碱性
答案：B 解析：由题综合判定W、X、Y、Z分别为H、 Mg、Al、Si元素。
知识点二
元素周期律
1.定义 原子序数 元素的性质随着 变化的规律。 2．实质 元素原子 核外电子排布
周期性 的递增而呈
的周期性变化。
3．元素周期表中主族元素性质的递变规律 同周期(左→ 同主族(上→ 相同 递增 右) 下) 递增 相同 电子层 数 结 电子 递增 递增 层 最外层 构 (1→8 递减 (族序数) 结构 电子 递增 ↓ 或2) 数 减小 性 增大 核电荷数(核 减小 质 内质子数) ↓ (除稀
答案：D 解析：A项还原性逐渐增强，A错误；B项中 应为最高价含氧酸，B错误；C项中应为Fe3 ＋>Cu2＋，C错误。
知识点三
族 周期 1 2 3 4 5 6 7
元素周期表和元素周期律的应用
1.元素周期表中元素的分区
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
左面 (1)金属元素：位于分界线的 区域， 包括所有的 主族 元素和部分 元素。 过渡 (2)非金属元素：位于分界线的 区域， 右面 包括部分主族元素和 族元素。 0_ (3)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 2．元素周期律和元素周期表的应用 (1)根据周期表中的位置寻找未知元素。
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
人教版高中化学必修一第四章第二节元素周期律
新教材•化学(RJ) 必修•第一册
新教材·化学（RJ） 必修·第一册
2．有三种金属元素 A、B、C，在相同条件下，B 的最高价氧化物对应
水化物的碱性比 A 的最高价氧化物对应水化物的碱性强；A 可以从 C 的盐溶
液中置换出 C。则这三种元素的金属性由强到弱的顺序正确的是( B )
A．A>B>C
B．B>A>C
C．B>C>A
D．C>B>A
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新教材·化学（RJ） 必修·第一册
解析：根据金属元素的金属性强弱比较的方法及题意可知，由于 B 的最 高价氧化物对应水化物的碱性比 A 的强，所以元素 B 的金属性比 A 的强； 由于 A 可以从 C 的盐溶液中置换出 C，所以 A 的金属性比 C 的强。
碱性强弱 _____N_a_O__H____>___M__g_(_O__H_)_2__>___A__l_(O__H_)_2___
结论
金属性：_N__a_>_M__g_>_A__l _
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4．Si、P、S、Cl 的非金属性的递变规律
Si、P、S、Cl
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题组训练
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1．下列原子半径最大的是( C )
A．N
B．O
C．Na
D．Cl
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2．下图表示 1～18 号元素原子结构或性质随电荷数递增的变化。该图中
纵坐标表示( B )
金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强
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。
第四章第二节元素周期律教学设计高一上学期化学人教版(2)
第四章第二节元素周期律一、学情分析：学生学习《元素周期律》之前，已经掌握了元素周期律，知道原子核外电子的排布，掌握了以碱金属和卤族元素为例的主族元素性质的相似性和递变性。
现在急切想知道同周期元素性质是否也呈现规律性变化。
此外，学生的思维、探索和评价能力尚不成熟，还不能成为完全独立探索和评价主体，探索和评价活动需要在教师的指导下，有目的、有计划的进行.二、教材分析①本节教材地位本节《元素周期律》是人教版《化学2》第一章第二节内容。
在本节之前，学生已经学钠为代表的碱金属和以氯为代表的卤素在同族中表现的相似性和递变性，这些为本节的学习打下了一定的基础。
在本节中，这些知识将更加细化，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。
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。
本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。
②教学内容本节以第三周期Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl为例，通过实验探究和问题探究，比较归纳出典型金属和非金属元素的性质的递变规律，初步展现元素周期律。
③教学目标1、知识与技能：（1）掌握同周期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。
2、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。
3、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④教学重难点：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：元素性质与原子结构的关系；探究能力的培养。
三、教学方法教法：问题驱动法、实验探究法、讲授法、讨论、归纳等方法。
学法：自主学习法、探究实验法、合作学习法。
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。
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
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 元素周期律(hzx)
次外层电子数ቤተ መጻሕፍቲ ባይዱ超过18个， 倒数第三层电子数不超过32个。
巩固练习
1.（1）在多电子原子中，电子是 分层 排布的。能量最低的 电子层为 K 层，离核最 近 。M层是代表第 3 层，
最多容纳 18 个电子，当其为最外层时，最多容纳 8 个电子。
（2）某种元素X核内有5个质子，X为 B(硼) 元素，原子结 构示意图为 。
非金属性 逐渐减弱
HClO4 HBrO4 HIO4
酸性 逐渐减弱
F－ Cl－ Br－ I－ 还原性 逐渐增强 HF HCl HBr HI
酸 性
逐渐增强
2、同周期元素递变规律：
原子半径：左→右，递减
金属性：左→右，递减
单质的还原性：递减 碱性(高价)：递减 阳离子的氧化性：递增 单质的氧化性：递增 氢化物的稳定性：递增 酸性(高价)：递增 阴离子的还原性：递减
原子半径
原子 序数 原子半径 的变化 逐渐减小
3～9
11～17 19～35
逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径 呈现周期性变化。
微粒半径比较：“三比”法
、比电子层数： 电子层数越多半径越大
如： 同主族元素的半径、 原子与阳离子半径比较 、比核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小。 如： 同周期元素原子半径的比较、
元素“位”、“构”、“性”三者关系
结构
位置
性质
《优化》P18 跟1、2
等电子粒子
化学上，把具有相同电子总数的粒子叫做等电子粒子
例：10电子粒子
原子 阳离子 Ne
Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ N3–、O2– 、F– 、OH– HF、H2O、NH3、CH4
巩固练习
1.（1）在多电子原子中，电子是 分层 排布的。能量最低的 电子层为 K 层，离核最 近 。M层是代表第 3 层，
最多容纳 18 个电子，当其为最外层时，最多容纳 8 个电子。
（2）某种元素X核内有5个质子，X为 B(硼) 元素，原子结 构示意图为 。
非金属性 逐渐减弱
HClO4 HBrO4 HIO4
酸性 逐渐减弱
F－ Cl－ Br－ I－ 还原性 逐渐增强 HF HCl HBr HI
酸 性
逐渐增强
2、同周期元素递变规律：
原子半径：左→右，递减
金属性：左→右，递减
单质的还原性：递减 碱性(高价)：递减 阳离子的氧化性：递增 单质的氧化性：递增 氢化物的稳定性：递增 酸性(高价)：递增 阴离子的还原性：递减
原子半径
原子 序数 原子半径 的变化 逐渐减小
3～9
11～17 19～35
逐渐减小
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径 呈现周期性变化。
微粒半径比较：“三比”法
、比电子层数： 电子层数越多半径越大
如： 同主族元素的半径、 原子与阳离子半径比较 、比核电荷数：电子层数相同，核电荷数越大半径越小。 如： 同周期元素原子半径的比较、
元素“位”、“构”、“性”三者关系
结构
位置
性质
《优化》P18 跟1、2
等电子粒子
化学上，把具有相同电子总数的粒子叫做等电子粒子
例：10电子粒子
原子 阳离子 Ne
Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+ N3–、O2– 、F– 、OH– HF、H2O、NH3、CH4
第四章结构-物质结构元素周期律第二节元素周期表和元素周期律课件
最低负化合价＝ __－__(_8_－__主__族__序__数__) _
同主族(上→下) 逐渐_增__大_ 逐渐增___多_ 逐渐增__大__
逐渐_增__大__
相同，最高正化合价＝ _主__族__序__数___(O、F除外)
项目
元素的金属 性和非金属 性
离子的氧化 性、还原性
气态氢化物 稳定性
最高价氧化 物对应的水 化物的酸碱 性
三种元素在元素周期表中的相对位置可知a＋8－1＝b，a＋8
＋1＝c，且b＋c＝4a，所以a＝8，b＝15，c＝17，即A、B、
C分别是O、P、Cl。 答案：A
3．已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的
位置如图所示，设X的原子序数为a。则下a
B．Y的原子序数可能为a－17
族。下列说法中不正确的是
()
A．原子半径：Ga>As>P
B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3 C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D．Ga(OH)3可能是两性氢氧化物 解析：酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，故C项错误。 答案：C
2．下列粒子半径大小的比较正确的是 A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na
[归纳拓展] 由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置 第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、 18、36、54、86、118。 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近 的稀有气体元素的原子序数＝x。 若x＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|x|； 若x＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为x。 例如：①35号元素(最邻近的是 36Kr)，则35－36＝－1， 故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族， 即溴元素；②87号元素(最邻近的是 86Rn)，则87－86＝1，故 周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。
同主族(上→下) 逐渐_增__大_ 逐渐增___多_ 逐渐增__大__
逐渐_增__大__
相同，最高正化合价＝ _主__族__序__数___(O、F除外)
项目
元素的金属 性和非金属 性
离子的氧化 性、还原性
气态氢化物 稳定性
最高价氧化 物对应的水 化物的酸碱 性
三种元素在元素周期表中的相对位置可知a＋8－1＝b，a＋8
＋1＝c，且b＋c＝4a，所以a＝8，b＝15，c＝17，即A、B、
C分别是O、P、Cl。 答案：A
3．已知X、Y、Z三种主族元素在元素周期表中的
位置如图所示，设X的原子序数为a。则下a
B．Y的原子序数可能为a－17
族。下列说法中不正确的是
()
A．原子半径：Ga>As>P
B．热稳定性：NH3>PH3>AsH3 C．酸性：H3AsO4>H2SO4>H3PO4 D．Ga(OH)3可能是两性氢氧化物 解析：酸性：H2SO4>H3PO4>H3AsO4，故C项错误。 答案：C
2．下列粒子半径大小的比较正确的是 A．Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜O2－ B．S2－＞Cl－＞Na＋＞Al3＋ C．Na＜Mg＜Al＜S D．Cs＜Rb＜K＜Na
[归纳拓展] 由稀有气体元素的原子序数确定元素在周期表中位置 第一～七周期稀有气体元素的原子序数依次为2、10、 18、36、54、86、118。 确定主族元素在周期表中位置的方法：原子序数－最邻近 的稀有气体元素的原子序数＝x。 若x＜0，则与稀有气体元素同周期，族序数为8－|x|； 若x＞0，则在稀有气体元素下一周期，族序数为x。 例如：①35号元素(最邻近的是 36Kr)，则35－36＝－1， 故周期数为四，族序数为8－|－1|＝7，即第四周期第ⅦA族， 即溴元素；②87号元素(最邻近的是 86Rn)，则87－86＝1，故 周期数为七，族序数为1，即第七周期第ⅠA族，即钫元素。
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第2节 元素周期律
教学目标
（一）知识与技能 1．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，微粒半径及大小比较。
2．通过实验操作，培养学生实验技能。
（二）过程与方法 1．运用归纳法、比较法，培养学生抽象思维能力
2．通过实验探究，自主学习，归纳元素周期律，培养学生探究能力
（三）情感与价值观 培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质；培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。
重点难点
1元素化合价随原子序数的递增而变化的规律
2微粒半径及大小的比较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。
学习过程
【预习检测】
画出核电荷数为1～18的元素原子结构示意图。
（分三行，1、2号元素一行，3～10为一行，11～18为一行）
【教学过程】
【探究活动1】
[探究活动2] 仔细观察所给表格，完成表2的填空；并请相互讨论随着元素核0 24681012141618 原子序数 最外
层电子
数
2
4
8 6
[深入探究1]1、电子层数相同的元素（除稀有气体元素）的原子半径：
2、当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，元素的原子半径：
[探究活动3]
原子序数 原
子
半
径 40
元素
的
主要
化
合价
[深入探究2]（1）、原子序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是。
（2）、序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是。
0 24681012141618 原子序数 2
4
6
8
-2
-4。