第二节元素周期律1
人教版高中化学选择性必修第2册 课后练习 第1章 第2节 第2课时 元素周期律(一)
第2课时元素周期律(一)[核心素养发展目标] 1.能从原子结构的角度理解原子半径、元素第一电离能之间的递变规律，能利用递变规律比较原子(离子)半径、元素第一电离能的相对大小。
2.通过原子半径、元素第一电离能递变规律的学习，建立“结构决定性质”的认知模型，并能利用认知模型解释元素性质的规律性和特殊性。
一、原子半径1．影响原子半径大小的因素(1)电子的能层数：电子的能层越多，电子之间的排斥作用使原子半径增大。
(2)核电荷数：核电荷数越大，核对电子的吸引作用就越大，使原子半径减小。
2．原子半径的递变规律(1)同周期：从左至右，核电荷数越大，半径越小。
(2)同主族：从上到下，核电荷数越大，半径越大。
3．原子或离子半径的比较方法(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。
例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。
(2)能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。
例如：r(O2－)＞r(F －)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。
(3)带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。
例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。
(4)核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。
例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。
(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径( )(2)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同( )(3)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大( )(4)各元素的原子半径总比离子半径大( )(5)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小( )答案(1)×(2)×(3)√(4)×(5)×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 B．F、Cl、BrC．Mg2＋、Al3＋、Zn2＋D．Cl－、Br－、I－答案 C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。
高一化学必修第一册 第四章 第二节 元素周期律 第1课时 元素周期律(27张PPT)
非金属性由强到弱的顺序为 Cl>S>P>Si
（1）元素的金属性强弱判断依据: ①金属与水或酸反应越容易置换出H2，金属性越强； ②金属的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物） 碱性越强，金属性越强； ③金属与某些盐溶液的置换反应。
（2）元素的非金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强； ③非金属的最高价氧化物对应的水化物 （即最高价含氧酸）酸性越强，非金属性越强。 ④非金属与某些盐溶液的置换反应。
跟冷水剧烈反应滴 Na 入酚酞溶液变红色
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
比与水反应剧烈
Mg
与冷水几乎不反应，加热表面出 现较多气泡, 溶液变为浅红色
Mg+2H2O(沸水)=Mg(OH)2+H2↑
反应剧烈
Al
冷水不反应，加热少量 气泡，溶液不变红
反应较缓
结论：金属性： Na > Mg > Al
◕活动二、探究Na、Mg、Al金属性强弱——NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
【练习】
1 、下列叙述不正确的是( B ) A.Na、Mg、Al最高化合价依次升高 B.N、O、F非金属性依次减弱 C.P、S、Cl最高价氧化物对应水化物的酸性依次增强 D.Li、Na、K原子的电子层数依次增多
【练习】
2、下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是（ AB ）
A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。 B.KOH的碱性比Mg（OH)2强 C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁 D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
【练习】
3、用元素符号回答原子序数11—18的元素的有关问题。
必2第一章第二节元素周期律第1课时
实 验 二
现象
取一小片铝和 产生气泡。但镁反应比铝剧烈。 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 化学方程式 去氧化膜,分别 放入两试管，再 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 各加入2mL 1mol/L盐酸。 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 观察现象。
镁与铝均能与盐酸反应
结论
镁的金属性比铝强
K
Ca
Br
原子 序数 元素 名称 元素 符号
1 氢
H
2 氦
He
电子 排布
化合价
在下表中写出元素周 期表前三周期元素（1~18 号）的符号及原子的核外 电子 排布（用原子结构 示意图表示）
1
+1
2
0
原子 序数 元素 名称 元素 符号 电子 排布 化合价
3 锂
Li 2,1 +1
4
5 硼
B 2,3 +3
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、与酸 （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈，放 反应 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。
最高H
Mg(OH)2 中强碱
强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
讨论
不易起化学反应。
• 小结
本节课我们重点学习了原子核外电子 的排布规律，知道了多电子中的电子排 布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规 律排布的。
写出下列离子的离子结构示意图： Mg2+ F- Br- Ca2+
根据原子光谱和理论分析 核电荷数为1~20的元素原子核外电子层排布
【人教版】高中化学必修第一册第四章 第二节 第1课时 元素性质的周期性变化规律
(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是_________。
【解析】原子序数为11～17的元素是同周期元素，电子层数 相同，核电荷数越大，原子半径越小，非金属性越强；核电 荷数越小，金属性越强。(1)原子半径最小的是Cl。(2)金属性 最强的是Na。(3)非金属性越强的元素，其最高价氧化物对应 水化物的酸性越强，氯的非金属性最强，其对应的最高价含 氧酸是HClO4。(4)非金属性最弱的非金属元素Si的气态氢化 物最不稳定。(5)金属性最强的Na对应的NaOH的碱性最强。
(3)写出气态氢化物的分子式：__H__C_l_、__H__2S__，比较其稳
定性强弱：__H__C_l_>_H__2S___。 【解析】因A原子的L层电子数与K、M层电子数之和相 等，
所以A的核电荷数为2×8＝16，A为硫元素；D原子的K、L层电子 数之和等于电子总数的一半，则D原子的核电荷数是(2＋8)×2＝20， 为钙元素。根据核电荷数依次增大并都能形成离子，排除氩元素， 则B为氯元素，C为钾元素。
4．(1)试从原子结构的角度分析同周期元素性质的递变规律产生 的原因。 (2)同周期元素从左到右，原子半径逐渐减小吗？ (3)随着原子序数的递增，第二周期元素的最高正价是逐渐 递增的吗？ (4)你能根据元素周期律，比较H3PO4、H2SO4、HClO4的
酸 性强弱以及P3－、S2－、Cl－的还原性强弱吗？
1．“三看”法比较简单粒子的半径大小
2．粒子半径大小的比较
下列粒子半径大小比较正确的是( B ) A．Na＋<Mg2＋<Al3＋<O2－ B．S2－>Cl－>Na＋>Al3＋ C．Na<Mg<Al<Si D．Cs<Rb<K<Na
高中必修第一册化学《第二节 元素周期律》获奖说课课件
2.Si、P、S、Cl非金属性的比较
非金属元素
最高价氧化 物的水化物 (含氧酸)
名称 化学式
酸性 强弱
Si 硅酸 H2SiO3
弱酸
P 磷酸 H3PO4
中强酸
S 硫酸 H2SO4
强酸
Cl 高氯酸
HClO4 强酸 (酸性比 H2SO4 强)
结论:Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强。
第三周期元素的金属性、非金属性递变规律
单质氧化性与还原性
还减弱，氧增强
还增强，氧减弱
最高价氧化物对应 水化物的酸碱性
气态氢化物的生成与 稳定性
碱性逐渐减弱， 酸性逐渐增强
生成由难渐易， 稳定性逐渐增强
碱性逐渐增强， 酸性逐渐减弱
生成由易渐难， 稳定性逐渐减弱
1.判断正误(正确的打“√”,错误的打“×”)。
(1)同周期元素,从左到右,原子半径逐渐减小,离子半径也逐渐减小。 ( × ) (2)第二周期元素从左到右,最高正价从+1递增到+7。 ( × ) (3)元素的原子得电子越多,非金属性越强;失电子越多,金属性越强。 ( × ) (4)Al(OH)3为两性氢氧化物,与氨水、盐酸均可反应。 ( × ) (5)AlCl3溶液中加足量氨水可生成Al(OH)3沉淀。 ( √ )
白色沉淀不溶解
结论：a.NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物；b.金属性：
Na_＞____Mg__＞___Al
氢氧化铝的两性 氢氧化铝既能与酸反应生成盐和水,又能与强碱溶液反 应生成盐和水,Al(OH)3为两性氢氧化物。反应的离子方
程式分别为Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O、Al(OH)3+OH-=Al O2-
物质结构元素周期律121元素周期律第1课时原子核外电子的排布课件新人教版必修2052914
C.氮原子和碳原子
解析:L 层中电子数 B 为 A 的 2 倍,B 的 L 层必为 8,则 A 的 M 层电 子数必为 0,A 为 6 号元素碳,B 为 13 号元素铝。 答案:D
问题导学
当堂检测
迁移训练 1 某元素的原子核外有 3 个电子层,最外层有 4 个电子,该原子核内的质子数为( )
第二节 元素周期律
第 1 课时
原子核外电子的排布
目标导航
预习引导
1.知道电子在原子核外的运动状态和运动规律。 2.学会原子核外电子分层排布的表示方法。
短周期元素原子核外电子的排布及规律。
目标导航
预习引导
1.原子核外电子运动特点 原子是由原子核和核外电子构成的。在含有多个电子的原子中,电 子是分层排布的。按照离核由近及远的顺序把原子核外分成七个运动 区域,又叫电子层,分别用 n=1,2,3,4,5,6,7 表示,或称为 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.核外电子的能量状况 在多电子原子中,电子的能量是不相同的。在离核较近的区域内运 动的电子能量较低,在离核较远的区域内运动的电子能量较高。电子总 是尽可能地先从内层排起,当一层充满后再填充下一层。 3.原子核外电子排布规律 通过阅读教材第 13 页表 1 2,可以发现原子核外电子排布的一些规 律:K 层最多可以排 2 个电子,L 层最多可以排 8 个电子。
(7)原子次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素:
Ar (4)C
问题导学
当堂检测
迁移与应用 例 1 今有 A、B 两种原子,A 原子的 M 层比 B 原子的 M 层 少 3 个电子,B 原子的 L 层电子数恰为 A 原子 L 层电子数的 2 倍,A 和 B 分别是( ) B.硼原子和氢原子 D.碳原子和铝原子
元素周期律1-2-1
4. 下列性质的递变中，正确的是
( A B )
A. O、S、Na的原子半径依次增大 B. LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强 C. HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强 D. HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
5. 下列各组元素性质递变情况错误的是（
） AC
A．Li、B、Be原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．B、C、N、O、F 原子半径依次增大 D．Li、Na、K、Rb 的金属性依次增强
答案：半 Cl- > Cl
[讨论5] 比较Na+与Mg2+半径大小：
Na+
+11
Mg2+
2 8
+12
2 8
答案：半径 Na+ > Mg2+
[讨论6]
比较O2-与F-半径大小：
O2+8 2 8
F+9 28
答案：半径 O2- > F-
5.粒子半径的比较方法:
(1)原子半径的大小主要由核外电子层数和原子核对核 外电子的作用来决定。电子层数越多，原子半径就 越大；电子层数越少，原子半径就越小。当电子层 数相同时，随着核电荷数的递增，原子核对核外电 子的引力越大，原子半径就越小。例如：
[解析] 短周期中，F元素无正化合价，因此A错误；第六
周期有32种元素，因此B不正确；副族元素全部是金属元
素，因此C正确；碱金属元素中，钫元素原子的电子层数 最多，故钫元素的原子半径最大，因此D正确。
[练习1]下列化合物中,阴离子半径和阳离子半径之
比最大的是(
A
)。
A.LiI [练习2]（2010
3
元素周期律-PPT完整版1
C.是非金属元素 D.同周期元素中原子半径最小
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解析 某原子的最外层有7个电子，说明位于第ⅦA族，第ⅦA族元素得到一个电 子达到稳定结构，其单质具有强氧化性，故A说法正确； F没有正价，故B说法错误； 第ⅦA族为非金属元素，故C说法正确； 同周期元素从左向右原子半径逐渐减小(稀有气体除外)，因此卤族元素的原子半径 是同周期中最小的，故D说法正确。
一、元素周期表的分区及化合价规律
深度思考 (1)根据周期表中元素的金属性和非金属性递变规律分析：什么元素的金属性最强？ 什么元素的非金属性最强？分别位于元素周期表中的什么位置？ 提示 铯的金属性最强，氟的非金属性最强，分别位于元素周期表的左下角和右 上角。
(2)元素R的最高价含氧酸的化学式为HnRO2n－2，在其气态氢化物中，R元素的化合 价为__－_(_1_2－__3_n)__。
二
新课讲授
四
达标测试
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1.下列说法正确的是 A.原子最外层电子数大于3(小于8)的元素一定是非金属元素 B.某元素的离子的最外层与次外层电子数相同，该元素一定位于第三周期
√C.第三周期元素的主族序数等于它们的最高正化合价
D.最外层电子数相同的元素的性质一定相似
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第二节元素周期律（课时1）
【教学目标】 1．了解原子核外电子的排布；
2．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律；
第一部分：自主学习：
1、（复习第一节）随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力，原子的电子能力增强，元素的还原性，金属活泼性；随着电子层数的增加，卤族元素的原子核对于外层电子的吸引力，原子的电子能力减弱，元素的氧化性，卤族元素的化学性质。
2、请同学们阅读P13-15，并完成科学探究。
第二部分：课堂教学
一、原子核外电子的排布：
1.核外电子通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的在离核____的区域运动。
电子层(n) 1 2 3 4 5 6 7
对应符号
⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。
①第1层最多只能排____个电子②第2层最多排____个电子③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个)
二、化合价的周期性变化
原子序数最高正价或最低负价的变化
1~2 +1
3~10 +1 +4 +5
-4 -1
11~18 +1 +4 +5 +7
-4 -1
结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。
三、原子半径的递变规律
【总结】同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。
四、微粒半径大小的比较规律（补充）
1、电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。
Na < Ca
2、电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。
Na+ < F-
3、同一元素的原子比相应的阳离子的半径要大，同一元素的原子比相应的阴离子的半径要小。
Na > Na+ Cl < Cl-
【投影练习】
1、比较下列微粒半径大小
(1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2-
2
)
①
②③
⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________
⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______
第三部分课堂练习
1．核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（双选） ( )
A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数
2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( ) A．8 B．14 C．16 D．17
3．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( ) A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)2
4．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( )
A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝
5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为( ) A．3 B．7 C．8 D．10
6．有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，则元素B 的核电荷数为 ( )
A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+3
13. (08年广东理科基础卷)下列有关原子结构和元素周期律表述正确的是( )
①原子序数为15的元素的最高化合价为＋3
②ⅦA族元素是同周期中非金属性最强的元素
③第二周期ⅣA族元素的原子核电荷数和中子数一定为6
④原子序数为12的元素位于元素周期表的第三周期ⅡA族
A．①②B．①③C．②④D．③④
第四部分：课后习题（见辅导资料）
疑点反馈：（通过本课学习、作业后你有哪些没有搞懂的知识，请记录下来）。