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2018人教版化学必修二1-2元素周期律

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人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT

人教版化学必修二第一章第二节-元素周期律优秀课件PPT

ds区，它包括
族，Ⅰ处B于和周Ⅱ期B 表d区和p区之间。它们都
是 ，也属过金渡属元素。
f区元素最后1个电子填充在f轨道上，它包括镧系和锕系元素 （各有15种元素）。
小结
包括元素 s区 ⅠA、ⅡA族 p区 ⅢA～零族 d区 ⅢB～Ⅷ族 ds区 ⅠB、ⅡB族 f区 镧系和锕系
价电子排布 ns1、ns2 ns2np1～6
——依据外围电子的排布特征，看最后一个电子填充的轨道类型。
s区元素 最后1个电子填充在 ns 轨道上，价电子的构型是__n_s1___ 或 ns2 ，位于周期表的 左 侧，包括ⅠA 和 ⅡA族，它们都是 _活__泼__金__属，容易失去电子形成 +1 或 +2价离子。
p区元素最后1个电子填充在 轨道np上，价电子构型是 ，ns2np1～6 位于周期表 右侧，包 ⅢA～Ⅶ族A、元零素族。大部分为 元素非。金属
d区元它素们的价层电子构型是 (n－，1)最d1后～81n个s2电子基本都是填充
在 轨道上(n，－位1于)d长周期的中部。这些元素都是 ，常有可变
化金合属价，为过渡元素。它包括 族元素。 ⅢB～Ⅷ
ds区元价层电子构型是
(n－，1)即d1次0n外s1层～2d轨道是 的，最充外满
层素轨道上有1～2个电子。它们既不同于s区，也不同于d区，称为
元素周期表结构：七主七副七周期 Ⅷ族0族镧锕系
1、某周期ⅡA族元素的原子序数为x，则同周期的ⅢA族元素 的原子序数是( )
A、只有x+1 B、可能是x+8或x+18 C、可能是x+2 D、可能是x+1或x+11或x+25
2、推测核电荷数为87的元素R在周期表中第_____周期第 _______族,下列关于它的性质的说法中错误的是( ) Ａ.在同族元素原子中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为ROH,是一种极强的碱 C.R在空气中燃烧时,只生成化学式为R2O的氧化物 D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸

高中化学必修二课件-1.2元素周期律18-人教版

高中化学必修二课件-1.2元素周期律18-人教版
由内到外，能量逐渐升高
小结出原子核外电 子排布规律
0族元素原子核外电子层排布
核电 元素 元素
各电子层的电子数
荷数 名称 符号 K LM N O P
2
氦
He 2
10
氖
Ne 2 8
18
氩
Ar 2 8 8
36
氪
Kr 2 8 18 8Fra bibliotek54氙
Xe 2 8 18 18 8
86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8
第二节 元素周期律
预习疑惑： 1.每个电子层最多可以排布多少个电子？
2.为什么随着原子序数的递增，元素的电子、原子 半径和化合价都呈周期性变化？
3.元素的金属性和非金属性与原子序数的变化有关 系吗？
4.核电荷数相同时，核电荷数越大，为什么半径越 小？
5.比较引力，是逐渐增强还是逐渐减弱？
6.原子与离子的半径比较有规律？
的电子层。
[练习]1、判断下列示意图 是否正确？为什么？
(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的 排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不 符合次外层电子数不超过18的排布规律。
核外电子排布的表示方法——原子结构示意图法
（1）原子结构示意图 核
内 质 子 数
原子核→
→
KL 层层 上上 的的 电电 子子 数数
原子核外电子的排布
① 分层排布：分别用n = 1、2、3、4、5、6、7来表示从内 到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来 表示）； ② 在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的 区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地
先从内层排起； 1234567

人教版高中化学必修2课件：1.2 元素周期律(共22张PPT)

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2课件 元素周期律

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

人教版高中化学必修二 1.2.2《元素周期律》ppt课件

人教版高中化学必修二 1.2.2《元素周期律》ppt课件

Cl>S>P>Si
③减弱 增强
3．(1)呈周期性的变化 (2)元素原子核外电子排布 二、减小 增大 电子层数 最外层电子数 电子层数 最外层电子数 减小 增大 增大 减小 减弱 增强 增强 减弱 增强 减弱 减弱 增强 难 易 增强 易 难 减 弱 减小 增大 减小 增大
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
(4)请设计一个实验方案，比较⑦、⑩单质氧化性的强弱： ______________________________________________________ __________________。
课堂练习
1．C 同一周期从左到右，原子半径依次减小。 2．C A 项，C 的非金属性比 Si 强，CH4 比 SiH4 稳定；B 项，O2－与 F－核外电子排布相同，F 原子序数大，F－半径小； D 项，P 的非金属性比 As 强，H3PO4 酸性比 H3AsO4 的强。
6．C 同周期元素原子半径从左至右是依次减小的，故 A 错；同主族元素金属性自上而下是增强的，故 B 错；同周期元 素的金属性从左至右越来越弱，故对应碱的碱性也是减弱的， C 正确；同周期的最外层电子数从左至右越来越多，故 D 错。 答案为 C。
7．D 由题意知，a－m＝b－n＝c＋n＝d＋m，又 m>n， 则①错，②正确。主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族 序数，阴离子所带的负电荷数为 8－族序数，故 Z、R 位于 X、 Y 的上一周期，且 Z 在 R 后，X 在 Y 后，故③正确，④错。综 合以上情况，D 项正确。

人教版高中化学必修2：第二节 元素周期律

人教版高中化学必修2：第二节 元素周期律

三、元素的化合价的周期性变化
原子序数
化合价的变化
1～2 3～10
＋1 ＋1
0 ＋5 －4 －1 0
11～18
＋1
＋7
－4 －1 0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现
周期性
变化。
四、元素的性质的周期性变化

1、元素的性质
元素的物理性质 元素的化学性质
元素的物理性质---原子半径
元素的化学性质----元素的化合价（得 失电子、共用电子对偏移的性质）
电子层数 最外层电 达到稳定结 子数 构时的最外 层电子数
1～2 3～10
1
12
2
2
18
8
11～18
3
18
8
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。
小结
随着原子序数的递增，元素的最外层电子 排布呈现周期性的变化。
每隔一定数目的元素，会出现原子最外层 电子数从1—8的相似情况。
二、原子半径的周期性变化
原子半径的周期性变化
原子序数
原子半径的变化
3～9
逐渐减小
11～17
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现
周期性 变化。
原子半径的周期性变化
原子半径与以下三者有关： 电子层数、原子核对核外电子的吸引力、
核外电子相互间的排斥力。
电子层数越大，原子半径越大；同一电子 层，核电荷数越大，原子半径越小。
随着原子序数的 递增
元素原子的核 外子排布呈 现周期性变化
元素原子 半径呈现 周期性变
化
元素化合 价呈现周 期性变化
元素的化学性质呈现周 期性变化

化学必修二1.2元素周期律


随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子
数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
科学探究2：元素的金属性和非金属性是否也随 着原子序数的变化呈现周期性变化呢？
实验1：镁与水的反应..\zhajm_125741751237hd.flv
现 象 未加热时无现象，加热溶液变红色
化学方程式
Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2↑
第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排布
1.核外电子围绕着原子核在不同区域(电子层) 作不规则的高速运动
• 2.电子按能量高低在核外分层排布。
1234567 K LMNOPQ
由内到外，能量逐渐升高
核外电子排布的一般规律
核外电子总是尽先排布在 能量最的低电子层里，
排满一层后再排下一层；
1→2→3→ 4→ 5→6 7 K→L→M→N→O→P→Q
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
原子 电子 序数 层数
1～2 1 3～10 2
11～18 3
最外层 电子数
12 18
18
原子半径 的变化
最高或最低化
（不考虑稀有 合价的变化
气体元素）
——— +1 →0
大→小 +1→ +5 - 4→ - 1→ 0
大→小 +1→ +7 - 4→ - 1→ 0
结论
每层电子不能超过 2n个2 ；
最外层电子不能超过 8个(K层是最外层时不超 过 个2)，次外层电子不能超过 个1，8倒数第 三层电子不能超过 个。32
一低四不超
以上各项是相互联系的，不能孤 立地理解、应用其中的某一部分。
练习1：某元素有3个电子层，最外 层电子数是电子总数的1/6，该元素 的元素符号是：__M_g___。 练习2：写出下列元素原子的原子 结构示意图：

高中化学 1-2元素周期律课件 新人教版必修2


原子序 数
1 氢
H
1
0.37
2 氦
He
2
1.22
请阅读和比较
1-18号元素的
元素 名称
元素 符号
电子排 布 原子半径 10-10m
有关数据，从
中能找出什么 规律？
主要化合价 + 1
0
原子 序数 元素 名称
3 锂
Li
2,1
4 铍
Be
2,2
0.89
5 硼
B
2,3
0.82
6 碳
C
2,4
0.77 +4 - 4
随着原子序数的递增，元素原子的电子层 排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化
主族元素原子半19 2 8 8
C
）
B、
+11 2 9
C、
+16 2 8 6
D、
+3 12
一、原子核外电子的排布
3、原子结构示意图
一、原子核外电子的排布
3、原子结构示意图
随堂练习
1、下列说法中，不正确的是（ B ） A、在含有多个电子的原子里，电子是分层排 布的 B、在原子核外的各电子层中，能量高的离核 近，能量低的离核远 C、在原子核外的各电子层中，层数大的能量 高，层数小的能量低 D、在原子核外的各电子层中，层数大的离核 远，层数小的离核近
7 氮
N
2,5
0.75
8 氧
O
2,6
0.74
9 氟
F
2,7
0.71
10 氖
Ne
2,8
1.60
元素 符号
电子 排布
原子半径 1. 52 10-10m 最高正化 合价或最 + 1 低负化合 价

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）

人教版高中化学必修二第一章第二节元素周期律 课件(共25张PPT)


反应式：Mg
+
2H2O
△
=
Mg(OH)2
+
H2
钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）金属性比较
与冷水水、反剧烈应：冷热N水a水>、、M缓迅g慢速
不反应
探究实验三
取一小段镁带和 一小片铝，用砂 纸除去它们表面 的氧化膜，把镁 带和铝片分别放 入两支试管，再 各加入2-3ml稀 盐酸观察现象。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产 生气泡。但镁反应更剧烈。
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增 而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。
拓展练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：AC
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能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来
元素
最高价 氧化物
最高价氧化物的水化物
14Si 15P 16S 17Cl
SiO2 P2O5
SO3 Cl2O7
H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
硅酸 磷酸 硫酸 高氯酸
极弱酸 中强酸 强酸 最强酸
非金属性：Si < P < S < Cl
第三周期元素性质的变化中可得出如下的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
+1
+1→ +5 -4→ -1
+1→ +7 -4→ -1
新课引入：
1-18号元素（除稀有气体元素外） 元素的金属性和非金属性随着原子 序数的递增，呈现出怎样的规律?
一、教学目标：
1、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，培养学生实验技能和动手操作能力
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教师辅导教案
组长审核：学员编号：年级：高一课时数：3课时
学员姓名：辅导科目：化学学科教师：
授课主题元素周期律
教学目的1．了解原子核外电子的排布。

2．能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。

3．知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

教学重难点
重点：元素周期律的含义和实质；元素性质与原子结构的关系。

难点：元素性质与原子结构的关系。

授课日期及时段
教学内容
要点一、原子结构及表示
1．原子的构成
（注：碳12质量的1/12等于1.66×10-27 kg）
质量/kg 相对质量电量作用
原子原子核
质子 1.6726×10-27 1.007 +1 质子数决定元素种类
中子 1.6749×10-27 1.008 0 质子数和中子数决定核素种类核外电子9.109×10-311/1836 -1 核外电子排布决定化学性质
A
Z X的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。

2．原子微粒间的数量关系：
①质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)
②中性原子：核电荷数＝质子数＝核外电子数
③阳离子：质子数=核电荷数=核外电子数+离子电荷数
④阴离子：质子数=核电荷数=核外电子数-离子电荷数
3．粒子的结构示意图
(1)表示方法
结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数，弧线表示各电子层，弧线上的
数字表示该电子层上的电子数。

如：
(2)原子结构示意图和离子结构示意图的比较
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。

原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数；离子结构示意图中，二者则不相等，其差值均为离子所带电荷的数值。

例如：
要点二、原子核外电子的排布
多电子的原子中，电子的能量是不相同的，所以它们通常运动的区域离原子核也远近不同，也就有了核外电子的分层排布，也就有了核外电子的排布规律。

1．电子层
原子是由原子核和核外电子构成的。

在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动。

我们就把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。

具体情况如下表：
电子层的代号n
电子层的序号 1 2 3 4 5 6 7
电子层的符号K L M N O P Q
离原子核的距离
电子层的能量
2．核外电子的排布规律
经过大量的科学实验和理论分析，我们得知核外电子的排布遵循以下规律：
（1）核外电子是分层排布的，并且电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里及外排布在能量稍高的电子层里。

即排满K层再排L层，排满L层再排M层。

（2）每一电子层里最多容纳电子数为2n2。

即第一电子层最多容纳2个，第二电子层最多容纳8个，第三电子层最多容纳18个……
（3）最外层电子数不超过8个（K为最外层时不超过2个）。

（4）次外层电子数不超过18个，倒数第3层电子数不超过32个。