高中化学元素周期律

物质结构元素周期律

第二节元素周期律教案

【课程三维目标】

[知识与技能]：1、了解原子核外电子排布

2、能结合有关数据和实验事实认识元素周期律

3、掌握第三周期元素性质递变规律

4、掌握原子结构与元素性质的关系，了解周期表中主族与周期的性质递变[过程与方法]：查阅资料、阅读、比较、分析、讨论、归纳、信息处理、实验验证

[情感与态度]：1、.体验科学方法对科学研究的价值

2、认识由量变到质变的规律和对立统一的规律，形成正确的哲学观

【课前预习案】

1、复习上一节内容的原子结构

2、阅读教材13至18页，尽量寻找重点，寻找规律

3、填写教材14至15页的原子核外电子排布（用原子结构示意图来表示）

4、掌握原子核外电子的排布

5、从表1-2中找一些最外层电子数与内（或次外）层电子数之间的关系

6、确定元素周期律的内容、元素周期表和元素周期律的应用

一、原子核外电子的排布

原子是由原子核和核外电子构成的。核外电子在离核的一定区域内绕原子核作高速的运转运动，它们的运动是有一些规律的，否则就会发生碰撞等问题。原子的核外电子由于运动从而具有能量，而运动的速度或状态不同，又使这些电子的能量会有所不同。对于原子核来说，离核近的区域能量低，离核远的区域能量高，于是，科学家根据能量的高低和离核的远近将原子核外的一定空间形象的划分为不同的区域，将之称为电子层。科学家将原子核外一共分为了七个电子层，用n=1、2、3、4、5、6、7或（K、L、M、N、O、P、Q）来表示。

1、电子层

（其实，只有电子层还不能很好的表示电子在核外的排布，科学家还将其分为了电子亚层和轨道，这在以后的内容中学习，都是一些比较容易接受的内容。）

核外电子在排布的时候，不是想往哪里去就在那里排，而是首先排在能量低的地方，也就是K层，通常是一层排满后再排下一层。

2、电子排布规律：

1、电子总是尽可能的先排在能量低的电子层里，然后才由里及外的向外排列

2、每个电子层最外排电子数为2 n2 (n为电子层数)

3、最外层最多只能排8个电子(K 层作最外层时，最多只能排2个电子) 次外层最多可排18个电子，倒数第三层最多可排32个电子。

4、以上几点相互制约，应同时满足（尤其是短周期的主族元素）。 3、1~20号元素的核外电子排布特点（要求熟悉各原子结构） 强调：⑴最外层电子数与电子层数相等：H 、Be 、Al

最外层电子数是电子层数的2倍：He 、C 、S 最外层电子数是电子层数的3倍：O

⑵最外层电子数与最内层电子数相等：Be 、Mg 、Ca ⑶最外层电子数是最内层电子数的2倍：C ；3倍：O ⑷最外层电子数为内层电子数之和的1

2

(最外层电子数为核外电子数总数的1

3

)：Li 、P

二、元素周期律

科学探究教材14-16页

㈠ 先填写原子结构示意图，比较最外层电子数的变化

除第一周期外，第二、三周期均为最外层电子数从1~8变化

结论1、随着原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布呈周期性变化 ㈡ 看第二、三周期的原子半径数据：得出结论：

当电子层数相同时，核电荷数越大，原子核对外层电子的吸引力越大，原子半径越小（失电子能力减弱，得电子能力增强；金属性减弱，非金属性增强）

注意Li 的原子半径，Mg(0.160)＞Li(0.152) ＞Al(0.143) (解释：Li 能与水反应，但是反应不剧烈，是因为生成的LiOH 难溶于水附着在Li 的表面，导致反应缓慢甚至停止) 说明：一般情况让你们比较的都遵循：电子层数越多，原子半径越大

结论2、随着原子序数的递增，元素原子的半径呈周期性变化

㈢ 比较第二、三周期元素的主要化合价，看从左至右是怎么变化的（0族不看） 最高正价：第二周期：＋1、＋2、＋3、＋4、＋5

第三周期：＋1、＋2、＋3、＋4、＋5、＋6、＋7

总结：最高正价逐渐升高，且与主族序数相等，但有例外：此时O 、F 元素无正价 最低负价：第二周期：－4、－3、－2、－1 第三周期：－4、－3、－2、－1

总结：最低负价逐渐升高（至0族的主要化合价为0），最低负价=主族序数－8， 讨论：最低负价与最高正价的代数和为0的是 族；

2(ⅤA 族)、4(ⅥA 族) 、6(ⅦA 族)

结论3：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈周期性变化

㈣、元素的金属性与非金属性变化规律探究

科学探究教材15页至16页，并填写

演示实验或展示投影

1、总结：金属性：Na＞Mg＞Al 对应氢氧化物NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

金属的金属性越强，对应的碱的碱性越强，反应之也成立

2、总结：非金属性：Si＜P＜S＜Cl

对应最高价含氧酸的酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4非金属的非金属性越强，对应最高价含氧酸的酸性越强

㈣元素周期律

1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

2、表现在：元素的金属性；非金属性；最高价氧化物对应的水化物的酸碱性；气态氢化物的稳定性、还原性；气态氢化物对应水溶液的酸性等

元素性质呈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。即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，也就是原子结构决定元素性质。

三、元素周期表中性质的变化规律（不考虑0族）

同主族（从上到下）

性质内容同周期（从左至

右）

原子半径逐渐减小逐渐增大

阴离子半径逐渐减小逐渐增大

阳离子半径逐渐减小逐渐增大

主要化合价＋1～＋7，－4～－1相似

非金属性(得电子能力)逐渐增强逐渐减弱

金属性(失电子能力)逐渐减弱逐渐增强

单质的氧化性逐渐增强逐渐减弱

阴离子的还原性逐渐减弱逐渐增强

非金属与氢气化合的难易程度逐渐容易逐渐困难

氢化物的稳定性逐渐增强逐渐减弱

氢化物的还原性逐渐减弱逐渐增强

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强逐渐减弱

最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐减弱逐渐增强

单质的还原性逐渐减弱逐渐增强

阳离子的氧化性逐渐增强逐渐减弱

四、元素周期表和元素周期律的应用

上述表格可作为应用依据，可用于判断元素金属性或非金属性的强弱、判断还原性或氧化性的强弱、判断酸碱性的强弱、判断元素化合价等

1、可根据元素的原子结构推测该元素在周期表中的位置，也可据元素在周期表中的位

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