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高中化学 第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律(第2课时)元素周期表和元素周期律的应用课件

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2020版高中化学第一章物质结构元素周期律第二节第2课时元素周期律课件新人教版必修2

2020版高中化学第一章物质结构元素周期律第二节第2课时元素周期律课件新人教版必修2

A．③④
B．②⑥
C．①⑤
D．②④
解析：a、b、c、d 在元素周期中的位置为____________d______
a 所以原子序数 d<a<c<b，离子半径 c>b>d>a。
cb
答案：B
3．A、B、C 为三种短周期元素，A、B 在同一周期，A、C 的最低价离子分别为 A2－、C－，离子半径 A2－大于 C－，B2＋和 C－具有相同的电子层结构。下列判断正确 的是( ) A．原子序数由大到小的顺序是 C＞A＞B B．原子半径由大到小的顺序是 r(B)＞r(A)＞r(C) C．离子半径由大到小的顺序是 r(C－)＞r(B2＋)＞r(A2－) D．原子最外层电子数由多到少的顺序是 B＞A＞C
3.同周期元素性质的递变规律 随着原子序数的递增金非属金性属逐性渐逐渐减弱增强
[微练习] 1．下列递变情况不正确的是( ) A．Na、Mg、Al 原子最外层电子数依次增多，其简单离子的氧化性依次增强 B．P、S、Cl 最高正化合价依次升高，对应的气态氢化物的稳定性依次增强 C．C、N、O 原子半径依次增大 D．Na、K、Rb 氧化物对应的水化物碱性依次增强 解析：随着核电荷数的增加，C、N、O 原子半径依次减小，而不是依次增大。 答案：C
解析：A 项，从上而下同主族元素最高价含氧酸的酸性逐渐减弱，不是最高价含氧 酸的不一定，如 HClO 为弱酸、HBrO4 为强酸，错误。B 项，核外电子排布相同 的粒子，化学性质不一定相同，如 Ar 原子化学性质稳定，而 S2－具有强还原性， 错误。C 项，Na、Al、S、Cl 位于同周期，从左到右原子半径逐渐减小，正确。D 项，3157Cl 与1377Cl 互为同位素，化学性质几乎完全相同，得电子能力相同，错误。 答案：C

高中化学第一章物质结构元素周期律第二节2元素周期律课件新人教版必修2

高中化学第一章物质结构元素周期律第二节2元素周期律课件新人教版必修2
1．原子半径的比较 (1)同周期的元素(电子层数相同)，从左到右原子半径逐渐 减小(稀有气体除外)。如 r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 (2)同主族的元素(最外层电子数相同)，从上到下原子半径 逐渐增大。如r(Li)<r(Na)<r(K)；r(O)<r(S)<r(Se)。
rMg rCa
<1，错误；B项，因K＋、Ca2＋具有相
同的电子层结构，故离子半径随核电荷数的增大而减小，即
r(K＋)>r(Ca2＋)，故
rK＋ rCa2＋
>1，正确；C项，同周期主族元素的
原子半径从左到右依次减小，即r(S)<r(P)，故
rS rP
<1，错误；D
项，同种元素的阴离子半径>原子半径>阳离子半径，即r(Cl
3．元素非金属性强弱的判断依据 (1)从元素原子结构判断 ①当电子层数相同时，核电荷数越多，越易得到电子，非 金属性越强。即同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强。 ②当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越 大，越不易得到电子，非金属性越弱。即同主族元素从上到 下，非金属性逐渐减弱。
(2)单质的氧化性 ①单质与氢气化合的难易程度：非金属单质与氢气化合越 容易，则元素的非金属性越强。 ②非金属单质之间的置换反应：对于特定的置换反应，一 种非金属单质能把另一种非金属元素从它的盐溶液或酸溶液中 置换出来，表明前一种元素非金属性较强，被置换出的元素非 金属性较弱。 ③与同一种金属单质反应，在其他条件相同的情况下：如 果反应条件越苛刻，非金属元素的非金属性就越弱；如果反应 越剧烈，非金属元素的非金属性就越强。
… 位原子序数关系应为a>b>d>c；根据同一

高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点

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。

高一化学必修2 第一章第二节元素周期律(2)课时课件

高一化学必修2 第一章第二节元素周期律(2)课时课件

1、随着原子序数的递增，元素原子的电子 、随着原子序数的递增，元素原子的电子 层排布和主要化合价都呈现周期性变化 都呈现周期性变化。 层排布和主要化合价都呈现周期性变化。 2、元素的金属性、非金属性的递变规律 、元素的金属性、
元素的金属性和非金属性强弱的判断依据： 元素的金属性和非金属性强弱的判断依据：
元素单质与水或酸反应的难易 （易～强）
元素的 金属性
元素最高价氧化物的水化物 R(OH)n的碱性强弱 元素单质与氢气反应的难易 气态氢化物的稳定性 元素最高价氧化物的水化物 （HaXOb）的酸性强弱 （强～强） （强～强） （易～强） （稳定～强） 稳定～
元素的 非金属性
讨论第三周期元素的性质递变 现象： 现象： 镁与冷水反应缓慢， 镁与冷水反应缓慢， 产生少量气泡， 产生少量气泡，滴入酚酞 实 验 试液后不变色。 试液后不变色。 放少许镁 带于试管中， 带于试管中， 加热后镁与沸水反应 加2mL水，滴 水 较剧烈，产生较多气泡， 较剧烈，产生较多气泡，溶 入2滴酚酞试 滴酚酞试 液变为红色。 液变为红色。
作业：P.18 2、3、5 作业： 、 、
Hale Waihona Puke 镁带， 镁带，擦去氧 化膜， 化膜，分别和 2mL 1mol/L 盐酸反应。 盐酸反应。
结论： 结论： 镁元素的金属性比铝强
小结
钠与冷水反应，镁与沸水反应， 钠与冷水反应，镁与沸水反应，铝不 冷水反应 沸水反应 反应。 与水反应 与水反应。 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈， 钠与酸反应很剧烈，镁与酸反应剧烈， 很剧烈 剧烈 铝与酸反应平缓 铝与酸反应平缓 NaOH 是强碱，Mg(OH)2 是中强碱， 强碱， 中强碱， Al(OH)3 是两性氢氧化物。 两性氢氧化物 氢氧化物。 金属性强弱顺序： 金属性强弱顺序：

高中化学 第1章 原子结构与元素周期律 第2节 元素周期律和元素周期表

高中化学 第1章 原子结构与元素周期律 第2节 元素周期律和元素周期表

促敦市安顿阳光实验学校第1课时元素周期律1.了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。

2.了解元素性质与原子结构的关系。

3．掌握微粒半径大小比较的规律。

1．原子序数(1)概念：元素在元素周期表中的序号。

(2)与其他量的关系原子序数＝质子数＝核电荷数＝原子的核外电子数。

2．1～18号元素性质变化的规律性(1)最外层电子的排布规律原子序数电子层数最外层电子数达到稳结构时的最外层电子数1～2 1 1―→2 23～10 2 1―→8811～18 3 1―→88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(2)原子半径的变化规律原子序数原子半径的变化3～90.134 nm―→0.071 nm大―→小(填“大”或“小”，下同)11～17 0.154 nm―→0.099 nm大―→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(3)化合价的变化规律原子序数化合价的变化(常见)1～2 ＋1(H)―→0(He)3～10最高正价：＋1―→＋5(O、F无最高正价)最低负价：－4―→－1Ne：011～18最高正价：＋1―→＋7最低负价：－4―→－1Ar：0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化3.元素周期律(1)概念：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律。

(2)实质：元素原子核外电子排布的周期性变化导致元素性质的周期性变化。

1．判断正误(1)元素原子半径最小的是氢。

( )(2)氧、氟两元素的最高正化合价分别为＋6、＋7。

( )(3)原子半径：r(C)＜r(N)＜r(O)。

( )(4)离子半径：r(Na＋)＜r(Mg2＋)＜r(Al3＋)。

( )(5)电子层越多，半径越大。

( )答案：(1)√(2)×(3)×(4)×(5)×2．元素X、Y、Z的原子序数依次增大，下列叙述一正确的是( )A．X、Y、Z原子的核内质子数依次增大B．X、Y、Z的最高正化合价依次升高C．X、Y、Z原子的原子半径依次增大D．X、Y、Z单质的金属活动性依次增强解析：选A。

高中化学第一章物质结构元素周期律1.2.2元素周期律课件新人教版必修2

高中化学第一章物质结构元素周期律1.2.2元素周期律课件新人教版必修2

A.电子层数 C.原子半径
√B.核外电子数
D.化合价
解析 原子序数为3～10的元素，原子的电子层数都为2，A错误； 除了10号稀有气体元素原子外，3～9号元素原子的核电荷数越大，原子 半径越小，C错误； 因氧无最高正价、氟无正价，D错误。
解析 答案
例2 (2018·雅安中学3月月考)下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列
解析 电子层数越多，离子半径越大，电子层结构相同的离子其离子半 径随着原子序数增大而减小，则Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子半径依次减小， P3－、S2－、Cl－的离子半径依次减小，阴离子半径大于阳离子半径，图 像E符合。
12345
解析 答案
(5)第二、三周期元素随原子序数递增原子半径的变化__G__。
D.最外层电子数：甲>乙
12345
解析 答案
5.(2018·商丘一中下学期段考)把与下列元素有关性质相符的曲线标号填入 相应空格中：
(1)第ⅡA族元素的价电子数_B__。
解析 同一主族元素价电子数相等，与原子序数无关，第ⅡA族元素价 电子数都是2，图像B符合。
12345
解析 答案
(2)第三周期元素的最高化合价__C__。
有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。该实验说明镁与冷水
几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为 Mg＋2H2O==△===Mg(OH)2↓＋H2↑。
(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放 出气体的速率较快。反应的化学方程式为 Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑； 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 。
学习小结
达标检测
1.下图表示1～18号元素原子结构或性质随核电荷数递增的变化。该图中 纵坐标表示

完整版高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点超全面

完整版高中化学必修二第一章物质结构元素周期律知识点超全面

第一章 物质结构元素周期律第一节 元素周期表一、原．子．结．构．1. 原子核的构成质子Z 个原子核A中子（ A-Z ）个原子Z X核外电子Z 个核电荷数 (Z) =核内质子数= 核外电子数 = 原子序数2、质量数将原子核内全部的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。

表示原子构成的一种方法 质量数 —— A质量数（ A ）= 质子数（ Z ） + 中子数（ N ）阳离子m+：核电荷数＝质子数> 核外电子数，核电荷数 ——Za W（核内质子数） X请看以下表示核外电子数＝a － ma + d—— 元素符号c+n-：核电荷数＝质子数<核外电bXe阴离子b Y子数， 核外n-：核电荷数＝质子数<核外电子数， 核电荷数；外电子数＝ b ＋ na —— 代表质量数；b —— 代表质子数既核c —— 代表离子的所带电 荷数；d —— 代表化合价e —— 代表原子个数增补： 1、原子是化学变化中的最小粒子；2、分子是保持物质的化学性质中的最小粒子；3、元素是拥有相同核电荷数即核内质子数的一类原子的总称二、核．素．、．同．位．素．1、定义 :核素：人们把拥有必定数量质子和必定数量中子的一种原子称为核素。

同位素：质子数同样而中子数不同样的同一元素的不同样核素(原子 )互为同位素。

2、同位素的特色①化学性质几乎完满同样②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。

练习：1、法国里昂的科学家近来发现一种只由四此中子构成的粒子，这类粒子称为“四中子”，也有人称之为“零号元素”。

以下有关“四中子”粒子的说法不正确的选项是（）A ．该粒子不显电性B．该粒子质量数为4 C．与氢元素的质子数同样 D ．该粒子质量比氢原子大2－、 B＋2＋、E3＋－、C 、D2、已知 A五种简单离子的核外电子数相等，与它们对应的原子的核电荷数由大到小的次序是 ___________ 。

人教版高中化学必修2第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律课件(4)

人教版高中化学必修2第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律课件(4)

解析 从H→He最外层电子数是1→2，A项不正确；从H→He 主要化合价变化为＋1→0，C项不正确；元素周期律是指元素的性 质随原子序数的递增而呈周期性变化，但元素的性质不仅指原子的 核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价，还包括元素的金属 性、非金属性、得失电子的能力等，D项不正确。
答案 B
互动训练2 下列4种微粒中，半径按由大到小的顺序排列的是 ()
2．元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化 的规
律叫做元素周期律。
三、元素周期律的意义 元素周期律的发现极大地推动了人们对物质世界的认识，
指导着人们开展诸如 预测 元素及其化合物的性质、寻找 或 合成 具有特殊性质的新物质等科学研究工作。
课堂深化探究
培养探究精神 掌握学习方法
知识归纳总结 一、元素性质的变化规律 1．随着原子序数的递增，原子核外最外层电子排布的变化规 律(前18号元素)，见下图：
答案 C
互动训练1 从原子序数11依次增加到17，下列所述递变关系 错误的是( )
A．原子电子层数不变 B．原子半径逐渐增大 C．最高正价数值逐渐增大 D．从硅到氯负价从－4～－1
解析 从原子序数11依次增加到17，各原子的原子半径逐渐减 小，B选项错误。
答案 B
二 元素周期律
例2 下列关于元素周期律的叙述正确的是( ) A．随着元素原子序数的递增，原子最外层电子数总是从1到8 重复出现 B．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化 C．随着元素原子序数的递增，元素的最高正价从＋1到＋7， 负价从－7到－1重复出现 D．元素性质的周期性变化仅指原子核外电子排布的周期性变 化、原子半径的周期性变化及元素主要化合价的周期性变化
①
②
A．①>②>③>④

高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律课件鲁科版必修第二册

高中化学第1章原子结构元素周期律第2节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律课件鲁科版必修第二册
以原子半径:B>A>C>D。当电子层结构相同时,核电荷数越多,离子半径越
小,则离子半径:C2->D->B+>A2+。由以上分析可知B正确。
重难探究•能力素养全提升
探究一
微粒半径大小比较
[问题探究]
卤水学名为盐卤,是由海水或盐湖水制盐后,残留于盐池内的母液。蒸发冷
却后析出氯化镁结晶,称为卤块。盐卤是我国北方制豆腐常用的凝固剂,能
使豆浆中的蛋白质凝结成凝胶,再挤出多余的水分便可形成豆腐。用盐卤
作凝固剂制成的豆腐,硬度、弹性和韧性较强,称为老豆腐,也称北豆腐、
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
(2)相同最外层电子数——“序大径大”。
①规律:同一主族元素原子最外层电子数相同,从上到下,原子半径逐渐
增大。
②举例:r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)。
(3)相同元素。
①同种元素的原子和离子半径——“阴大阳小,原子中间”。
D.原子最外层电子数:A>B>D>C
答案 B
解析 原子序数=核电荷数=原子核外电子数,aA2+、bB+、cC2-、dD-的电子层
结构相同,即核外电子数相同,根据离子电荷的多少及正负可推知原子的电
子层数:A=B>C=D,原子序数:a>b>d>c,原子最外层电子数:B<A<C<D。当
电子层数相同时,核电荷数越多,原子半径越小,结合电子层数A=B>C=D,所
[自我检测]
判断下列说法是否正确,正确的画“√”,错误的画“×”。

高中化学-第1章 物质结构 元素周期律 第2节 元素周期律(第2课时)元素周期律课件 新人教版必修2

高中化学-第1章 物质结构 元素周期律 第2节 元素周期律(第2课时)元素周期律课件 新人教版必修2

③F元素只有0价和－1价，没有正化合价，无含氧酸，也 无含氧酸盐；氧通常无正化合价(只有与氟化合时才显正价)。
④稀有气体元素通常只有0价；现在发现能跟稀有气体元 素反应的只有氟，在稀有气体的氟化物中，稀有气体显正化合 价。
4．同周期元素金属性、非金属性的递变规律(元素原子半径的周期性变化。
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。
2．元素性质的周期性变化 (1)元素主要化合价的周期性变化。
规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现 ＋__1_→__＋__7_，最低负化合价呈现－__4_→__－__1_的周期性变化。
2．认识同周期元素性质的递变规律时，是选择了第三周 期元素为代表来进行探究的，为什么不选择第一、第二周期元 素呢？
提示：研究事物的普遍性或递变性的时候，要选择最能体 现普遍性的事物去研究，而且研究的个体对象数目不能太少。 第一周期元素只有两种，个体数量太少，并且每一种从在整个 周期表的位置来看，都占据了两个顶点的位置，很可能更具有 其特殊性；第二周期虽然有八种元素，但金属太少，非金属 多，不像第三周期的八种元素那样，有三种典型的金属和四种 典型的非金属以及一种稀有气体，构成一个完整的研究体系； 加上第二周期的大多数元素是每一个主族原子序数最小的，在 周期表中的位置是最上边的，可能还有比第三周期元素更多的 特殊性。
新思维·名师讲堂
元素周期律
●教材点拨
1．原子核外电子排布的变化规律
原子序数
1～2 3～10 11～18
电子 层数
1 2 3
内层相应 电子数
0 2 28
最外层电子数(周期 性变化)
由1个增加到2个 由1个增加到8个 由1个增加到8个

第一章 第二节 第2课时 元素周期律-高二化学人教版(2019)选择性必修2课件

第一章 第二节 第2课时 元素周期律-高二化学人教版(2019)选择性必修2课件

03
电负性
二、电负性的应用
3.判断化合物中元素化合价的正负
电负性数值大的元素原子吸引电子的能力强，元素的化合价 通常为负价；
电负性数值小的元素原子吸引电子的能力若，元素的化合价 通常为正价。
例3.电负性：H为2.1，C为2.5，Si为1.8， 则CH4中碳元素化合价为_－__4_价_，氢元素化合价为_＋__1_价_； SiH4中硅元素化合价为_＋__4_价_，氢元素化合价为－__1_价__
02
电离能
三、逐级电离能
1.逐渐电离能的变化趋势
同一元素原子的逐级电离能 越来越大。
首先失去的是能量最高的电 子，故第一电离能最小；失 去电子后形成阳离子，所带 正电荷对电子的吸引力更强， 从而逐级电离能越来越大。
02
电离能
三、逐级电离能
2.逐渐电离能与主族元素的价电子数及化合价的关系
主族元素的逐级电离能在逐 渐增大的过程中会发生一次 突变，因为电子是分层排布 的，相较于外层电子，内层 电子很难失去。
Y
原子核外s能级上的电子总数与p能级上的电子总数相等，但 第一电离能都高于同周期相邻元素
Z 其价电子中，在不同形状的原子轨道中运动的电子数相等
N 只有一个不成对电子
请完成下列空白(请填元素符号) ： (1)写出各元素的元素符号：W:__H__ 、X:__O__、Y:_M__g_、Z:__S_i _、N:__C_l_。 (2)X、Y和Z三种元素的原子半径由大到小的顺序:_M__g_>_S_i_>_O__。
注意：不能将电负性1.8作为划分金属和非金属的绝对标准， 如锑、铅、铋等金属元素的电负性均为1.9。
03
电负性
二、电负性的应用
2.判断化学键的类型

高中化学第一章 第二节 元素周期律(第2课时)优秀课件

高中化学第一章 第二节 元素周期律(第2课时)优秀课件
氧酸〕的酸性强弱； 4、单质间的置换反响。
实验一
现象 镁与冷水反响缓慢，滴入
取一小段镁带， 酚酞试液粉红色。加热至沸
用砂纸磨去表 面的氧化膜, 放入试管中。 向试管中加入
腾后反响加快，产生气泡， 溶液红色加深。
化学方程式
2mL水,并滴 入2滴酚酞溶
△
Mg + 2H2O == Mg(OH)2+H2
液。观察现 象。过一会儿 加热试管至水
3、X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形成化合物X2Y
和X2Y2，又知Y的原子序数小于X的原子序数，那么两种元
A 素的原子序数之和为( )
A.19
B.18
C.27
D.9
4、以下各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小
C 的是…………………………………( )
A．KCl B．NaBr
C．LiI D．KF
第一章 物质结构 元素周期Байду номын сангаас 第二节 元素周期律〔第2课时〕
电子层(n) 字母表示
能量
1 2 34567
K LMN OP Q
低
高
思考与交流：观察课本P13表1-2总 结每层最多可以排布的电子数目
在课本P14-15表中写出元素周期表前三 周期元素〔1-18号〕的符号及原子的核外电 子 排布〔用原子结构示意图表示〕
原子半径 大→小 原子半径 大→小
结论：
1~18号元素的核外电子排布、
同周期元素随原子序数原递子增半径，和化主合要化价合呈价周期性变化。
主族元素最高正价主=要最外化层合电价子：数正=主价族+1族→序0数
负价=最外层电子数-8 注意：F、O无正价，金属无负价

高中化学必修2 第1章 《物质结构 元素周期表》核心知识点

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） 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 Li 2O 2Na + O 2 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。

点燃 点燃 过渡元素结论：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。

（二）卤族元素：１、原子结构相似性：最外层电子数相同，都为7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．物理性质的递变性：（从Ｆ2到Ｉ2）（１）卤素单质的颜色逐渐加深；（２）密度逐渐增大；（B r2反常）（３）单质的熔、沸点升高3、化学性质（1）卤素单质与氢气的反应：Ｘ2 ＋H2＝2 HXF2Cl2Br2I2卤素单质与H2的剧烈程度：依次增强；生成的氢化物的稳定性：依次增强（HF 最稳定）（2）卤素单质间的置换反应2NaBr +Cl2＝2NaCl + Br2氧化性：Cl2________Br2；还原性：Cl－_____Br－2NaI +Cl2＝2NaCl + I2氧化性：Cl2_______I2；还原性：Cl－_____I－2NaI +Br2＝2NaBr + I2氧化性：Br2_______I2；还原性：Br－______I－结论：F2 F-Cl2 Cl-Br2 Br-I2 I-单质的氧化性：从下到上依次增强（F2氧化性最强）,对于阴离子的还原性：从上到下依次增强（I-还原性最强）结论：①非金属性逐渐减弱②原子结构的递变性导致化学性质的递变性。

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————————[易错易混小结]—————————
1．在元素周期表中的氯、硫、磷附近探索研制农药的材料,
但并不是含有这几种元素的化合物都有毒，如NaCl。
2．元素的“位、构、性”之间的关系只适用于主族元素， 不适用于副族元素，如Fe的最外层电子数为2，但其最高正
价却不是＋2价。
3．氟是第ⅦA族元素，只有－1价和0价，无正价；氧一般 显－2价，在Na2O2中显－1价；氢显＋1价，但在NaH中显 －1价。
8电子 ②最低负化合价等于使它达到________________ 稳定结构
所需得到的电子数。 8 ③最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于_______ 。
3．元素周期表和元素周期律的应用
原子结构 (1)根据元素在周期表中的位置推测其________________ 和 性质 ________________ 。
[解析 ]
由题意可知四种元素在周期表中的相对位置为
，根据同周期元素原子半径从左到右逐渐减小，同主 族元素原子半径从上到下逐渐增大可知 A 正确。若 W 为氧元 素， Z 为硫元素，可形成 SO2、 SO3 两种化合物，B 错误。如 果 W 为碳元素， Z 为硅元素，则甲烷的沸点小于硅烷的沸点， C 错误。 W 与 Y 原子序数相差 5，若 W 为氮元素， Y 为镁元 素，则二者形成化合物的化学式为 Y3W2。
自我测评————————(做一做) 1．判断正误： (1)根据元素周期律可知金属性最强的是铯，非金属性最强的 是氦。( × ) 分析：氦是稀有气体元素，非金属性最强的是氟。 (2)金属不可能具有非金属性，非金属不可能具有金属性。
( × ) 分析：位于分界线附近的元素，既能表现一定的金属性，
也能表现一定的非金属性，如晶体硅具有金属光泽，是半
正确；与镭同主族的Mg、Ca的碳酸盐都难溶于水，可知镭
的碳酸盐也难溶于水，D项正确。
题组二
原子结构、元素性质与元素周期表的综合推断
元素性质或原子结构 M层上有6个电子 最外层电子数是次外层电子数的2倍 常温下单质为双原子分子，其氢化物水溶液 呈碱性 元素最高正价是＋7价 其单质既能与酸反应，又能与强碱反应，都 产生H2
[认知总结] 元素的“位置”、“结构”、“性质”之间的关系及应用
应用“位置”、“结构”、“性质”三者的关系解答问题时
要注意掌握以下几个方面：
(1)掌握四个关系式 电子层数＝周期序数 最外层电子数＝主族序数 主族元素的最高正价＝族序数 最低负价＝主族序数－8 (2)熟练掌握周期表中的一些特殊规律 ①前六周期元素种类数(分别为2、8、8、18、18、32)。 ②稀有气体元素原子序数(分别为2、10、18、36、54、86) 和所在周期(分别在一到六周期)。 ③同族上下相邻元素原子序数的关系(相差2、8、18、32等 各种情况)。 ④同周期ⅡA族与ⅢA族元素原子序数差值(特例 ①绝大多数原子的原子核是由质子和中子构成的，只有氕(H) 原子核无中子。
②元素周期表中的周期一般都是从金属元素开始，但第一周
期例外，是从非金属元素(氢元素)开始的。 ③所有元素中，碳元素形成的化合物种类最多。
④非金属单质一般不导电，但石墨导电,晶体硅是半导体。
2．现有部分短周期元素的性质或原子结构如表： 元素编号 T X Y Z W
(1)元素X的一种同位素可测定文物年代，这种同位素的符 14 6C 号是________ 。
(2)元素Y与氢元素形成一种离子YH，写出检验某溶液中含该微
粒的方法： 取适量溶液滴入试管中，向试管中滴加浓 NaOH 溶液，加热，若产 __________________________________________________ ＋ 生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，则可证明溶液中含 NH 4 _____
－ ＋
[解析] 本题考查元素周期表和元素周期律知识，是高考常考 点。首先根据短周期元素位置推知 X、Y、Z、W、Q 分别为 N、 O、 Al、 S、 Cl。 A 项，N、Al 最高正价之和为 8， A 正确。B 项，比较原子半径大小主要看电子层数，其次看核电荷数，所 以原子半径大小顺序为 rAl＞rS＞rCl＞rN＞rO，B 错误。 C 项， － ＋ O2 与 Al3 核外电子数和电子层数都相同，C 错误。 D 项，酸 性 HClO4＞ H2SO4， D 错误。
第一章
物质结构
元素周期律
第2课时
元素周期表和元素周期律
的应用
第一章
物质结构
元素周期律
[学习目标]
1．了解元素周期表中金属元素、非金属元素的简单分区。 2.认识元素周期表是元素周期律的具体体现。 3.体会元素周
期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。
知识点
元素周期表和元素周期律的应用
阅读教材P17～P18，思考并填空 1．元素的金属性和非金属性
[解题指导] 研究此类问题要从“位、构、性”的关系去分析， 由元素在周期表中的相对位置和周期数与族序数的关系，推断出 元素,然后运用元素周期律推出物质的有关性质及其递变规律。
(2015· 四川成都高一期末)已知 W、X、Y、 Z 为短周期 元素，W、Z 同主族，X、Y、Z 同周期，W 的气态氢化物的稳 定性大于 Z 的气态氢化物的稳定性，X、 Y 为金属元素， X 的 阳离子的氧化性小于 Y 的阳离子的氧化性。 下列说法正确的是 ( A ) A． X、 Y、 Z、 W 的原子半径依次减小 B． W 与 Z 只能形成一种化合物 C． W 的气态氢化物的沸点一定高于 Z 的气态氢化物的沸点 D．若 W 与 Y 的原子序数相差 5，则二者形成化合物的化学式 一定为 Y2W3
[规律方法]
元素推断题的解题思路
[题组训练] 题组一 元素周期表与元素性质的推断 ) 1．(2015· 福建泉州高一检测)镭是第七周期第ⅡA族元素， 下列关于镭的性质的描述中不正确的是(B A．镭比钙金属性更强 C．在化合物中呈＋2价 B．氢氧化物呈两性 D．碳酸盐难溶于水
解析：由题意知镭与钙在同一主族，且原子序数比钙大，则 金属性镭大于钙，氢氧化物的碱性大于Ca(OH)2，A项正确, B项错误；镭最外层有2个电子，在化合物中呈＋2价，C项
导体。
2．思考： (1)从原子结构角度分析,决定元素化学性质的因素有哪些？
提示：元素的性质取决于原子核对最外层电子的吸引力。核
电荷数越大、原子半径越小，原子核对最外层电子的吸引力 越大，越难失电子，越易得电子，即元素的非金属性越强， 金属性越弱。 (2)最外层电子数相同的元素的性质一定相似吗？ 提示：不一定。如He和Mg的最外层电子数都是2，但性质 差别很大；即使处于同一主族．从上到下非金属性逐渐减弱， 金属性逐渐增强，如第ⅣA族由非金属过渡到金属，C和 Pb 的性质也有很大的差别。
⑤氟无正价，氧无最高正价；在Na2O2中氧显－1价，在 NaH中氢显－1价。
[典例剖析]
(2015· 浙江温州高一期末)短周期元素 X、Y、Z、W、Q 在 元 素 周 期表 中 的 相对 位 置 如图 所 示 。下 列 说 法正 确 的是 ( A )
A．元素 X 与元素 Z 的最高正化合价之和的数值等于 8 B．原子半径的大小顺序为 rX＞ rY＞ rZ＞ rW＞ rQ C．离子 Y2 和 Z3 的核外电子数和电子层数都不相同 D．元素 W 的最高价氧化物对应的水化物的酸性比 Q 的强
解析：由题意知 T 为硫， X 为碳， Y 为氮， Z 为氯， W 为铝。 (1)碳元素的一种核素14 6 C 可测定文物年代。 (2)常利用铵盐与碱共热产生碱性气体 NH3 的方法检验 NH4 的存 在。 (3)Cl 位于第三周期第Ⅶ A 族，元素 Cl 与 S 相比，非金属性较强 的应为 Cl， 可用氢化物的稳定性、 非金属元素最高价氧化物对应 水化物的酸性强弱及非金属间的相互置换反应等来判断。 (4)T、 X、 Y、 Z 四种元素的最高价氧化物对应的水化物分别为 H2SO4、 H2CO3、 HNO3、 HClO4，其中只有 H2CO3 是弱酸，其 余均为强酸。HClO4 为强酸，书写离子方程式时注意拆分。
(4)探寻物质性质的差异性是学习化学的重要方法之一。T、 X、Y、Z四种元素的最高价氧化物对应的水化物中化学性质 H2CO3 明显不同于其他三种的是________________ ，理由是 H2CO3为弱酸(或非氧化性酸) ____________________________________ 。Z的最高价 氧化物对应的水化物与W的最高价氧化物对应的水化物反应 的离子方程式为 3H＋＋Al(OH)3===Al3＋＋3H2O _______________________________________________ _。
第三周期第ⅦA族 __________________________________________________ Cl ___。 b (3)元素Z在周期表中的位置是_________________________ ， 元素Z与元素T相比，非金属性较强的是________(用元素符号 表示)，下列表述中能证明这一事实的是________(填序号)。 a．常温下Z的单质和T的单质状态不同 b．Z的氢化物比T的氢化物稳定 c．一定条件下，Z和T的单质都能与氢氧化钠溶液反应
增强 Al Si 非金属 金属
增强
特别提醒
(1)分界线左边的是金属元素(H除外)，右边的是
非金属元素。 (2)周期表左下角是金属性最强的元素(铯)，右上角是非金属 性最强的元素(氟)。
(3)分界线附近的元素既有金属性又有非金属性。
2．元素的化合价与元素在周期表中的位置之间的关系 族序数 (1)主族元素最高正化合价＝________________ ＝ 最外层电子(价电子)数 __________________________ 。 (2)非金属元素的化合价 ①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的 最外层电子数 ________________ 。