高中化学必修二第一章第三节原子结构和元素性质(1)
都和水反应生成碱（强碱） 按照锂、钠、钾、铷、铯的顺序 放出氢气 反应越来越剧烈 2M+2H2O=2MOH+H2 ↑ 都表现很强的还原性、金 属性，是典型的金属 随原子半径递增，还原性递增， 金属性递增
元素性质取决于原子结构
元素化学性质主要取决于 原子的最外层电子数。 此外，还与 原子的半径 的关系密切。 结论：同主族元素在性质上有相似性
的化学性质相似的元素是（B ）
+7
2 5
+17
2
8
7
+12
2
8
2
A
B
C
元素化学性质主要取决于 原子的最外层电子数 。
4、完成推理： 元素周期表中同一主族元素由上到下： 原子的电子层（ 原子的半径（ ） ） ） ） ）
原子核对最外层电子的吸引力（ 原子失去电子的能力（ 元素的金属性（或还原性 ）（
作 业
4、金属活动性顺序表 5、金属单质之间的置换
当堂训练
1、判断下列说法是否正确：
√ ） ①金属性越强的元素，单质和水反应越剧烈（
②同一主族的元素，由上到下原子半径依次增大（√ ） ③金属性越强的元素，失电子能力越强油或石蜡油 中，金属锂应保存
石蜡油
中
3、
与
+35 2 8 18 7
钠和氧气常温下反应：
4Na + O2 === 2Na2O（变暗） 钠和氧气加热下反应：； △ 2Na + O2 === Na2O2 （先熔化成小球， 钠和水反应： 然后剧烈燃烧，发出黄色火焰。）
+11 2 8 1
实验现象：浮、熔、游、嘶、红
2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑
任务一：
任务二：
阅读课本6-7页，总结：碱金属元素的物理性质、 化学性质有什么相同点和递变性？
相似性 物理 除铯外都为银白色金属， 性质 质软，熔沸点低，密度小 化 学 性 质 都易和氧气反应 递变性（按照从上到下的顺序） 密度依次增大（Na、K反常）， 熔沸点依次降低 和氧气反应生成物越来越复杂 Li和O2反应只生成Li2O； Na和O2反应生成Na2O和Na2O2； K和O2反应会生成KO2。
填写课本第5页【科学探究】中的表格，思考：
1、碱金属元素的原子结构有什么相同点和递变性？
2、试着预测钾与氧气、水反应的现象和产物。
碱金属元素包括 Li Na K Rb Cs ， 相同点：最外层电子数均 1 ，易 失去 电子。 递变性：随核电荷数的增加，电子层数逐 渐 增多 ，原子半径逐渐 增大 ，核对最外 层电子的吸引力逐渐 减弱 ，越容易 失去 电 子，还原性越 强 ，金属性越 强 。
实验证明
1、钾和氧气反应；2、钾和水反应
钠
在空 气中 化 燃烧 学 性 质 和水 反应 易燃烧，黄色火焰
钾
易燃烧（比钠燃烧剧烈），紫色火焰
2Na+O2==Na2O2
浮、熔、游、嘶、红
生成更为复杂的超氧化钾 等物质
浮、熔、游、爆、红（比钠和 水反应剧烈） 2K+2H2O=2KOH+H2
2Na+2H2O=2NaOH+H2
课本：11页 1
限时训练二
第一章 物质结构 元素周期律
第一节
0 1
元素周期表
第二课时
元素的性质与原子结构
钠原子结构示意图为 ，钠很容 易 失去 最外层的一个电子，表现 强还原 性，化 学性质很 活泼 ，钠是银白色金属光泽、质 软 、 密度比水 小 ，比煤油 大 ）、熔点 低 ，保存在 或 煤油 或石蜡油 中；可以和氧气、氯气、水等 物质发生剧烈反应。 写出以下反应的化学方程式并描述实验现象：
（最外层电子数同）和递变性（原子半径 不同）。
任务三：
综合所学，试着总结判断金属性强弱的方法。 （小组讨论5分钟。）
1、单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。 2、最高价氧化物对应的水化物－氢氧化物的碱 性强弱。 3、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。 金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。
鲁科版高中化学必修第二册第1章第3节实验探究课1第3周期元素原子得失电子能力的比较学案
【实验目的】1．通过实验比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱。
2．认识对比实验中条件控制的重要性。
【实验用品】仪器：烧杯，试管，表面皿，酒精灯，试管夹，小刀，镊子，玻璃片，滤纸等。
试剂：金属钠(切成小块)，表面积相同的镁条和铝条，稀盐酸，NaOH溶液，MgCl2溶液，AlCl3溶液，蒸馏水，酚酞溶液。
【实验步骤】(1)取一小块金属钠投入盛有冷水的烧杯中，反应完毕后，向烧杯中滴加几滴酚酞溶液，观察现象。
(2)如下图，取一小段镁条，用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，向试管中加3 mL水，并往水中滴2滴无色酚酞溶液，观察现象。
然后，加热试管至水沸腾，观察现象。
(3)将上述(2)中镁条换成表面积相同的铝条(表面已除去氧化膜)再进行实验，观察现象。
(4)如下图，取一小段镁条和一小段铝条(表面积相同)，分别用砂纸和NaOH溶液除去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2 mL 1 mol·L-1的盐酸，观察发生的现象。
(5)如下图，取少量AlCl3溶液注入试管中，加入NaOH溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。
将Al(OH)3沉淀分成两份分别盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入稀盐酸和NaOH溶液，观察现象。
(6)将(5)中的AlCl3溶液换成MgCl2溶液再进行(5)中的实验，观察现象。
【问题讨论】1．选取金属时为什么要强调镁条和铝条的表面积相等，却没有强调对金属钠的要求？提示：金属钠与H2O反应时只能切成小块，如果表面积与镁、铝相等，则反应剧烈，易产生事故。
2．镁条和铝条的表面有一层致密氧化膜，反应前后对镁条、铝条作何处理？提示：镁、铝与水反应前，一定要认真除去表面的氧化膜，若氧化膜除不干净，反应就难以进行。
前者用砂纸，后者用NaOH溶液。
铝片用NaOH溶液处理后，一定要用蒸馏水把表面的NaOH溶液冲洗干净；否则带入的NaOH溶液会使酚酞溶液变红，影响实验效果。
3．氢氧化镁与氢氧化铝都是难溶于水的物质，如何判断金属镁和金属铝是否与水发生反应？提示：Mg与滴有酚酞的热水反应时，有浅红色出现，而Al与滴有酚酞的热水反应时，无浅红色出现，证明镁可与热水反应生成碱性物质，而铝不能与热水反应。
高中化学必修二知识点大全
高中化学必修二知识点大全高中化学必修2知识点归纳总结第一章物质结构、元素周期律一、原子结构原子由质子、中子和电子组成。
其中，质子数量决定了元素的种类，中子数量则决定了同一元素不同核素的存在，而电子则决定了元素的化学性质。
原子序数等于核电荷数等于质子数，也等于核外电子数。
电子按照能量最低的原则排布在不同的电子层中，每个电子层最多容纳2n个电子，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。
二、元素周期表元素周期表是按照原子序数递增的顺序，将元素按照电子层数和最外层电子数的不同排列而成的表格。
周期数等于元素最外层电子层数，主族序数等于元素最外层电子数。
元素周期表中，横行称为周期，纵列称为族，共有7个主族和7个副族，以及三个Ⅷ族和一个零族。
周期表中的元素按照一定的规律排列，能够显示出元素的物理和化学性质的周期性变化。
例如，同一周期内的元素具有相似的电子结构和化学性质，而同一族内的元素具有相同的最外层电子结构和化学性质。
三、元素周期律元素周期律是指元素周期表中元素物理和化学性质的周期性变化规律。
元素周期律包括原子半径、电子亲和能、电离能、电负性等物理和化学性质的周期性变化。
例如，原子半径随着周期数的增加而逐渐减小，而同一周期内原子半径随着原子序数的增加而逐渐减小。
电子亲和能和电离能则相反，随着周期数的增加而逐渐增大，而同一周期内电子亲和能和电离能随着原子序数的增加而逐渐减小。
掌握元素周期律可以帮助我们预测元素的物理和化学性质，从而更好地理解和应用化学知识。
元素周期律是指元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。
这些性质包括核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性。
这种周期性变化实际上是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
同一周期内的元素性质也存在递变规律。
以第三周期元素为例，它们的电子排布和原子半径随着核电荷数的增加而发生变化，而主要化合价则依次为+1、+2、+3、-4、+5、-3、+6、-2、+7和-1.此外，金属性和非金属性、单质与水或酸置换、氢化物的化学式、与H2化合的难易、氢化物的稳定性、最高价氧化物的化学式、酸碱性以及变化规律等方面也存在一定的变化规律。
人教版高中化学必修二第一章第三节《化学键》课件(共38张PPT)
金属氧化物：Na2O,Al2O3等
强碱：NaOH Ba(OH)2等
如何表示氯化钠的形成过程--电子式
•资料卡片
电子式 为方便起见，我们在 元素符号周围用“ · ”或 “×”来表示原子的最外 层电子（价电子）。这种 式子叫做电子式。例如：
归纳:分子间作用力与化学键的比较
作用微粒 作用力大小
意义
化学键 相邻原子间 作用力大 范德华力 分子之间 作用力小
影响化学性质和 物理性质
影响物理性质 （熔沸点等）
一些氢化物的沸点
讨论： 为什么HF、H2O和NH3的沸点会反
常呢？
2.氢键
1)形成条件：原子半径较小，非金属性很强的 原子（N、O、F）与H原子形成强极性共价键 ，与另一个分子中的半径较小，非金属性很强 的原子Y （N、O、F），在分子间H与Y产生
1.原子、离子都要标出最外层电子，离子须标明 电荷；
2.阴离子要用方括号括起来；
3.相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写 ；
4.不能把“→”写成“====”；
⑴ 用电子式表示氧化镁的形成过程 ⑵ 用电子式表示硫化钾的形成过程
氢气在氯气中燃烧
写出该过程的化学方程式和实验现象 思考：活泼的金属元素和活泼非金属元素化 合时形成离子键。请思考，非金属元素之间 化合时，能形成离子键吗？为什么？
较强的静电吸引，形成氢键
2)表示方法：X—H…Y—H（X.Y可相同或不 同，一般为N、O、F）。
3)氢键能级：比化学键弱很多，但比分子间作 用力稍强
特征：具有方向性。
氢键作用：使物质有较高的熔沸点(H2O、HF 、 NH3) 使物质易溶于水
高中化学 第1章 第3节 原子结构与元素性质 第1课时 电离能及其变化规律教案 高二化学教案
第1课时电离能及其变化规律[学习目标定位] 1.知道原子结构与元素性质间的关系规律。
2.正确理解元素电离能的含义及其变化规律，会用电离能的概念分析解释元素的某些性质。
一、元素的电离能及其变化规律1．元素第一电离能的概念与意义(1)概念：①电离能：气态原子或气态离子失去一个电子所需的最小能量。
符号：I，单位：kJ·mol－1。
②逐级电离能：第一电离能：处于基态的气态原子失去一个电子转化为正一价气态离子所需要的能量叫做第一电离能。
元素第一电离能符号：I1。
第二电离能：气态正一价离子再失去一个电子成为气态正二价离子所需的能量叫做第二电离能；第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
通常情况下，第一电离能小于第二电离能小于第三电离能……(2)意义：可以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；第一电离能数值越大，原子越难失去一个电子。
2．元素第一电离能变化规律(1)每个周期的第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，即一般来说，随着核电荷数的递增，元素的第一电离能呈增大趋势。
(2)同一族，从上到下第一电离能逐渐减小。
1．电离能数值的大小主要取决于原子的核电荷数、原子半径及原子的核外电子排布。
(1)核电荷数、原子半径对电离能的影响①同周期元素具有相同的电子层数，从左到右核电荷数增大，原子半径减小，I1总体上有增大的趋势。
碱金属元素的I1最小，稀有气体元素的I1最大。
②同主族元素从上到下，原子半径增大起主要作用，元素的I1逐渐减小。
(2)核外电子排布对电离能的影响某原子或离子具有全充满、半充满或全空时的电子排布时，电离能较大。
如第ⅡA族元素、第ⅤA族元素比同周期左右相邻元素的I1都大，原因是第ⅡA族元素最外层n s2全充满，第ⅤA族元素最外层n p3半充满，比较稳定。
各周期稀有气体元素的I1最大，原因是稀有气体元素的原子各轨道具有全充满的稳定结构。
高中化学鲁科版2019必修第二册第1章第3节第1课时认识同周期元素性质的递变规律课件37张
3
另一份加入NaOH溶液,沉 定的两性,既能溶
淀不溶解
于强酸又能溶于
强碱。
加入NaOH溶液后产生白色 碱性:Mg(OH) >
2
沉淀,把沉淀分成两份,一 Al(OH)
3
份加入稀盐酸,沉淀溶解,
另一份加入NaOH溶液,沉
淀溶解
②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
碱性:NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
失电子能力:Na>Mg>Al
3.Al(OH)3的两性
(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。
+
3+
(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl
AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H
明元素原子失电子的能力越强。
2.Na、Mg、Al失电子能力的比较
(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。
实验方案
实验操作
实验现象
实验结论
Na、Mg与水的
反应
Na常温下反应剧烈,溶液变红色;
Mg加热反应缓慢,溶液变浅红色
Mg、Al与酸的
反应
两支试管内都有无色气泡冒出,但 失电子能力:
放Mg的试管中生成气体速率较快
Mg(OH)2为中强碱,Al(OH)3为两性氢氧化物,则金属性Na>Mg>Al。
(3)根据金属单质与水或酸反应置换出氢气的难易判断。
金属单质与水或酸反应置换出氢气越容易、反应越剧烈,对应元素的金属
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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)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。
(完整版)高中化学必修二知识点归纳总结
高中化学必修二知识点归纳总结第一章： 物质结构 元素周期律一、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)1.） 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 Ca2.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。
第一章 原子结构与性质课件 高中化学人教版(2019)选择性必修二
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第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
构造原理
原子核外电子排列
能级
能层
一
二
三
四
五
六
七
符号
K
L
M
N
O
P
Q
最多电子数
2
8
18
32
50
72
98
能层
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
2n2
能量增加
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
…
第一章 原子结构与性质 第一节 原子结构
Fe(26):
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三 构造原理与电子排布
构造原理
能层
K
L
M
N
…
能级
1s
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
…
最多电子数
2
2
人教版高中化学(2019)选择性必修2 第一章 原子结构与性质 教材分析 课件(共32张PPT)
对老师的教学要求 1 对学生的素养发展要求 3
2 评价（考试）要求
“物质结构与性质”模块内容对教师的要求
研读课程标准 整合教学资源 加强知识学习 提升自身素养
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
题干阅读量相对较小， 试题难度中等，虽有梯度，但入手容易 考点固定，总体平稳，呈适度创新的态势
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
晶体结构内容更注重考查学生在必备知识基础上知识的迁移应用能力
[2020年全国卷II第35题] 一种立方钙钛矿结构的金属卤化物光电材料的组成为Pb2+、I-和有机碱离子 CH3NH3+，其晶胞如图2(b)所示。其中Pb2+与图2(a)中____的空间位置相同。 若晶胞参数为a nm，则晶体密度为____g·cm-3(列出计算式)。
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
晶体结构内容更注重考查学生在必备知识基础上知识的迁移应用能力
[2020年全国卷Ⅰ第35题] LiFePO4的晶胞结构示意图如图1(a)所示。其中O围绕Fe和P分别形成正八面 体和正四面体，它们通过共顶点、共棱形成空间链结构。每个晶胞中含有 LiFePO4的单元数有____个。 电池充电时，LiFeO4脱出部分Li+，形成Li1-xFePO4，结构示意图如图1 (b)所 示，则x=____，n(Fe2+)∶n(Fe3+)=____。
“物质结构与性质”模块的高考试题举例
分子结构内容更注重考查学生分析问题、解决问题及自主学习能力
[2019年全国卷Ⅲ第35题] FeCl3中的化学键具有明显的共价性，蒸气状态下以双聚分子存在的FeCl3的结 构式为_______，其中Fe的配位数为_______．
高中化学第1章原子结构与元素性质第3节第1课时原子半径及其变化规律课后练习鲁科版选择性必修第二册
第1课时原子半径及其变化规律课后篇素养形成必备知识基础练1.下列元素性质的递变规律正确的是( )A.原子半径:C<N<SB.非金属性:C<N<OC.最高价氧化物的水化物的碱性:Na<Mg<AlD.与氢气化合的难易程度:N<O<S,电子层数越多,原子半径越大,同周期主族元素从左向右,原子半径逐渐减小,则原子半径N<C<S,故A错误;C、N、O属于同一周期元素且原子序数依次增大,非金属性逐渐增强,故B正确;金属性越强,最高价氧化物的水化物的碱性越强,金属性:Na>Mg>Al,则最高价氧化物的水化物的碱性:Na>Mg>Al,故C错误;元素非金属性越强,越容易与氢气化合,非金属性O>S、O>N,与氢气化合的难易程度:O>S、O>N,故D错误。
2.X和Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,X元素的阳离子半径大于Y元素的阳离子半径,Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径。
X、Y、Z三种元素原子序数的关系是( ) A.X>Y>Z B.Y>X>ZC.Z>X>YD.Z>Y>X、Y两元素的阳离子具有相同的电子层结构,二者处于同一周期,X元素的阳离子半径大于Y元素阳离子半径,由于原子序数越大,离子半径越小,则原子序数为Y>X,又Z和Y两元素的原子核外电子层数相同,则在同一周期,Z元素的原子半径小于Y元素的原子半径,则原子序数为Z>Y,所以X、Y、Z三种元素原子序数的关系为Z>Y>X。
3.已知短周期主族元素的离子a A2+、b B+、c C3-、d D-都具有相同的电子层结构,则下列叙述中正确的是( )A.原子半径:A>B>D>CB.原子序数:d>c>b>aC.离子半径:C>D>B>AD.单质的还原性:A>B>D>C4种元素在元素周期表中的相对位置,均为短周期主族元素,则原子序数均小于18。