化学必修2元素周期律
人教版高一化学必修2《元素周期律》教案及教学反思
人教版高一化学必修2《元素周期律》教案及教学反思一、教学背景该课是人教版高一化学必修二的第五章《元素周期律》第三节课。
本课是化学的一大重点，是高中化学学习的基础和关键，理解和掌握该知识对于提高学生的综合素质和考试成绩都非常重要。
二、教学目标1.理解元素周期律的基本原理和实验依据2.掌握元素周期表上各元素的简要概况和规律3.能够利用元素周期律解决一些常见的化学问题三、教学重点和难点1.掌握元素周期表上各元素的周期性规律2.理解原子结构对元素化学性质的影响3.能够应用元素周期律解决化学问题四、教学过程1. 导入环节首先，在黑板上画出元素周期表，由学生补全其中的元素名称和符号；然后引导学生思考：元素周期表上为什么有这样的排列方式？如何解释元素周期表上元素位置的规律性？引出本章的教学内容。
2. 学习和讲解2.1 元素周期律的基本原理首先讲解元素周期律是怎样发现的，以及基本原理是什么。
引导学生理解原子结构是元素周期律的基础。
2.2 元素周期律的实验证明介绍多个实验的结果，如门捷列夫的实验、勃兰特利的实验等，阐述这些实验的意义和证据。
2.3 元素周期表的结构和概览讲解元素周期表上元素位置的规律性：主、副、次、超主族、稀有气体等；并介绍不同区域的元素的基本特征和性质。
同时，在黑板上标示相关信息，例如：元素符号、原子序数、相对原子质量、周期、族别等，化学性质方面则重点介绍元素的电子构型、化合价、氧化态、基性、酸性等。
2.4 元素周期律的规律性介绍烷基化合物的同分异构体、单价、非金属性等规律，并给出例子加以说明。
提示学生认识到，这些性质和规律都是由原子结构决定的。
3. 锻炼和练习根据例题引导学生思考，在不看书的前提下，利用元素周期律解决化学问题。
例如：某元素的电子构型为2,7，问该元素的周期和族别？加入哪个元素可以使Mg(OH)2成为减压水解还原剂？什么样的物质易被还原？4. 总结反思引导学生总结掌握的知识和技能，讲解其他常用的元素周期律的应用。
人教版高中化学必修二课件：1.1《元素周期表》(共37张PPT)
2KI＋Br2 = I2＋2KBr 静置后，液体分层， 氧化性： Br2 > I2
上层 无色 ，
下层 紫色 。
结论
氧化性：Cl2 > Br2 > I2 还原性：I - > Br - > Cl 小结： 氧化性：F2> Cl2> Br2>I2 还原性：F-> Cl- > Br- > I-
氧化性：F2> Cl2> Br2>I2。 Cl2可从溴、碘的盐 溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、 碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？
H2+F2 = 2HF H2+Cl2 = 2HCl 暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定 光照或点燃反应；HCl较稳定
H2+Br2 = 2HBr
H2+I2
加热500℃ ，HBr不稳定
2HI 需不断加热，HI同时分解
■都能跟氢气反应，体现相似性 反应通式：H2 + X2 = 2HX (X= F、Cl、Br、I) ■单质氧化性减弱，体现递变性
① 除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法) ②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。
一、碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性
Li Na K Rb Cs
1.相似性：
最外层上都只 有一个电子 2.递变性： 核电荷数↑ 电子层数↑ 原子半径↑ 失电子能力↑ 化学性 质相似
3.请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写
出七个主族元素(可参考课本）和 0族元素的元素符号。
周期 ⅠA ⅡA ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB VIIB
IB IIB ⅢA ⅣA ⅤA Ⅵ AⅦA 0 种类
化学：《元素周期表-周期表结构》课件(新人教版必修2)
氕 （氢）
（重氢） 氘
（超重氢） 氚
H、D、T这三种核素互称为同位素
常见的同位素:
碳 碳－12
12C
6
碳－13
13C
6
碳－14
14C
6
氧 氯 铀
16O
8
17O
8
18O
8
35Cl
17 92
37Cl
17
234U
235U
92
238U
92
【同位素小结】
两同(同质子数、同一元素)
两不同(中子数不同、原子不同)
（2）碱金属元素从上到下（Li 、Na、K、 Rb、Cs），随着核电荷数的增加，碱金属 元素原子的电子层数逐渐 增多 ，原子核 对 最外层电子 的引力逐渐减弱，原子失 电子的能力逐渐 增强 。 元素的金属性逐渐 增强 ，与水和氧气 的反应越来越 剧烈 ，生成的氧化物越来 越 复杂 。最高价氧化物对应水化物的碱 性越来越 强 。
第88号元素： 88-86 =2
第五周期第ⅦA 族。
第七周期第ⅡA 族。
第82号元素：
第六周期第ⅣA 族。
6、下列各表为周期表的一部分（表中为 原子序数），其中正确的是（ D ）
A.0 11 18 19
C.
6 11 12 13 24
D.
6 14 31 32
7
7. A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A、B是同 周期，B、C是同主族。此三种元素原子最外层电子数之
卤素原子结构的相似性，决定了单质化学性质的相似性。
与氢反应的能力渐弱 氢化物的稳定性渐弱 与水反应的能力渐弱
元素非金属性强弱判断依据：
1、单质跟氢气反应生成气态氢化物的 难易；
(完整版)人教版高中化学必修2知识点总结全册
必修2第一章 物质结构 元素周期律一、元素周期表1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的2、写出1~18号元素的原子结构示意图3、元素周期表的结构7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况 分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。
（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性 （3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律 （5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
3、核素（1）核素的定义： A P X（2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H（3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数 质量数A = 质子数P + 中子数N（3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U二、元素周期律1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N（3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。
最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。
2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
2．化合价指的是一定数目的一种元素的原子与一定 数目的其他元素的原子化合的性质，元素化合价的数值与 原子的电子层结构，特别是最外层电子数有关。例如，稀 有气体原子核外电子排布已达稳定结构，既不易得到电子 也不易失去电子，所以稀有气体元素的常见化合价为0。 镁原子最外层只有2个电子，容易失去这两个电子而达到 稳定结构，因此镁元素在化合物中通常显＋2价；氯原子 最外层有7个电子，只需得到1个电子便可达到稳定结构， 因此氯元素在化合物中可显－1价。
原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元 素的主要化学性质。从初中所学知识我们知道，金属元素 的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容 易失去电子，达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层 一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电 子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴、阳离子 也可用结构示意图来表示。
层，弧形上的数字表示该层的电子数。
二、元素性质与原子核外电子排布的关系 1．最外层电子数排满8个(He为2个)形成稳定结构， 不易得失电子，化学性质稳定。
最外层电子较少的(<4)易失去电子，达到稳定结构， 表现出金属性；最外层电子较多的(>4)易得电子或形成共 用电子对，从而形成稳定结构，表现出非金属性。通常， 我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称 为相对稳定结构，一般不与其他物质发生化学反应。当元 素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结 构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方 设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。
3．画出下列微粒的结构示意图 C________ O________ Al3＋________ Si________ Cl－________ Ar________ K________ Ca________
高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点
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、依据横行：电子层数相同元素按原子序数递增从左到右排列纵行：最外层电子数相同的元素按电子层数递增从上向下排列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：ⅠA -ⅦA族：16 个（共 18 个纵行）副族 7 个：IB-ⅦB第Ⅷ族 1 个（3 个纵行）过渡元素零族（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：最外层电子数相同，都为 1 个递变性：从上到下，随着核电核数的增大，电子层数增多，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 反常）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，导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 + O 2 点燃 Li 2O2Na + O 2 点燃 Na 2O 22 Na + 2H 2O ＝ 2NaOH + H 2↑2K + 2H 2O ＝ 2KOH + H 2↑2R + 2 H 2O ＝ 2 ROH + H 2 ↑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与氧气反应越来越容易②与水反应越来越剧烈结论：①金属性逐渐增强②原子结构的递变性导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多，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。
所以从Li到Cs的金属性逐渐增强。
必修2_元素周期律_知识点汇总
第一章 物质结构 元素周期律基础知识回顾一、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)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（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 Ca 2、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2n 2； 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 Q 3、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种元素短周期 第二周期 2 8种元素周期 第三周期 3 8种元素元 （7个横行） 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。
人教版必修2化学《元素周期律》教案及教学反思
人教版必修2化学《元素周期律》教案及教学反思一、教案设计教学目标本节课的教学目标如下：1.掌握元素周期律的基本内容和发现历程；2.理解元素周期表的构成和元素周期性的本质；3.掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；4.感受元素周期性带来的科学美和生活美。
教学内容1.元素周期律的基本内容和发现历程；2.元素周期表的构成和元素周期性的本质；3.周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；4.元素周期性的应用和科学美。
教学重点、难点本节课的教学重点及难点如下：1.理解元素周期表的构成和元素周期性的本质；2.掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质。
教学步骤本节课的教学步骤如下：第一步：导入新课1.向学生介绍本节课的教学目标；2.回顾学生已经掌握的知识，引出元素周期律的概念；3.提问：在实验中，为什么迈耳逊把“周期律”称为“周期律”？（让学生自主思考）第二步：讲解周期律的基本内容和发现历程1.向学生介绍元素周期律的基本内容及其发现历程；2.解释元素周期律中的“周期”、“组”等概念和规律。
第三步：讲解元素周期表的构成和元素周期性的本质1.向学生介绍元素周期表的构成和元素周期性的本质；2.解释元素周期性是如何产生的，包括原子结构和电子排布。
第四步：掌握周期表中元素的排列规律及其物理化学性质1.向学生介绍周期表中元素的排列规律及其物理化学性质；2.指导学生掌握周期表中元素的性质和特点。
第五步：讲解元素周期性的应用和科学美1.向学生介绍元素周期性的应用以及科学美；2.引导学生思考元素周期性对工业、医学、农业等方面的影响。
第六步：巩固练习1.布置相关练习题，要求学生答题并理解；2.小组讨论并汇报相关结果。
教学途径1.课件：使用电子白板、电脑等设备，展示相关图形和文献资料，帮助学生理解和记忆；2.演示实验：展示相关实验，使学生更加直观地理解元素周期律。
评价方式1.练习笔记的评价；2.对学生在小组讨论中的表现进行评价。
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原子结构
原原子子序结数构=决核置定电，元荷反素数映在了周元期素表的中的原最位子外置结电层构和子电和性层子元质数数素。的元性素金属质在属性。周性强期、弱表非中金的位
周期数= 电子层数 主族序数=最外层电子数
(主族)最外层电子数 = 最高正价数
8 －最外层电子数= 最低负价数
同位素－化学性质相同 表中位置
Mg
+12
⑶电子层数和核电荷数都相同
+11
(同种元素)时,再看核外电子数
(或最外层电子数),核外电子数
(或最外层电子数越多)，
Cl +17
+17
则半径 越大 如 Cl < Cl-
Na Na Cl-
三、元素周期表的和元素周期律的应用
1.学习和研究化学的规律和工具 （1）元素“位—构—性”之间的关系
请回答下列问题：
（1）原子核外的电子是静止的还是运动的？
（2）对于多电子原子，核外的电子在运动的过程中会互 相碰撞吗？ 为什么？
（3）不同的电子层用什么标记？ 不同电子层的能量相同吗？
（4）根据课本表1-2总结核外电子 的排布规律
一. 原子核外电子排布规律
1，能量最低原理
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后 才由里往外，依次排在能量较高，离核较远的电子层。
布所遵循的其它规律。
二、元素周期律
（一）电子排布的周期性变化
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层 电子数
1～2
1
12
2
3～10
2
18
8
11～18
3
18
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现
周期性 变化。
二、元素周期律
（二）原子半径的周期性变化
原子序数
原子半径的变化
非 金 属 性 逐 渐 增 强
6
Po At
7
金属性逐渐增强
课堂练习
1.下列说法正确的是( c )
A．SiH4比CH4稳定 B．O2-半径比F-的小 C．Na和Cs属于第ⅠA族元素，Cs失电子 能力比Na的强 D．P和As属于第ⅤA族元素，H3PO4酸性 比H3AsO4的弱
2，各电子层最多能容纳2n2个电子
即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号 K L M N O P Q 最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
3，最外层电子数不超过8个（K层为最外层时不超过2个） 次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超过32个
归纳：分层，一低，三不超
归纳：分层，一低，三不超
2.硅、磷、硫、氯的性质比较
（五）、元素周期律
⑴先看电子层数,电子层数越多， 微粒半径大小比较规律
则半径 越大
如 Li < Na< K < Rb <Cs
I > Br > Cl > F
Li +3
+11
⑵电子层数相同时，再看核电荷数，
核电荷数越多,则半径 越小
如 Na > Mg > Al
F < O < N <C
（2 ）金属性与非金属性的递变规律
（3）化合价规律
主族序数=最外层电子数=最高正 最高正价 + |最低负价| =8（H 除外）
2.研究发现新物质
在金属与非金属交界处 能找到制造半导体材料，
如 硅、锗
；
在氟、氯、硫、磷附近 能找到制造农药的材料，
在过渡元素 能找到作催化剂，耐高温， 耐腐蚀的合金材料。
相似性
12、、F金没属有元正素价只同，有主O正族通化常合性递不价增变显而强性示无,(非正从负金价上价属；至。性下减,金弱属)
元素性质
同周期 递变性(从左到右,金属
返回
性减弱,非金属性增强)
返回
非金属性逐渐增强
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA
性
逐
4
渐 增
5
强
B Al Si
Ge As Sb Te
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
(第一课时)
化 学 Ⅱ
（一） 原子核外电子排布
学习目标
1.了解原子核外电子的能量高低与分层排布的关系 2. 知道核外电子分层排布的规律 3.会画常见主族元素的原子结构示意图
请结合课时目标阅读教材P13页相关内容，并 完成金太阳P13-12页基础学习交流问题一。
核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的
核 4 电子层，然后才由里往外，依次排在能量较高，
外
离核较远的电子层。
电
子
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必
排注 布意 规事 律项
须同时满足各项要求。 上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 1～18号元素 和部分主族元素的结构问题，若 要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排
子结构示意图，并写出它们在周期表中的位置 2，画出Mg2+、Cl-的离子结构示意图
根据1-20号元素原子结构回答下列问题：
1，最外层电子数和次外层电子数相等的原子： Be Ar 2，最外层电子数是次外层电字数2倍的原子： C 3，最外层电子数是此外层电子数3倍的原子： O 4, 内层电子总数是最外层电子数2倍的原子： Li P 5，次外层电子数是最外层电子数2倍的原子： Li Si 6，电子层数和最外层电子数相等的原子：H Be Al 7，电子层数是最外层电子数2倍的原子： Li Ca 8，短周期元素中，族序数＝周期序数的元素有：H Be Al 9，族序数＝周期序数2倍的元素有： Ｃ S 10，周期序数＝族序数2倍的有： Li Ｃa
一. 原子核外电子排布规律
各电子层最多能容纳2n2个电子
核 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7
外1
代表符号 K L M N O P Q
电
子
最多电子数 2 8 18 32 50 72 98
排 2 最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超 布 过2个）。
规
律
3
次外层电子数最多不超过18个，倒数第三层不超 过32个。
3～9
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。
原因：电子层数相同的元素原子，随核电荷数的增加， 核对外层电子的引力增大，原子半径呈现出变小的趋势。
二、元素周期律
（三）元素化合价的周期性变化
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈 现 周期性 变化。
1.钠、镁、铝性质的比较
以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各 项要求。上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释1～18号元素 和部分主族元素的核外电子排布问题，若要解释更多问题，有待 进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。
思考：核外电子的分层排布如何表示？
K ＋19 2 8 8 1
练习：1，请画出原子序数为：32，37, 53, 84的原