人教版高中化学必修二第一章第一节元素周期律第一课时课件
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅 酸 弱 酸 磷 酸 硫 酸 高氯酸 中强酸 强 酸 更强酸
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
思考
用一句话概括一下元素性质的变化情况
小结： 小结：
元素周期律的内容 元素周期律的实质
一 原子核外电子排布 1、 原子核外电子运动区域与电子能量的关系： 、
电子能量高在离核远的区域内运动， 电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近 把原子核外分成七个运动区域， 的区域内运动 ，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，分别称 表示， 子层，分别用 、 、 、 、 、 、 表示 值越大， 为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核 、 、 、 、 、 、 ， 值越大 越远，能量也就越高。 越远，能量也就越高。
本节要点
熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 数量关系（倍半关系等） 数量关系（倍半关系等） 熟练掌握金属性非金属性的判断方法 熟练掌握半径、电子层、化合价、 熟练掌握半径、电子层、化合价、金属 性及非金属性的周期性变化规律
【课堂练习】
1．两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电 子数之比相等，则在元素周期表的前10号元素中， 满足上述关系的元素共有（ B） A．1对 B．2对 C．3对 D．4对 思路点拨：由于同周期的不同元素，原子的电子层 数相同，原子的最外层电子数不相同，所以这两种 元素一定不存在同一周期，而是分别在第一周期和 第二周期。 总结升华：此类题目既需要熟练掌握原子核外电子 排布的具体情况，又需要充分借助元素周期表展开 思维，才能够迅速、准确地求解。
现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加 现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。 热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 △ 化学反应方程式： 化学反应方程式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 结论：镁的金属性比钠弱， 结论：镁的金属性比钠弱，比铝强 实验2：取一小片铝和一小段镁带镁带，用砂纸擦去 实验 ：取一小片铝和一小段镁带镁带， 氧化膜,分别放入两试管 再各加入2mL 1mol/L盐酸。 分别放入两试管， 盐酸。 氧化膜 分别放入两试管，再各加入 盐酸 观察现象。 观察现象。 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡， 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡，但镁反应 比铝剧烈。 比铝剧烈。 结论： 结论：镁的金属性比铝强
（量变
随着原子序数的递增， 随着原子序数的递增，元 素性质呈周期性的变化。 素性质呈周期性的变化。 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。 的周期性变化的必然结果。
质变） 质变）
3、元素周期律
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性和非金属性 同周期（从左到右） 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 同主族（从上到下）
3.原子半径的递变规律 3.原子半径的递变规律 H 元素 原子 0.037 半径 nm Li 元素
He -C N O F Ne -Ar --
Be
B
原子 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 半径 nm nm nm nm nm nm nm Si P S Cl 元素 Na Mg Al
原子 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 半径 nm nm nm nm nm nm nm 结论】 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由 【结论】： 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由 大到小的周期性变化。 大到小的周期性变化。 同主族，从上到下，原子半径逐渐增大； 同主族，从上到下，原子半径逐渐增大； 同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。 同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。
2．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的 是（ C） A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的K层电子数相等 B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的L层电子数相等 C．L层电子为偶数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的L层电子数相等 D．M层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的M层电子数相等 思路点拨：根据原子核外电子排布规律：每一电子层上最多容 纳电子数为2n2，可知其一电子层上的电子数为奇数时，这一电 子层肯定为最外层。在前三周期元素中，族序数等于最外层电 子数。 总结升华：熟练掌握元素周期表的结构，特别是各族顺序与18 个纵行的关系、和周期元素的数目，以及原子核外电子排布与 周期表的关系。对解答此类问题会有很大帮助。
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与酸反应： 与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、 应迅速、与酸 或酸） （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈， 反应剧烈，放 反应 金属性： 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
逐渐增到7（ 周期除外） 从1逐渐增到 （第1周期除外） 逐渐增到 周期除外 正价由+1→+7 正价由 -4→-1 负价由
相同
最高正价相同 逐渐增大
逐渐减小（稀有气体除外） 逐渐减小（稀有气体除外）
金属性减弱， 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 金属性增强，
最高价氧化物对应水化 碱性减弱，酸性增强 碱性减弱， 物的酸、 物的酸、碱性
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
知识目标 1．了解原子核外电子的排布。 2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结 构与元素性质的关系。 3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变 规律。 能力目标： 使学生能够对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认 识上升到理性认识：同时，也会用本节所学理论来指导后续的 学习。 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。 难点：元素性质与原子结构的关系。
1、F 没有正价， 通常不显示正价； 、 同主族 没有正价，O 通常不显示正价； 递变性(从上至下 金属性增强,非金属性减弱 从上至下,金属性增强 非金属性减弱) 递变性 从上至下 金属性增强 非金属性减弱 2、金属元素只有正化合价而无负价。 、金属元素只有正化合价而无负价。
同周期 递变性(从左到右 金属性减弱 非金属性增强) 递变性 从左到右,金属性减弱 非金属性增强 从左到右 金属性减弱,非金属性增强
核电荷数
决定原子半径 大小的因素
电子层数 核外电子数
粒子半径的比较: 粒子半径的比较:
当电子层数和核电荷数均不同时, 1 当电子层数和核电荷数均不同时,一般电 子层数越多,半径越大. Na（ 子层数越多,半径越大.K﹥Na（但Li>Cl) 当电子层数相同,核电荷数不同时, 2 当电子层数相同,核电荷数不同时,核电荷 数越大,半径越小. Na﹥ Mg, 数越大,半径越小. Na﹥ Mg, Na+﹥Mg2+ 当核电荷数相同,电子层数也相同时, 3 当核电荷数相同,电子层数也相同时,核外 电子数越多,半径越大. 电子数越多,半径越大. Cl-﹥Cl 核电荷数相同,电子层数不相同时, 4 核电荷数相同,电子层数不相同时,电子层 数越多,半径越大.Na﹥Na+ 数越多,半径越大.Na﹥
(三)元素性质的变化规律 第三周期元素性质变化规律 实验1：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜 放 实验 ：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放 入试管中。向试管中加入2mL水,并滴入 滴酚酞溶液。 并滴入2滴酚酞溶液 入试管中。向试管中加入 水 并滴入 滴酚酞溶液。 观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
2、指导与化学相关的技术
金属与非金属分界线附近寻找半导体 F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药 Cl、 过渡元素处寻找催化剂、耐高压、 过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐 腐蚀合金材料 与已知元素位置相近， 与已知元素位置相近，来发现物质新用途
原子结构 原子序数= 原子序数 核电荷数 周期数= 周期数 电子层数 (主族 最外层电子数 主族)最外层电子数 主族 主族序数=最外层电子数 主族序数 最外层电子数 = 最高正价数 8 －最外层电子数 最低负价数 最外层电子数= 同位素－ 同位素－化学性质相同 表中位置 相似性 元素性质 电子层数 金属性、非金属 金属性、 最外层电子数 性强弱
Al(OH)3 两性
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气， 磷蒸气，困难
稳定性
很不稳定 不稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
加热反应 光照或点燃化合
较不稳t; P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
1 2 3 4 5 6 7
非 金 金 属 性 逐 渐 增 强 Ge As Sb 渐 增 B 属
零 族 元
非金属区
Al Si
性 逐
金属区
Te Po
强
At
素
金属性逐渐增强
四、元素周期表和元素周期律的应用
1、推测原子的结构、化学性质或者位置 推测原子的结构、
周期表右上角元素非金属性最强—— F 周期表右上角元素非金属性最强 周期表左下角元素金属性最强—— Cs 周期表左下角元素金属性最强
2.化合价的周期性变化 2.化合价的周期性变化 原子序数 1～2 ～ 3～10 ～ 11～18 ～ 最高或最低化合价的变化 +1 +1 -4 +1 -4 +7 -1 0 0 +5 -1 0
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅 酸 弱 酸 磷 酸 硫 酸 高氯酸 中强酸 强 酸 更强酸
非金属性： 非金属性：Si < P < S < Cl
思考
用一句话概括一下元素性质的变化情况
小结： 小结：
元素周期律的内容 元素周期律的实质
一 原子核外电子排布 1、 原子核外电子运动区域与电子能量的关系： 、
电子能量高在离核远的区域内运动， 电子能量高在离核远的区域内运动，电子能量低在离核近 把原子核外分成七个运动区域， 的区域内运动 ，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，分别称 表示， 子层，分别用 、 、 、 、 、 、 表示 值越大， 为K、L、M、N、O、P、Q…，n值越大，说明电子离核 、 、 、 、 、 、 ， 值越大 越远，能量也就越高。 越远，能量也就越高。
本节要点
熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 熟练掌握电子的排布规律及不同层间的 数量关系（倍半关系等） 数量关系（倍半关系等） 熟练掌握金属性非金属性的判断方法 熟练掌握半径、电子层、化合价、 熟练掌握半径、电子层、化合价、金属 性及非金属性的周期性变化规律
【课堂练习】
1．两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电 子数之比相等，则在元素周期表的前10号元素中， 满足上述关系的元素共有（ B） A．1对 B．2对 C．3对 D．4对 思路点拨：由于同周期的不同元素，原子的电子层 数相同，原子的最外层电子数不相同，所以这两种 元素一定不存在同一周期，而是分别在第一周期和 第二周期。 总结升华：此类题目既需要熟练掌握原子核外电子 排布的具体情况，又需要充分借助元素周期表展开 思维，才能够迅速、准确地求解。
现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。加 现象：镁与冷水反应缓慢，滴入酚酞试液粉红色。 热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 热至沸腾后反应加快，产生气泡，溶液红色加深。 △ 化学反应方程式： 化学反应方程式：Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2 结论：镁的金属性比钠弱， 结论：镁的金属性比钠弱，比铝强 实验2：取一小片铝和一小段镁带镁带，用砂纸擦去 实验 ：取一小片铝和一小段镁带镁带， 氧化膜,分别放入两试管 再各加入2mL 1mol/L盐酸。 分别放入两试管， 盐酸。 氧化膜 分别放入两试管，再各加入 盐酸 观察现象。 观察现象。 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡， 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡，但镁反应 比铝剧烈。 比铝剧烈。 结论： 结论：镁的金属性比铝强
（量变
随着原子序数的递增， 随着原子序数的递增，元 素性质呈周期性的变化。 素性质呈周期性的变化。 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。 的周期性变化的必然结果。
质变） 质变）
3、元素周期律
项目 最外层电子数 主要化合价 原子半径 金属性和非金属性 同周期（从左到右） 同周期（从左到右） 同主族（从上到下） 同主族（从上到下）
3.原子半径的递变规律 3.原子半径的递变规律 H 元素 原子 0.037 半径 nm Li 元素
He -C N O F Ne -Ar --
Be
B
原子 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 半径 nm nm nm nm nm nm nm Si P S Cl 元素 Na Mg Al
原子 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 半径 nm nm nm nm nm nm nm 结论】 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由 【结论】： 随着原子序数的递增，元素的原子半径呈由 大到小的周期性变化。 大到小的周期性变化。 同主族，从上到下，原子半径逐渐增大； 同主族，从上到下，原子半径逐渐增大； 同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。 同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。
2．根据中学化学教材所附元素周期表判断，下列叙述不正确的 是（ C） A．K层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的K层电子数相等 B．L层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的L层电子数相等 C．L层电子为偶数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的L层电子数相等 D．M层电子为奇数的所有元素所在族的序数与该元素原子 的M层电子数相等 思路点拨：根据原子核外电子排布规律：每一电子层上最多容 纳电子数为2n2，可知其一电子层上的电子数为奇数时，这一电 子层肯定为最外层。在前三周期元素中，族序数等于最外层电 子数。 总结升华：熟练掌握元素周期表的结构，特别是各族顺序与18 个纵行的关系、和周期元素的数目，以及原子核外电子排布与 周期表的关系。对解答此类问题会有很大帮助。
Na
与冷水反 单质与水 应:
Mg
Al
与酸反应： 与冷水反应缓 与酸反应： 慢，与沸水反 应迅速、 应迅速、与酸 或酸） （或酸） 迅速 剧烈 反应剧烈， 反应剧烈，放 反应 金属性： 金属性：Na>Mg>Al 出氢气。 出氢气。
最高价氧 化物对应 水化物碱 性强弱
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
逐渐增到7（ 周期除外） 从1逐渐增到 （第1周期除外） 逐渐增到 周期除外 正价由+1→+7 正价由 -4→-1 负价由
相同
最高正价相同 逐渐增大
逐渐减小（稀有气体除外） 逐渐减小（稀有气体除外）
金属性减弱， 金属性减弱，非金属性增强 金属性增强，非金属性减弱 金属性增强，
最高价氧化物对应水化 碱性减弱，酸性增强 碱性减弱， 物的酸、 物的酸、碱性
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
知识目标 1．了解原子核外电子的排布。 2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结 构与元素性质的关系。 3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变 规律。 能力目标： 使学生能够对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认 识上升到理性认识：同时，也会用本节所学理论来指导后续的 学习。 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。 难点：元素性质与原子结构的关系。
1、F 没有正价， 通常不显示正价； 、 同主族 没有正价，O 通常不显示正价； 递变性(从上至下 金属性增强,非金属性减弱 从上至下,金属性增强 非金属性减弱) 递变性 从上至下 金属性增强 非金属性减弱 2、金属元素只有正化合价而无负价。 、金属元素只有正化合价而无负价。
同周期 递变性(从左到右 金属性减弱 非金属性增强) 递变性 从左到右,金属性减弱 非金属性增强 从左到右 金属性减弱,非金属性增强
核电荷数
决定原子半径 大小的因素
电子层数 核外电子数
粒子半径的比较: 粒子半径的比较:
当电子层数和核电荷数均不同时, 1 当电子层数和核电荷数均不同时,一般电 子层数越多,半径越大. Na（ 子层数越多,半径越大.K﹥Na（但Li>Cl) 当电子层数相同,核电荷数不同时, 2 当电子层数相同,核电荷数不同时,核电荷 数越大,半径越小. Na﹥ Mg, 数越大,半径越小. Na﹥ Mg, Na+﹥Mg2+ 当核电荷数相同,电子层数也相同时, 3 当核电荷数相同,电子层数也相同时,核外 电子数越多,半径越大. 电子数越多,半径越大. Cl-﹥Cl 核电荷数相同,电子层数不相同时, 4 核电荷数相同,电子层数不相同时,电子层 数越多,半径越大.Na﹥Na+ 数越多,半径越大.Na﹥
(三)元素性质的变化规律 第三周期元素性质变化规律 实验1：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜 放 实验 ：取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜,放 入试管中。向试管中加入2mL水,并滴入 滴酚酞溶液。 并滴入2滴酚酞溶液 入试管中。向试管中加入 水 并滴入 滴酚酞溶液。 观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。 观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观察现象。
2、指导与化学相关的技术
金属与非金属分界线附近寻找半导体 F、Cl、S、P附近寻找元素制造农药 Cl、 过渡元素处寻找催化剂、耐高压、 过渡元素处寻找催化剂、耐高压、耐 腐蚀合金材料 与已知元素位置相近， 与已知元素位置相近，来发现物质新用途
原子结构 原子序数= 原子序数 核电荷数 周期数= 周期数 电子层数 (主族 最外层电子数 主族)最外层电子数 主族 主族序数=最外层电子数 主族序数 最外层电子数 = 最高正价数 8 －最外层电子数 最低负价数 最外层电子数= 同位素－ 同位素－化学性质相同 表中位置 相似性 元素性质 电子层数 金属性、非金属 金属性、 最外层电子数 性强弱
Al(OH)3 两性
元素
14Si 15P 16S 17Cl
氢化物 化学式
化合条件
高温下少量反应 磷蒸气， 磷蒸气，困难
稳定性
很不稳定 不稳定
SiH4 PH3 H2S HCl
加热反应 光照或点燃化合
较不稳t; P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
1 2 3 4 5 6 7
非 金 金 属 性 逐 渐 增 强 Ge As Sb 渐 增 B 属
零 族 元
非金属区
Al Si
性 逐
金属区
Te Po
强
At
素
金属性逐渐增强
四、元素周期表和元素周期律的应用
1、推测原子的结构、化学性质或者位置 推测原子的结构、
周期表右上角元素非金属性最强—— F 周期表右上角元素非金属性最强 周期表左下角元素金属性最强—— Cs 周期表左下角元素金属性最强
2.化合价的周期性变化 2.化合价的周期性变化 原子序数 1～2 ～ 3～10 ～ 11～18 ～ 最高或最低化合价的变化 +1 +1 -4 +1 -4 +7 -1 0 0 +5 -1 0
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人教版高中化学必修二课件第一章元素周期律1.pptx
结论
与金属钠对比
镁的金属性比钠弱
实验二
取铝片和镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 和2mL1mol/L 盐酸反应。
现象 镁与铝均能与盐酸反应产生气 泡。但镁反应比铝剧烈。 化学方程式
Mg+2HCl=MgCl2+H2 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2
结论
镁的金属性比铝强
Na
Mg
Al
与冷水反 与冷水反应缓 与酸反应：
随着原子序数的递增，原子的核外电子层排 布呈现什么规律性的变化？元素的化合价呈现什 么规律性的变化？
原子序数 电子层数
最外层 电子数
最高或最低化合价的 变化
1~2 3~10
1 12 +10
2
1
8 +1
+5 -4
-1
0
11~18
3
1
8 +1
+7ห้องสมุดไป่ตู้-4
-1
0
随着原子序数的递增，元素原子的电子 层排布和化合价都呈周期性变化！
实验一
取两段镁带， 用砂纸磨去表 面的氧化膜, 放入两支试管 中。分别向试 管中加入2mL 水,并滴入酚 酞溶液。将其 中一支试管加 热至水沸腾。 对比观察现 象。
现象
镁与冷水反应缓慢，滴入酚 酞试液粉红色。而镁与沸水 反应加快，产生气泡，溶液 红色加深。
化学方程式
△
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2
祝您成功！
原子 序数
3
4
5
6
78
9 10
元素 名称
锂
铍
硼
碳
氮
氧氟氖
化学：1.2.2《元素周期律》PPT课件(新人教版-必修2)
新课标人教版课件系 列
《高中化学》
必修２
教学目标
• 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。 • 过程与方法： • 1、自主学习，归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过 实验探究，培养学生探究能力。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律 • 教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而 呈现周期性变化的规律。 • 教学难点：探究能力的培养 • 教具准备：多媒体课件、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 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。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
《高中化学》
必修２
教学目标
• 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。 • 过程与方法： • 1、自主学习，归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过 实验探究，培养学生探究能力。 • 情感、态度与价值观： • 培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律 • 教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而 呈现周期性变化的规律。 • 教学难点：探究能力的培养 • 教具准备：多媒体课件、实物投影仪等。
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 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。
Si
P
第一章 物质结构 元素周期律
第二节《元素周期律》
第２课时 1.2.2《元素周期律》
科学探究
阅读P14并填表
实
验
放少许镁带 于试管中,加 2mL水，滴 入2滴酚酞试 液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
现象： 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡，滴入酚酞 试液后不变色。 加热后镁与沸水反应 较剧烈，产生较多气泡，溶 液变为红色。 反应式：
呈 现 周 期 性 变 化
金属性减弱 非金属性增强
随着原子序数的递增，元素的性质呈 现周期性变化 ，这叫做元素周期律。
规律小结 原子半径和离子半径的比较方法：
1、当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越 多的，半径越大；如Na＜K(层不同，层多，径大） 2、当电子层数相同时，核电荷数越大的，半径越 小；如Na＞Mg；Na+＞Mg2+（层相同，核多，径小） 3、阴离子半径大于对应的原子半径；如Cl＜Cl-
人教版化学必修二1.2《元素周期律》经典课件(共39张PPT)
▪ （1）X、Y、Z的原子半径顺序为_X__＞__Y_＞_。Z
▪ （2）X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_Z_＞__Y__＞_。X
▪ （3）气态氢化物的化学式分别_X_H_3_、__H_2_Y_、__H_Z,
▪ 它们稳定性强弱为__X_H_3_＜__H_2_Y_＜__H_Z_________。 ▪ （4）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为
２、科学预言新元素及预测它们的原子结构 和性质。 这在门捷列夫后得到证实。
1869年门捷列夫在编排出第一个元素周期表后, 预言了三种新元素及其有关的性质,这三种元素随后 比被发现,它们分别是1875年发现的镓（Ga）、1879 年发现的钪（Sc）、1886年发现的锗（Ge），而且 它们的相对原子质量和密度等有关性质都与门捷列 夫的预言惊人的相符。
（1）你能确定元素R 在周期表的位置 是第_三__周期、第_V_I_A_族吗？
（2）它是金属还是非金属？_非__金__属__。 （3）它的最高价是 +6 ，最低价是 -2 ，最 高价氧化物的化学式__R_O__3 ___，该氧化物对应 的水化物的化学式__H_2_R_O_4_。（以R来表示）
（4）该水化物呈碱性还是酸性？ 酸性
元素的金属性的强弱： 先看同周期的 Na Mg Al (从左到右）
1、钠常温下与水剧烈反应，而镁只有在加热时才 能与水缓慢反应，而铝一般与水不反应。
金属性：Na > Mg > Al
2、碱性 NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 强碱 中强碱 弱碱
同一周期从左到右金属性逐渐减弱
同一周期从左到右，原子半径依次减小，原 子核对最外层电子的引力逐渐增强，失电子 能力依次减弱，所以金属性依次减弱
三、元素周期律和表的应用
▪ （2）X、Y、Z的非金属性强弱顺序为_Z_＞__Y__＞_。X
▪ （3）气态氢化物的化学式分别_X_H_3_、__H_2_Y_、__H_Z,
▪ 它们稳定性强弱为__X_H_3_＜__H_2_Y_＜__H_Z_________。 ▪ （4）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱为
２、科学预言新元素及预测它们的原子结构 和性质。 这在门捷列夫后得到证实。
1869年门捷列夫在编排出第一个元素周期表后, 预言了三种新元素及其有关的性质,这三种元素随后 比被发现,它们分别是1875年发现的镓（Ga）、1879 年发现的钪（Sc）、1886年发现的锗（Ge），而且 它们的相对原子质量和密度等有关性质都与门捷列 夫的预言惊人的相符。
（1）你能确定元素R 在周期表的位置 是第_三__周期、第_V_I_A_族吗？
（2）它是金属还是非金属？_非__金__属__。 （3）它的最高价是 +6 ，最低价是 -2 ，最 高价氧化物的化学式__R_O__3 ___，该氧化物对应 的水化物的化学式__H_2_R_O_4_。（以R来表示）
（4）该水化物呈碱性还是酸性？ 酸性
元素的金属性的强弱： 先看同周期的 Na Mg Al (从左到右）
1、钠常温下与水剧烈反应，而镁只有在加热时才 能与水缓慢反应，而铝一般与水不反应。
金属性：Na > Mg > Al
2、碱性 NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)3 强碱 中强碱 弱碱
同一周期从左到右金属性逐渐减弱
同一周期从左到右，原子半径依次减小，原 子核对最外层电子的引力逐渐增强，失电子 能力依次减弱，所以金属性依次减弱
三、元素周期律和表的应用
人教版高中化学必修二全册教学课件
● A．54 ● C．81
B ． 11 6 C
D．88
● 解析：Ⅲ是奇数，第ⅢA的元素的原子序数都是奇数。题中四个选项中只有C选项的原子序数是 奇数，答案选C。
课堂探究研析
● 问题探究：
知识点1 元素周期表的结构
1．元素周期表中，周期序数由什么决定？主族族序数由什么决定？ 2．元素周期表从左到右一共有 18 列，哪一列所含元素种类最多？
● 二、认识元素周期表的结构 ● 1．编排原则：
● 2．周期表中周期的划分和一般特点：
个数
元素周期表中有7个横行，共有____7______个周期
特点
同周期中的元素的_电__子_层__数____相同 周期序数＝_电__子_层__数____
分类
短周期 长周期
共有___3_______个，包括第__1_、__2、__3___周期 共有___4 _______个，包括第4_、__5、__6_、_7___周期
18
4
36
长周
5
Rb～Xe
18
5
54
期
6
Cs～Rn
32
6
86
7
Fr～Uuo
32
7
118
位置与结 构的关系
周期序数 ＝电子层
数
● 2．族(每一纵行)：
族
周期表中有18 个纵行，除第 8、9、10三个 纵行为第Ⅷ族 外，其余15个 7个 纵行，每个纵 主 行为一族；周 族 期表中包括7个 主族，7个副 族，一个0族，
1
新课标导学
化学
必修② ·人教版
第一章
物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
第1课时 元素周期表
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）
高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第一章第2节+第1课时 原子结构与元素周期表
自主预习·新知导学
原子结构与元素周期表 1.元素周期律、元素周期系和元素周期表 (1)元素周期律的含义:元素的性质随元素原子的核电荷数递增发生周期性 递变。 (2)元素周期系:元素的这一按其原子核电荷数递增排列的序列称为元素周 期系。 (3)元素周期系与元素周期表的关系: ①元素周期表是呈现元素周期系的表格。 ②元素周期系只有一个,元素周期表多种多样。
金属 金属
合作探究·释疑解惑
探究任务1 价层电子排布与元素周期表中周期与族的划分
【问题引领】
请你阅读分析下列元素周期表并回答问题:
1.元素周期表中周期的划分与构造原理有何联系?每个周期各排了多少种 元素? 提示:除第一周期外,其余各周期总是从ns能级开始,以np能级结束,而从ns 能级开始以np能级结束递增的核电荷数就等于每个周期里的元素数。因 为第一周期元素只有一个1s能级,其结尾元素的电子排布式为1s2,跟其他周 期的结尾元素的电子排布式不同。7个周期,每个周期包括的元素数目分 别为:第一周期2种;第二周期8种;第三周期8种;第四周期18种;第五周期18 种;第六周期32种;第七周期32种。 2.元素周期表共有18个纵列,其中族的划分依据是什么?主族元素的主族序 数与价层电子数有什么关系? 提示:族的划分依据是原子的价层电子排布。主族元素的主族序数等于价 层电子数。
3.副族元素的副族序数是否只与最外层电子排布有关系? 提示:副族元素的副族序数除了与最外层电子排布有关系之外,还与次外层 电子排布有关。 4.为什么在元素周期表中金属元素主要集中在左下方区域,而非金属元素 主要集中在右上角区域? 提示:这是由元素原子的价电子层结构和元素周期表中元素性质的递变规 律决定的。在元素周期表中,同周期主族元素从左到右非金属性逐渐增强, 金属性逐渐减弱;同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强, 结果使元素周期表左下方区域内的元素主要表现出金属性,右上角三角区 域内的元素主要表现出非金属性。
人教版高中化学必修二第一章第一节 《元素周期表 》课件(共15张PPT)
B.原子的核外电子数
C.原子核内的质子数
√D.原子的中子数
1.原子序数为 x 的元素位于第IA族，那么原子序 数为 x+2 的元素肯定不会在（ ）
√ A.第 IA 族 B.第ⅢB族 C.第ⅢA族 D.0族
【提示】若x为氢元素，则A正确；若x为锂或钠， 则C正确；若x在第4、5、6、7周期，则B项正确。 故答案为D。
3.第ⅠA族和0族元素的原子序数
4.每周期元素的种数
一、元素周期表的结构 “三短”“四长”；“七主”“七副”“0族和Ⅷ族” 二、元素原子结构与其在周期表中位置的关系.
周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
原子序数
核外电子排布
周期表中位置
1.不能作为元素周期表中元素排列顺序的依据是
A.原子的核电荷数
螺旋式元素周期表
金字塔式元素周期表
1869年，俄国化学家门捷列夫将 元素按照相对原子质量由小到大 依次排列，制出了第一张元素周 期表，这就是现代元素周期表的 雏形。
第一章 物质结构 元素周期律
第一节 元素周期表
【思考与交流】
周期表的结构
阅读教材P4、5页并结合周期表,讨论以下问题
1.元素周期表的编排原则是什么？周期表有多 少横行，多少纵行，多少族？
A.若X是氢，则Y是氦
√C.若X是氟，则W是硫
B.若Y是氦，则Z是钠 D.若Y是氟，则Z是铝
例.已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断 其位于第几周期，第几族？
【提示】X为第4周期，第ⅠA族；Y为第5周期，第 ⅦA族。
【记一记】
周期表的结构
1.原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数
2.周期序数＝电子层数 主族序数＝最外层电子数
1.2 元素周期律 人教版高中化学必修二课件(共40张PPT)
(3)不正确；
(4)正确
小结
一.原子核外电子的排布 1. 核外电子运动特征 分层排布，轨迹不确定，高速运动 2. 核外电子排布规律
二.原子核外电子的排布的表示方法
1.原子结构示意图
2.离子结构示意图
元素周期律 第二课时
科学探究
一.变化规律
1. 核外电子排布的周期性变化
以原子序数为 1～18 的元素为例，探究原子最外层电子数的变 化，图示如下：
原子序数递增，电子层数逐渐增多，半径逐渐增大
(2)同周期元素原子半径随原子序数增大而减 小的原因？
同周期，电子层数相同，原子序数递增，核电荷数增大， 原子核对最外层电子的吸引力增大，半径逐渐减小
(3)试比较Na+与F-的半径大小
Na+
F- 9
r(Na+)<r(F-)
粒子半径大小的比较方法
（1）同周期元素原子半径随原子序数的增大而减小 同主族元素原子和离子半径随原子序数的递增而
如F F-
(1)离子结构示意图中，阳离子核内质子数大于核外 电子数，阴离子核内质子数小于核外电子数，且差值为 离子所带电荷数。
(2)单个原子形成简单离子时，其最外层可形成 8 电 子稳定结构(K 层为最外层时可形成 2 电子稳定结构)。
1．下列结构示意图所代表的微粒属于阴离子的是 ( A )
练一练
－4→－1 。 金属元素无负价，既有正价又有负 价的一定是非金属元素
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现 由大到小 的周期性变化。同周期由左向右逐渐减小， 同主族由上到下逐渐增大。
2. 原子半径的周期性变化（不考虑稀有气体）
2021年人教版必修2高中化学课件：第一章 元素周期律和周期表(共48张PPT)
③核外电子数： 电子数增多，增加了相互排斥，使原子 半径有增大的倾向。
课堂练习二：
试比较 O2- 、F-、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半径大 小?
O2- > F- >Na+ > Mg2+ > Al3+
元素 Li Be B C N O F Ne
符号
最高和最 低化合价
+1
+2
+3
+4
+5
0
（常见）
2、递变规律:同周期元素的原子半径从左向右逐渐减小; 同主族元素的原子半径从上到下逐渐增大.
七
注意:
个
25 29
43 47
副
75 79
间隔为3
族
第
零
八
族
族
目标要求：
1、记住第一、二、三、四周期的元素（名称、符号和原子序数）； 2、记住主族元素（名称、符号和原子序数）； 3、记住稀有气体元素（名称、符号和原子序数）； 4、会用罗马字符表示主族、副族和第八族； 5、知道元素的最高价、最低价及其等量关系；
-4 -3 -2 -1
元素 Na Mg Al Si
符号
负价
PS
Cl Ar
最高和最 低化合价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
0
（常见）
-4 -3 -2 -1
负价
图像
随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。
最高正价＝最外层电子数 最高正价+︱最低负价︱＝8
说明:19号以后的元素，上述三个方面的变化 规律虽比1到18号元素的要复杂些，但总 的变化趋势是相同的。
课堂练习二：
试比较 O2- 、F-、Na+ 、Mg2+ 、Al3+ 的半径大 小?
O2- > F- >Na+ > Mg2+ > Al3+
元素 Li Be B C N O F Ne
符号
最高和最 低化合价
+1
+2
+3
+4
+5
0
（常见）
2、递变规律:同周期元素的原子半径从左向右逐渐减小; 同主族元素的原子半径从上到下逐渐增大.
七
注意:
个
25 29
43 47
副
75 79
间隔为3
族
第
零
八
族
族
目标要求：
1、记住第一、二、三、四周期的元素（名称、符号和原子序数）； 2、记住主族元素（名称、符号和原子序数）； 3、记住稀有气体元素（名称、符号和原子序数）； 4、会用罗马字符表示主族、副族和第八族； 5、知道元素的最高价、最低价及其等量关系；
-4 -3 -2 -1
元素 Na Mg Al Si
符号
负价
PS
Cl Ar
最高和最 低化合价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
0
（常见）
-4 -3 -2 -1
负价
图像
随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。
最高正价＝最外层电子数 最高正价+︱最低负价︱＝8
说明:19号以后的元素，上述三个方面的变化 规律虽比1到18号元素的要复杂些，但总 的变化趋势是相同的。
人教版高中化学必修二《元素周期律》课件
减小
增大 减小
增大
第一章
第二节
第2课时
第16页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 堂练习
限时：20 分钟
总分：60 分
第一章
第二节
第2课时
第17页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
)
二合一
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
第一章
第二节
第2课时
第20页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
4 ．下列关于元素周期表和元素周期律的说法正确的是 ( ) A．从氟到碘，其氢化物的稳定性逐渐减弱 B．因为铝原子比钠原子失去电子数目多，所以铝比钠的 还原性强 C．在第三周期中，随着原子序数的递增，元素的性质呈 周期性变化 D．同一主族元素的原子，最外层电子数相同，它们化学 性质也完全相同
课 后 作 业
第一章
第二节
第2课时
第3页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
基础训练 课 前预习
第一章
第二节
第2课时
第4页
RJ版· 化学· 必修2
45分钟作业与单元评估
二合一
一、元素周期律 1．元素原子结构的周期性变化 (1)元素原子核外电子排布的周期性变化。
第一章
第二节
第2课时
第一章
第二节
第2课时
第22页
RJ版· 化学· 必修2