高中化学必修二_1-1-2元素的性质与原子结构
相似性： 都是双原子分子，均为有色物质
递变性： 颜色：浅→深 状态：气态→液态→固态 密度：小→大 熔沸点：低→高(与碱金属相反)
课堂练习：
• ：砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素， 试推测砹和砹的化合物最不可能具备性质 • A.砹易溶于某些有机溶剂 ＢＣ • B.砹化氢很稳定不易分解 • C.砹是有色气体 • D.砹化银不溶于水或稀HNO3
颜色和状态
银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软 银白色，柔软
密度① g．cm-3
0.534 0.97 0.86 1.532 1.879
熔点 ℃
沸点 ℃
180.5 1347 97.81 882.9 63.65 38.89 774 688
略带金色光泽， 柔软
28.40 678.4
小结：碱金属单质的化学性质的相似性和递变性
②与水反应
【实验】钾、钠与水反应 【现象】 反应非常剧烈，钾熔成小球在液面快速游 动，生成的氢气燃烧，并发生轻微爆炸。 【化学方程式】 2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
【结论】
钾的金属性比钠更强
元素化学性质主要取决于 原子的最外层电子数 原子的半径 此外，还与 的密切相关 按照锂、钠、钾、铷、铯的顺序由上至下原子 的电子层数依次递增，原子半径依次递增，原 子核对最外层电子吸引力依次递减，原子失去 电子能力依次递增，金属的活泼性（还原性） 依次递增，反应剧烈程度依次递增
Br2 I2
△ H2 + Br2 ＝ 2HBr H2+I2 △ 2HI
持续加热
与氢气反应剧烈程度逐渐减弱
F2 >Cl2>
Br2>
I
2
生成氢化物的稳定性逐渐减弱 HF > HCl > HBr > 结论：则氧化性或非金属性逐渐减弱。
HI
②卤素单质间的置换反应
Cl2＋ 2 NaBr = 2NaCl＋Br2 Cl2＋ 2 KI = 2 KCl ＋ I2
[本节课归纳与总结]
• 同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性； 同一主族，从上到下：原子半径逐渐 增大 ， 增强 ，得电子能力逐 失电子能力逐渐 减弱 ，金属性逐渐 增强 ，非金属 渐 减弱 ； 性逐渐
原子结构 相 同 点 原子的最外层均 为7个电子
核电荷数依次增 不 多；电子层数递 同 增；原子半径依 点 次增大
①与氢气的反应
单质 F2 Cl2 反应条件 冷暗处爆炸 化学方程式 H2+F2=2HF
光照或点燃
生成氢化物的 稳定性 HF很稳定
光照或点燃 H2+Cl2
加热至500℃
＝
2HCl
HCl稳定 HBr较稳定 HI很不稳定
递 从F→I 变 电子层数增多 原子半径增大 性
与H2、水、金属等反应剧烈程度 减弱
氧化性（非金属性）逐渐减弱。
得电子能力逐渐减弱
元素非金属性判断依据：
1、与氢气化合容易且稳定非 金属性越强
2、最高价氧化物水化物的酸 性越强非金属性越强
3、置换原理 4、周期表中的位置
2.卤族元素 单质 F2 Cl2 Br2 I2
练习：
1、下列碱中碱性最强的是（ ② ）
①KOH ②CsOH ③NaOH ④LiOH
2、判断下列说法是否正确：
①金属性越强的元素，单质和水反应越剧烈（ √ ）
②金属性越强的元素，其对应的碱的碱性越强（ √ ）
③金属性越强的元素，失电子能力越强（ √ ） 3、金属钠应保存在 在 石蜡油 中 煤油 中，金属锂应保存 ④同一主族的元素，由上到下原子半径依次增大（
课堂练习：
• ：碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元 素中最重的元素，下列预言错误的是： Ｃ • Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径 • Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强 的碱 • C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O 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
）
+7
2 5
+17
2
8
7
+12
2
8
2
A
B
C
元素化学性质主要取决于 原子的最外层电子数 。
⑴碱金属的原子结构
Li Na
+3
21
2 81
+11
K
+19
2 881
相似性：最外层只有一个电子；
Rb
+37
2818 8 1
递变性：电子层数依次增多，原 子半径依次增大。
Cs
+55
2 8 18 18 8 1
Fr
+87
。
元素金属性强弱判断依据
1、与水或酸反应越容易，金属性越强 2、最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金 属性越强 3、置换原理 4、周期表中的位置
表1—1碱金属的主要物理性质 （Li →Cs )P7
元 素 名 称 锂 钠 钾 铷 铯
元素 核电 符号 荷数
Li Na K Rb Cs 3 11 19 37 55
——F、Cl、Br、I、At 密度 1.69g/l 3.214g/l 3.12g/cm3 4.93g/cm3 熔点 沸点 （℃） （℃） -219.6 -188.1 -101 -34.6 -7.2 58.78 113.5 184.4
(2)卤族元素的物理性质 颜色状态 （常态） 淡黄绿色气体 黄绿色气体 深红棕色液体 紫黑色固体
√
）
（2）卤素的原子结构
相似性： 最外层电子都是7个 递变性：电子层数依次增多， 原子半径依次增大
分
析
卤素的原子结构及化学性质 上所表现的相似性和递变性 性质 易于得到一个电子（氧 化性），化学性质活泼， 相 似 体现强非金属性 性 随着半径递增，得电子 能力递减，氧化性递减， 递 变 非金属性递减。 性
相似性 递变性
除铯外都为银白色金 密度依次增大（钾除 属，质软，熔沸点低， 外），熔沸点依次降 密度小 低 都易和氧气反应 和氧气反应生成物越 来越复杂 都和水反应生成碱 （强碱）放出氢气 按照锂、钠、钾、铷、 铯的顺序反应越来越 剧烈 都表现很强的还原性、 随原子半径递增，还 金属性，是典型的金 原性递增，金属性递 属 增
A. B. C. D. 砹是有色固体 HAt很稳定 AgAt难溶于水 砹易溶于某些有机溶剂
随堂练习
3、下列关于卤化氢的说法不正确的是（ A
A.卤素核电荷数越大，氢化物越稳定 B.卤素核电荷数越大，氢化物越不稳定 C.卤化氢稳定性为HF>HCl>HBr>HI D.卤素单质与氢气越难反应，生成物越不 稳定
2 8 183218 8 1
⑵碱金属的化学性质 ①与O2反应： 【实验】 钾、钠在空气中燃烧 【现象】 钾先熔化，然后很快就燃烧起来，火焰呈 紫色。 【结论】 钾比钠的金属性更强。
4 Li + O2
2Na + O2
△
△
2 Li2O（注意：不是生成过氧化锂）
Na2O2 （淡黄色）
【结论】 钠的金属性比锂更强
Br2＋ 2 KI = 2 KBr ＋ I2 F2 Cl2 Br2 I2
结论: 氧化性(或非金属性)逐渐减弱。 溴水
KI溶液 现象：溶液由无色变为棕黄色
CCl4
振荡
水层：颜色变浅
CCl4层：无色变为紫红色
小结：卤素的化学性质的相似性和递变性
决 定 结构 相 似 性 最外层有 7个电子 性质 单质都是氧化剂；都能与H2、 水、金属等反应
ⅠA
课堂小结
层数递增 半径递增 氟
卤族元素(ⅦA) +9 2 7
Li Na
+3
21
2 81
+11
K
+19
2 881
Rb
+37
2818 8 1
失 电 子 能 力 递 增 （金 还属 原 性性 ）递 增
得 电 子 能 力 递 减 非（ 氧 金化 属性 性） 递 减
+17 2 8 7
氯
+35
溴
2 8 18 7
第一节
元素周期表
(第二课时)
复习回顾:
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
周期序数=电子层数 主族序数=最外层电子数
复习1、完成下列表格：
2、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？
二、元素的性质与原子与
+35 2 8 18 7
的化学性质相似的元素是（
Cs
+55
2 8 18 18 8 1
碘
+53
2 818 18 7
随堂练习
1、下列关于碱金属的原子结构和性质的 叙述中不正确的是（ C ）
A.碱金属原子最外层都只有一个电子， 在化学反应中容易失去 B.都是强还原剂 C.都能在O2里燃烧生成过氧化物 D.都能与水反应生成碱
随堂练习
2、砹是原子序数最大的卤族元素，推测砹的 化合物不可能具有的性质是( B )
）
随堂练习
• 4、NaBr和 KI的混合溶液中通入足量的 Cl2 后，将溶液蒸干并灼烧，最后得到的物质是 （ C ） A.NaBr和KI B.NaBr和KCl C.NaCl和KCl D.NaCl、KCl和 I2
随堂练习
5、鉴别Cl－、Br－、Ｉ－可以选用的试剂是 B、 D （ ） A.碘水，淀粉溶液 B.氯水，四氯化碳 C.淀粉，KI溶液 D.硝酸银溶液，稀HNO3
高中化学选择性必修二 第1章第1节原子结构 第二课时 教案
《原子结构》第二课时教学设计原子结构理论成功的阐述了原子的稳定性，氢原子光谱的产生和不连续性。
1926年，量子力学推翻了玻尔的氢原子模型，指出一定空间运动状态的电子并不在玻尔假定的线性轨道上运行，而在核外空间各处都可能出现，但出现的概率不同，可以算出它们的概率密度分布。
概率密度：P表示电子在某处出现的概率；V表示该处的体积；求真务实、不断进步的科学精神与社会责任感。
讲授新课第一节原子结构第二课时电子云与原子轨道、泡利原理、洪特规则、能力最低原理一、电子云【问题】图1-7 中的小点是什么呢？是电子吗？小点是1s电子在原子核外出现的概率密度的形象描述。
小点越密，表明概率密度越大。
由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象的称作“电子云”。
1.电子云概念电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。
电子在原子核外一定空间范围内出现的概率统计起来，好似在原子核外笼罩着一团带负电的云雾，形象称为“电子云”。
2.电子云轮廓图电子云图很难绘制，使用不便，我们常使用电子云轮廓图。
为了表示电子云轮廓的形状，对核外电子的空间运动状态有一个形象化的简便描述。
把电子在原子核外空间出现概率P=90%的空间圈出来，即电子云轮廓图。
【过渡】所有原子的任意能层的s电子的电子云轮廓图都思考认识核外电子的运动特点。
知道电子的运动状态（空间分布及能量）。
是一个球形，只是球的半径不同。
同一原子的能层越高，s 电子云半径越大，是由于电子的能量依次增高，电子在离核更远的区域出现的概率逐渐增大，电子云越来越向更大的空间扩展。
就像宇宙飞船必须提供能量推动才能克服地球引力上天，2s电子比1s电子能量高，克服原子核的吸引在离核更远的空间出现的概率就比1s大，因而2s电子云必然比1s电子云更弥散。
二、原子轨道1.定义：电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道。
2.形状：（1）s电子的原子轨道呈球形，能层序数越大，原子轨道的半径越大。
人教版高中化学选择性必修二教案：原子结构与元素周期表
第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。
教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。
【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。
2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。
a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。
门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。
1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。
元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
高中化学鲁科版2019必修二教案原子结构与元素性质
教案
思路2：还可以选择与钾原子的电子层数相同，与镁原子的最外层电子数相同的钙原子。
分别比较K原子和Ca原子、Ca原子和Mg原子的失电子能力。
【问题6】用图示法表示原子结构与原子得失电子能力之间的关系。
学生自主梳理关系，教师指导完善。
教师补充：通常所说的元素的金属性、非金属性分别与元素原子的失电子能力与得电子能力相对应。
【迁移应用】比较Cl、S两种元素原子得失电子能力的强弱，从原子结构的角度进行解释，并列举实验事实进行验证。
展示学生的典型错误并进行评价。
通过与同一还原剂反应的难易，比较单质的氧化性。
【课堂小结】
【典型例题】
1.比较O、S两种元素原子得失电子能力的强弱，并从原子结构的角度进行论证。
2.比较K、Ca两种元素原子失电子能力的强弱，并从原子结构的角度进行论证。
【课后任务】预习鲁科版教材P11“活动·探究”，完成活动中的三个任务。
高中化学鲁科版(2019)必修第二册课件第1章第1节基础课时2核外电子排布原子结构
1．某元素原子的结构示意图为
，由此得到的结论不正确
的是( ) A．该原子有 3 个电子层 B．该元素属于金属元素 C．该原子在化学反应中易得 2 个电子 D．该元素的最高化合价为＋6
(1)还原性：Na>Mg>Al。
()
(2)氧化性：Na＋>Mg2＋>Al3＋。
()
(3)金属原子失电子数目越多，还原性越强。
()
(4)金属钠可以从 MgCl2 溶液中置换出金属镁。
()
(5)因为 Na 比 K 容易失去电子，所以 Na 比 K 的还原性强。
[答案] (1)√ (2)× (3)× (4)× (5)×
结论
2．判断依据
强 水或酸
弱
3．原因解释 (1)若原子的电子层数相同，则核电荷数越大，最外层电子离核越 近，原子越难_失__电__子_、越容易得__电__子__。 (2)若原子的最外层电子数相同，电子层数越多，最外层电子离核 越远，原子越容易失__电__子__、越难_得__电__子_。
判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)。
()
NO.2
关键能力·情境探究达成
学习任务1 学习任务2 学习任务3
核外电子排布的规律及其表示方法
洋葱是我们非常熟悉的一种蔬菜，洋葱切开后，我们会看到里面 一层一层的呈现，电子层模型类似于切开的洋葱。请思考：
1．原子核周围是否真实存在这样的壳层？ 提示：电子层不是真实存在的，是科学家为了表达形象，根据电
最外层电子数中排满 8个电子（He为2个）
相对不稳定结构
相对稳定结构
人教版高中化学选择性必修第2册 第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构(第1课时)
最多电
子数
2
8
18
32
50
72
98
M L
K
+
hv’
hv
能层越高，电子的能量 越高，能量的高低顺序为
E(K) < E(L) < E(M) < E(N) < E(O) < E(P) < E(Q)
核外电子在能层中的排布规律
（1）各能层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
（1）各电子层最多能容纳2n2个电子。
（2）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；
次外层电子数最多不超过18个；
倒数第三层不超过32个。
（3）核外电子总是尽量先排满能量最低、离核最近的电子层，
然后才由里往外，依次排在能量较高电子层。
而失电子总是先失最外层电子。
人类对原子结构的认识过程
能层
K
能级
1s
L
2s
M
2p
3s
3p 3d
N
4s
4p 4d
O
4f
5s
5p …
能层中填充电子表示方法——原子结构示意图
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高二—人教版—化学—选择性必修2—第一章
第一节 原子结构
（第一课时答疑）
1.在同一个原子中，M能层上的电子与Q能层上的电子的能量
A.前者大于后者
B.后者大于前者
√
C.前者等于后者
不同能层相同能级的能量顺序 E(1s)＜E(2s)＜E(3s)＜E(4s)
【巩固･练习】
1.判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)
(1)能层就是电子层，包含不同的能级( √ )
人教高中化学选择性必修2教案：第1章 原子结构与性质
第1章原子结构与性质
1分钟练习1学生通过书写Li、Be、B的原子轨道表示式，巩固泡利原理和
轨道表示式书写
1分钟发现问题2学生思考基态C原子轨道表示式的可能书写方法。
1分钟知识讲授2教师根据学生反馈，介绍洪特规则。
4分钟练习2学生通过书写7~24号元素的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示式书写。
教师根据学生对Cr元素轨道表示式的书写，简介洪特规则特例。
1分钟练习3学生通过书写Cu的原子轨道表示式，熟悉洪特规则和轨道表示
式书写。
2分钟知识讲授3教师通过以上核外电子的排布，给出能量最低原理的定义。
1分钟小结学生整理归纳电子在原子轨道排布的三原则。
4分钟思考与练习学生通过讨论问题，运用电子排布三原则分析综合问题。
1分钟总结教师引导学生完成本节知识结构的思维导图。
同时提出新的问
题：原子结构与元素性质之间的联系，引出下一节内容。
环节二环节三通过学生活动诊断1-36号元素基态原子的价电子排布式，
学习原子核外电子排布与元素周期系结构的联系，落实核外电子排布与周期、族、分区的划分
了解化合价与族的关系，过渡元素的特点
【元素周期表的未来】
通过学生活动展望元素周期表远景图，预测119号元素的基态原子价电子排布，来诊断学生对于构造原理和元素周期表关系的学习效果
环节三一电离能变化的一般规律，找到其与电子排布的联系
【电离能与化合价的联系】
通过学生活动，让学生自主发现逐级电离能与元素化合价的关系，将此作为诊断学生的活动
识与微观探析的核心素养。
1.2.1 原子结构与元素周期律 第一课时 教案
《原子结构与元素的性质》第一课时教学设计增排列的序列称为元素周期系。
3.元素周期表元素周期表是呈现元素周期系的表格。
元素周期系只有一个，元素周期表多种多样。
注意：1 .元素周期系与元素周期表的关系_呈现元素周期系. X，尸元素周期表!决定I只有一种绘制‘右干种.原子序数、核电荷数、质子数与核外电子数的关系原子序数二核电荷数=质子数=核外电子数二、构造原理与元素周期表1.元素周期表的结构：根据构造原理得出的核外电子排布，可以解释元素周期系的基本结构。
（1）周期（七横七周期，三短四长）（2）核外电子排布与周期的划分i根据构造原理，将能量相近的能级分为一组,按能量由低到高可分为7个能级组，同一能级组内,各能级能量相差较小，各能级组之间能量相差较大。
ii每一个能级组对应一个周期，且该能级组中最高的能级对通过观察元素周期表和表格数据特点，归纳总结元素周期表的结构，应的能层数等于元素的周期序数。
生周期性的重复。
的关系同军褥丽西丸制作的。
元素形成周期系的根本原因是元素的原子核外电子的排布发（3）根据构造原理得出的核外电子排布与周期中元素种类数 元素周期系中每个周期的元素数，第一周期从IS 】开始，以"2结束，只有两种元素。
中间按照构造原理依次排满各能级。
其余各周期总是从〃 S 能级开始，以〃 p 结束，递增的核电荷数（或电子数）就等于每个周期里的元素数。
具体数据如下:周期ns —*np 电子数 元素数目—• Is 1-2 2 2 二 2sL2 2P 「6 8 8 三 3s 1 23p, 68 8 四 4s l-23d l-104p |-6 18 18 五 5s i-24d l-105p |-618 18 六 6sl 2 4f l i4 5dl l0 6P 「6 32 32 七7sL2 5fll4 6d 「l 。
7P 「63232小V f - 546讣77f5£ Kd 访］规律：递增的核电荷数二元素个数六32七32五18周期一元素数三 四18若以一个方格代表一种元素，每个周期排成一个横排，并按S 、p 、d 、f 分段，左侧对齐，可得到如下元素周期表:【思考与讨论】1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC ）推荐了一张元素周期表，书末的元素周期表就是参照其新版 请问：怎样将图1-17变成书末的元素周期表？思考交流理解核外 电子排布 与元素周 期表中周 期与族之 间的关系。
高中化学必修二知识点归纳总结
精品文档高中化学必修二知识点归纳总结一、原子结构A第一章：物质结构元素周期律质子（Z 个）原子核注意：中子（N 个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)1.原子（Z X ）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z 个）★熟背前20 号元素，熟悉1～20 号元素原子核外电子的排布：H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8 个（K 层为最外层不超过2 个），次外层不超过18 个，倒数第三层电子数不超过32 个。
电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。
核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。
(对于原子来说)二、元素周期表1.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。
（周期序数＝原子的电子层数）③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。
主族序数＝原子最外层电子数2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2 种元素短周期第二周期 2 8 种元素周期第三周期 3 8 种元素元（7 个横行）第四周期 4 18 种元素素（7 个周期）第五周期 5 18 种元素周长周期第六周期 6 32 种元素期第七周期7 未填满（已有26 种元素）表主族：ⅠA～ⅦA 共7 个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7 个副族（18 个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB 和ⅠB 之间（16 个族）零族：稀有气体三、元素周期律1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。
原子结构与元素周期表-高二化学课件(人教版2019选择性必修2)
ⅠA 1s1 ⅡA
1～36号元素的基态原子的价层电子排布式
0
ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 1s2
2s1 2s2
2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2s2 2p1 2p2 2p3 2p4 2p5 2p6
3s1 3s2 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB
Ⅷ
ⅠB
ⅡB
3s2 3s2 3p1 3p2
3s2 3p3
第二节 原子结构与元素的性质 第1课时
原子结构与元素周期表
学习目标
1、知道运用构造原理书写元素的基态原子的电子排布式，能运用电子 排布式解释元素周期系的基本结构。
2、知道价层电子及价层电子排布，能从原子价层电子数目和价层电子 排布角度解释元素周期表的分区、周期和族的划分。
知识导航
1 原子结构与元素周期表的关系； 2 元素周期表的分区
①对角线规则是从相关元素及其化合物的许多
性质中总结出来的经验规则，不是定理。
Li Be B
②相似性：例如Li、Mg在空气中燃烧的产 物分别为Li2O和MgO；铍和铝的氢氧化物均为 两性氢氧化物；B和Si的含氧酸都是弱酸。
Mg Al Si
本节小结
电子排布与周期
周期序数=能层数
排满=0族
原子结构与 电子排布与族 元素周期表
本节重点 本节难点
知识精讲
一、原子结构与元素周期表
1869年，门捷列夫发现，按
的顺
序将元素排列起来，得到一个元素序列，并从最轻的元素氢
开始进行编号，称为原子序数。这个序列中的元素性质随着
原子序数递增发生周期性的重复，这一规律被门捷列夫称作
元素周期律。
门捷列夫
莫塞莱
1913年，英国物理学家莫塞莱证明原子序数即原子核电荷 数。随后元素周期律表述为元素的性质随元素原子的核电荷数 递增发生周期性递变。元素的这一按其原子核电荷数递增排列 的序列称为元素周期系。