高一化学人教必修二课件：1.2.2元素周期律
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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
第一节 元素周期表(人教版)必修二
• 特性：HF能与SiO2反应，储存是用塑料容器
Page 29
卤素单质与水的反应
2F2＋2H2O = 4HF＋O2 （特例） Cl2 ＋H2O = HCl＋HClO
Br2＋ H2O = HBr＋HBrO
反 应 越 来 越 难 以 发 生
Page 30
卤素单质与金属的反应
与钠的反应 2Na+Cl2=2NaCl 与铁的反应 2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+I2=FeI2 与铜的反应 Cu+Cl2=CuCl2 Cu+Br2=CuBr2
反应条件（F2 → I2）
所需条件越来越高。
生成的氢化物的稳定性（F2→I2）
氢化物的稳定性越来越差。
Page 28
氢化物性质的递变规律
• 酸性：HF<HCl<HBr<HI • 热稳定性： HF>HCl>HBr>HI • 沸点：HF>HI>HBr>HCl
• 还原性：HI>HBr>HCl>HF
Page 41
2.3 卤素单质的物理性质
溴的物理性质：
常温下，是深红棕色液体
易挥发，溴蒸气为红棕色，有刺激性气味
密度比水，大在水中的溶解度不大
溴的保存：
密闭保存，加水液封，盛溴的试剂瓶不可 选用橡胶塞。
Page 42
碘的物理性质： 碘是一种紫黑色固体 具升华性质，碘的蒸气呈紫色 固态物质不经过转变成液态而直接变成气态 的现象） 碘（I2）遇淀粉变蓝色 溴和碘易溶于有机溶剂
Page 23
碱金属物理性质的相似性与递变性
（1）相似性
①除Cs外，其余的都呈银白色； ②碱金属都比较柔软，有延展性； ③密度较小； ④熔、沸点较低； ⑤导热、导电的性能都很强。
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卤素单质与水的反应
2F2＋2H2O = 4HF＋O2 （特例） Cl2 ＋H2O = HCl＋HClO
Br2＋ H2O = HBr＋HBrO
反 应 越 来 越 难 以 发 生
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卤素单质与金属的反应
与钠的反应 2Na+Cl2=2NaCl 与铁的反应 2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+I2=FeI2 与铜的反应 Cu+Cl2=CuCl2 Cu+Br2=CuBr2
反应条件（F2 → I2）
所需条件越来越高。
生成的氢化物的稳定性（F2→I2）
氢化物的稳定性越来越差。
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氢化物性质的递变规律
• 酸性：HF<HCl<HBr<HI • 热稳定性： HF>HCl>HBr>HI • 沸点：HF>HI>HBr>HCl
• 还原性：HI>HBr>HCl>HF
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2.3 卤素单质的物理性质
溴的物理性质：
常温下，是深红棕色液体
易挥发，溴蒸气为红棕色，有刺激性气味
密度比水，大在水中的溶解度不大
溴的保存：
密闭保存，加水液封，盛溴的试剂瓶不可 选用橡胶塞。
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碘的物理性质： 碘是一种紫黑色固体 具升华性质，碘的蒸气呈紫色 固态物质不经过转变成液态而直接变成气态 的现象） 碘（I2）遇淀粉变蓝色 溴和碘易溶于有机溶剂
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碱金属物理性质的相似性与递变性
（1）相似性
①除Cs外，其余的都呈银白色； ②碱金属都比较柔软，有延展性； ③密度较小； ④熔、沸点较低； ⑤导热、导电的性能都很强。
高中化学必修二课件-1.2元素周期律1-人教版
原子 11
12
13
14
15 16 17 18
序数
元素 钠 镁
铝
硅
磷
硫氯氩
名称
元素 Na Mg
Al
Si
P
S Cl Ar
符号
电子 排布
2,8,1 2,8,2
2,8,3
2,8,4 2,8,5 2,8,6 2,8,7 2,8,8
原子半径 (10-10m)
1.86
1.60
1.43
1.17 1.10
1.02 0.99 1.91
化合价 +1
+2
+3
+4 -4
+5 +6 +7 -3 -2 -1
0
随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元 素的原子半径和元素化合价各有什么变化规律？
原子序数 1--2
电子层数 最外层电子数
1
1→2
原子半径的变化 最高或最低化合价的 变化
-------
+1-------→0
3--10
2
2数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的金属性、单质的还原性等有什么递变规 律？
2.卤族元素中，随着核电荷数的递增，电子层数的增大， 原子半径、元素的非金属性、单质的氧化性等有什么递变 规律？
同主族元素性质递变规律：
同一主族中，随着核电荷数的递增，原子核外电子层数增 加，原子半径增大，得电子能力逐渐减弱，失电子能力逐 渐增强，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强。
探究1：
随着原子序数的递增，同周期主族元素的性质又 有哪些递变规律呢?
二、元素周期律
核电荷数为1-18的元素原子核外电子层排布
人教版-高一化学-必修二元素周期律
与冷水剧 烈反应
剧烈反应 且燃烧
与沸水反 应
剧烈反应
与沸水反 应很缓慢
反应比镁慢
（2）非金属性的判断
14Si
15P
16S
17Cl
对应最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 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
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
学 习 目 标
1.了解原子核外电子排布规律，熟练画 出前20 号元素原子结构示意图。
2. 探讨第三周期元素及其化合物的性质 变化规律，导出元素周律。
核外电子运动的特点
1.电子的质量小（9.10910-31kg）；
2.电子绕核运动是在微小的空间 （原子的直径约10-10m）中进行；
每个电子层最多可以排布多少个电子？
电子层排布电子数的规律
1.能量最低原理：电子先排在能量最低的电子层， 然后由里向外向能量高的电子层排布。
2.各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)。
3.最外层电子数≤8个(K层是最外层时≤2个)，次外 层电子数目≤18个，倒数第三层≤32个。
Ca2+
① Mg2+、Na+ 、 O2- 、N3- （N3-＞ O2- ＞ Na+＞ Mg2+） ② K+、 CI-、 S2-、Ca2+ ( S2- > CI- > K+ > Ca2+ ) ③ S2- 与 S 、 AI 与 AI3+ ( S2- ＞ S 、 AI ＞ AI3+)
比较微粒r大小的“三看”规律： 一看“电子层数”：电子层越多，r越大。 二看“核电荷数”：电子层数相同，核电荷数越大，r越 小。 三看“电子数”：电子层和核电荷数相同，电子数越多， r越大。
高一化学元素周期律2
7
三、元素及化合物的周期性变化
四、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序数时 常见类型 AB型：NaCl、HCl、…… AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、 （FeS2）…… A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2…… A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3…… A3B2型：Mg3N2…… AB3型：AlCl3、BF3、PCl3……
三、元素及化合物的周期性变化
1、原子半径 ①同一周期（除第一周期外）元素的原子半径随原子 序数的递增而减小（稀有气体元素除外）。原因是： 随着核电荷数的递增，电子层数不变，核对外层电子 引力增大。 ②同一族元素从上到下，电子层数增多，原子半径增 大。 2、单质熔点 ①同一周期随着原子序数的递增，金属单质的熔点递 增，非金属单质的熔点递减。熔点最低的是各周期的 情性气体。 ②同一主族从上到下，金属单质熔点递减，非金属单 质熔点递增。
5、元素的化合价
①同周期（除第一周期外），从左至右，元素最 高正价由碱金属的+1价递增至+7价，非金属元 素由碳族—4价递变为卤素的—1价（氟无正价， 氧无+6价）
②同主族元素的最高正价或负价均相同
6
三、元素及化合物的周期性变化
6、非金属气态氢化物 元素非金属性越强，与氢气结合形成气态 氢化物就越容易，所需条件就越低，形成 的气态氢化物越稳定。 7、单质的氧化性、还原性 一般元素金属性越强，其单质还原性越强， 其阳离子氧化性越弱；元素非金属性越强， 其简单阴离子的还原性越弱。
8
5
三、元素及化合物的周期性变化
3、元素的金属性与非金属性
①同一周期中，从左至右，元素的金属性递减， 非金属性递增
②同一主族中，从上到下，元素的金属性递增， 非金属性递减。
三、元素及化合物的周期性变化
四、由一种元素的原子序数推另一元素的原子序数时 常见类型 AB型：NaCl、HCl、…… AB2型：CaCl2、CO2、NO2、OF2、（CaC2）、 （FeS2）…… A2B2型：H2O2、Na2O2、C2H2…… A2B3型：Al2O3、Al2S3、N2O3、B2O3…… A3B2型：Mg3N2…… AB3型：AlCl3、BF3、PCl3……
三、元素及化合物的周期性变化
1、原子半径 ①同一周期（除第一周期外）元素的原子半径随原子 序数的递增而减小（稀有气体元素除外）。原因是： 随着核电荷数的递增，电子层数不变，核对外层电子 引力增大。 ②同一族元素从上到下，电子层数增多，原子半径增 大。 2、单质熔点 ①同一周期随着原子序数的递增，金属单质的熔点递 增，非金属单质的熔点递减。熔点最低的是各周期的 情性气体。 ②同一主族从上到下，金属单质熔点递减，非金属单 质熔点递增。
5、元素的化合价
①同周期（除第一周期外），从左至右，元素最 高正价由碱金属的+1价递增至+7价，非金属元 素由碳族—4价递变为卤素的—1价（氟无正价， 氧无+6价）
②同主族元素的最高正价或负价均相同
6
三、元素及化合物的周期性变化
6、非金属气态氢化物 元素非金属性越强，与氢气结合形成气态 氢化物就越容易，所需条件就越低，形成 的气态氢化物越稳定。 7、单质的氧化性、还原性 一般元素金属性越强，其单质还原性越强， 其阳离子氧化性越弱；元素非金属性越强， 其简单阴离子的还原性越弱。
8
5
三、元素及化合物的周期性变化
3、元素的金属性与非金属性
①同一周期中，从左至右，元素的金属性递减， 非金属性递增
②同一主族中，从上到下，元素的金属性递增， 非金属性递减。
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）
高中化学必修二课件-1.2元素周期律20-人教版
非金属性：Si < P < S < Cl
元素 氧化物 最高价氧化物的水化物
14Si SiO2 H2SiO3 硅 酸 弱 酸
15P P2O5 H3PO4 磷 酸 中强酸
16S
SO3 H2SO4 硫 酸 强 酸
17Cl Cl2O7 HClO4 高氯酸 更强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
[提问]
1 2 +1
0
1
8 +1
+5 -4 -1
0
11~18
3
1
8 +1
+7 -4
-1
0
二 原子半径变化
随着原子序数的递增，元素原子的电子 层排布、化合价和半径都呈周期性变化即具 有相同的核外电子层数的原子，随着原子序 数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强， 原子半径逐渐减小。
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？
向试管中加入 2mL水,并滴 入2滴酚酞溶 液。观察现
化学方程式
△△
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
象。过一会儿 结论
与金属钠对比
加热试管至水
沸腾。观察现象。 镁的金属性比钠弱
实验二
取一小片铝和 一小段镁带镁 带，用砂纸擦 去氧化膜,分别 放入两试管，再 各加入2mL 1mol/L盐酸。 观察现象。
化合价 + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 +6 +7 0 -4 -3 -2 -1
原子核外电子排布的变化
+6 2 4
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？原子半径呈现什么规律性的变化？
【人教版】化学必修二：1.2《元素周期律》
2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数 的关系是（ A ）
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
2020/3/13
13
钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
2020/3/13
2020/3/13
12
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
A.大于 B.小于 C.等于 D.不能确定
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电 子层数，C是 Be 元素。
4、a的若数aAn值+与为bB(2-A两种) 离子的核外电子层结构相同，则 A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
A．原子半径：C>D>A>B B．原子序数：b>a>d>c
C．离子半径：D>C>A>B D．单质还原性：A>B>C>D
9．元素X、Y、Z原子序数之和为36，X、Y在同一周期，X＋与
Z2－具有相同的核外电子层结构。下列推测不正确的是( B ) A．同周期元素中X的金属性最强
B．原子半径X>Y，离子半径X＋>Z2－
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钠
镁
铝
单质与水 （或酸）
反应
与 应 应 放冷 ： 出剧水反氢烈，反气。与与与放冷沸酸出较水水反氢快反反应气应应。剧慢烈,都, 。与 氢较酸 气剧，反 。烈放应出
最高价氧化 物对应水化 物碱性强弱
NaOH
Mg(OH)2
Na Mg Al 金属性逐渐 减弱 。
Al(OH)3
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2020/3/13
12
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外， 最高正价=最外层电子数； 最低负价与最高正价的关系为：
最高正价 + ︱最低负价︱= 8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）； 既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
1-2-2元素周期律
2．元素周期表中的同周期主族元素从左到右，原 子半径的变化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 周期表中的同主族元素从上到下，原子半径的变 化趋势如何？应如何理解这种趋势？ 提示：同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐 减小，其主要原因是由于同周期主族元素的电子 层数相同，核电荷数的增加使原子核对核外电子 的引力增加而引起的原子半径减小趋势大于增加 电子后电子间斥力引起原子半径增大的趋势。 同主族元素从上到下，原子半径逐渐增大， 其原因是由于电子层增加，电子间的斥力引起原 子半径增大。
(2)逐级电离能 ①原子的逐级电离能越来越大。首先失去的 电子是能量最高的电子，故第一电离能较小，以 后再失去的电子都是能量较低的电子，所需要吸 收的能量多；同时，失去电子后离子所带正电荷 对电子的吸引更强，从而电离能越来越大。
②逐级电离能的递增有突跃现象：当电离能 突然变大时说明电子的能层发生了变化，即同一 能层中电离能相近，不同能层中电离能有很大的 差距。 如：钠、镁、铝的电离能(kJ· mol－1)见下表：
元素电离能 I1 I2 I3 Na 496 4562 6 912 Mg 738 1451 7 733 Al 578 1 817 2 745
I4
9 543
10 540
11 575
(3)金属活动性顺序与相应的电离能的大小顺序并 不完全一致 金属活动性顺序表示自左向右，在水溶液中 金属原子失去电子越来越困难。电离能是指金属 原子在气态时失去电子成为气态阳离子的能力， 它是金属原子在气态时活泼性的量度。由于金属 活动性顺序与电离能所对应的条件不同，所以二 者不可能完全一致。
(2)同主族：一般来说，当最外层电子数相同时， 电子层数越多，原子半径越大。如：r(Na)<r(K)、 r(F)<r(Cl)。