元素周期表

§1 物质结构元素周期律
§1－1 元素周期表
目标要求：
1、掌握周期表的结构
2、掌握元素性质与原子结构的关系（碱金属元素、卤族元素及同一主族的变化规律）
3、了解核素、同位素、质量数等概念
过程与方法：
1、引导学生自主学习：认识周期表的结构
2、自主探究：探究第ⅠA族元素原子结构与性质的关系；探究卤族元素性质的递变规律
3、归纳、比较法：归纳总结卤族元素的性质
情感、态度与价值观：
1、通过化学史学习，培养勇于创新、不断探索的科学品质
2、使学生树立：“科学技术是不断发展变化的”唯物主义观点
重点：
1、元素周期表的结构
2、碱金属元素、卤族元素的原子结构与性质的关系
难点：
1、碱金属元素的原子结构与性质的关系
2、质量数、核素、同位素的概念
课时安排：3+1
教学过程：
一、元素周期表
投影：门捷列夫的头像，介绍门捷列夫是俄国伟大的化学家，他绘出了元素周期表，发现了元素周期律。

活动1：阅读课本P4，思考：1、门捷列夫开始是按照什么原则来排列元素的？（相对原子质量）
2、现在的元素周期表编排的依据是什么？（核电荷数）
3、元素周期表中每一个方格包含哪些信息？
1、原子序数与元素的原子结构之间的关系
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
2、元素周期表的结构
(1)元素周期表的编排原则
①按原子序数递增的顺序从左到右排列
②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行
③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排列
(2)元素周期表的结构
活动2：根据P4 图1-2归纳元素周期表的结构
第1周期：2种元素
短周期第2周期：8种元素
周期第3周期：8种元素
7个横行第4周期：18种元素
7个周期长周期第5周期：18种元素
元素周期表第6周期：32种元素（含镧系15种元素）
第7周期：未填满，最多容纳32种元素（含锕系15种元素）
主族：ⅠA～ⅦA共7个主族（由长周期、短周期共同构成）
族副族：ⅢB～ⅦB，ⅠB～ⅡB共7个副族（完全由长周期构成）18个纵行第Ⅷ族：第8、9、10共3个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间
16个族0族：稀有气体元素，第18纵行
※周期数=原子的电子层数，主族序数=原子的最外层电子数
介绍：
主族的别名：ⅠA：碱金属元素，ⅡA：碱土金属元素，ⅢA：硼族元素，ⅣA：碳族元素，ⅤA：氮族元素，ⅥA：氧族元素，ⅦA：卤族元素，0族：稀有气体元素
练习：二教P3 思维拓展2，P4 基础巩固4、6、8
（反思：本节主要培养学生分析数据、总结规律的能力，初步树立“量变引起质量”的辩证唯物主义观点；同时，学会了利用周期表的结构特点推测一定原子序数的元素在周期表中的位置，为下一节学习元素“位、构、性”之间的关系做好准备。

）
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属元素（ⅠA）
活动3：P5 科学探究1，填表并观察原子结构示意图，找出碱金属元素的原子结构的相同与不同之处。

(1)原子结构
相同：最外层电子数均为1
递变（Li→Cs）：随原子序数增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
(2)元素的性质
相似：①都易失电子，即元素的金属性都很强，②常见化合价均为+1
递变（Li→Cs）：失电子能力增强，即元素的金属性增强
活动4：P6 科学探究2，实验：(1)K在空气中的燃烧；(2)K与水的反应
活动5：P6 科学探究3，通过观察对比实验，讨论K与Na的化学性质的异同，思考元素的化学性质与原子结构的关系。

(3)单质的化学性质
相似：①都是活泼的金属，金属的还原性都很强；②都能与O2等非金属反应，都能与水反应生成对应的碱和H2
递变（Li→Cs）：①活泼性增强，即还原性增强；②与O2的反应越来越容易，生成的产物越来越复杂；与水反应越来越剧烈，生成的碱的碱性增强，即LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
※元素金属性强弱的判断依据：1、金属单质与水或酸反应置换出氢的难易程度
2、金属元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
3、对应阳离子的氧化性强弱
(4)单质的物理性质
活动6：据P7 表1-1，归纳碱金属单质物理性质的相似性与递变性。

结论：
同一主族，从上到下，随原子序数增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子的失电子能力逐渐增强，元素的金属性逐渐增强，单质的还原性逐渐增强。

2、卤族元素（ⅦA）
活动7：P7 学与问，据原子结构推测元素性质的相似性和递变性。

(1)原子结构
相同：最外层电子数均为7
递变（F→I）：随原子序数增大，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大
(2)元素的性质
相似：①都易得电子，即元素的非金属性都很强，②负化合价均为-1，最高正价为+7（F无正价）
递变（F→I）：得电子能力增强，即元素的非金属性增强
活动8：阅读课本P8，做实验1-1，归纳卤素单质的化学性质、物理性质的相似性与递变性。

(3)单质的化学性质
相似：①都是活泼的非金属，单质都有强还原性；②都能与H2反应生成氢化物
递变（F→I）：①活泼性减弱，即氧化性减弱；②与H2的反应条件越来越苛刻，生成的氢化物的的稳定性减弱，即HF>HCl>HBr>HI
活动9：请列出说明卤素单质从F2到I2氧化性减弱的实验事实。

活动10：实验1-1：卤素单质的氧化性强弱的比较
有关溶液的颜色：氯水—黄绿色；溴水—黄色；碘水—棕黄色；NaBr/KI—无色
卤素单质在有机溶剂中的颜色：溴橙碘紫
※元素非金属性强弱的判断依据：1、元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱
2、与氢气化合生成气态氢化物的难易程度
3、气态氢化物的稳定性
(4)单质的物理性质
活动11：据P8 资料卡片归纳卤素单质物理性质的递变性。

结论：
同一主族，从上到下，随原子序数增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子的得电子能力逐渐减弱，元素的非金属性逐渐减弱，单质的氧化性逐渐减弱。

小结：
1、 元素性质与原子结构有密切的关系，主要与原子核外电子的排布，特别是最外层电子数有关。

2、 同一主族，从上到下，随原子序数增大，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，失电子能力
逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱，金属单质的还原性逐渐增强，非金属单质的氧化性逐渐减弱。

（反思：本节课在学法指导上做的比较到位，在整合Cl 2、Br 2、I 2的性质时，引导学生学会采用图表法进行比较、归纳，从开始对ⅦA 族元素性质探究，到最后对ⅠA 族元素性质的归纳，始终注重引导学生用原子结构认识物质性质这一重要的学习方法。

）
三、核素
1、X A Z ：X —元素符号 Z —质子数 A —质量数（数值上与原子的相对原子质量相等）
质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）
活动11：思考：若某种Na 原子的中子数为12，则此原子的质量数是多少？
质子（Z 个）→决定元素种类
原子核 决定质量数
中子（A-Z 个）→质子数确定后决定原子种类
原子X A Z 决定整个原子是否显电性
最外层电子数 原子的电子式
电子数 决定主族元素的化学性质
核外电子（Z 个） 各层电子数
电子排布——电子层 原子结构示意图
如：碳-12原子：C 12
6，可简写为C 12
2、构成原子或离子的粒子间的数量关系
(1)原子中：质子数=核电荷数=核外电子数=原子序数
(2)质量数（A ）= 质子数（Z ）+ 中子数（N ）
(3)离子中：离子电荷数=质子数-核外电子数
① 质子数（Z ）= 阳离子的核外电子数+阳离子的电荷数
② 质子数（Z ）= 阴离子的核外电子数-阴离子的电荷数
(4)质量数在数值上等于该原子的近似相对原子质量
3、核素（一种原子即一种核素）
(1)元素的种类由质子数决定，与中子数、核外电子数无关，是一类原子的总称，如氢元素是H 1、
H 2、H 33种核素的总称。

(2)核素的种类由质子数和中子数共同决定，指一种原子，如H 1、H 2
、H 3、Cl 35、Cl 37、C 12、C 13、C 14都是不同的核素。

活动12：计算Mr(D 2O)；1mol O H 221中含多少mol 电子？ 4、同位素（同一元素的不同核素，如H 1、H 2
、H 3互为同位素，Cl 37是Cl 35的同位素） (1)天然存在的同位素相互间保持一定的比率。

(2)同一元素的各种同位素的质量数不同，核外电子数相同，化学性质几乎完全相同。

(3)互称同位素的不同原子构成化学性质几乎相同的不同单质，如21H 和22H 。

(4)不同同位素构成的化合物是不同的化合物，如H 2O 、D 2O 、T 2O 的物理性质不同，化学性质几乎相同。

活动13：练习：P11 2，P12 7
5、元素的相对原子质量
例：Cl 元素有两种天然存在的同位素，Cl 35约占75%，Cl 37约占25%，求Cl 元素的相对原子质量。

解：Ar(Cl) = 35×75%+37×25%=35.5。