新教材人教版高中化学选择性必修2课件-元素周期律
738 kJ·mol－1
(2)第一电离能介于 B、N 之间的第二周期元素有___3_____种。依 据第二周期元素第一电离能的变化规律，参照图中 B、F 元素的位置， 用小黑点标出 C、N、O 三种元素的相对位置。
(3)如图是周期表中短周期的一部分，A 的单质是空气中含量最多 的物质，其中第一电离能最小的元素是___D_____(填“A”“B”“C” 或“D”)。
解析：从电子排布式可以看出①是 S，②是 P，③是 N，④是 F，第 一电离能：F>N>P>S；原子半径：P>S>N>F；电负性：F>N>S>P；最高 正化合价：S>N＝P，F 无正价。
答案：A技能素养 提升点一 微粒半径大 Nhomakorabea规律应用
[例 1] 下列关于粒子半径大小的关系判断不正确的是( ) ①r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋) ②r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I) ③r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)＜r(F－)＜r(O2－) ④r(Fe2＋)＜r(Fe3＋)＜r(Fe)
二、电离能
1．概念 气__态__电__中__性__基__态_原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要 的最__低__能__量_叫做第一电离能。 2．元素第一电离能的意义 衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。第一电离能数值 ___越__小___，原子越容易失去一个电子。 3．元素第一电离能的变化规律 (1) 同 周 期 元 素 随 着 原 子 序 数 的 递 增 ， 元 素 的 第 一 电 离 能 呈 现 逐__渐__增__大__的趋势。 (2)同族元素从上到下第一电离能逐渐__变__小____。
____M__g_、__A_l_位__于__同__一__周__期__，__M__g_最__外__层__电__子__排__布__式__为__3_s_2，__而___A_l_最。外层
电子排布式为 3s23p1，当 3p 处于全充满、半充满或全空时较稳定，因此，
Al 失去 p 能级的 1 个电子相对比较容易，故 Al 原子的第一电离能小于
中，Be 的第一电离能大于 B，N 的第一电离能大于 O，故第一电离能介 于 B、N 之间的第二周期元素有 Be、C、O 三种。(3)A 的单质是空气中含 量最多的物质(即氮气)，则 A 为 N，A、C 为第ⅤA 族元素，其第一电离 能大于第ⅥA 族，B、D 为第ⅥA 族元素，同一主族从上往下第一电离能 逐渐减小，所以 D 的电离能最小。
2．原子半径 (1)决定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将使原子半径 _______增__大_______。
②核电荷数
核电荷数越大，核对电子的吸引作用也就__越__大____，将使原子的 半径__减__小____。
(2)原子半径的变化规律 原子的能层数和核电荷数的综合结果使各种原子的半径发生
(6)同一元素的 I1<I2<I3<I4……。( √ ) (7)如果一种主族元素的电离能在 In 与 In＋1 之间发生突变，则该元 素最高化合价一般为＋n 价。( √ )
(8)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。
(√) (9)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强。( √ ) (10)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素。( × )
A．②③④ B．①④ C．③④ D．①②③
解析：同主族元素的原子或离子半径随着电子层数增多，半径依次增 大，①②正确；具有相同的电子层结构的阴阳离子半径随着原子序数的增 大而逐渐减小，r(Al3＋)＜r(Mg2＋)＜r(Na＋)＜r(F－)＜r(O2－)，③错误；对于 同一元素，阳离子半径小于原子半径，化合价越高半径越小，④错误。
三、电负性
1．键合电子和电负性的含义 (1)键合电子 元素相互化合时，原子中用于形成_化__学__键___的电子。 (2)电负性 用来描述不同元素的原子对_键__合__电__子_吸引力的大小。电负性越大 的原子，对_键_合__电__子__的吸引力__越__大____。 2．标准 以氟的电负性为___4_._0___和锂的电负性为__1_._0____作为相对标 准，得出各元素的电负性。
解析：(1)由题表可知 M 的第三电离能突增，则 M 最外层有 2 个电子， 由题表可知 M 至少有 5 个电子，故 M 为 Mg。Mg、Al 位于同一周期， Mg 最外层电子排布式为 3s2，而 Al 最外层电子排布式为 3s23p1，当 3p 处 于全充满、半充满或全空时较稳定，因此 Al 失去 p 能级的 1 个电子相对 比较容易，故 Al 原子的第一电离能小于 738 kJ·mol－1。(2)同一周期中元 素的第一电离能随原子序数递增，呈现逐渐升高的趋势，但是在第二周期
2．判断微粒半径大小的规律 (1)同周期，从左到右，原子半径依次减小。 (2)同主族，从上到下，原子或同价态离子半径均增大。 (3)阳离子半径小于对应的原子半径，阴离子半径大于对应的原子 半径，如 r(Na＋)<r(Na)，r(S)<r(S2－)。 (4)电子层结构相同的离子，随核电荷数增大，离子半径减小，如 r(S2－)>r(Cl－)>r(K＋)>r(Ca2＋)。 (5)不同价态的同种元素的离子，核外电子多的半径大，如 r(Fe2 ＋)>r(Fe3＋)，r(Cu＋)>r(Cu2＋)。
答案：C
4．不能说明 X 的电负性比 Y 大的是( ) A．与 H2 化合时 X 单质比 Y 单质容易 B．X 的最高价氧化物对应的水化物的酸性比 Y 的最高价氧化物 对应的水化物酸性强 C．X 原子的最外层电子数比 Y 原子最外层电子数多 D．X 单质可以把 Y 从其氢化物中置换出来
解析：元素的非金属性越强，其电负性越大，A、B、D 均能说明非 金属性：X>Y，即说明电负性 X>Y。
答案：C
状元随笔 在中学要求范畴内可用“三看”法快速判断简单微
粒半径大小： “一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径
越大。 “二看”核电荷数：当电子层结构相同时，核电荷数越大，半径
越小。 “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电
子数越多，半径越大。
[提升 1] 已知短周期元素的离子 aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相 同的电子层结构，则下列叙述正确的是( )
状元随笔 微粒半径大小比较的要点
(1)不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。 (2)对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变 化规律和元素周期律进行判断。 (3)同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半 径。
提升点二 电离能的变化规律及应用
[例 2] (1)某储氢材料是短周期金属元素 M 的氯化物。M 的部分 电离能如下表所示：
状元随笔 一般同周期第一电离能逐渐增大，同一主族第一电离 能从上至下减小，但需注意原子轨道半满、全满时会反常。
[提升 2] 现有核电荷数小于 18 的元素 A，其电离能数据如表所 示[I1 表示失去第 1 个电子的电离能，In(n＝2,3,4,5,6,7,8,9,10,11)表示失 去第 n 个电子的电离能，单位为 eV]。
答案：B
3．元素 X 的各级电离能数据如下：
I1 I2
I3
I4
I5
I6
I/kJ·mol－1 578 1 817 2 745 11 578 14 831 18 378
则元素 X 的常见价态是( )
A．＋1 B．＋2
C．＋3 D．＋6
解析：对比表中电离能数据可知，I1、I2、I3 电离能数值相对较小， 至 I4 数值突然增大，说明元素 X 的原子中，有 3 个电子容易失去，因此， 该元素的常见化合价为＋3。
第2课时 元素周期律
课程目标 1．能说出元素电离能、电负性含义。 2．通过数据及图片了解原子半径、元素第一电离能、电负性变化 规律。 3．能应用元素电离能、电负性解释元素的某些性质。
图说考点
基础知识
[新知预习]
一、元素周期律和原子半径 1．元素周期律 元素的性质随_核__电_荷__数__的递增发生周期性递变的规律。
2．已知下列元素的原子半径：
原子
N S O Si
半径 r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17
根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．0.8×10－10 m B．1.10×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.7×10－10 m
解析：P 元素在第三周期中 S 元素和 Si 元素之间，即 P 的原子半径 在 1.02×10－10～1.17×10－10 m 之间，故只有 B 项正确。
四、对角线规则 在元素周期中，某些主族元素与_右__下__方___的主族元素的电负性
接近，性质相似，被称为“对角线规则”。
如：
[即时性自测]
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”) (1) r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)。( √ ) (2)r(Si)>r(C)>r(B)。( × ) (3)r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。( √ ) (4)r(Fe3＋)>r(Fe2＋)>r(Fe)。( × ) (5)同一周期的元素，原子序数大的元素，第一电离能一定大。 (×)
__周__期__性__递变。 ①同周期主族元素
从左到右，电子能层数__不__变____，但随核电荷数的逐渐增大核对 电子的引力__增__大____，从而使原子半径_逐__渐__减__小_。
②同主族元素 从上到下，电_子__能_层 __数__逐渐增多，虽然核电荷数增大，但电子能层 数的影响成为主要因素，所以从上到下原子半径_逐__渐__增__大_。
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人教版化学选择性必修2 第二节第二课时元素周期律课件
。
D.氯仿的化学名称是四氯化碳
(2)属于离子化合物的是 ①④ 。 5.A 原电池工作时,阳离子向正极移动,应从左到右通过离子交换膜,故A正确;当闭合开关K时,X附近溶液先变红,说明X极生成OH-,应为电解池的阴极,故B错误;闭合K时,A是
负极,负极上发生失电子的氧化反应,电极反应式为2K2S2-2e-==== K2S4+2K+,故C错误;当有0.1 mol K+通过离子交换膜,即有0.1 mol e-转移时,根据2H++2e-====H2↑知产生 0.05 mol H2,标准状况下的体积是1.12 L,故D错误。
4.应用:判断金属性、非金属性强弱的依据。
微思考3根据电负性的变化规律分析预测,元素周期表中电 负性最大的元素是哪种元素?电负性最小的元素是哪种元素 (放射性元素除外)?
提示:电负性最大的元素为F,电负性最小的元素为Cs。
微训练3下列对电负性的理解中不正确的是( D )。 A.电负性是人为规定的一个相对数值,不是绝对标准 B.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大 小
2.衡量标准:以氟的电负性为 4.0 和锂的电负性为 1.0 数),可知x=2、y=2,可知28.7 g镀镍试剂含有m(Ni2+)=10×0.01 mol×
作为相对标准,得出了各元素的电负性(稀有气体未计)。
3.递变规律(一般情况)。 (1)同周期元素从左到右,元素的电负性逐渐 变大 。 (2)同族元素从上到下,元素的电负性逐渐 变小 。
层电子对数为4，P原子的最外层存在1对孤对电子，则PH3的空间构型是三角锥形。N(CH3)3中N原子的价层电子对数为4，N(CH3)3中参与形成配位键的孤电子对占据的轨
道是sp3；
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
【课件】原子结构与元素周期表课件2022-2023学年下学期高二化学人教版(2019)选择性必修2
答：元素周期表共有18个列。从左向右，第1~12列中，除第3列中的镧系和锕系以外， 其他的价层电子数都等于列数；第13~18列中，除第18列中的氦以外，其他的价层电 子数都等于列数减10。除了镧系、锕系和氦以外，同列元素价层电子数相等。元素周 期表所划分的族及族序数，从左向右排列如下：IA族、ⅡA族；ⅢB族→ⅦB族；Ⅷ族； IB族、ⅡB族；ⅢA族→ⅦA族；0族。
4s→3d→4p
5s→4d→5p d d
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
6s→4f→5d→6p p p
7s→5f→6d→7p
？ 思考与讨论
1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，
书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的
元素周期表？ ss
Rb Sr
Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
这张周期表最重要的特征是从第四周期开始每一周期截成两截，第1-7族分主副族，
第八族（三素组）称为过渡元素（?）。主副族和第八族的概念使用至今。
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
4s→3d→4p
5s→4d→5p d d
图1-17 左侧对齐的周期表（一周期一行）
6s→4f→5d→6p p p
7s→5f→6d→7p
？ 思考与讨论
1950年国际纯粹与应用化学联合会（IUPAC）推荐了一张元素周期表，
书末的元素周期表就是参照其新版制作的。请问：怎样将图1-17变成书末的
元素周期表？ ss
Rb Sr
Y Zr Nb Mo … Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Nd Pr … … Sm Eu Gd Tb Ho Er Tm Yb … … Ta W … Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi … … …
… Ra Laα Th … … … … … U … … … … Ac … … … … … … … … … … … … Pbα Biα Teα … …
这张周期表最重要的特征是从第四周期开始每一周期截成两截，第1-7族分主副族，
第八族（三素组）称为过渡元素（?）。主副族和第八族的概念使用至今。
…
……
H
… He
Li
Be B C N O F Ne
Na
Mg Al Si P S Cl Ar
K Ca
Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
1.2.2元素周期律课件高二化学人教版选择性必修2
3．电负性递变规律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐__增__大____。 (2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐___减__小___。
第2课时 元素周期律
4．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_右__下__方___的主族元素 的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
第2课时 元素周期律
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
[自我排查]
一、微判断
(1)能层数越多，原子半径越大( ✘ )
(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简
单离子半径也逐渐减小( ✘ ) (3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( ✘ )
第2课时 元素周期律
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ✘ )
(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
第2课时 元素周期律
[重点讲解]
1．电离能的概念
(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化 为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，通 常用I1表示。
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形 成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能， 用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋ 3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3 表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
(1)同一周期，从左到右，元素的电负性逐渐__增__大____。 (2)同一主族，从上到下；元素的电负性逐渐___减__小___。
第2课时 元素周期律
4．对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与_右__下__方___的主族元素 的电负性接近，性质相似，被称为“对角线规则”。如：
第2课时 元素周期律
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
[自我排查]
一、微判断
(1)能层数越多，原子半径越大( ✘ )
(2)同周期主族元素，从左到右，原子半径逐渐减小，简
单离子半径也逐渐减小( ✘ ) (3)在所有元素中，氟的第一电离能最大( ✘ )
第2课时 元素周期律
(4)铝的第一电离能比镁的第一电离能大( ✘ )
(5)电负性是人为规定的一个相对数值，不是绝对标准
第2课时 元素周期律
[重点讲解]
1．电离能的概念
(1)第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化 为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能，通 常用I1表示。
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子，形 成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电离能， 用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子，形成＋ 3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三离能，用I3 表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
第二课元素周期律【新】人教版高中化选择性必修PPT课件
-11-
课堂篇素养提升
探究1
探究2
探究3
素养脉络
随堂检测
H+
H140
Li+
Be2+
60
31
Na+
Mg2+ Al3+
95
65
50
K+
Ca2+
138 100
N3-
O2-
F-
171 140 136
P3-
S2-
Cl-
212 184 181
Br-
195
已知短周期元素,aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结 合上述数据分析:
()
5.一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元
素。( )
6.同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能
C<N<O。( )
7.元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小。( )
8.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
答案:1.× 2.√ 3.× 4.× 5.√ 6.× 7.√ 8.×
-6-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗?举例说 明。 提示:不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离 能小于氮。
-7-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
3.电负性 (1)键合电子:元素相互化合时原子间产生化学作用力,形象地称为 化学键。原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (2)电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。衡量标准:以氟的 电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准。 (3)递变规律。 ①同周期自左向右,元素的电负性逐渐变大(稀有气体元素除外)。 ②同主族自上而下,元素的电负性逐渐变小。
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
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
第一章第二节第3课时元素周期律课件高二化学人教版选择性必修2
原子中用于形成化学键的电子
第一电离能：B>Al>Ga
D. Cl2 + 2I- 2Cl- + I2
同一周期元素从左到右，电负性逐渐变大
有志不在年高，无志空活百岁。
原子中用于形成化学键的电子
课堂练习
3. 下列判断正确的是 A. 第一电离能：B>Al>Ga B. 电负性：F>N>O C. 最高正化合价：F>S>Si D. 原子半径：P>N>C
志鸟高不山 展峰翅矮膀，难路高从飞脚。下伸。 对鸭没仔志 无气娘的也人长，大路，程几显多得白远手也;对成没家有。银钱的人，城镇显得远。 人生无不 志得向行，胸和怀迷，途虽的寿盲百人岁一犹样为。无也。 志人不真 可则以心有不傲热气，心但不热可则以功无不傲贤骨。 岂志能高尽 山如峰人矮意，,路但从求脚无下愧伸我。心.
有人志生的 志人气战立天，斗所地贵，功无业志昌的。人怨天恨地。
电 让儿自童己 有的无内抱心负藏，着这一无条关巨紧龙要，既可是成一年种人苦则刑不，可也胸是无一大种志乐。趣。 负 鸟顶贵天有 立翼地，奇人男贵子有，志要。把乾坤扭转来。
丈沧夫海清 可万填里山，可谁移能，扫男一儿室志。气当如斯。
性 人生各有志。
旧知回顾
卤素的化学性质
KBr溶液+氯水 （加入CCl4）
F
元
C2
素
非
KI溶液+氯水
Cl
金
（加入CCl4）
属
Cl2 + 2I-
2Cl- + I2
Br
性
KI溶液+溴水
减
（加入CCl4）
I
弱
Br2 + 2I-
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
逐渐减小
11～17
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素
原子半径呈现 周期性 变化（稀有气
体元素除外）。
原子半径
随着原子序数的递增，元素原子最 外层电子排布和原子半径都呈周期性变 化！
根据核外电子排布能否判断出各元素的最高化合价及最 低化合价？
K
元素的主要化合价
元素的主要化合价随着原子序数的变化如何？
金属性逐渐增强
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8
剧烈反应
有气泡产生
产生大量气泡 但不如Mg剧烈
Na、Mg、Al的活动性强弱顺序是： Na＞Mg＞Al
非金属性
非金属原 子的氧化
性
非金属性：元素原子得到电子能力的强弱
S
得2个电子 S2-
8
如何判断非金属性强弱？ 非金属性
1、单质与氢气生成气态 氢化物的难易程度及
氢化物的热稳定性 2、最高价氧化物的水化 物的酸性强弱 3、相互置换反应
2.各稀有气体元素中最外电子层最多能容纳的电子数是多少?次外电子层最多 能容纳的电子数是多少?
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
人教版高中化学必修二《元素周期律 》课件
小结:原子核外电子排布规律
① 能量最低原理:先排K层，排满K层后再排L层，排 满L层再排M层。注意并不以此类推。 ②每个电子层最多只能容纳2n2个电子。 ③ 最外层最多容纳 8个电子（K为最外层为2个）
周期性变化
元素的金属性和非金属性是否也随 原子序数的变化呈现周期性变化呢？
金属性
金属原子 的还原性
原子结构与元素的性质++课件++2024-2025学年高二化学人教版(2019)选择性必修2
2
3
ⅢB ⅣB ⅤB
Ⅵ BⅦBⅧⅠ Nhomakorabea ⅡB4
5 s区
6
p区
d区
ds区
7
镧系
锕系
f区
各区元素的位置、价电子排布式及种类和性质
包括元素
s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
(n－1)d1～8ns2 (n－1)d10ns1～2 (n－2）f0～14ns2
2、构造原理与元素周期表
（1）各周期第IA族和0族元素基态原子的电子排布
周期
一
二
ⅠA
H 1s1 Li [He] 2s1
零族
He 1s2 Ne [He]2s22p6
三 Na [Ne]3s1 Ar [Ne]3s23p6 四 K [Ar]4s1 Kr [Ar]3d104s24p6
五 Rb[Kr]5s1 Xe [Kr]4d105s25p6
②元素的价电子结构和 元素周期表中元素性质递 变规律决定了非金属集中 在右上角三角区。 ③处于非金属三角区边缘 的元素既能表现出一定的 非金属性，又能表现出一 定的金属性。
（2）金属与非金属交界处元素的性质特点
在元素周期表中位于金属和非金属分界线上的元素兼有金属 和非金属的性质，位于此处的元素常被称为半金属或类金属 （一般可作为半导体材料）。
[Ne]3s23p2，第14号元素
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4、按照金属与非金属元素分区
（1）金属元素、非金属元素在元素周期表中的位置
①为什么副族元素又称为过渡元素？ ②为什么在元素周期表中非金属元素主要集中在右上角三角区内？ ③为什么处于非金属三角区边缘的元素常被称为半金属或准金属？