一、2第2课时元素周期律
高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第一章第2节+第2课时 元素周期律
【变式训练1】 下列各组粒子半径的比较正确的是( )。 ①Cl<Cl-<Br- ②F-<Mg2+<Al3+ ③Ca2+<Ca<Ba ④S2-<Se2-<BrA.①和③ B.①和② C.③和④ D.①和④ 答案:A 解析:对于同种元素来说,阳离子半径<原子半径,原子半径<阴离子半径,则 粒子半径:Cl<Cl-,Ca2+<Ca。①Cl-、Br-的最外层电子数相同,能层数越多,离 子半径越大,所以离子半径:Cl-<Br-,①正确;②Al3+、Mg2+、F-的核外电子排 布相同,核电荷数越小,离子半径越大,则离子半径:Al3+<Mg2+<F-,②错误;③ Ca、Ba的最外层电子数相同,能层数越多,粒子半径越大,则粒子半 径:Ca<Ba,③正确;离子半径大小应为Se2->Br-,④错误。
探究任务2 电离能的递变规律与应用
【问题引领】
1.下表是第二、第三周期元素的第一电离能数据:
元素
Li Be B
C
N
O
F
Ne
第一电离能 (kJ ·mo l-1)
502.3
899.5
800.6
1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038
元素
Na Mg Al Si P
S
Cl Ar
【归纳提升】
1.电离能的有关规律 (1)第一电离能。 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,稀有气体元素 原子的第一电离能最大,同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势, 表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下依次减小,表示元素原子越来越 容易失去电子。 ③过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有 增加。
元素周期律第2课时
《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第2课时）【课标要求】1、通过实验操作，培养学生实验技能。
2、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。
【重点难点】1、从原子结构角度预测和解释元素的某些性质2、形成依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法【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。
过一会儿，分别用酒精灯给两试[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较[总结]1、第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。
2、非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性也越。
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XO3C．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H2XO34．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．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6．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．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.D．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多7．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。
高中化学 第一章第二节 第2课时 元素周期律教案 新人教版选修3
第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。
2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。
3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。
学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。
二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。
(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。
①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。
②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。
可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。
同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。
三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。
如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。
此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。
1.2元素周期律第2课时：元素周期律学案(人教版必修2)
第2课时元素周期律1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是()A．原子半径X最大，Z最小B．非金属性X最强，Z最弱C．气态氢化物中HX最不稳定D．原子序数：Z>Y>X答案 B解析由最高价氧化物对应水化物酸性强弱可知三种元素非金属性强弱顺序为X>Y>Z，则三种元素的原子序数大小关系为X>Y>Z，由同周期元素性质的递变规律可知：原子半径的大小顺序为Z>Y>X，气态氢化物的稳定性为HX>H2Y>ZH3。
2．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C答案 C解析对电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，由题可判断：aA2＋＝Mg2＋，bB＋＝Na＋，cC3－＝N3－，dD－＝F－，故原子半径：Na>Mg>N>F，原子序数：a>b>d>c，离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，还原性：Na>Mg>N>F。
3．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()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不能答案 D解析本题的关键是要弄清金属性强弱的实质是原子失电子的难易程度，原子越容易失电子，其金属性越强，与原子失电子数目无关；其次得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。
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
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
高中化学鲁科版2019必修第二册课件第1章第2节第2课时元素周期表
课堂篇 素养提升
探究一 有关原子序数的推断
【问题探究】 融雪剂的作用是融雪化冰,可代替食盐用于城市道路、高速公路、机场、 港口、桥梁等设施的除雪化冰,有的融雪剂还可用作建筑工程冬季施工冰 雪融化的速融剂和防冻外加剂等。融雪剂不能对道路、混凝土构件、桥 梁设施有损害,也不能破坏花草树木、农作物、动物及对人有损害。有一 种融雪剂,其主要成分的化学式为XY2,X、Y均为元素周期表中前20号元 素,其中阳离子和阴离子的电子层结构相同,且1 mol XY2含有54 mol电子。
2022
第1章 第2课时 元素周期表
内
01 课前篇 素养初探
容
索
02 课堂篇 素养提升
引
【素养目标】
1.知道元素周期表的结构,知道元素原子结构、元素性质与元素在周期表 中位置的关系。 2.从宏观和微观相结合的角度认识变化的观念,理解元素周期表的编排方 法,能运用元素周期表揭示元素周期律。 3.知道金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置,用变化的观点认识 元素性质的递变规律。 4.了解ⅡA族、ⅤA族和过渡元素的某些性质和用途,培养科学态度与社会 责任的化学核心素养。
【素能应用】 例1已知A、B是元素周期表中同主族相邻的两种元素,A、B所在周期分别 有a、b种元素。若A的原子序数为x,则B的原子序数可能为( ) ①x+a ②x-a ③x+b ④x-b A.仅①③ B.仅①④ C.仅②③ D.①②③④ 答案 D 解析 以ⅦA族的元素F、Cl、Br、I、At为例进行分析,它们的原子序数分 别为9、17、35、53、85,所在周期元素种数分别为8、8、18、18、32。 如9号为氟元素,9+8=17号为氯元素,即①x+a正确;如17号为氯元素,17-8=9 号为氟元素,即②x-a正确;同理③、④都正确。
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。
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活学活用
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，最外层电子数逐渐增多 B、原子半径逐渐增大 C、最高正化合价逐渐增大 ）
D、从硅到氯负化合价呈现从-4→-1
金属单质与水或酸反应置换出氢的难易 金属性
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
判断依据 非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物 的稳定性 最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
非金属性
金属元素性质
Na
Mg
Al
单质和水（或酸） 跟冷水剧 烈反应 的反应情况
跟沸水反应 跟酸较为 放H2；跟酸 迅速反应 剧烈反应放 放H2 H2 Al(OH)3 两性 氢氧化物
最高价氧化物对 应水化物碱性
Mg(OH)2 NaOH强碱 中强碱
（1）钠、镁、铝置换出水（或酸）中的氢时， Na>Mg>Al 由易到难的顺序是—————— （2）钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性 NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 由强到弱的顺序是——————
8 。 ③最高正价＋|最低负价|＝______
3、元素主要化合价的变化规律。 原子序数 1～2 3～10 11～18 主要化合价的变化 ＋1 ＋1 0 ____ ＋5 －1 ____ ＋7 －1 0
____ －4
＋1 ____ －4
0
结论：随着原子序数的递增，元素的来自要化合价呈______ 周期性变化
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。
课堂检测
1．元素的以下性质，随着原子序数递增不呈现周期性
变化的是( )
A．化合价 B．原子半径
C．元素的金属性和非金属性
D．相对原子质量
2．(双选题)不能说明钠的金属性比镁强的事实是( A．钠的硬度比镁小
)
B．NaOH的碱性比Mg(OH)2强
增强 结论：非金属性逐渐______
（1）硅、磷、硫、氯的单质与氢气化合时条件 Cl>S>P>Si 由易到难的顺序是—————— （2）硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物的酸性
HClO4> H2SO4> H3PO4> H2SiO3 由强到弱的顺序是——————
Cl>S>P>Si （3）硅、磷、硫、氯的非金属性由强到弱的顺序是——————
Na>Mg>Al （3）钠、镁、铝金属性由强到弱的顺序是——————
硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律。 单质 最高正价 Si ____ ＋4 －4 ____ P ____ ＋5 －3 ____ S ____ ＋6 －2 ____ Cl ____ ＋7 －1 ____ 光照 或 _____ 点燃 时发 _____ 爆炸 生______ HClO4 ________ 最强 无 ______ 机酸
2、原子半径的变化规律
原子序数
3～10 11～17
原子半径的变化
大→小
大→小
结论：随着原子序数的递增，元素原 子半径呈现 周期性 变化。
元素的化合价与元素在周期表中位置之间的关系 (1)主族元素。 最高正化合价＝______ 族序数＝______________( 最外层电子数 价电子数)。 (2)非金属元素。 ①最高正价＝原子所能失去或偏移的_____________ 最外层电子数 。 ②最低负价＝使它达到______ 稳定结构所需得到的电子 8电子 数。
C．钠与冷水反应剧烈，镁与冷水不易反应
D．钠的熔点比镁低
3．下列各组化合物的性质比较中，不正确的是(
)
A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4
B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
C．稳定性：PH3＞H2S＞HCl
D．非金属性：F＞O＞S
4、在第三周期元素中，除稀有气体元素外
• （1）原子半径最小的元素是——（填元素符号） • （2）金属性最强的元素是——（填元素符号） • （3）最高价氧化物对应水化物酸性最强的是—— （填化学式，下同） • （4）最稳定的气态氢化物是—— • （5）最高价氧化物对应水化物碱性最强的是—— （6）氧化物中具有两性的是——
Na Mg Al Si
P S
Cl
Ar
稀有气体元素
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。
同周期从左到右，元素原子半径逐渐减小，金属性逐渐增强，
非金属性逐渐减弱（稀有气体元素除外）
4、元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性
的变化。这个规律叫做元素周期律。
最低负价
单质与氢 气反应的 条件 最高价氧 化物对应 的水化物
高温 ______
H2SiO3 ________ 弱 酸 ______
蒸气 与 磷_____ 氢气反应
H3PO4 ______ 中强 酸 ______
加热 ______
H ______ 2SO4 强 酸 ______
增强 酸性逐渐_______
元素周期律
学习目标 1．了解元素原子结构、化合价的周期性变化。
2．了解元素性质的周期性变化。
3．理解元素周期律的内容及实质。
1、原子核外电子排布的变化规律。
原子序数
电子层数
最外层 电子数 1 1
达到稳定结 构时的最外 层电子数
1～2 3～10 11～18
1 2 3
2
8
2
8 8
1
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外 层电子排布呈现 周期性 变化。