人教版高一化学必修二1.2《元素周期律第二课时》课件3
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高中化学 1.2.2《原子结构与元素的性质》(第2课时)元素周期律课件 新人教版选修3
解析：(1)元素原子半径与电子的能层数和核电荷数有关。在最外 层电子数相同时，电子的能层数越大半径越大；在电子的能层数相同
时，核电荷数越大半径越小；不同周期不同主族元素的原子半径需要
通过数值和递变规律确定。(2)原子失去第 2 个电子所需要的能量不确 定，由原子核外电子排布决定，有的是第 1 个电子能量的数倍，有的 比第 1 个电子能量大一些。(3)元素的金属性和非金属性与元素的电负 性的关系：以 1.8 为界，在 1.8 附近的元素既有金属性又有非金属性。 (4)同周期元素的第一电离能随着原子序数的递增而呈逐渐增大的趋 势，但是氮元素(ⅤA 族)为半满状态，第一电离能偏大，大小顺序为 C ＜O＜N。
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。
1根据上表给出的数据可推知元素的电负性具有的变化规律是元素的电负性随着原子序数的递增呈周期性的变化或同周期主族元素从左到右电负性逐渐增大2由上述变化规律可推知短周期主族元素中电负性最大的元素是电负性最小的元素是由这两种元素构成的化合物属于填离子或共价化合物并用3判断下列物质是离子化合物还是共价化合物
4．微粒半径大小比较的关键 (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。
5．“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，粒子 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。 以上三点又称“一层、二核、三电子”。可帮助记忆。
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________
人教版高一化学必修二课件：1.2.1元素周期律第2课时
呈现周期性变化
元素的金属性、非金属性 是否也有周期性变化呢？
我们以第三周期元素为例子进行研究： Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐___?_____，非金属性逐渐____?_____
科学探究
1.实验 (1) Mg与水的反应
现象
镁与冷水反应缓慢，加热时，反应变快，有 大量气泡，滴入酚酞溶液变红色。
Know--X分类法
费曼学习法-实操 第二步 根据参考，复述你所获得的主要内容
（二） 根 据 参 考 复 述
1.参照教材、辅导书或笔记复述主要内容； 2.复述并不是照着读出来或死记硬背，而是用自己的话去理解 ，想象如果你要把
这个讲给别人听，你会怎样讲。 就像你按照前面的步骤对定于从句的理解是“定语部分是个从句”，就没必要死记
如何利用规律实现更好记忆呢？
超级记忆法-记忆 规律
记忆中
选择恰当的记忆数量
魔力之七：美国心理学家约翰·米勒曾对短时记忆的广 度进行过比较精准的测定：通常情况下一个人的记忆 广度为7±2项内容。
超级记忆法-记忆 规律 TIP1：我们可以选择恰当的记忆数量——7组之内！
TIP2：很多我们觉得比较容易背的古诗词，大多不超过七个字，很大程度上也 是因 为在“魔力之七”范围内的缘故。我们可以把要记忆的内容拆解组合控制 在7组之 内（每一组不代表只有一个字哦，这7组中的每一组容量可适当加大）。 TIP3：比 如我们记忆一个手机号码18820568803，如果一个一组的记忆，我 们就要记11组，而如果我们拆解一下，按照188-2056-8803，我们就只需要 记忆3 组就可以了，记忆效率也会大大提高。
Na与H2O反应比Mg与H2O反应剧烈。
(2) 比较镁和铝与盐酸反应的难易程度。
人教版高中化学必修2课件：1.2 元素周期律(共22张PPT)
一、元素周期律 5、元素周期律
⑴定义：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现 周期性变化的规律叫元素周期律。
⑵实质：核外电子排布的周期性变化。 即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。
同周期元素，从左到右，原子序数 增大，电子层数 相同 ，
最外层电子数 增大 ，原子半径 减小 ，元素化合价特
• 8、普通的教师告诉学生做什么，称职的教师向学生解释怎么做，出色的教师示范给学生，最优秀的教师激励学生。下午3时0分 35秒下午3时0分15:00:3521.11.9
一、元素周期律 4、元素的金属性和非金属性的周期性变化
思考 如何判断元素的金属性和非金属性强弱？ ⑴判断元素金属性强弱的方法：
①金属单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易；
①____O__H_－__+_H__+ _=_H__2O___________； ②____A_l_(_O_H_)_3_+_3_H__+_=_A__l3_+ _+_3_H__2O__。
课堂练习
2、运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是（ BD ）
A、铍（Be）的氧化物对应的水化物可能具有两性 B、砹（At）为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强 C、硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体 D、硒化氢（H2Se）是无色、有毒，比H2S稳定的气体
NaOH
强碱
Mg(OH)2 Al(OH)3
中强碱 两性氢 氧化物
H2SiO3
弱酸
H3PO4 H2SO4 HClO4
中强 强酸 最强
酸
酸
元 素
金属性和非 金属性递变
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第一章第二节元素周期律 课件(共16张PPT)
元素化合价变3;1→+5 -4→-1→0
随着原子序数的增大， 元素化合价呈周期性变化
+1→+7 -4→-1→0
同周期元素：随着原子序数的递增，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7） 最低负极逐渐升高（-4→-1）
同主族元素：最高正价相等，均等于其族序数
最低负极相等，均等于其族序数-8
规律：
原子半径的变化规律
大→小 大→小
特殊性： 1、稀有气体 的半径
问：原子层 数越多，半 径越大？
规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子半径逐渐减小
随着原子序数的递增，同主族元素的原子半径逐渐增大
原子半径的变化规律
能力拓展（粒子半径比较）
思考：如何判断原子半径和简单离子 半径的大小呢？
【例题】 1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小 2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小 3、比较Na与Na+的半径大小 4、比较Mg2+与Ca2+的半径大小 5、比较Cl― 与Cl的半径大小 6、比较Fe2+与Fe3+的半径大小 7、比较Na+与Mg2+半径大小 8、比较O2―与Na+ 半径大小
原子核外电子排布
练习： 1.判断下列示意图是否正确？为什么？
2.写出下列离子的离子结构示意图：
Mg2+ Cl- Mg2+ +12 2 8 Cl - +17 2 8 8
原子核外电子排布变化规律
讨论一：
1
1～2
2
1～8
3
1～8
规律：随着原子序数的递增，原子的最外层电子排布呈现周期性变化。
讨论二：
原子半径的变化规律
人教版高中化学必修二《元素周期律》教学课件
B. 最外层电子数目不超过___8___个，K层为最外层时不超过 __2___个。
C. 若n为电子层序数，该电子层最多容纳的电子数为__2_n_2_个
（用n表示）
➢总结核外电子排布的一般规律
•3
归纳：核外电子排布规律 (1) 能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量较 低的电子层，然后再由里向外，依次排布在能量逐 步升高的电子层。
(2)最外电子数不超过8个电子(K层为最外层不超过2个)；
(3)次外层电子数不超过18个电子；
(4)倒数第三层电子数不超过32个电子； (5)各电子层最多容纳2n2个电子；
以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
•4
人教版高中化学必修二《元素周期律 》教学 课件
[微练习]
1．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )
B. 各层电子是分层运动的，在离核较 的区域运动的电子能
量较 ，在离核较 的区域运动的电近子能量较 ，原子核
外的电子低总是尽可能地先远从
排起；原子核外电子的排布
活动二： 看教材P13 表1-2 分析1--20号元素原子核外电子排布情况，
A. 1-20号元素中K、L、M各电子层最多容纳的电子数分别是 _2__个、__8__个、___8__个。
的变化情况和第三周期元素最高正价和最低负价的变化 情况，思考同周期元素它们的最外层电子与它们的最高 正价，最低负价间存在怎样的关系。
人教版高中化学必修二《元素周期律 》教学 课件
•10
同周期元素最外层电子与主要化合价的关系
最高正价 = 最外层电子数 最低负价 = 最外层电子数－ 8 （H为2） 最高正价 + 最低负价 = 8 （H为2）
导致原子核对核外电子的吸引能力有怎样的变化趋势？ 同周期元素原子的得失电子能力有着怎样的变化趋势? 请把你所归纳的变化趋势填写在导学案相应空格。
C. 若n为电子层序数，该电子层最多容纳的电子数为__2_n_2_个
（用n表示）
➢总结核外电子排布的一般规律
•3
归纳：核外电子排布规律 (1) 能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量较 低的电子层，然后再由里向外，依次排布在能量逐 步升高的电子层。
(2)最外电子数不超过8个电子(K层为最外层不超过2个)；
(3)次外层电子数不超过18个电子；
(4)倒数第三层电子数不超过32个电子； (5)各电子层最多容纳2n2个电子；
以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。
•4
人教版高中化学必修二《元素周期律 》教学 课件
[微练习]
1．下面关于多电子原子的核外电子的运动规律的叙述正确的是( )
B. 各层电子是分层运动的，在离核较 的区域运动的电子能
量较 ，在离核较 的区域运动的电近子能量较 ，原子核
外的电子低总是尽可能地先远从
排起；原子核外电子的排布
活动二： 看教材P13 表1-2 分析1--20号元素原子核外电子排布情况，
A. 1-20号元素中K、L、M各电子层最多容纳的电子数分别是 _2__个、__8__个、___8__个。
的变化情况和第三周期元素最高正价和最低负价的变化 情况，思考同周期元素它们的最外层电子与它们的最高 正价，最低负价间存在怎样的关系。
人教版高中化学必修二《元素周期律 》教学 课件
•10
同周期元素最外层电子与主要化合价的关系
最高正价 = 最外层电子数 最低负价 = 最外层电子数－ 8 （H为2） 最高正价 + 最低负价 = 8 （H为2）
导致原子核对核外电子的吸引能力有怎样的变化趋势？ 同周期元素原子的得失电子能力有着怎样的变化趋势? 请把你所归纳的变化趋势填写在导学案相应空格。
人教版高一化学必修二第一章第二节-元素周期律(公开课)(共24张PPT)
科学探究 2、Mg、Al 与酸反应
现象
镁（Mg）
镁与盐酸剧烈 反应，冒出大 量的气泡
铝（Al）
铝与盐酸反应， 产生气泡
化学方 程式
结论
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 ↑ 金属性强弱：Mg ＞ Al
Na、Mg、Al 金属性强弱的比较
比较、归纳、总结
元素周期律
元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
原子 电子 最外层 原子半径 最高或最低化 序数 层数 电子数 的变化 合价的变化
1~2 1 12 ——
+10
3~10 2 18 大→小
+1+5 -4-10
11~1 8
3
18
大→小
+1+7 -4-10
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 结论 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
H3ZO4，则下列说法判断错误的是 （ A ）
A.原子半径 X > Y > Z
B.气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C.元素的非金属性 X > Y > Z
D.单质的氧化性 X > Y > Z
【练习与思考 3】：
下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强 的是（ AB ）
A、金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水 几乎没有现象。
Al(OH)3 ( 两__性__氢_ )
氧化物
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
科学事实
14Si
15P
最高价氧化物 SiO2 P2O5 氧化物的水化物 H4SiO4 H3PO4
现象
镁（Mg）
镁与盐酸剧烈 反应，冒出大 量的气泡
铝（Al）
铝与盐酸反应， 产生气泡
化学方 程式
结论
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2 ↑ 金属性强弱：Mg ＞ Al
Na、Mg、Al 金属性强弱的比较
比较、归纳、总结
元素周期律
元素的原子结构和主要化合价及原子半径 的变化规律
原子 电子 最外层 原子半径 最高或最低化 序数 层数 电子数 的变化 合价的变化
1~2 1 12 ——
+10
3~10 2 18 大→小
+1+5 -4-10
11~1 8
3
18
大→小
+1+7 -4-10
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 结论 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
H3ZO4，则下列说法判断错误的是 （ A ）
A.原子半径 X > Y > Z
B.气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3 C.元素的非金属性 X > Y > Z
D.单质的氧化性 X > Y > Z
【练习与思考 3】：
下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强 的是（ AB ）
A、金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水 几乎没有现象。
Al(OH)3 ( 两__性__氢_ )
氧化物
Si、P、S、Cl 非金属性强弱的比较
科学事实
14Si
15P
最高价氧化物 SiO2 P2O5 氧化物的水化物 H4SiO4 H3PO4
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）
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
高中化学必修二第二节 元素周期律3课件
4 周期律的实质 ：核外电子排布呈周期性变化。
三。粒子半径大小比较--------《 三看 》
一 看电子层数 :电子层越多----- 半径越大
二 看核电荷数: 当电子层数相同时. 核大----半径小 ( N > Ｎ ． O2- > Mg2+ ）
电子层
三 看电子数 : 核电荷
均相同 .电子数越多-----半径越大.
2 . 元素的性质周期性变化------- 四个方面
① 核外电子排布呈周期性变化 (表5----5)
② 原子半径呈周期性变化 (表5---7) 大
小
③ 主要化合价呈周期 性 +1 - 4 +7
0
-1
0
④ 金属性和非金属性呈周期性 (3---- 10 11---18)
金
非
稀
3.元素周期律 :元素的性质随着原子序数的递增. 而呈现周期性变化.这个规律叫-----. （理解规律:四个方面）
R-----最高价. HCIO4 > H2SO4 c.单质的氧化性: 氧化性越强------非金属性越强
d.相互置换：H2S + CI2 = S + 2HCI
S > CI
4.原子结构与元素金属性和非金属性 （11------17）
结构
随原子序数 原子半径 得电子
失电子
递增
减小
元素 增强
金属性 性质
欢迎来到化学课堂
第二节 元素周期律
一.原子序数
1.定义:按核电荷数由大到小的顺序给元素编号.这个编号 .叫原子序数.(112)
2 .关系: 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
二 .元素周期律
1 .周期性
三。粒子半径大小比较--------《 三看 》
一 看电子层数 :电子层越多----- 半径越大
二 看核电荷数: 当电子层数相同时. 核大----半径小 ( N > Ｎ ． O2- > Mg2+ ）
电子层
三 看电子数 : 核电荷
均相同 .电子数越多-----半径越大.
2 . 元素的性质周期性变化------- 四个方面
① 核外电子排布呈周期性变化 (表5----5)
② 原子半径呈周期性变化 (表5---7) 大
小
③ 主要化合价呈周期 性 +1 - 4 +7
0
-1
0
④ 金属性和非金属性呈周期性 (3---- 10 11---18)
金
非
稀
3.元素周期律 :元素的性质随着原子序数的递增. 而呈现周期性变化.这个规律叫-----. （理解规律:四个方面）
R-----最高价. HCIO4 > H2SO4 c.单质的氧化性: 氧化性越强------非金属性越强
d.相互置换：H2S + CI2 = S + 2HCI
S > CI
4.原子结构与元素金属性和非金属性 （11------17）
结构
随原子序数 原子半径 得电子
失电子
递增
减小
元素 增强
金属性 性质
欢迎来到化学课堂
第二节 元素周期律
一.原子序数
1.定义:按核电荷数由大到小的顺序给元素编号.这个编号 .叫原子序数.(112)
2 .关系: 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 核外电子数
二 .元素周期律
1 .周期性