人教版高中化学必修二元素周期律资料
③次外层电子数目不超过18个，
倒数第三层电子数目不超过32个
注意：1.以上几点是互相联系的，不能孤立地理解。
如：当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子， 而当它是最外层时，则最多可以排布8个电子。
2.该规律只适用于主族元素原子核外电子的排布 3.主族元素原子内层电子数目分别是：2、8、18、32
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
10 氖 Ne
18 氩 Ar
36 氪 Kr
54 氙 Xe
86 氡 Rn
（4）稀有气体元素原子电子层排布
核电 元名称 符号 K LMNOP
2 氦 He 2
10 氖 Ne 2 8
18 氩 Ar 2 8 8
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 。
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。
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。
出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。完全不同于宏观世界物体， 如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。
2.核外电子受力分析
在含多个电子的原子中： （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。
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 ()
（3）核电荷数为1—18的元素原子核外电子层排布
氢(H)
氦(He)
锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )
钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)
注意：短周期元素原子结构的特殊性
（4）稀有气体元素原子电子层排布
电子层(n): 1 2 3 4 5 6 7(能量逐渐升高) KL MN O P Q
（2）核外电子排布的规律
A. 能量最低原理 原子核外的电子总是尽先排布在能量最低的的电子层里， 然后再由里往外，依次排布在能量逐步升高的电子层里， 即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层。
B. 各电子层排布规律 ①各电子层最多容纳的电子数目是2n2
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
（2）与10Ne原子电子层结构相同的离子： 7N3-、8O2-、9F-、11Na+、12Mg2+、13Al3+
（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-
36 氪 Kr 2 8 18 8
54 氙 Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
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+
(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
D、 +54 2 8 18 2X0 6X
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
第二节 元素周期率
一、原子核外电子的排布 [课本P13]
1.核外电子运动的特点
(1)电子的质量极微小 （9.10910-31kg）
(2)电子绕核运动是在原子这 样极其微小的空间中进行
（原子的直径约10-10m） (3)电子绕核作高速运动
（运动的速度接近光速， 约为108m/s）
因此，电子绕核运动没有确定的轨道， 不能精确测定或计算电子在任一时刻 所在的位置，也不能描绘出其运动轨 迹，我们只能指出它在核外空间某处
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）
高中化学归纳 必修二 元素周期表及元素周期律
高中化学归纳必修二元素周期表及元素周期律Ⅰ 元素周期表1、元素周期表编排原则(1)把电子层数相同的各种元素按原子序数递增的顺序从左至右排成横行(2)把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由.上到下排列成纵行[注意]①元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律;②历史上第一个元素周期表示1968年俄国化学家门捷列夫在前人探索的基础上排成的，他将元素按相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行。
2、元素周期表的结构(1)周期①周期的含义在元素周期表中，把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，这样每个横行为一个周期。
现在使用的元素周期表有7个横行，即7个周期;②周期的划分(2)族①族的含义在周期表中，把不同横行(即周期)中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由.上到下排成纵行，除第8、9、10三个纵行叫做第VIII族外，其余15个纵行，每个纵行为一族。
现在使用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族。
②族的划分(3)元素周期表中主族元素金属性和非金属性的递变Ⅱ 元素周期律1、定义元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫元素周期律。
2、实质元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
3、元素周期表中主族元素性质递变规律具体可以用一个例题来说明及总结例题:下列结论错误的是①微粒半径: K+ > Al3+> S2- > CI②氢化物的稳定性:HF>HCl>H2S>PH3>SiH4③离子的还原性: S2- > Cl- > Br- > I-④氧化性:Cl2>S>Se>Te⑤酸性: H2SO4 > H3PO4 > H2CO3 > HClO⑥非金属性:O>N>P>Si⑦金属性:Be<Mg<Ca<K.A.只有①B.①③C.②④⑤⑥⑦D.①③⑤解答:①K+、S2-、Cl原子核外电子排布相同,核电核数S2-< C1- < K+，则半径S2- > C1- > K+离子的原子核外电子层数越多，半径越大，核外电子层数最小，则半径最小则有S2- > Cl- > K+ > Al3+,故①错误;②非金属性: F> Cl> S> P > Si,元素的非金属性越强，对应的氢化物越稳定，则氢化物的稳定性:HF > HC1> H2S > PH3 > SiH4 ,故②正确;③非金属性: Cl> Br > I> S,元素的非金属性越强，对应阴离子的还原性越弱,则还原性:C1->Br->I->S2-，故③错误;④非金属性: Cl> S > Se > Te,元素的非金属性越强,对应单质的氧化性越强，则氧化性:Cl2 > S> Se > Te,故④正确;⑤非金属性: S> P > C,元素的非金属性越强，对应的最高价氧化物的水化物的酸性越强,则酸性:H2SO4 > H3PO4 > H2CO3 ,又H2CO3酸性大于HClO,则有酸性: H2SO4 > H3PO4 >H2CO3 > HCIO,故⑤正确;⑥因同周期元素从左到右元素的非金属性逐渐增强，则有O > N、P > Si,同主族元素从上到下元素的非金属性逐渐减弱,则N > P ,所以有非金属性:O> N> P > Si,故⑥正确;⑦同周期元素从左到右元素的逐渐减弱则金属性Ca < K,同主族元素从上到下元素的金属性逐渐增强,则金属性Be<Mg<Ca,所以金属性:Be<Mg<Ca<K,故⑦正确.故选B.4、元素周期律和元素周期表的应用(1)预测元素的性质，根据元素在周期表中所处的位置，结合该元素所在族的其他元素的性质及先关递变规律，加以推测判断。
人教版高中化学必修二 第一章 物质结构 元素周期律第一章复习和总结(含答案)
本章重点掌握以下几点：1．元素周期表的结构；2．元素、核素、同位素的辨别；3．核外电子排布规律；4．原子、离子、分子中基本构成微粒间的关系；5．元素周期律及其实质；6．化学键中的相关概念；7．电子式的书写。
要点一、元素周期表１．元素周期表的结构(“七横十八纵”)2．几种关系(1)电子层数=周期数(2)最外层电子数=主族序数=最高正化合价(除F、O)(3)质子数=原子序数(4)∣最高正价∣+∣最低负价∣=8(对非金属元素而言，但对H不适用)注意：O无最高正价(+6)，F无正价例题：原子序数为x的元素位于周期表中的ⅡA族，则原子序数为x+1的元素不可能为() A．ⅢA族B．IA族C．镧系元素D．ⅢB族要点二、元素、核素、同位素例题： 是( ) A ．氢的五种同位素 B ．五种氢元素C ．氢的五种同素异形体D ．氢元素的五种不同微粒 要点三、原子核外电子排布规律 1．在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同是分层排布的，其主要规律是：核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层。
2．原子核外各电子层最多容纳2n 2个电子。
3．原子最外层电子数目不超过8个(K 层为最外层时不能超过2个电子)。
4．次外层电子数目不能超过18个(K 层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。
注意：以上规律既相互联系，又互相制约，不能孤立片面的理解。
如M 层为最外层的时候，最多为8个，而不是18个。
H 2H +H 112H 13H 1、、、、要点四、核外电子数相等的微粒例题：两种微粒的质子数和电子数均相等，下列关于两种微粒间关系的说法错误的是( ) A ．它们可能是不同的分子 B ．它们可能是不同的离子 C ．它们可能互为同位素D ．它们可能是分子和离子 要点五、元素周期律元素周期表中主族元素性质的递变规律要点六、比较元素的金属性强弱和非金属性强弱的一般方法金属性比较本质原子越易失电子、金属性越强判断依据1．在金属活动顺序表中越靠前，金属性越强。
高中化学必修2知识点归纳总结律必背
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 Ca2.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。
人教版高中化学必修二元素周期律资料共48页PPT
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27、只有把抱怨环境的心情，化为上进的力量，才是成功的保证。——罗曼·罗兰
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28、知Байду номын сангаас者不如好之者，好之者不如乐之者。——孔子
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29、勇猛、大胆和坚定的决心能够抵得上武器的精良。——达·芬奇
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30、意志是一个强壮的盲人，倚靠在明眼的跛子肩上。——叔本华
谢谢！
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人教版高中化学必修二元素周期律资 料
16、云无心以出岫，鸟倦飞而知还。 17、童孺纵行歌，斑白欢游诣。 18、福不虚至，祸不易来。 19、久在樊笼里，复得返自然。 20、羁鸟恋旧林，池鱼思故渊。
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26、要使整个人生都过得舒适、愉快，这是不可能的，因为人类必须具备一种能应付逆境的态度。——卢梭
最新人教版高中化学必修2《元素周期律》知识梳理
第二节元素周期律知识梳理一、原子核外电子的排布1.电子层：在多电子的原子里根据电子能量的明显差异和离核远近的不同，将核外电子运动的不同区域，称作电子层。
并用ｎ＝1、2、3、4、5、6、7表示从内到外的电子层，这七个电子层又可分别称为K、L、M、N、O、P、Q层。
n值越大，说明电子离核越远，能量也就越高。
2.核外电子排布的一般规律在含有多个电子的原子里，电子依能量的不同分层排布，其主要规律是：(1)核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层。
(2)原子核外各电子层最多容纳2n2个电子。
(3)原子最外层电子数目不能超过8个(K层为最外层时，电子数不能超过2个电子)。
(4)次外层电子数目不能超过18个(K层为次外层时，电子数不能超过2个)。
(5)倒数第三层电子数目不能超过32个。
二、元素金属性和非金属性及其强弱的判断依据1.元素的性质包括微观性质，系指原子半径、元素的化合价、元素原子得失电子的难易等和宏观性质(指金属性与非金属性)两个方面。
金属性与非金属性的本质是元素的原子得失电子的难易。
2.比较元素的金属性强弱，通常从以下四方面考虑：（1）单质与水或酸反应置换出氢的难易。
（2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
（3）单质的还原性(或离子的氧化性)的强弱。
（4）金属单质间的置换反应。
3.比较元素的非金属性强弱，可从以下四个方面考虑：（1）单质与H2反应生成气态氢化物的难易和氢化物的稳定性。
（2）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱。
（3）单质的氧化性(或离子的还原性)的强弱。
（4）非金属单质间的置换反应。
三、元素周期律1.含义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫周期律。
2.实质：元素性质的周期性递变是核外电子排布周期性变化的必然结果，即元素的性质是由元素原子的核外电子，特别是最外层电子决定的。
3.元素周期律的主要内容（1）核外电子排布的周期性变化：最外层电子数由1递增至8 (若K层为最外层则由1递增至2)而呈现周期性变化。
人教版高中化学必修二课件-1.2元素周期律
活动1：探究同一主族
同一主族，从上到下最外层电子数一样。 且最外层有几个电子，对应第几主族；如碱金属元素、 卤族元素等。
活动1：探究同一周期
周期数 第一周期 第二周期 第三周期 预测其他周期
最外层电子数
活动1：探究同一周期
周期数 第一周期 第二周期 第三周期
最外层电子数 1-2 1-8 1-8
同一周期，从左到右，最外层电子数有1到8重复。
优点：图比表表达信息更形象，更直观！ 但要学会提取图表信息。
活动1结论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层 电子数呈现从1到8的周期性变化（第一周期除外）。
活动2：观察原子的半径
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
请思考：
试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一主族元素，最外层电子数相同。从上到下， 电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电 子的吸引能力逐渐减弱，失电子的能力逐渐增强， 得电子的能力逐渐减弱。
如果研究同一周期元素金属性和 非金属性变化规律又该如何研究
呢？
1 以典型周期为代表：如第三周期
活动3：探究同一主族元素化合价
IA族 IIA族 IIIA族 IVA族 VA族 VIA族 VIIA族 0族
第一周 +1
0
期
第二周 +1 +2 +3 +4 +5
0
期
-4 -3 -2 -1
第三周 +1
期
+2 +3
+4 +5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
预测其 +1
人教版高中化学必修二《元素周期表》
元素周期表知识点一．元素周期表的结构1．世界上第一张元素周期表是在1869年由俄国化学家门捷列夫绘制完成的，随着科学的不断发展，已逐渐演变为现在的常用形式。
2．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。
3．编排原则(1)周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。
(2)族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。
4．元素周期表的结构5．元素周期表中的特殊位置(1)．分区①分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条斜线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。
②各区位置：分界线左面为金属元素区，分界线右面为非金属元素区。
③分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。
(2)．过渡元素：元素周期表中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵列共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(3)．镧系：元素周期表第六周期中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(4)．锕系：元素周期表第七周期中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(5)．超铀元素：在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素。
结构巧记口诀:横行叫周期，现有一至七，四长三个短，第七尚不满。
纵列称为族，共有十六族，一八依次现①，一零再一遍②。
一纵一个族，Ⅷ族搞特殊，三纵算一族，占去8、9、10。
镧系与锕系，蜗居不如意，十五挤着住，都属ⅢB族。
说明：①指ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、Ⅷ；②指ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0。
知识点二.元素的性质与原子结构1 ．碱金属元素：周期表中第IA族的元素（除H元素外）。
(1)．碱金属的原子结构①．相同点：碱金属元素原子结构的最外层电子数相同，都为1。
②．递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中，电子层数依次增多，原子半径依次增大。
人教版高中化学必修二元素周期律
(3)最低负价 = – 〔8 – 最外层电子数〕
3、注意
= – 〔8 – 主族序数〕
〔1〕金属无负价，氟无正价，氧无最高正价 〔2〕稀有气体元素化学性质不活泼，通常情况下难
以与其他元素化合，规定其化合价为0 〔3〕价电子：决定元素化合价的电子〔外层电子〕
〔四〕元素金属性、非金属性的周期性变化
1.判断元素金属性、非金属性强弱的方法
C. C、N、O原子半径依次增大 D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
2、同一横行X、Y、Z三种元素，最高价氧化物对 应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，
↘
↗
↘
↗
↗
↘
↗
↘
↗
↘
↘
↗
↗
↘
↘
↗
由易到难
由难到易
〔五〕元素周期律 1.元素性质的周期性变化
随着原子序数的递增：
〔1〕元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
〔2〕元素原子半径呈现周期性变化
〔3〕元素主要化合价呈现周期性变化
2. 元素周期律
〔元4素〕的元性素质的随金着属元性素、原非子金序属数性的呈递现增周而期呈性现变周化期性的 变化——元素周期律
......
(一〕元素原子核外电子排布的周期性变化
同周期：从左至右，电子层数一样，最外层电子数依次增加 同主族：从上至下，最外层电子数一样，电子层数依次增加
1
12
2
2
18
8
3
18
8
周期性
〔二〕元素原子半径的周期性变化
元素原子半径数据
主族元素原子半径的递变规律
主族 周期
A. 同周期主族元素： B. 从左到右原子半径依次减小 C. (除稀有气体〕 B. 同主族元素：
人教版高中化学必修 化学2 第一章 第一节 元素周期表(第1课时)
6
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105
106
107
108
109
110
111
112
过渡元素
镧系
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60
61
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65
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67
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69
70
71
锕系
89
90
91
92
93
94
95
96
97
98
99
100
101
102
VIII
IB
IIB
Sc
Ti
21 钪 22钛
V 23钒
1
2
IA H 1氢 Li 3锂 Na 11钠 K 19钾
IIA Be 4铍 Mg 12镁 Ca 20钙
3
4
2020/4/25
Cr 24铬
Mn 25锰
Fe 26铁
Co 27钴
Ni 28镍
Cu 29铜
A：主族
B：副族
IIIA B 5硼 Al 13铝
IVA C 6碳 Si 14硅
另外，特别族名称：第ⅦA 族—卤族元素
第 0 族—稀有气体元素
2020/4/25
江西省鹰潭市第一中学 桂耀荣
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一、元素周期表
课堂小结： 1、元素周期表的结构：
七主七副七周期，Ⅷ族零族镧锕系。
2、元素原子结构与其在周期表中位置的关系：
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
第一章 物质结构 元素周期表第一节 元素周期表一、周期表原子序数 ＝ 核电荷数 ＝ 质子数 ＝ 核外电子数1、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列2、结构周期序数＝核外电子层数 主族序数＝最外层电子数短周期（第1、2、3周期） 周期：7个（共七个横行）周期表 长周期（第4、5、6、7周期） 主族7个：ⅠA-ⅦA族：16个（共18个纵行）副族7个：IB-ⅦB第Ⅷ族1个（3个纵行） 零族（1个）稀有气体元素二．元素的性质和原子结构（一）碱金属元素：1、原子结构 相似性：最外层电子数相同，都为1个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大2、物理性质的相似性和递变性：（1）相似性：银白色固体、硬度小、密度小（轻金属）、熔点低、易导热、导电、有展性。
（2）递变性（从锂到铯）：①密度逐渐增大（K 反常） ②熔点、沸点逐渐降低 结论：碱金属原子结构的相似性和递变性，导致物理性质同样存在相似性和递变性。
3、化学性质（1）相似性：（金属锂只有一种氧化物）4Li + O 2 Li 2O 2Na + O 2 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑ 2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑ 2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
点燃 点燃 过渡元素结论：碱金属元素原子的最外层上都只有1个电子，因此，它们的化学性质相似。
（2）递变性：①与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。
总结：递变性：从上到下（从Li到Cs），随着核电核数的增加，碱金属原子的电子层数逐渐增多，原子核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子失去电子的能力增强，即金属性逐渐增强。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，原子半径增大２．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。