人教版化学必修二第一章第二节元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时
三维目标
1．了解核外电子排布的初步知识和原子结构
原子核外电子的排布
知识与技能 示意图的表示方法
2．原子核外电子的排布规律(重、难点) 过程与方法 由图表数据总结、归纳、抽象、形成规律的 过程与方法
情感、态度 体验发现和应用规律的快乐，体会对待自然
与价值观 规律的正确态度
思维激活
可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。
二、1～20号元素原子核外电子排布的特殊性 1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。 2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。 3 ．最外层电子数和次外层电子数相等的原子有 Be 、 Ar。 4．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。 5．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。 6．最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。 7．次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。 8．内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 9．电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。 10．电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 11．最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 12．最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
通过实验探究和数据分析，熟悉认识规律 的过程与方法
知识与技能
过程与方法
情感、态度 与价值观
体验探究物质世界和认识规律的快乐，体 会元素周期律的艺术美；培养学生辩证唯 物主义观点；理解从量变到质变的规律
思维激活
化学元素周期律是自然界的一条客观规律。它揭示了物
质世界的一个秘密，即这些似乎互不相关的元素间存在相互
电子层 (n) 符号 离核 远近 能量 高低 1 K 2 L 3 M 4 N 由近到远 由低到高 5 O
6 7
P
Q
一、原子核外电子的排布
1、核外电子的分层排布
电子层数(n)：1 2 3 4 5 6 7
电子层符号：K L M N O P Q
电子能量： 低
高
离核越近，能量越低
二、1～20号元素原子核外电子排布
叫做元素周期律。元素性质 ( 包括金属性、非金属性、化合
价)和原子半径的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期 性变化的必然结果，元素原子的化学性质主要由最外层电子 数决定，同时也受原子半径的影响，也就是说，由于原子结 构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，这体
核电 荷数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 元素 名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 钾 钙 元素 符号 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca K 1 各电子层的电子数 L M N
本题考查核外电子排布规律知识的运用。由于 Y
原子的M层比X原子的 M层多 3个电子，说明 Y的 M层的电子
数至少为3个，那么Y的L层必为8个电子，X的L层只有4个电
子，M层无电子。由此推出Y的核外电子总数为13，X的核外 电子总数为6。所以X、Y的核电荷数依次为6和13，应选D。
答案
D
跟踪练习3 根据下列叙述，分别写出元素名称并画出其 原子结构示意图。
1 2 3 4 5 6 7 2 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2
8
2、电子排布顺序
核外电子先排布遵循能量最低的原则
ห้องสมุดไป่ตู้
先排布能量低的电子层 后排布能量高的电子层
3、核外电子排布规则
① 每个电子层最多排布2n2个电子 ② 最外层最多排布8个电子 ③ 次外层最多排布18个电子 倒第三层不超过32个电子
3．第三周期元素的金属性和非金属性变化规律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
名师解惑
一、粒子半径大小的比较规律 1 ．同种元素的阳离子半径小于相应的原子半径，如： r(Na＋)<r(Na)，r(Mg2＋)<r(Mg)。 2 ．同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径，如： r(Cl－)>r(Cl)，r(S2－)>r(S)。 3．同周期从左往右原子半径逐渐减小，如： r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 4 ．同主族从上到下原子半径逐渐增大，相同价态的离 子半径逐渐增大 , 如 : r (Li)< r (Na)< r (K)< r (Rb)< r (Cs), r (F － ) <r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。 5 ．具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，半径 越小 ，如与 Ne 原子电子层结构相同的离子半径： r (N 3 － ) >r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
典例导析
知识点1：电子排布规律的应用 例1 某原子核外的M电子层和L电子层的电子数的关系 是( ) A．大于 B．小于 C．等于 D．不能确定 解析 当M层为最外层时，电子数最多不超过8个；当M 层不是最外层时，电子数最多不超过 18个。 L层电子数一定 为8个，所以它们实际容纳的电子数的大小关系不能确定。 答案 D 跟踪练习1 某元素的原子核外有 3个电子层，最外层电 子数是核外电子总数的1/6，则该元素的符号是______，原子 结构示意图是________。
二、元素周期律 完成P14【科学探究】表1
1、原子结构与元素周期律
电子层数
同主族元素随原子序数递 增 (从上至下) 最外层电子数 原子半径 递增 依次递增 相同
同周期的主族元素 随原子序数 递增 (从左至右)
电子层数
相同 依次递增 递减
最外层电子数 原子半径
主族同，最外层电子数同； 周期同，电子层数同
⑤不正确；Cl－的核电荷数为17，应改为
。
⑥不正确；最外层最多排8个电子，应改为
。
⑦不正确；圆圈内“＋20”的“＋”不能省略。
⑧不正确；次外层最多排18个电子，应改为
。
跟踪练习2
下列粒子的结构示意图中正确的是(
)
答案
A
知识点3：1～20号元素核外电子排布的特点
例3 现有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层 ) B．硼原子和氦原子 D．碳原子和铝原子 少3个电子，Y原子L层的电子数为 X原子 L层电子数的 2倍， 则X和Y分别是( A．硅原子和钠原子 C．氯原子和碳原子 解析
名师解惑
一、核外电子的排布规律 1 ．核外电子总是最先排布在能量最低的电子层里，然 后依次排布在能量较高的电子层里。 2．各电子层最多容纳2n2(n代表电子层)个电子。 3．最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)。 4 ．次外层电子数不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 [特别提醒] 以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如 K 原 子为 而不能写成 ，因为尽管第三层最多
1 (4)D 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 ： 4 __________、__________。
答案
(1)硅；
(2)硼；
(3)氟；
(4)氖；
第2课时
元素周期律
三维目标
1．了解元素周期性的变化(重点) 2．认识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， 从而理解元素周期律的实质(难点)
答案
Mg；
知识点2：粒子结构示意图的书写 例 2 下列粒子的结构示意图是否正确？不正确的请指 出错因，并改正。
答案
①不正确;K层最多排2个电子,应改为
。
②不正确；圆圈内应为核电荷数，不能写元素符号，应
改为 。 ③不正确； Na＋ 为 Na原子失去最外层的 1个电子而得到 的粒子，应改为 。
④不正确；K层最多排2个电子，L层最多排8个电子， 应改为 。
作业：熟练排布前36号元素以及碱 金属、卤素、稀有气体
有哪些微粒具有10电子？ Na+、Mg2+、Al3+ 、 O2-、F-、 OHCH4、NH3、H2O、HF、Ne 有哪些微粒具有18电子？
H3O+、NH4+
Ar 、H2S、HCl、F2、H2O2、CH3CH3 N2H4、CH3OH K+、Ca2+、S2-、Cl-
(3)实验结论 Na、Mg、Al三种元素的金属性逐渐减弱。 2．硅、磷、硫、氯的非金属性比较 (1)与H2反应的难易
Si 氢化物 生成 条件 SiH4 P PH3 磷蒸气 与H2反应 S H2S 加 热 Cl HCl 光照或点燃 下剧烈反应
高温
与H2反应逐渐变易
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
最高价含氧酸的酸性逐渐增强 思考题 强。 答案 将硫酸滴加到 Na2SiO3 溶液中，有白色沉淀生 设计实验说明 H2SO4 的酸性比 H2SiO3 的酸性
成，说明H2SO4的酸性比H2SiO3 的酸性强。
(3)结论
Si、P、S、Cl四种元素的非金属性逐渐增强。
若电子层结构相同的离子，谁的半径大？
电子层结构相同的离子 原子序数小的半径大！
练习 按照原子半径由小到大的顺序排序
A、 F、C、O、N、B
B、 Mg、Al、Na、P、Si C、 Mg、Al、P、F、O
D、 F－、O2－ 、Na＋、Al3＋ 、Mg2＋
[特别提醒]
稀有气体元素的原子半径因测量方式不同，不参与比 较。 二、元素周期律及其本质 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
三、结构示意图
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。 在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子 数，“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，核内质子数与核外电子数相等。
第1课时
三维目标
1．了解核外电子排布的初步知识和原子结构
原子核外电子的排布
知识与技能 示意图的表示方法
2．原子核外电子的排布规律(重、难点) 过程与方法 由图表数据总结、归纳、抽象、形成规律的 过程与方法
情感、态度 体验发现和应用规律的快乐，体会对待自然
与价值观 规律的正确态度
思维激活
可排2×32＝18个，但作为最外层不能超过8个。
二、1～20号元素原子核外电子排布的特殊性 1．最外层电子数为1的原子有H、Li、Na、K。 2．最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg、Ca。 3 ．最外层电子数和次外层电子数相等的原子有 Be 、 Ar。 4．最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是C。 5．最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是O。 6．最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是Ne。 7．次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有Li、Si。 8．内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。 9．电子层数和最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。 10．电子层数是最外层电子数2倍的原子是Li。 11．最外层电子数是电子层数2倍的原子有He、C、S。 12．最外层电子数是电子层数3倍的原子是O。
通过实验探究和数据分析，熟悉认识规律 的过程与方法
知识与技能
过程与方法
情感、态度 与价值观
体验探究物质世界和认识规律的快乐，体 会元素周期律的艺术美；培养学生辩证唯 物主义观点；理解从量变到质变的规律
思维激活
化学元素周期律是自然界的一条客观规律。它揭示了物
质世界的一个秘密，即这些似乎互不相关的元素间存在相互
电子层 (n) 符号 离核 远近 能量 高低 1 K 2 L 3 M 4 N 由近到远 由低到高 5 O
6 7
P
Q
一、原子核外电子的排布
1、核外电子的分层排布
电子层数(n)：1 2 3 4 5 6 7
电子层符号：K L M N O P Q
电子能量： 低
高
离核越近，能量越低
二、1～20号元素原子核外电子排布
叫做元素周期律。元素性质 ( 包括金属性、非金属性、化合
价)和原子半径的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期 性变化的必然结果，元素原子的化学性质主要由最外层电子 数决定，同时也受原子半径的影响，也就是说，由于原子结 构上的周期性变化必然引起元素性质上的周期性变化，这体
核电 荷数 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 元素 名称 氢 氦 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 钾 钙 元素 符号 H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca K 1 各电子层的电子数 L M N
本题考查核外电子排布规律知识的运用。由于 Y
原子的M层比X原子的 M层多 3个电子，说明 Y的 M层的电子
数至少为3个，那么Y的L层必为8个电子，X的L层只有4个电
子，M层无电子。由此推出Y的核外电子总数为13，X的核外 电子总数为6。所以X、Y的核电荷数依次为6和13，应选D。
答案
D
跟踪练习3 根据下列叙述，分别写出元素名称并画出其 原子结构示意图。
1 2 3 4 5 6 7 2 1 2 3 4 5 6 7 8 1 2
8
2、电子排布顺序
核外电子先排布遵循能量最低的原则
ห้องสมุดไป่ตู้
先排布能量低的电子层 后排布能量高的电子层
3、核外电子排布规则
① 每个电子层最多排布2n2个电子 ② 最外层最多排布8个电子 ③ 次外层最多排布18个电子 倒第三层不超过32个电子
3．第三周期元素的金属性和非金属性变化规律
Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
名师解惑
一、粒子半径大小的比较规律 1 ．同种元素的阳离子半径小于相应的原子半径，如： r(Na＋)<r(Na)，r(Mg2＋)<r(Mg)。 2 ．同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径，如： r(Cl－)>r(Cl)，r(S2－)>r(S)。 3．同周期从左往右原子半径逐渐减小，如： r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 4 ．同主族从上到下原子半径逐渐增大，相同价态的离 子半径逐渐增大 , 如 : r (Li)< r (Na)< r (K)< r (Rb)< r (Cs), r (F － ) <r(Cl－)<r(Br－)<r(I－)。 5 ．具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，半径 越小 ，如与 Ne 原子电子层结构相同的离子半径： r (N 3 － ) >r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
典例导析
知识点1：电子排布规律的应用 例1 某原子核外的M电子层和L电子层的电子数的关系 是( ) A．大于 B．小于 C．等于 D．不能确定 解析 当M层为最外层时，电子数最多不超过8个；当M 层不是最外层时，电子数最多不超过 18个。 L层电子数一定 为8个，所以它们实际容纳的电子数的大小关系不能确定。 答案 D 跟踪练习1 某元素的原子核外有 3个电子层，最外层电 子数是核外电子总数的1/6，则该元素的符号是______，原子 结构示意图是________。
二、元素周期律 完成P14【科学探究】表1
1、原子结构与元素周期律
电子层数
同主族元素随原子序数递 增 (从上至下) 最外层电子数 原子半径 递增 依次递增 相同
同周期的主族元素 随原子序数 递增 (从左至右)
电子层数
相同 依次递增 递减
最外层电子数 原子半径
主族同，最外层电子数同； 周期同，电子层数同
⑤不正确；Cl－的核电荷数为17，应改为
。
⑥不正确；最外层最多排8个电子，应改为
。
⑦不正确；圆圈内“＋20”的“＋”不能省略。
⑧不正确；次外层最多排18个电子，应改为
。
跟踪练习2
下列粒子的结构示意图中正确的是(
)
答案
A
知识点3：1～20号元素核外电子排布的特点
例3 现有X、Y两种原子，X原子的M层比Y原子的M层 ) B．硼原子和氦原子 D．碳原子和铝原子 少3个电子，Y原子L层的电子数为 X原子 L层电子数的 2倍， 则X和Y分别是( A．硅原子和钠原子 C．氯原子和碳原子 解析
名师解惑
一、核外电子的排布规律 1 ．核外电子总是最先排布在能量最低的电子层里，然 后依次排布在能量较高的电子层里。 2．各电子层最多容纳2n2(n代表电子层)个电子。 3．最外层电子数不超过8个(K层不超过2个)。 4 ．次外层电子数不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 [特别提醒] 以上四条规律相互联系和制约，一般以少为准，如 K 原 子为 而不能写成 ，因为尽管第三层最多
1 (4)D 元素原子的次外层电子数是最外层电子数的 ： 4 __________、__________。
答案
(1)硅；
(2)硼；
(3)氟；
(4)氖；
第2课时
元素周期律
三维目标
1．了解元素周期性的变化(重点) 2．认识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， 从而理解元素周期律的实质(难点)
答案
Mg；
知识点2：粒子结构示意图的书写 例 2 下列粒子的结构示意图是否正确？不正确的请指 出错因，并改正。
答案
①不正确;K层最多排2个电子,应改为
。
②不正确；圆圈内应为核电荷数，不能写元素符号，应
改为 。 ③不正确； Na＋ 为 Na原子失去最外层的 1个电子而得到 的粒子，应改为 。
④不正确；K层最多排2个电子，L层最多排8个电子， 应改为 。
作业：熟练排布前36号元素以及碱 金属、卤素、稀有气体
有哪些微粒具有10电子？ Na+、Mg2+、Al3+ 、 O2-、F-、 OHCH4、NH3、H2O、HF、Ne 有哪些微粒具有18电子？
H3O+、NH4+
Ar 、H2S、HCl、F2、H2O2、CH3CH3 N2H4、CH3OH K+、Ca2+、S2-、Cl-
(3)实验结论 Na、Mg、Al三种元素的金属性逐渐减弱。 2．硅、磷、硫、氯的非金属性比较 (1)与H2反应的难易
Si 氢化物 生成 条件 SiH4 P PH3 磷蒸气 与H2反应 S H2S 加 热 Cl HCl 光照或点燃 下剧烈反应
高温
与H2反应逐渐变易
(2)最高价氧化物对应水化物的酸性
H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
弱酸
中强酸
强酸
最强酸
最高价含氧酸的酸性逐渐增强 思考题 强。 答案 将硫酸滴加到 Na2SiO3 溶液中，有白色沉淀生 设计实验说明 H2SO4 的酸性比 H2SiO3 的酸性
成，说明H2SO4的酸性比H2SiO3 的酸性强。
(3)结论
Si、P、S、Cl四种元素的非金属性逐渐增强。
若电子层结构相同的离子，谁的半径大？
电子层结构相同的离子 原子序数小的半径大！
练习 按照原子半径由小到大的顺序排序
A、 F、C、O、N、B
B、 Mg、Al、Na、P、Si C、 Mg、Al、P、F、O
D、 F－、O2－ 、Na＋、Al3＋ 、Mg2＋
[特别提醒]
稀有气体元素的原子半径因测量方式不同，不参与比 较。 二、元素周期律及其本质 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律
三、结构示意图
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。 在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子 数，“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，核内质子数与核外电子数相等。
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高一化学人教版必修二课件：第一章 第二节 元素周期律(106张PPT)
2．原子结构示意图 (1)圆圈和圆圈内的符号及数字表示 原子核及核内质子数。 (2)弧线表示电子层。 (3)弧线上的数字表示该电子层上的 电子数，如
3．离子结构示意图 (1)当主族中的金属元素的原子失去 最外层所有电子变为离子时，电子层数 减少一层，形成与上一周期稀有气体元 素原子相同的电子层结构。如 Na：
解析：K 层、L 层、M 层上最多能容纳的 电子数分别为 2、8、18。K 层上可排 1 个电子， 也可排 2 个电子，所以 A 项有可能；当 M 层 上排有电子时，L 层已经排满电子，即排了 8 个电子，而 M 层最多可以排 18 个电子，所以 B 项不可能；符合“某离子 M 层上和 L 层上电子 数均为 K 层上电子数的 4 倍”的离子可以是 S2 －、Cl－、K＋、Ca2＋等，所以 C 项有可能；
1．钠、镁、铝金属性强弱比较
阅读下列资料内容，思考问题。
Na
Mg
Al
与冷水反应缓
与冷水
与酸反应，放
物质与
慢，与沸水反应
剧烈反
出氢气，但不
水(或与
迅速，放出氢气；
应，放出
如 Mg 反应剧
酸反应)
与酸反应剧烈，
氢气
烈
放出氢气
续表
Na
Mg
Al
最高价氧
化物对应
的水化物 NaOH 强 Mg(OH)2 Al(OH)3
[对点演练] 3．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 B．原子半径逐渐增大 C．最高正价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从－4→－1
解析：从原子序数 11 依次增加到 17， 各原子的原子半径逐渐减小，B 选项错误。
答案：选 B
(完整word版)人教版化学必修二全册知识点总结,文档
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、依照横行：电子层数同样元素按原子序数递加从左到右排列纵行：最外层电子数同样的元素按电子层数递加从上向下排列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：Ⅰ A- ⅦA族： 16 个〔共 18 个纵行〕副族 7 个： IB- Ⅶ B过渡元素第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：最外层电子数同样，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，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 失态〕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，以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点燃Li 2O2Na点燃Na2O2 + O2+ O22 Na+2HO ＝2NaOH + H ↑2K+2HO ＝2KOH + H2↑2222R+2H2O ＝ 2ROH+H2↑产物中，碱金属元素的化合价都为＋１价。
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与氧气反响越来越简单②与水反响越来越强烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性以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加，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。
因此从 Li 到 Cs 的金属性逐渐增强。
〔二〕卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数同样，都为 7 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增加，原子半径增大２．物理性质的递变性： 〔从Ｆ 2 到Ｉ 2〕〔１〕卤素单质的颜色逐渐加深； 〔２〕密度逐渐增大； 〔B r 2 失态〕〔３〕单质的熔、沸点高升3、化学性质〔 1〕卤素单质与氢气的反响：Ｘ2 ＋H 2＝ 2HXF 2 Cl 2 Br 2 I 2卤素单质与 H 2 的强烈程度：依次增强 ；生成的氢化物的牢固性：依次增强〔HF 最牢固〕〔 2〕卤素单质间的置换反响－ －2NaBr +Cl 2 ＝2NaCl + Br 2氧化性：22； 复原性： Cl _____BrCl ________Br2NaI +Cl 2 ＝ 2NaCl + I 2氧化性： Cl 2_______I 2；－ －复原性： Cl _____I－－2NaI +Br 2 ＝ 2NaBr + I 222；复原性： Br ______I氧化性： Br _______I结论：F 2F - Cl 2 Cl - Br 2Br -I 2I -单质的氧化性：从下到上依次增强〔F 2 氧化性最强〕 ,对于阴离子的复原性：从上到下依次增强〔I -复原性最强〕结论： ①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性以致化学性质的递变性。
人教版必修二第一章第二节 元素周期律(共6张ppt)
人教版化学必修二第一章第二节第一课时
第二节 元素周期律
H
Li
Be
B
C
N
Na
Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
IXeCs NhomakorabeaBa
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
附一：各主族元素的主要化合价
主族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
• You have to believe in yourself. That's the secret of success. 人必须相信自己，这是成功的秘诀。
•
主要
化合 +1 +2
价
+3
+4 -4
+5 +6 +7
-3
-2 -1
(除O) (除F)
气态氢 化物的
通式
RH4 RH3 H2R HR
最高价
氧化物 的通式
R2O
RO
R2O3
RO2 R2O5
RO3
R2O7
• 9、要学生做的事，教职员躬亲共做；要学生学的知识，教职员躬亲共学；要学生守的规则，教职员躬亲共守。21.9.1821.9.18Saturday, September 18, 2021 • 10、阅读一切好书如同和过去最杰出的人谈话。19:11:5619:11:5619:119/18/2021 7:11:56 PM • 11、只有让学生不把全部时间都用在学习上，而留下许多自由支配的时间，他才能顺利地学习……（这）是教育过程的逻辑。21.9.1819:11:5619:11Sep-2118-Sep-21 • 12、要记住，你不仅是教课的教师，也是学生的教育者，生活的导师和道德的引路人。19:11:5619:11:5619:11Saturday, September 18, 2021
第二节 元素周期律
H
Li
Be
B
C
N
Na
Mg Al
Si
P
He
O
F
Ne
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
IXeCs NhomakorabeaBa
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
附一：各主族元素的主要化合价
主族 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
• You have to believe in yourself. That's the secret of success. 人必须相信自己，这是成功的秘诀。
•
主要
化合 +1 +2
价
+3
+4 -4
+5 +6 +7
-3
-2 -1
(除O) (除F)
气态氢 化物的
通式
RH4 RH3 H2R HR
最高价
氧化物 的通式
R2O
RO
R2O3
RO2 R2O5
RO3
R2O7
• 9、要学生做的事，教职员躬亲共做；要学生学的知识，教职员躬亲共学；要学生守的规则，教职员躬亲共守。21.9.1821.9.18Saturday, September 18, 2021 • 10、阅读一切好书如同和过去最杰出的人谈话。19:11:5619:11:5619:119/18/2021 7:11:56 PM • 11、只有让学生不把全部时间都用在学习上，而留下许多自由支配的时间，他才能顺利地学习……（这）是教育过程的逻辑。21.9.1819:11:5619:11Sep-2118-Sep-21 • 12、要记住，你不仅是教课的教师，也是学生的教育者，生活的导师和道德的引路人。19:11:5619:11:5619:11Saturday, September 18, 2021
新课标人教版高中化学必修二第一章《第二节 元素周期律》精品课件
5.下列半径最大的微粒是 （ C ） A. F B. Mg 2+ C. ClD. Ca2+ 6．主族元素X的阳离子和Y元素的阴离子具有 与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是 ( CD ) (A)X的原子序数比Y的小 (B)X原子的最外层电子数比Y的大 (C)X的原子半径比Y的大 (D)X元素的最高正价比Y的小
元素周期律
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，
Mg最外层有2个电子；
BC
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；
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
液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
反应式：
△ Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
结论： 镁元素的金属性比钠弱
实
验
取铝片和
现象： 镁与铝均能与盐 酸反应产生气泡。但镁 反应更剧烈。 反应：
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
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
C、酸性HCl ＞H2S S的最高正价为+6
AB
D、Cl的最高正价为+7，
3.下列递变规律不正确的是 （ C ） A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共16张PPT)
元素化合价变3;1→+5 -4→-1→0
随着原子序数的增大， 元素化合价呈周期性变化
+1→+7 -4→-1→0
同周期元素：随着原子序数的递增，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7） 最低负极逐渐升高（-4→-1）
同主族元素：最高正价相等，均等于其族序数
最低负极相等，均等于其族序数-8
规律：
原子半径的变化规律
大→小 大→小
特殊性： 1、稀有气体 的半径
问：原子层 数越多，半 径越大？
规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小
随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径逐渐增大
原子半径的变化规律
能力拓展（粒子半径比较）
思考：如何判断原子半径和简单离子 半径的大小呢？
【例题】 1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小 2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小 3、比较Na与Na+的半径大小 4、比较Mg2+与Ca2+的半径大小 5、比较Cl― 与Cl的半径大小 6、比较Fe2+与Fe3+的半径大小 7、比较Na+与Mg2+半径大小 8、比较O2―与Na+ 半径大小
原子核外电子排布
练习： 1.判断下列示意图是否正确？为什么？
2.写出下列离子的离子结构示意图：
Mg2+ Cl- Mg2+ +12 2 8 Cl - +17 2 8 8
原子核外电子排布变化规律
讨论一：
1
1～2
2
1～8
3
1～8
规律：随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
讨论二：
原子半径的变化规律
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。
【人教版】化学必修二：1.2《元素周期律》
2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数 的关系是（ A ）
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
2020/3/13
13
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。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
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
2020/3/13
2020/3/13
12
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
2020/3/13
13
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。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
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
2020/3/13
2020/3/13
12
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
人教版化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、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.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（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种元素第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7 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，
人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共25张PPT)
反应式：Mg
+
2H2O
△
=
Mg(OH)2
+
H2
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
与冷水水、反剧烈应：冷热N水a水>、、M缓迅g慢速
不反应
探究实验三
取一小段镁带和 一小片铝，用砂 纸除去它们表面 的氧化膜，把镁 带和铝片分别放 入两支试管，再 各加入2-3ml稀 盐酸观察现象。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产 生气泡。但镁反应更剧烈。
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增 而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
拓展练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：AC
A、Na最外层有一个电子， 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
元素
最高价 氧化物
最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸
极弱酸 中强酸 强酸 最强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
第三周期元素性质的变化中可得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
+1
+1→ +5 -4→ -1
+1→ +7 -4→ -1
新课引入：
1-18号元素（除稀有气体元素外） 元素的金属性和非金属性随着原子 序数的递增，呈现出怎样的规律?
一、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