高一化学必修2 第一章第二节元素周期律(2)课时课件
1、随着原子序数的递增，元素原子的电子 、随着原子序数的递增，元素原子的电子 层排布和主要化合价都呈现周期性变化 都呈现周期性变化。 层排布和主要化合价都呈现周期性变化。 2、元素的金属性、非金属性的递变规律 、元素的金属性、
元素的金属性和非金属性强弱的判断依据： 元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：
元素单质与水或酸反应的难易 （易～强）
元素的 金属性
元素最高价氧化物的水化物 R(OH)n的碱性强弱 元素单质与氢气反应的难易 气态氢化物的稳定性 元素最高价氧化物的水化物 （HaXOb）的酸性强弱 （强～强） （强～强） （易～强） （稳定～强） 稳定～
元素的 非金属性
讨论第三周期元素的性质递变 现象： 现象： 镁与冷水反应缓慢， 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡， 产生少量气泡，滴入酚酞 实 验 试液后不变色。 试液后不变色。 放少许镁 带于试管中， 带于试管中， 加热后镁与沸水反应 加2mL水，滴 水 较剧烈，产生较多气泡， 较剧烈，产生较多气泡，溶 入2滴酚酞试 滴酚酞试 液变为红色。 液变为红色。
作业：P.18 2、3、5 作业： 、 、
Hale Waihona Puke 镁带， 镁带，擦去氧 化膜， 化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。 盐酸反应。
结论： 结论： 镁元素的金属性比铝强
小结
钠与冷水反应，镁与沸水反应， 钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不 冷水反应 沸水反应 反应。 与水反应 与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈， 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈， 很剧烈 剧烈 铝与酸反应平缓 铝与酸反应平缓 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱， 强碱， 中强碱， Al(OH)3 是两性氢氧化物。 两性氢氧化物 氢氧化物。 金属性强弱顺序： 金属性强弱顺序：
液，观察现 象；过一会 加热至沸， 加热至沸， 再观察现 象。
反应式： 反应式：
△ Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
结论： 结论： 镁元素的金属性比钠弱
实
验
取铝片和
现象： 现象： 镁与铝均能与盐 酸反应产生气泡。 酸反应产生气泡。但镁 反应更剧烈。 反应更剧烈。 反应： 反应：
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
Na > Mg > Al
从氢化物看 元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
SiH4 PH3 H2S HCl
单质与氢气 的化合条件
高温下少量反应 磷蒸气，困难 磷蒸气， 加热反应 光照或点燃
氢化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（ ） 第二节元素周期律（2）
学习目标： 学习目标： 1、了解元素周期律的涵义和实质， 、了解元素周期律的涵义和实质， 理解元素性质与原子结构的关系。 理解元素性质与原子结构的关系。 2、通过回忆学过的知识，进行概括、 、通过回忆学过的知识，进行概括、 综合， 综合，实现由感性认识上长到理性认 培养周密的逻辑思维能力。 识，培养周密的逻辑思维能力。 重点：元素周期律的涵义和实质， 重点：元素周期律的涵义和实质，元 素性质与原子结构的关系。 素性质与原子结构的关系。 难点：元素性质与原子结构的关系。 难点：元素性质与原子结构的关系。
二、元素周期律 P.13~14科学探究 科学探究1 科学探究
运用核外电子排布规律画出前三周期元素的 原子结构示意图，然后分析、 原子结构示意图，然后分析、归纳出各周期元素 最外层电子排布和主要化合价的递变规律 的递变规律。 的最外层电子排布和主要化合价的递变规律。 原子 电子 最外层 主要化合价 层数 电子数 序数 1 1 2 ＋1 1－2 0 － ＋1 ＋5 2 1 8 3－10 － －4 －1 0 ＋1 ＋7 3 1 8 11－18 － －4 －1 0
原子失电子能力 逐渐减弱， 逐渐减弱，得电 子能力逐渐增强
3、元素周期律 、 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 元素周期律。 周期性变化的规律叫做元素周期律。 4、元素周期律的实质 、 元素性质的周期性变化是元素原子结 构周期性变化的必然结果，这就是元素周 构周期性变化的必然结果，这就是元素周 期律的实质。 期律的实质。
根据实验，可得出第三周期元素金属性、 根据实验，可得出第三周期元素金属性、 非金属性的递变规律: 非金属性的递变规律
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱， 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
用结构观点解释： 用结构观点解释：
同周期元素 从左到右 原子核对最 外层电子的 吸引力增强 电子层数相同 核电荷数增多 原子半 径减小
从最高价氧化物的水化物看 元素
14Si 15P 16S 17Cl
最高价 氧化物 最高价氧化物的水化物 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： 非金属性：Si < P < S < Cl
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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
化学：1.2《元素周期律2》课件(新人教必修2)26页PPT文档
A．第八周期ⅢA族 B．第六周期ⅤA族
练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、E，它们 的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期， A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层 内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与 B，B与C都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。 试回答：它们各是什么元素？
期表中的位置8 －，最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素－和化学元性素质相的同 性元素质性。质
同1主、族F 没有相似正性价，O 通常不显示正价； 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
门捷列夫于1869年提出
“元素的性质随着原子量的递增而呈周 期性的变化”的元素周期律，并编制了第一 张《元素周期表》。
当时已发现的元素仅63种。
有些元素的原子量数据不准确。
门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、
钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。
门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质 的规律，完成了科学史上一个勋业。— 恩格斯
阅读课文：P16 ~ 17
为什么说化学的理论对化学研究、工 农业生产具有指导作用？
请您思考
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减 弱，得电子的能力逐渐增强。
1894年英国人拉姆赛发现了氩(Ar)元素
他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似 氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” ……“按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写 下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。
练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、E，它们 的原子序数依次增大，B、C、D元素在同一周期， A、E在同一主族。除A外的各元素的原子的电子层 内层已填满电子。其中B的最外层有4个电子。A与 B，B与C都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对值相等。 试回答：它们各是什么元素？
期表中的位置8 －，最外反层电映子了数=元最低素负价数 的表中原位置子同结位构素－和化学元性素质相的同 性元素质性。质
同1主、族F 没有相似正性价，O 通常不显示正价； 2、金属递元变素性只(从有上正至化下合,金价属而性无增强负,非价金。属性减弱)
同周期 递变性(从左到右,金属性减弱,非金属性增强)
门捷列夫于1869年提出
“元素的性质随着原子量的递增而呈周 期性的变化”的元素周期律，并编制了第一 张《元素周期表》。
当时已发现的元素仅63种。
有些元素的原子量数据不准确。
门捷列夫修改了铍、铟、铀、锇、铱、铂、钇、
钛八种元素的原子量，并预言了钪、镓和锗三种元素。
门捷列夫不自觉地应用黑格尔的量转化为质 的规律，完成了科学史上一个勋业。— 恩格斯
阅读课文：P16 ~ 17
为什么说化学的理论对化学研究、工 农业生产具有指导作用？
请您思考
同一周期元素的金属性和非金属性变化有何规律？ 从左向右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性
逐渐增强。 试用结构观点解释为什么有这样的变化规律：
同一周期元素，电子层数相同。从左向右，核 电荷数增多，原子半径减小，失电子的能力逐渐减 弱，得电子的能力逐渐增强。
1894年英国人拉姆赛发现了氩(Ar)元素
他写道：“根据元素周期表，应该还有几种类似 氩的元素存在，它们在周期表里组成性质类似的族 。” ……“按照我们老师门捷列夫的榜样，我也尽可能地写 下了这些元素可能有的性质和预见到的各种关系”。
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。
人教版高一化学必修2：《元素周期律》第1-2课时 整理和归纳 课件 (22张ppt)
元 素 周 期 律（1）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
一. 原子核外电子的排布
1、核外电子的特征：
质量极小、运动速率极快、运动的空间极小 (相对原子核占据体积较大)；无确定的位置(轨道)。
离核距离 ：由近
远
划分依据
电子能量： 由低
高
2、电子层 能层
电子层数(n)：1
2
3
4
5
6 7……n
电子层符号 ：K L M N O P Q … …
元1素—核2号外元电素子，排从H布到情H况e 1层，
最外层电子数目由1个增加到 到2个，而达到稳定结构
3—10号元素，从Li 到Ne 2层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
11—18号元素，从Na 到Ar 3层， 最外层电子数目由1个增加到8个，
而达到稳定结构
二.元素周期律
(一）核外电子排布、原子半径和主要化合价 1、元素原子核外电子
原子半径的周期性变化
H
He
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
Na
Mg Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Ga
Ge As
Se
Br Kr
Rb
Sr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
Tl
Pb Bi
Po
At Rn
Fr
Ra
粒子半径大小比较 (稀有气体除外) 核电荷数：核对电子的吸引作用
决定原子半径 大小的因素 电子层数：电子间的排斥作用
3、核外电子排布的规律 (1) 分层排布
(2)电子总是尽量先排布在能量最低的电子层里。 （能量最低原理）
人教版高中化学必修2《元素周期律》说课ppt课件
本节结合元素周期表，原子结构与元 素性质的关系→元素物理性质和化学性质 →核外电子与元素性质的关系 又引出原子核与元素性质关系：介绍核素、 同位素
第二节，利用周期表的横向结构进一步认 识元素周期律，通过周期来体现元素性质与 原子结构的关系 从周期表前三周期元素，原子核外电子 排布入手，分析电子层数的不同和最外层电 子数的递增关系
教学难点
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第一章 物质结构 元素周期律
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第一节 第二节 第三节
元素周期表 元素周期律 化学键
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地位和功能 元素周期律和物质结构是化学中的重要 理论知识，也是中学化学中的重要内容。 通过这部分知识的学习，可以使学生对所 学元素化合物等化学知识进行综合、归纳， 从理论进一步认识、理解。同时，也作为 理论指导，为学生继续学习化学打基础。 这部分知识作为化学 2( 必修 ) 的内容，既 是必修化学的重要内容，也是选修化学的 基础。
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元素周期表先于元素周期律呈现。 1.在初中学生初步了解元素周期表。 2.周期表直观，在此基础上认识周 期律更容易。 3.化学史上以门捷列夫为代表的科 学家先排出元素的分类表，再总结归 纳出元素周期律。
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第一节，以初中化学为基础，从化 学史引入，直接呈现周期表。 重点利用周期表的纵向结构认识原 子结构与元素性质的递变关系。
以前两节物质结构和元素周 期律知识为基础，进一步学 习物质结构基础知识、物质 的形成以及化学反应的本质
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课时建议
第一节
元素周期表
2课时
第二节
第三节
元素周期律
化学键
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
人教版高一化学必修2第一章第二节元素周期律PPT课件
单质与水 应:
慢，与沸水反
（或酸） 剧烈 应迅速、与酸 迅速
反应 金属性：N反a应出>剧氢M烈气g>，。A放l
最高价氧 化物对应 水化物碱
性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
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， BC
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；
C．F、Cl、Br、I
D．Li、Na．K、Rb
4．在1~18号元素中，除稀有气体元素外： (1)原子半径最大的元素是 Na ， (2)原子半径最小的元素是 H 。
【巩固训练】
1．下列说法中正确的是 （ A ）
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的 最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元 素原子的最外层电子数
单质与
磷蒸气
光照或
氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆
应条件
能反应
炸
含氧酸 的酸性
H4SiO4 弱酸
H3PO4 中强酸
H2SO4 强酸
HClO4 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
从氢化物看
元素
氢化物 化学式
单质与氢气 的化合条件
14Si
SiH4 高温下少量反应
15P
代数和为4，由此可以判断 ( D )
A.R一定是第四周期元素 B.R一定是ⅣA族元素 C.R最高正价氧化物化学式为RO2 D.R气态氢化物化学式为H2R
人教化学必修2第1章2元素周期律(共15张PPT)
元素周期律
（第2课时）
学习目标
1、以第三周期元素为例，探究元素金属 性和非金属性随原子核电荷数的递增呈周 期性变化的规律。 2、通过实验操作，培养学生实验技能。
2
回顾1
原子 最外层 序数 电子数
原子 半径
化合价
1～2 1 2
＋1
0
3～10 1 11～18 1
8
逐渐减小
＋1
＋5
－4 －1
0
8
逐渐减小 ＋1
＋5 ＋7 －4 －1 0
随着原子序数的递增，原子电子层排布、原
子半径、元素化合价呈现周期性的变化。
3
回顾2
金属性
判断 依据
金属单质与水或酸反应置换出H2 的难易
最高价金属氧化物对应的水化物 （对应的碱）碱性强弱
非金属性
4
实验探究
实验一：Na、Mg与水的反应
分别取一小段镁带，用砂纸去掉表面的氧化 膜，放入试管中，加入2 ml水，并滴入2滴酚酞 溶液。观察现象。过一会用酒精灯给试管加热至 沸腾，观察现象。
7
元素
Si
单质与H2反应条件 高温
P
S
Cl
加热 加热 点燃/光照
SiH4 气态氢化物及稳定性
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
随着原子序数的递增， 非金属性：Si＜P＜S＜Cl
8
合作探究
推断第二周期元素性质的递变规律。 （根据你所熟悉的元素某些方面的性质）
12
练习
R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期
（第2课时）
学习目标
1、以第三周期元素为例，探究元素金属 性和非金属性随原子核电荷数的递增呈周 期性变化的规律。 2、通过实验操作，培养学生实验技能。
2
回顾1
原子 最外层 序数 电子数
原子 半径
化合价
1～2 1 2
＋1
0
3～10 1 11～18 1
8
逐渐减小
＋1
＋5
－4 －1
0
8
逐渐减小 ＋1
＋5 ＋7 －4 －1 0
随着原子序数的递增，原子电子层排布、原
子半径、元素化合价呈现周期性的变化。
3
回顾2
金属性
判断 依据
金属单质与水或酸反应置换出H2 的难易
最高价金属氧化物对应的水化物 （对应的碱）碱性强弱
非金属性
4
实验探究
实验一：Na、Mg与水的反应
分别取一小段镁带，用砂纸去掉表面的氧化 膜，放入试管中，加入2 ml水，并滴入2滴酚酞 溶液。观察现象。过一会用酒精灯给试管加热至 沸腾，观察现象。
7
元素
Si
单质与H2反应条件 高温
P
S
Cl
加热 加热 点燃/光照
SiH4 气态氢化物及稳定性
PH3 H2S
HCl
逐渐增强
最高价氧化物的水化物 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
酸性强弱
弱酸
中强酸 强酸 最强酸 逐渐增强
随着原子序数的递增， 非金属性：Si＜P＜S＜Cl
8
合作探究
推断第二周期元素性质的递变规律。 （根据你所熟悉的元素某些方面的性质）
12
练习
R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期