高二化学元素周期律
元素周期律(原子半径、电离能、电负性)课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
（金属性越强，单质还原性越强，对应阳离子氧化性越弱）
3.主族元素原子半径的周期性变化 左大下大
同主族
原 子
能层
半
占主导
径 增
大
同周期:左大 同主族:下大
原子半径增大
影响因素及结果： 1.电子的能层越多， 电子之间的排斥作用 越大，将使原子的半 径增大。 2.核电荷数越大，核 对电子的吸引作用也 就越大，将使原子的 半径减小。
注意：这两种作用是
同时存在，相互竞争
的关系。
同周期 核电荷数 占主导
知识拓展 常见简单微粒半径比较的方法和规律: 不同 原子 同周期 左大 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
同主族 下大 Cs>Rb>K＞Na＞Li>H
元 素
离子
电子层不同
层多径大
①r(K＋)>r(Mg2＋) ②r(Cl－)>r(Na＋)
4.电负性的应用：
2)判断化学键的类型
通常
电负性相差很大(相差>1.7)
离子键
电负性相差不大(相差<1.7) 通常 共价键
电负性递变规律：
电负性 0.9
3.0
电负性差 2.1
离子化合物
特例：NaH、 CaS 为离子化合物；
思考: 电负性的差: 化学键类型:
AlCl3(BeCl3)
1.5 共价
电负性 2.1 3.0 电负性差 0.9
第一电离能（kJ·mol-1）
全充满，较稳定
半充满，较稳定
2s22p3 2s2
纵列序数 族序数
价电子排布式 最外层电子数
高二化学元素周期表1
质量用相对质量来表示 带负电荷 核外电子 9.1176×10-31千克 相对质量 1/1836 原子 带正电荷 A 质子 -27千克 1.6726 × 10 Z个 相对质量 1.007 Z 原子核 取整数相加 不带电荷 原子质量数A 中子 1.6748×10-27千克 N个 相对质量 1.008 数值上Z+N=A
一、元素周期表 周期表的编排原则 1、按照原子序数递增的顺序从左到右排 列将电子层数相同的元素排成一个横行 2、把最外层电子数相同的元素（个别例外） 按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行
周期表的结构
周 期 表
横的方面 7 个周期 （7个横行）
1 2 3 4 5 6 7
2种元素 短周期 8种元素 8种元素 18种元素 18种元素 长周期 32种元素 26种元素 不完全周期
7个主族：由短周期和长周期 元素共同构成的族（IA～VIIA） 纵的方面 7个副族：仅由长周期构成的族 （18个纵行） （ⅠB～ⅦB） VIII族（3个纵行）：Fe、Co、 Ni等9种元素 零族：稀有气体元素
元素周期表助记词
横行叫周期，共有七周期； 三四分长短，第七不完全。 纵行称作族，共有十六族； 二、三分主副，先主后副族； VIII族最特殊，三行是一族； 二次分主副，副后是主族。 一、八依次现，一、零再一遍。 锕、镧各十五，均属IIIB族。
布置作业
1、熟记1~36号元素顺序和符号 2、熟记主族和零族元素名称和符号 3、P.11 2 做在作业本上。
人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第2课时 元素周期律(一)
理解应用
1.下列各组微粒不是按半径逐渐增大的顺序排列的是
A.Na、K、Rb
√C.Mg2＋、Al3＋、Zn2＋
B.F、Cl、Br D.Cl－、Br－、I－
解析 同主族元素，从上到下，原子半径(离子半径)逐渐增大，故A、B、 D三项中的各微粒的半径逐渐增大； 电子层数相同，核电荷数越大半径越小，Mg2＋、Al3＋能层数相同但铝的 核电荷数大，所以Al3＋的半径小，故C项微粒不是按半径逐渐增大的顺 序排列的。
3.电离能的应用 (1)根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布及元素的化合价。如 Li：I1≪I2<I3，表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)， 且最外层上只有一个电子，易失去 一个电子 形成＋1价 阳离子。 (2)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1越大，元素的非金属性越强；I1 越小，元素的 金属 性越强。
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课时对点练
一、选择题：每小题只有一个选项符合题意。
1.下列有关微粒半径的大小比较错误的是
A.K＞Na＞Li
√C.Mg2＋＞Na＋＞F－
B.Na＋＞Mg2＋＞Al3＋ D.Cl－＞F－＞F
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
解析 A项，同一主族元素的原子，从上到下原子半径逐渐增大； B项，核外电子排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小； C项，半径大小应为Mg2＋＜Na＋＜F－； D项，Cl－比F－多一个电子层，故半径：Cl－＞F－，F－比F多一个电子， 故半径：F－＞F。
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随堂演练 知识落实
1.(2019·扬州高二月考)下列化合物中阴离子半径和阳离子半径之比最大
的是
√A.LiI
C.KCl
B.NaBr D.CsF
原子结构与元素周期表 高二化学人教版(2019)选择性必修2
B．只有p区 D．s区和p区
2.下列关于原子核外电子排布与元素在周期表中位置关系的叙述中,
正确的是( B )
A.原子价电子排布为ns2np1~6的元素一定是主族元素 B.基态原子最外电子层的p能级上有5个电子的元素一定是第ⅦA族元 素
C.原子的价电子排布为(n-1)d6~8ns2的元素一定位于第ⅢB~ⅦB族 D.基态原子N能层上只有1个电子的元素一定是主族元素
【思考与讨论】P22
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。
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。
体现对角线规则的相关元素
元素周期表中，非金属元素存在的区域为( D )
A．只有s区 C．s区、d区和ds区
根据元素最后一个电子填充的能级的不同，将周期表中的元素分为5个区
ⅠA
0
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
s区
ⅢB
ⅣB
ⅤB
ⅥB
ⅦB
Ⅷ
ns1～2
电子填充的 最后一个能 级是s能级
d区
电子填充的最后 一个能级是d能级
ⅠB
ⅡB
p区
ds区
先填满了 (n-1)d能级 而后填充ns 能级
电子填充的最 后一个能级是 p能级
过渡金属元素)。
⑤f区:包括镧系和锕系元素,价电子排布式为(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2。称为
内过渡元素
⑥各区元素原子的价层电子排布、元素的位置及类别
分 区
元素位置
s区 IA族、ⅡA族
p区 ⅢA~ⅦA族及0族
元素周期律(电负性)课件-高二化学人教版(2019)选择性必修2
（4）电负性的应用
① 判断元素的金属性和非金属性
电负性＞1.8 非金属元素； 电负性＜1.8 金属元素； 电负性 ≈ 1.8 类金属元素
② 判断元素化合价正负
+1
-1
2.1
H——Cl
3.0
显正价 显负价
电负性大的元素在化合物中吸引电子的 能力强，化合价为负价
（4）电负性的应用
③ 判断化学键类型
通常情况下： 两成键元素间电负性差值＞1.7：离子键 两成键元素间电负性差值＜1.7：共价键
0.8 0.6 0.4 0.2
0 Li Na K Rb Cs
第ⅦA族
4.5
4
3.5
3
2.5
2
1.5
1
0.5
0
F
Cl
Br
I
课本：P26 探究
比较与分析
根据图1-22，找出上述相关元素的第一电离能的变化趋势，与电负性的变化趋势 有什么不同？并分析其原因。
同周期,从左到右： 元素的电负性逐渐增大； 元素的第一电离能总体呈增大趋 势。（2/3、5/6反常）
同主族,从上到下： 元素的电负性逐渐减小； 元素的第一电离能减小。
课堂小结
教材P26
科学史话：稀有气体及其化合物的发现
【思 考】
原子的电负性随核电荷数递增有什么变化规律呢？
（3）电负性周期性变化规律
上大
右大
一般来说： ①同周期： 从左到右，元素的电负性逐渐变大； （表明其吸引电子的能力逐渐增强） ②同主族： 从上到下，元素的电负性逐渐减小。 （表明其吸引电子的能力逐渐减弱） ③金属元素的电负性较小，非金属元素 的电负性较大。
A.Na、Mg、Al
高二化学元素周期表解析
高二化学元素周期表解析1. 元素周期表简介元素周期表是化学中用来分类元素的一种表格，它按照原子序数递增的顺序排列元素，并展示了元素之间的关系。
周期表中的元素可以分为金属、非金属和半金属（或类金属）三大类。
2. 周期表的结构2.1 周期周期表中的水平行称为周期。
每个周期代表了元素原子的最外层电子的能量级。
周期数等于元素原子的最外层电子数。
2.2 族垂直列称为族（或族群）。
每个族代表了具有相同价电子数的元素。
价电子是元素原子中最外层电子，它们决定了元素的化学性质。
3. 元素周期表的排列规律3.1 周期规律从左到右，周期表中的元素原子序数逐渐增加。
同一周期内，随着原子序数的增加，元素的原子半径逐渐减小，电负性逐渐增大。
3.2 族规律从上到下，同一族元素的原子序数逐渐增加。
同一族元素具有相似的化学性质，因为它们的最外层电子数相同。
4. 重要元素群4.1 碱金属族第1A族，包括锂、钠、钾、铷、铯和钫。
它们都是金属，具有良好的导电性和热性。
4.2 碱土金属族第2A族，包括铍、镁、钙、锶、钡和镭。
它们也是金属，具有较高的熔点和硬度。
4.3 卤素族第17A族，包括氟、氯、溴、碘、砹和石田。
它们都是非金属，具有较高的电负性。
4.4 稀有气体族第18A族，包括氦、氖、氩、氪、氙和氡。
它们都是非金属，具有稳定的原子结构。
5. 应用实例5.1 钠（Na）钠属于碱金属族，具有低熔点和良好的导电性。
它广泛应用于照明（如钠灯）、制造化学品（如烧碱）和电池（如碱性电池）。
5.2 铁（Fe）铁属于第8族，是地球上最常见的金属元素。
它广泛应用于建筑、交通工具制造、机械制造和电子产品等领域。
6. 总结元素周期表是化学中的重要工具，通过周期和族的排列，展示了元素之间的关系和性质。
掌握周期表的结构和规律，可以帮助我们更好地理解元素的化学性质和应用。
人教版高二化学选择性必修2第一章 第二节 第3课时 元素周期律(二)
同周期自左而右电负性增大，所以电负性：P＜S、N＜F，同主族自上而 下电负性减小，所以电负性：P＜N，N元素的非金属性比S元素强，故电 负性：P＜S＜N＜F，即②＜①＜③＜④，故C错误； F元素没有正化合价，所以最高正化合价：①＞②＝③，故D错误。
123456
5.X、Y是同周期的两种非金属元素，不能说明X元素的非金属性比Y元 素强的事实是__C_E_F__(填字母)。 A.将X的单质通入HnY溶液中产生浑浊 B.加热至300 ℃，HnY发生分解而HmX不分解 C.第一电离能：X>Y D.电负性：X>Y E.单质的熔点：X>Y F.气态氢化物的水溶液的酸性：HmX>HnY G.X与Y形成的化合物YmXn中X元素显负价
2.电负性、第一电离能与金属性和非金属性的关系 增大
减小 特别提醒 第一电离能：ⅡA＞ⅢA，ⅤA＞ⅥA。
判断正误
(1)在同周期中，稀有气体元素的第一电离能最大( √ )
(2)同周期，从左到右，元素的电负性逐渐增强，非金属性逐渐增强，第
一电离能也逐渐增大( × ) (3)主族元素的电负性越大，元素原子的第一电离能一定越大( × ) (4)同一周期(第一周期除外)元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大( × )
深度思考 1.按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负 性最小的元素位于周期表中的哪个位置？ 提示 根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大； 越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上 方，最弱的元素位于周期表的左下方。 2.(1) 根 据 化 合 物 SiC 、 CCl4 判 断 ， Si 、 C 、 Cl 的 电 负 性 大 小 的 顺 序 是 _C_l_＞__C_＞__S_i_。 (2) 根 据 化 合 物 HCl 、 HClO 判 断 ， H 、 Cl 、 O 的 电 负 性 大 小 顺 序 是 _O_＞__C__l＞__H__。
高二化学元素周期律知识点
高二化学元素周期律知识点元素周期律，也称为元素周期表，是化学中最重要的基础知识之一。
它将元素按照其原子序数的增加以及其化学性质的变化进行了系统的分类和排列。
元素周期律的发现和建立，对于理解元素的性质、化学反应以及原子结构的研究都具有重要的意义。
本文将以高二化学课程中的元素周期律为主题，简要介绍相关的知识点。
1. 元素周期律的历史元素周期律的起源可以追溯到19世纪的俄国化学家门捷列夫。
他将已知的元素按照原子质量的增加进行了排列，并发现了原子性质的周期性变化。
后来，英国化学家门德莱夫对元素周期律进行了改进和解释，提出了现代元素周期表的基本形式。
2. 元素周期表的组成元素周期表由水平行（期）和垂直列（族）组成。
水平行表示元素的周期数，垂直列表示元素的族别。
在周期表中，元素按照原子序数的增加从左到右排列，同时具有周期性的特点。
同一族中的元素拥有相似的化学性质，而同一周期则代表着原子结构的变化。
3. 元素周期表的分类根据元素周期表的结构和元素性质，元素可以分为主族元素、过渡元素、稀有气体和内过渡元素。
主族元素包括I A至VIII A族元素，具有明显的周期性特点，在化学反应中呈现出明显的价态变化。
过渡元素则位于周期表的B族，具有复杂的原子结构和多样的化学性质。
稀有气体是周期表中的VIII A族元素，具有高度稳定的原子结构和极低的化学活性。
内过渡元素即为f块元素，其电子填充在f轨道上。
4. 周期性规律元素周期表中的元素性质具有周期性变化的规律。
这些周期性规律包括电子层结构、原子半径、电离能、电负性以及金属性等。
随着原子序数的增加，电子层逐渐填满，电子云的半径增大。
而电离能则随着电子层的增加而增大；金属性则在元素周期表的左下角达到最大值。
这些规律的发现和理解，为解释化学反应以及元素的化学性质提供了重要的依据。
5. 核外电子的排布规律元素周期表中核外电子的排布也具有一定的规律。
电子的排布顺序可以用三个规则来描述：洪特规则、奥布规则和泡利不相容原理。
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高二化学元素周期律
一、原子半径的周期性变化
元素的原子半径随着原子序数的递增而呈现（由大到小的）周期性的变化。
1、电子层数相同时，原子序数增大，原子半径减小。
2、最外层电子数相同时，电子层数增加，原子半径增大。
由此可见，决定原子半径大小的因素主要有两个：
1）电子层数 2）核电荷数
二、元素主要化合价的周期性变化
元素的化合价随着原子序数的递增也呈现（由小到大的）周期性的变化。
1、除O、F两种元素外，其余元素的最高正价与原子的最外层电子数相等。
2、金属元素没有负价，非金属元素的最低负价数等于它达到最外层8电子结构所需的电子数。
3、除O、F、H、B四种元素外，其余非金属元素的最高正价与负价的绝对值之和为8。
小结：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做元素周期律。
三、核外电子排布的周期性
元素的原子的核外电子排布随原子序数的递增呈周期性变化。
试总结核外电子排布有何规律？
总结：
元素周期律的内容：随着原子序数的递增，元素性质呈周期性的变化。
元素周期律的实质：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。
原子序数递增
结构呈周期性变化
核外电子排布的周期性
最外层电子排布周期性
性质呈周期性变化
原子半径、主要化合价、金属性、非金属性等
例题：
1、某原子共有四个电子层，当第四层共有多少个电子时，才成为稳定结构（）
A 2个
B 8个
C 18个
D 32个
2、填写下列空格。
（1）原子序数的数值跟原子的______或_____的微粒数相等.
（2）只有一个电子层的原子，外层有___个电子的结构最稳定。
有两个电子层的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。
有三个电子层的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。
有n个电子层（n≠1）的原子，最外层有___个电子的结构最稳定。
（3）第n电子层中最多能容纳的电子数是_____个。
（4）下列化合物中，符合阴离子有氩原子的电子层结构，阳离子有氖原子的电子层结构的化合物是___
①Na
2S ②MgBr
2
③KCl ④CaF
2
3、下列元素原子半径最大的是 ( )
A．Na B．P C．Cl D．Si 4、与OH-具有相同质子数和电子数的微粒是（）
A．Na+B．Cl-C．NH3D．NH2-
习题：
一、选择题
1．元素的性质呈周期性变化的根本原因是（）
A．元素原子量的递增，量变引起质变B．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
C．元素的原子半径呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化
2．下列不随原子序数的递增而呈周期性变化的是（）
A．化合价B．原子半径
C．原子的核外电子数D．原子最外层电子数
3．卤素的原子具有相同的是（）
A．核电荷数B．原子半径C．电子层数D．最外层电子数
4．下列元素中，原子半径最大的是（）
A．锂B．钠C．氟D．氯
5．下列互为同位素的是（）
A．H2O和D2O B．H2和D2C．1H和2H D．H2O和H2O2
6．下列离子中，核外电子排布与氩原子相同的是（）
A．Al3+B．Na+C．Cl-D．F-
7．下列各组元素中原子序数按由小到大顺序排列的是（）A．Be、C、B B．Li、O、Cl C．Al、S、Si D．C、S、Mg
8．原子序数11～17号的元素，随核电荷数的递增而逐渐变小的是（）A．电子层数B．最外层电子数C．原子半径D．元素最高化合价
9．下列叙述正确的是（）
A．任何原子的核内均含质子和中子B．质量数相同的微粒属于同一元素的微粒
C．原子不能再分D．元素是具有相同核电荷数的同一类原子的总称
10．某阴离子R n-的核外有x个电子，核内有y个中子，则R的质量数为（）
A．y-x+n B．y-x-n C．y+x-n D．y+x+n 二、非选择题
11．按_______________由小到大的顺序给元素编号，叫该元素的原子序数。
原子序数在数值上等于这种元素原子的_____________也等于_____________也等于_____________。
12．元素周期律是指元素的性质随_______________的递增，而呈__________性变化的规律，这里元素的性质主要是指__________和__________；元素性质周期性变化是______________________________呈周期性变化的必然结果。
13.有下列四种微粒：①18O、②23Na、③24Mg、④14N。
（1）按原子半径由大到小顺序排列的是__________
（2）微粒中质子数小中子数的是_____
（3）在化合物中呈现的化合价的数值最多的是_____
（4）能形成X2Y2型化合物的是__________，能形成X3Y2型化合物的是__________。
14．X、Y、Z、W是原子序数1~20元素中的元素，X元素最高正价和最低负价绝对值之差为6，X和W的化合物WX2在水溶液中电离出离子具有相同的电子层结构；Y元素原子有两个电子层，其最高正价和最低负价代数和为0；Z2+离子与氖原子具有相同的电子层结构。
根据以上信息推测上述元素的元素符号是：X_____、Y_____、Z_____、W_____。
15．在原子序数为1~20的X、Y、Z、M、N五种元素中。
元素X的离子与Ca2+具有相同的核外电子排布。
单质X能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝；元素Y的气态氢化物分子内有3个原子核和10个电子；元素Z的单质在常温下可跟等物质的量的水反应生成碱性溶液A和气体B。
元素Z的离子比元素X的离子少8个电子，元素M可与元素Y组成MY2，它的气态氢化物的相对分子质量与MY3对分子质量之比为1:2.35，M的某种同位素的原子核内具有相同数目的质子和中子，水可以被元素N组成的单质氧化得到气体C。
试写出：
（1）X、Y、Z、M、N元素的名称。
（2）X原子的原子结构示意图。
（3）Z3Y的电子式。