元素周期律—1

§5—2元素周期律—1
教学目标
1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2．认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质。

3．培养学生分析问题、总结归纳、发现规律的能力。

教学重点
1．元素主要性质的周期性变化规律
2．元素周期律的实质
3．元素金属性和非金属性的变化规律
教学难点
1．元素金属性、非金属性的变化规律
2．元素周期律的实质
教学方法归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发讨论等
教学用具投影仪、胶片
教学过程
[引言]迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢?
从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢?
下面，我们以核电荷数为1～18的元素作为例子，从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。

[讲解]为了研究方便，我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。

显然，原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。

[板书] 原子序数＝核电荷数
[师]下面，请大家按课本P93第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图(可直接画在书上)。

并据此完成课本P96表5—6的相关内容。

[学生活动]
[投影展示]1．1～18号元素原子结构示意图。

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化。

[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子
最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。

这就如同我们一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。

因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。

由此，可得出如下结论：
[讲述并板书] 随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。

[过渡]元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。

元素原子半径的大小，直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。

那么随着原子序数的递增，元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢?下面，根据我们刚刚画出来的1—18号元素的原子结构示意图来进行讨论。

[问题探究]怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢?
原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。

[讲解并投影板书]
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。

2．当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。

如Na > Mg，Na+ > Mg+。

3．当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。

如Cl<Cl—。

4．当核电荷数相同，电子层数不相同时，电子层数越多的，半径越大。

如Na >Na+。

[师]请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。

[投影练习](1) F Cl (2)Cl S P (3)Na+Mg2+Al3+(4) Cl—S2—
[答案](1)F<Cl (2)Cl<S<P (3)Na+>Mg2+>Al3+(4)Cl—< S2—
[师]请大家参考1～18号元素的原子结构示意图，结合以上判断方法，来推测3～9、11～17号元素原子半径的变化趋势，并完成下表①，②项。

[师]请大家把自己的推测结果与课本P95表5—5中有关原子半径的实测值相比较，看变化趋势是否一致? 一致
[师]从上面的分析我们知道，3～9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的，到11～17号元素时，又重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：
[讲解并板书] 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。

[同时完成表5—7③]
[说明]在表5—5中，稀有气体元素的原子半径并未列出，这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不具有可比性，故不列出。

[过渡]从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈周期性变化，那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢?我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。

[师]请大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价，井举例说明。

正负价都有的，要两者全标。

在具体的物质中去认识化合价印象会更深，且所写物质也都是在后面学习元素周期表时常要用到的物质，这可以使后面的学习变得容易些。

另外，表中画线处的例子，一般需要教师做补充说明，表格中的化合价一行，最好用醒目的颜色表示。

[完成上表后] [问]
请大家参考1～18号元素的原子结构示意图，结合上表内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律?
[生甲]最高正价与最外层电子数相等。

[生乙]最外层电子数大于或等于4则出现负价。

[生丙]最高正化合价与负化合价绝对值的和为8。

[师]大家一定要熟记这些知识。

对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。

[追问]请说出上表中元素化合价变化的规律?
原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从—4到—1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从—4到—1。

稀有气体元素的化合价均为0。

[师]能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢? 能[板书] 随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。

[过渡]元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。

原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。

请大家根据已学知识分析3～9、11～17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。

[学生活动]
[问]3～9、11～17号元素随着原子序数的递增，得失电子的能力怎样递变?依据是什么?
3～9号元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；11～17号元素重复了以上递变规律。

[问]这种规律性的变化是否为周期性变化? 是
[师]我们知道，元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。

因此，对于以上结论，我们也可以表述为；
[表述并板书] 随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈周期性变化。

[师]纵观以上结论，我们可以归纳出这样一条规律，即：
[讲解并板书] 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。

[师]这也是我们本节课的题目的内涵所在。

[板书]第二节元素周期律(第一课时)
[师]由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素原子的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化。

这也是元素周期律的实质。

[板书] 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。

练习课本P101：二、2，3，4，5
[问题探究]1．对于同一种元素来说，原子半径与离子半径如何比较其大小?
2．核外电子排布相同的离子，其半径大小如何比较?
[学生甲]对于同一种元素来说，阳离子半径<原子半径；阴离子半径>原子半径。

总之，原子失去电子后，半径减小；获得电子后，半径增大。

[学生乙]核外电子排布相同的离子，即核外电子总数相同，其半径的大小取决于核电荷数，核电荷数越大，原子核对核外电子的引力越大，半径越小。

如O2—> F—> Na+ > Mg2+ > Al3+。

[投影练习]下列粒子半径之比大于1的是…………………………………………( BC )
A．K
K
+
B．
Ca
Mg
C．
P
S
D．
Cl
Cl-
解析：设置本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解。

粒子半径之比大于1，亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。

A项K+电子层数少于K，故K+半径小于K；B项Ca的电子层数多于Mg，故半径是Ca>Mg；C项P、S的电子层数相同，但P的核电荷数比S小，故半径是P>S；D项Cl与Cl—的核电荷数与电子层数均相同，但核外电子数多者半径大，故Cl—>Cl，即符合题意的选项为B、C。

[小结]本节课我们学习了元素周期律，也即元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，它主要表现在元素原子的最外层电子排布、元素原子半径、元素化合价、元素的金属性和非金属性等几个方面。

[布置作业]
课本习题一、2、3，三。