第二课时 元素周期律 精品课件【新教材】人教版高中化学选择性必修2(共52张PPT)
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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-
人教版高中化学必修二课件元素周期律
高中化学课件
灿若寒星整理制作
元素周期律 （Periodic Law of Elements）
元素周期表的发现者 ——门捷列夫
门捷列夫完成了 科学史上的一个 勋业。
原子序数
1913年： 元素的性质随着原子序数
的递增呈周期性的变化。
Henry Moseley
原子序数 = 核电荷数 = 质子数
一、核外电子排布的周期性变化
原子序数
11
元素符号
Na
单质与水(或 冷水 酸)反应情况 剧烈
氢氧化物 碱性强弱
NaOH 强碱
12
13
Mg
Al
热水较快 盐酸剧烈
盐酸 较快
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3
两性氢氧
化物
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 14
15
16
17
元素符号 Si
P
S
Cl
单质与H2化 高温 磷蒸气 合的难易
(2)当核外电子层数不同时，电子层数越多，粒子半径＿越大
如： Li＿＞Na＿＞K F＿＞Cl＿＞Br＿＞I
(3)当核外电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越
多，粒子半径＿越大
如：Cl-＿＞Cl
科学探究3：随着原子序数的递增，元素 的化合价呈现什么规律性的变化？
元素主要化合价的周期性变化
三、化合价的周期性变化 化合价：+1 +4 +7
加热
光照或点燃 爆炸化合
气态氢化物 的稳定性
很不SiH稳4定
不P稳H定3
H2S
HCl
不很稳定 稳定
最高价氧化 物对应水化
物的酸性
H4SiO4 极弱酸
灿若寒星整理制作
元素周期律 （Periodic Law of Elements）
元素周期表的发现者 ——门捷列夫
门捷列夫完成了 科学史上的一个 勋业。
原子序数
1913年： 元素的性质随着原子序数
的递增呈周期性的变化。
Henry Moseley
原子序数 = 核电荷数 = 质子数
一、核外电子排布的周期性变化
原子序数
11
元素符号
Na
单质与水(或 冷水 酸)反应情况 剧烈
氢氧化物 碱性强弱
NaOH 强碱
12
13
Mg
Al
热水较快 盐酸剧烈
盐酸 较快
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3
两性氢氧
化物
金属性 Na > Mg > Al
原子序数 14
15
16
17
元素符号 Si
P
S
Cl
单质与H2化 高温 磷蒸气 合的难易
(2)当核外电子层数不同时，电子层数越多，粒子半径＿越大
如： Li＿＞Na＿＞K F＿＞Cl＿＞Br＿＞I
(3)当核外电子层数相同，核电荷数相同，核外电子数越
多，粒子半径＿越大
如：Cl-＿＞Cl
科学探究3：随着原子序数的递增，元素 的化合价呈现什么规律性的变化？
元素主要化合价的周期性变化
三、化合价的周期性变化 化合价：+1 +4 +7
加热
光照或点燃 爆炸化合
气态氢化物 的稳定性
很不SiH稳4定
不P稳H定3
H2S
HCl
不很稳定 稳定
最高价氧化 物对应水化
物的酸性
H4SiO4 极弱酸
新课标人教版高中化学必修二第一章《第二节 元素周期律》精品课件
5.下列半径最大的微粒是 （ C ） A. F B. Mg 2+ C. ClD. Ca2+ 6．主族元素X的阳离子和Y元素的阴离子具有 与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是 ( CD ) (A)X的原子序数比Y的小 (B)X原子的最外层电子数比Y的大 (C)X的原子半径比Y的大 (D)X元素的最高正价比Y的小
元素周期律
练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，
Mg最外层有2个电子；
BC
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定
液，观察现 象；过一会 加热至沸， 再观察现 象。
反应式：
△ Mg + 2H2O == Mg(OH)2 + H2
结论： 镁元素的金属性比钠弱
实
验
取铝片和
现象： 镁与铝均能与盐 酸反应产生气泡。但镁 反应更剧烈。 反应：
Mg + 2HCl = MgCl2 + H2 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2
元素的性质随着原子序数的递增而呈 周期性的变化。
2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是： A、Cl2比S易与H2化合 B、HCl比H2S稳定
C、酸性HCl ＞H2S S的最高正价为+6
AB
D、Cl的最高正价为+7，
3.下列递变规律不正确的是 （ C ） A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强 C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高
人教版高中化学必修2课件 元素周期律
最高价氧化物 对应的水化物 H2SiO3 （含氧酸）酸 弱酸 性强弱
H2SO4 强酸
元素周期律
通过上表分析，能得出第三周期元素的金属性与 非金属性变化情况如何？
元素周期律
14Si 15P 16S 17Cl
对应最高价氧化物
最高价氧化物对应的水化物
SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
元素周期律
2、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：（ BC ）
A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子
B、Na能与冷水反应，而Mg不能
C、碱性NaOH ＞Mg(OH)2
D、 Na不能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来
元素周期律
3、已知铍的原子序数为4，下列对铍及其化合物 的叙述中正确的是（ C ） A. 铍的核电荷数大于硼的核电荷数 B. 铍的金属性比锂强 C. 氢氧化铍的碱性比氢氧化钙弱
最高价氧 化物对应 水化物碱 性
NaOH 强碱
Mg(OH)2 中强碱
Al(OH)3 两性 氢氧化物
结论： Na Mg Al
金属性逐渐减弱
元素周期律
Si 单质与氢气反 应的条件 高温 P S 加热 Cl
磷蒸气 与氢气 能反应
H3PO4 中强酸
光照或点燃时 发生爆炸而化 合
HClO4 最强酸（比硫 酸酸性强）
元素周期律
知识点——元素周期律
元素周期律
1.核外电子排布
元素周期律
对1－18号元素的核外电子排布进行研究，是 否发现某些规律？
随着原子序数的递增，原子核外电子排 布呈周期性变化。（由1－8）
元素周期律
+1
0
人教版化学必修二元素周期律课件
元素的原子半径由__质__子_数__、__电__子__层_数__决定 元素的化学性质主要由___最__外__层__电_子__数____决定 元素的化合价主要由_____最_外__层__电__子__数___决定 金属元素的原子最外层电子数一般少于4，易失电子
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
达稳定结构表现金属性。 非金属元素的原子最外层电子数一般多于4，易得电子
结论非金属性 Si < P < S < Cl
性质
Si
P
S
ClBiblioteka 非金属单 质与氢气 反应条件 及氢化物
稳定性
高S解i与 生温，H4氢 成易，易分气 的燃化氢合化蒸气P易H由物气反燃3不难稳与应稳氢，到定定易性，增H分须2S解强加受热热，
一. 原子核外电子的排布
1. 电子层－表示运动着的电子离核远近及能量高低
含多个电子的原子中， 电子是分层排布的。能量较 低的电子运动在离核较近的 区域，能量较高的电子运动 在离核较远的区域。
电子层数( n ) 1 2 3 4 5 6 7 电子层符号 K L M N O P Q
内层 能量由低到高
外层
不能孤立应用
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
3.核外电子排布的表示方法
(1)原子或离子结构示意图
Cl +17 2 8 7
该层电子数
核电荷数
电子层
(2)电子式：示意原子最外层电子数
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
人教版化学必修二1.2元素周期律_课 件
4.原子结构与元素化学性质的关系
+1 +2 +3 +4 +5
0
－4 －3 －2 －1
Na Mg Al Si P S Cl Ar
【高中化学】元素周期律课件 高二化学人教版(2019)选择性必修2
元素的电负性(稀有气体未计)。
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
(2)递变规律
①同周期:自左向右,主族元素的电负性逐渐 变大 (稀有气体元素除外)。
②同主族:自上而下,元素的电负性逐渐变小。
(3)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。
①金属元素的电负性一般小于1.8。
②非金属元素的电负性一般大于1.8。
③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既有金属性,又有
顺序为
答案 (1)①<
(2)H<C<O
。
。
,电负性大小
。
②>
> ③<
<
④>
(3)Na<Al<Mg<Si<S<P<Cl<Ar
(4)F>Cl>Br>I
F>Cl>Br>I
课堂篇 素养提升
探究1
微粒半径大小比较的方法规律
【问题探究】
材料:元素周期表中部分元素原子与离子半径的对比(单位:pm)
稀有气体一般不参与原子半径的比较
3.电负性
(1)相关定义
①键合电子:元素相互化合时,原子之间产生化学作用力,形象地叫做
化学键,原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。
②电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越
大的原子,对键合电子的吸引力越大。
③衡量标准:以氟的电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准,得出了各
种元素用短线连接起来,构成完整的图像。
(2)由材料1可知,第ⅡA族和第ⅤA族元素的第一电离能比同周期的相邻元
素都高,解释原因。
提示 同周期元素中,第ⅡA族元素的价层电子排布为ns2,第ⅤA族元素的价
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
元素周期律课件(最新)高中化学必修二PPT(61页)
元 素 周 期 律 课件（ 最新） 高中化 学必修 二PPT( 61页)
元 素 周 期 律 课件（ 最新） 高中化 学必修 二PPT( 61页)
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较。 ①依据。 a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为_C_l_>_S_>_P_>_S__i 。 b ． Si 、 P、 S 、 Cl 的 最 高 价 氧 化 物 的 水 化 物 的 酸 性 由 强 到 弱 的 顺 序 为 __H__C_l_O__4>_H__2_S_O_4_>_H__3P_O__4_>_H_2_S_i_O_3____________。 ②结论：Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为_C__l>_S_>__P_>_S_i。
2．Cl 是元素周期表中第 17 号元素，下列正确表示 Cl－结构示意图的是( C )
解析：根据核外电子排布规律，17 号元素原子结构示意图为
结构示意图为
。
，Cl－
3．下列有关叙述正确的是( A ) A．原子核外电子先排内层再排外层，由内到外电子的能量越来越高
B．19 号元素 K 的原子结构示意图可写成 C．从 Li―→F，Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1 价―→＋7 价的 变化 D．第 3 周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
(8)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的原子有 Li、P。 (9)电子层数与最外层电子数相等的原子有 H、Be、Al。 (10)电子层数是最外层电子数 2 倍的原子是 Li。 (11)最外层电子数是电子层数 2 倍的原子有 He、C、S。 (12)原子核中无中子的原子是11H。
二、原子结构的周期性变化 1．原子核外电子排布的周期性变化：
元 素 周 期 律 课件（ 最新） 高中化 学必修 二PPT( 61页)
(2)Si、P、S、Cl非金属性强弱的比较。 ①依据。 a．Si、P、S、Cl的单质与H2化合时条件由易到难的顺序为_C_l_>_S_>_P_>_S__i 。 b ． Si 、 P、 S 、 Cl 的 最 高 价 氧 化 物 的 水 化 物 的 酸 性 由 强 到 弱 的 顺 序 为 __H__C_l_O__4>_H__2_S_O_4_>_H__3P_O__4_>_H_2_S_i_O_3____________。 ②结论：Si、P、S、Cl的非金属性由强到弱的顺序为_C__l>_S_>__P_>_S_i。
2．Cl 是元素周期表中第 17 号元素，下列正确表示 Cl－结构示意图的是( C )
解析：根据核外电子排布规律，17 号元素原子结构示意图为
结构示意图为
。
，Cl－
3．下列有关叙述正确的是( A ) A．原子核外电子先排内层再排外层，由内到外电子的能量越来越高
B．19 号元素 K 的原子结构示意图可写成 C．从 Li―→F，Na―→Cl，元素的最高化合价均呈现从＋1 价―→＋7 价的 变化 D．第 3 周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强
(8)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的原子有 Li、P。 (9)电子层数与最外层电子数相等的原子有 H、Be、Al。 (10)电子层数是最外层电子数 2 倍的原子是 Li。 (11)最外层电子数是电子层数 2 倍的原子有 He、C、S。 (12)原子核中无中子的原子是11H。
二、原子结构的周期性变化 1．原子核外电子排布的周期性变化：
第1章 第2节 第2课时 元素周期律课件-2024-2025学年【新教材】人教版高中化学选择性必修2
体系构建
返 首 页
必备 知识 自主 预 习
返 首 页
一、原子半径 1．影响因素
增大
减小
返 首 页
2．递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径 越小(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。
返 首 页
分析微粒半径大小比较的关键是什么？ [提示] 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。
(2)根据电离能数据，确定元素在化合物中的化合价。如 K：I1
≪I2<I3，表明 K 原子易失去一个电子形成＋1 价阳离子。
(3)判断元素的金属性、非金属性强弱：I1 越大，元素的非金属
性越强；I1 越小，元素的金属性越强。
返
首
页
1．下表列出了某短周期元素 R 的各级电离能数据(用 I1、I2……表示，单位 为 kJ·mol－1)。
于 1.8，而位于金属、非金属界线两侧的元素的电负性则在 1.8 左右，
它们既有金属性，又有非金属性。
(2)金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电
负性越大，非金属元素越活泼。 返 首 页
2．判断元素的化合价 (1)电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的 化合价为正值。 (2)电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的 化合价为负值。
返 首 页
3．在下列横线上，填上适当的元素符号。 (1)在第三周期中，第一电离能最小的元素是________，第一电 离能最大的元素是________。 (2)第二、三、四周期元素中 p 轨道半充满的原子分别是________。 (3)电负性相差最大的两种元素是________(放射性元素除外)。
2.1第2课时元素周期律(教学课件)——高二化学人教版(2019)选择性必修2
性质相似，被称为“对角线规则”。
大本练习册P26
1.下列说法不正确的是( A ) A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的 电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱 的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力 越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
原子的各级电离能逐渐增大:I1<I2<I3…
原因：随着电子的逐个失去，阳离子所带 的正电荷越来越多，再要失去一个电子所 需克服引力越来越大，消耗的能量越来越 多，所以原子的逐级电离能越来越大。
思考讨论 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+
一、原子半径
1、原子半径递变规律 • 同周期主族元素，从左到右，原子半径减小。 • 同主族元素，从上到下，原子半径增大。
2、原子半径的决定因素 （1）电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。
（2）核电荷数 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。
这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
易错辨析2
- 27 -
× (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。( )
提示 第一电离能越大的原子失电子的能力越弱。
√ (2)可由原子的各级电离能的数值大小判断元素的化合价。( ) × (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。( )
(4)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元
√ 素的第一电离能。( )
D.1s22s22p63s23p4
大本练习册P26
1.下列说法不正确的是( A ) A.第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小,而第ⅦA族元素的 电负性从上到下逐渐增大
B.电负性的大小可以作为衡量元素的金属性和非金属性强弱 的尺度
C.元素的电负性越大,表示其原子在化合物中吸引电子的能力 越强
D.NaH的存在能支持可将氢元素放在第ⅦA族的观点
第三电离能和第四、第五电离能依此类推。
原子的各级电离能逐渐增大:I1<I2<I3…
原因：随着电子的逐个失去，阳离子所带 的正电荷越来越多，再要失去一个电子所 需克服引力越来越大，消耗的能量越来越 多，所以原子的逐级电离能越来越大。
思考讨论 这些数据与钠、镁、铝的化合价有什么关系? Na→Na+ Mg→Mg2+ Al→Al3+
一、原子半径
1、原子半径递变规律 • 同周期主族元素，从左到右，原子半径减小。 • 同主族元素，从上到下，原子半径增大。
2、原子半径的决定因素 （1）电子的能层数
电子的能层越多，电子之间的排斥作用将使原子的半径增大。
（2）核电荷数 核电荷数越大，核对电子的吸引作用也越大，将使原子的半径减小。
这两个因素综合的结果使原子半径呈现周期性的递变。
易错辨析2
- 27 -
× (1)第一电离能越大的原子失电子的能力越强。( )
提示 第一电离能越大的原子失电子的能力越弱。
√ (2)可由原子的各级电离能的数值大小判断元素的化合价。( ) × (3)铝的第一电离能比镁的第一电离能大。( )
(4)同一周期典型金属元素的第一电离能总是小于典型非金属元
√ 素的第一电离能。( )
D.1s22s22p63s23p4
元素周期律课件高二化学人教版选择性必修2
2.影响因素 (1)同周期，核电荷数占主导； (2)同主族，能层数数占主导。
【随堂训练】1.比较下列微粒半径的大小
(1) Na、Mg、Al： r(Na)>r(Mg)>r(Al)
；
(2) Li、Na、K： r(K)>r(Na)>r(Li)
；
(3) O、F、Na： r(Na)>r(O)>r(F)
；
(4) O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
的递变规律有何联系？
电
金 属
负性
性逐
减 小
渐 增 强
电负性增大 非金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，
元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 ②电负性 ＜ 1.8 ③电负性 ≈ 1.8
非金属元素 【注意】特例：
【评价任务】课本P28，T6 6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
元素 R
电离能/(kJ·mol—1)
I1
I2
I3
I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( A )
A. R元素基态原子的电子排布式为 B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C. R元素的最高正化合价是＋2价 D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个 电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。
镁的I1和I2小相差不多，但I2比I3小很多，所以镁容易 失去两个电子形成+2价Mg2+。
铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，所以铝容 易失去两个电子形成+3价Al3+。
【随堂训练】1.比较下列微粒半径的大小
(1) Na、Mg、Al： r(Na)>r(Mg)>r(Al)
；
(2) Li、Na、K： r(K)>r(Na)>r(Li)
；
(3) O、F、Na： r(Na)>r(O)>r(F)
；
(4) O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋
的递变规律有何联系？
电
金 属
负性
性逐
减 小
渐 增 强
电负性增大 非金属性逐渐增强
【任务三】电负性的应用
1.判断元素种类及金属性和非金属性强弱
电负性越大，元素的非金属性越强；电负性越小，
元素的非金属性越弱，金属性越强。
①电负性 ＞ 1.8 ②电负性 ＜ 1.8 ③电负性 ≈ 1.8
非金属元素 【注意】特例：
【评价任务】课本P28，T6 6. 下表列出了某短周期元素R的各级电离能数据
元素 R
电离能/(kJ·mol—1)
I1
I2
I3
I4 ……
740 1 500 7 700 10 500
关于元素R的下列推断中，错误的是( A )
A. R元素基态原子的电子排布式为 B. R元素位于元素周期表中第ⅡA族 C. R元素的最高正化合价是＋2价 D. R元素的第一电离能高于同周期相邻元素
钠的I1比I2小很多，说明失去第一个电子比失第二个 电子容易很多，所以钠容易失去一个电子形成+1价Na+。
镁的I1和I2小相差不多，但I2比I3小很多，所以镁容易 失去两个电子形成+2价Mg2+。
铝的I1、I2、I3相差不多，但I3比I4小很多，所以铝容 易失去两个电子形成+3价Al3+。
高二下学期化学人教版选择性必修2课件122元素周期律
电负性数值 大的元素
吸引键合电 子的能力强
元素的化合 价为负值
如：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_
电负性的应用 4、解释元素的“对角线”规则
(书29-11)W、X、Y、Z、N是原子序数依次增大的5种短周期元素，其元 素性质或原子结构如下：
元素
元素性质或原子结构
W 电子只有一种自旋取向
X
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 电离能都低于同周期相邻元素
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
可能是T元素
U 420 3100 4400 5900
短周期元素X的第一至第六电离能分别为
I1＝578 kJ·mol－1
I2＝1 817 kJ·mol－1
I3＝2 745 kJ·mol－1 I4＝11 575 kJ·mol－1
I5＝14 830 kJ·mol－1 I6＝18 376 kJ·mol－1
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？ 1、以ⅠA、ⅦA族为例，同主族元素的第一电 离能变化有何规律？
随着核电荷数递增，同主族元素从上到下 第一电离能变小。
原因：同主族原子半径增大，核对最外层电子的吸引力减小， I1逐渐减小。
原子的第一电离能随核电荷数递增有什么规律呢？ 2、以二、三周期为例，同周期元素的第一电 离能变化有何规律？
知识回顾 碱金属元素的化学性质的递变性
价电子排布 原子半径/nm
Li
2s1
0.152
高中化学人教版(2019)选择性必修2课件第一章第二节第2课时元素周期律
化学
3.下列化合物中阳离子半径与阴离子半径比值最小的是(
A.NaF
B
)
B.MgI2
C.BaI2 D.KBr
解析:题中阳离子半径由小到大的顺序为r(Mg+)<r(Na+)<r(K+)<r(Ba2+),
阴离子半径由大到小的顺序为r(I-)>r(Br-)>r(F-)。要使r(阳)/r(阴)
最小,应取r(阳)最小的与r(阴)最大的相比,即r(Mg2+)/r(I-)最小。
通过电子数或核电荷数相同的微粒
做参照物
r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)
同种元素的原子和离子
核外电子数越多,半径越大;价态越
高,半径越小
r(Cl-)>r(Cl),r(Fe)>
r(Fe2+)>r(Fe3+)
r(Al3+)<r(O2-)<r(S2-)
[凝练素养] 通过微粒半径大小比较模型、方法的学习,发展模型认知素养。
么样?
提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。
问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?
提示: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。
(1)同周期:从左至右,核电荷数越 大 ,半径越 小
。
(2)同主族:从上到下,能层越 多 ,半径越 大 。
高中化学人教版(2019)选择性必修2课件第1章第2节第2课时元素周期律
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
课后·提能训练
化学 选择性必修2 配人教版
第一章 原子结构与性质
微思考 元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别是什么元素(放 射性元素除外)?
【答案】电负性最大的元素是F，电负性最小的元素是Cs。
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
课后·提能训练
化学 选择性必修2 配人教版
第一章 原子结构与性质
微思考 非金属性越强的元素，其第一电离能就越大吗？举例说明。
【答案】不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强，但氧的第一电 离能小于氮。
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
化学 选择性必修2 配人教版
第一章 原子结构与性质
第二节 原子结构与元素的性质
第2课时 元素周期律
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
课后·提能训练
化学 选择性必修2 配人教版
第一章 原子结构与性质
素养目标
理与模型认知的核心素养
落实规律判断的应用
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
课后·提能训练
化学 选择性必修2 配人教版
知识导图
第一章 原子结构与性质
课前·新知导学
课堂·素养初培
辨析·易错易混
小练·素养达成
1.2.2元素性质第2课时-元素周期律 课件高二化学人教版(2019)选择性必修2
原子核对电子的吸引力越强，第一电离能越大。
二、第一电离能的周期性变化
思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？
ns ⅡA ↑↓
ns
np
ⅢA ↑↓ ↑
B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的， 该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns 能级电子的高
ns
np
ⅤA ↑↓ ↑ ↑ ↑
ns
np
ⅥA ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
图1-21 主族元素原子半径的周期性变化
一、原子半径的周期性变化
同种元素的离子半径 r(Cl-)_＞__r(Cl) r(Fe)_＞__r(Fe2+)_＞__r(Fe3+)
阴离子大于原子，原子大于阳离子， 低价阳离子大于高价阳离子。
能层结构相同的离子 r(O2-)_＞__r(F-)_＞__r(Na+)_＞_r(Mg2+)＞__r(Al3+) 核电荷数越大，半径越小。径小序大，阴前阳后
根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布 如Li：I1≪I2<I3。 表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层 上只有一个电子，易失去__一__个__电__子___形成__＋__1_价___阳离子。
电离能的变化规律
①电离能数值的大小主要取决于原子的 核电荷数 、 能层数 及原子 的 电子构型。
五、电负性的应用
H 2.1
NCl3的化合价？
Li Be 1.0 1.5
B C NO 2.0 2.5 3.0 3.5
Na Mg 0.9 1.2
Al Si P S 1.5 1.8 2.1 2.5
K Ca 0.9 1.0
Rb Sr 0.8 1.0
Ga Ge As Se 1.6 1.8 2.0 2.5
二、第一电离能的周期性变化
思考：第ⅡA元素和第ⅤA元素的反常现象如何解释？
ns ⅡA ↑↓
ns
np
ⅢA ↑↓ ↑
B和Al的第一电离能失去的电子是np能级的， 该能级电子的能量比左边Be和Mg失去的ns 能级电子的高
ns
np
ⅤA ↑↓ ↑ ↑ ↑
ns
np
ⅥA ↑↓ ↑↓ ↑ ↑
图1-21 主族元素原子半径的周期性变化
一、原子半径的周期性变化
同种元素的离子半径 r(Cl-)_＞__r(Cl) r(Fe)_＞__r(Fe2+)_＞__r(Fe3+)
阴离子大于原子，原子大于阳离子， 低价阳离子大于高价阳离子。
能层结构相同的离子 r(O2-)_＞__r(F-)_＞__r(Na+)_＞_r(Mg2+)＞__r(Al3+) 核电荷数越大，半径越小。径小序大，阴前阳后
根据电离能数据，确定元素原子核外电子的排布 如Li：I1≪I2<I3。 表明Li原子核外的三个电子排布在两个能层上(K、L能层)，且最外层 上只有一个电子，易失去__一__个__电__子___形成__＋__1_价___阳离子。
电离能的变化规律
①电离能数值的大小主要取决于原子的 核电荷数 、 能层数 及原子 的 电子构型。
五、电负性的应用
H 2.1
NCl3的化合价？
Li Be 1.0 1.5
B C NO 2.0 2.5 3.0 3.5
Na Mg 0.9 1.2
Al Si P S 1.5 1.8 2.1 2.5
K Ca 0.9 1.0
Rb Sr 0.8 1.0
Ga Ge As Se 1.6 1.8 2.0 2.5
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-13-
探究1
探究2
探究3
素养脉络
随堂检测
课堂篇素养提升
深化拓展 粒子半径的大小比较
原 同周期元素,随着原子序数递增,其原子半径逐渐减小(稀有气体 子 除外)。例如:r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl) 半 同主族元素,随着电子层数递增,其原子半径逐渐增大。例如 径 :r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)
()
5.一般认为元素的电负性小于1.8的为金属元素,大于1.8的为非金属元
素。( )
6.同周期元素从左到右,第一电离能有增大的趋势,故第一电离能
C<N<O。( )
7.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。( )
8.主族元素的电负性越大,元素原子的第一电离能一定越大。( )
答案:1.× 2.√ 3.× 4.× 5.√ 6.× 7.√ 8.×
-14-
课堂篇素养提升
探究1
探究2
探究3
素养脉络
随堂检测
同种元素的粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子,低价阳 离子大于高价阳离子。例如:r(Cl-)>r(Cl);r(Fe)>r(Fe2+)>r(Fe3+) 电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。 例 例如:r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+) 子 带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。例如: 半 r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+);r(O2-)<r(S2-)<r(Se2-)<r(Te2-) 径 核电荷数、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
-8-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
(4)应用:判断元素金属性和非金属性的强弱。 ①金属元素的电负性一般小于1.8。 ②非金属元素的电负性一般大于1.8。 ③位于非金属三角区边界的“类金属”,电负性在1.8左右,既表现 金属性,又表现非金属性。 【微思考3】元素周期表中电负性最大的元素和最小的元素分别 是什么元素(放射性元素除外)? 提示:电负性最大的元素是F,电负性最小的元素是Cs。
-10-
探究1
探究2
探究3
素养脉络
微粒半径
问题探究
原子与离子半径的对比(单位:pm)
H
37
Li
Be B
C
N
152 89
82
77
75
Na Mg Al
Si
P
186 160 143 117 110
K
Ca
232 197
随堂检测
O
F
74
71
S
Cl
102 99
Br
114
课堂篇素养提升
Ne 154 Ar 192
-11-
课堂篇素养提升
探究1
探究2
探究3
素养脉络
随堂检测
H+ຫໍສະໝຸດ H140Li+Be2+
60
31
Na+
Mg2+ Al3+
95
65
50
K+
Ca2+
138 100
N3-
O2-
F-
171 140 136
P3-
S2-
Cl-
212 184 181
Br-
195
已知短周期元素,aA2+、bB+、cC3-、dD-具有相同的电子层结构。结 合上述数据分析:
-6-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
【微思考2】非金属性越强的元素,其第一电离能就越大吗?举例说 明。 提示:不是。如氧的非金属性比氮的非金属性强,但氧的第一电离 能小于氮。
-7-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
3.电负性 (1)键合电子:元素相互化合时原子间产生化学作用力,形象地称为 化学键。原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。 (2)电负性:用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。 电负性越大的原子,对键合电子的吸引力越大。衡量标准:以氟的 电负性为4.0,锂的电负性为1.0作为相对标准。 (3)递变规律。 ①同周期自左向右,元素的电负性逐渐变大(稀有气体元素除外)。 ②同主族自上而下,元素的电负性逐渐变小。
正误判断
课前篇素养初探
1.元素周期律的本质是:随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈 周期性变化。 2.同周期元素自左向右,原子半径逐渐减小,同主族自上而下,原子 半径逐渐增大。 3.同周期元素自左向右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
-3-
知识铺垫
必备知识
1.原子半径
(1)影响因素。
正误判断
-9-
课前篇素养初探
知识铺垫
必备知识
正误判断
1.原子半径:r(Si)>r(C)>r(B)。 ( )
2.离子半径:r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。( )
3.能层数多的元素的原子半径一定比能层数少的元素的原子半径大。
()
4.原子失去2个电子所需要的能量是其失去1个电子所需能量的2倍。
第二课时 元素周期律
-1-
1.分析原子结构中原子核对核外电子作用力的变化,理解原子 半径、第一电离能和电负性的递变规律及其原因,培养宏观辨 素养 识与微观探析的核心素养。 目标 2.通过原子半径、第一电离能和电负性的数据和图示,掌握相 关规律,培养证据推理与模型认知的核心素养。
-2-
知识铺垫
必备知识
课前篇素养初探
(2)递变规律。
-4-
知识铺垫
必备知识
正误判断
课前篇素养初探
【微思考1】除0族元素外,原子半径最小和最大的元素都在第ⅠA 族,该说法是否正确? 提示:正确。原子半径最小的是H,原子半径最大的是Fr,二者都在第 ⅠA族。
-5-
课前篇素养初探
知识铺垫
必备知识
正误判断
2.电离能 (1)第一电离能的概念:气态电中性基态原子失去一个电子转化为 气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。 (2)第一电离能的变化规律。 ①同一周期从左到右,元素的第一电离能呈逐渐增大的趋势。 ②同一主族从上到下,元素的第一电离能逐渐减小。 (3)第ⅢA族和第ⅥA族电离能“异常”的原因。 ①第ⅢA族如B和Al的第一电离能较第ⅡA族Be、Mg小的原因:失 去的能量最高的电子处于np能级,该能级的能量比同周期第ⅡA族 的ns能级的能量高。 ②第ⅥA族如O、S的第一电离能较第ⅤA族N、P小的原因是:第 ⅤA族N、P np能级的电子排布半充满,比较稳定,电离能较高。
(1)试推测四种元素在周期表中的位置?
提示:A、B、C、D不在同一周期。A应位于第三周期第ⅡA族,B应
位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅤA族,D应位于第二周
期第ⅦA族。
-12-
探究1
探究2
探究3
素养脉络
随堂检测
课堂篇素养提升
(2)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C3-、D的离子半径呢? 提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C3->D->B+>A2+。 (3)请比较A与A2+、D与D-的半径大小。 提示:A>A2+ D<D(4)比较微粒半径大小的关键要素是什么? 提示: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对于离子半径的比较,要借助于电子层结构相同的离子半径的递 变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。