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：O⑵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12(最外层电子数为核外电子数总数的13)：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+11281置推测其结构和性质例：Na的原子结构示意图推出：处于第三周期ⅠA族，易失去最外层的电子表现出强还原性Cl在元素周期表中处于第三周期ⅦA族推出：原子结构示意图和元素性质质2、元素周期表中有一条金属与非金属的分界线，左边是金属元素，右边是非金属元素，但实际上金属元素与非金属元素的性质之间并没有严格的界线。

教材17页：在周期表中，主族元素从上到下、从左到右，元素的金属性和非金属性存在一定的递变规律如Al为金属，可表现出一定的非金属性，与NaOH溶液反应；Si为非金属，表现出一定的金属性，外观有灰黑色金属光泽，能与酸(弱酸——氢氟酸)反应3、金属性最强的金属元素（不含放射性元素）：Cs非金属性最强的非金属元素（不含放射性元素）：F4、可判断主族元素的化合价：最高正价=主族序数（O、F除外）=最外层电子数最低负价=主族序数－8，|最低负价|＋最高正价=85、硅可做半导体材料，Si位于金属与非金属的交界处，此位置的元素可能发现新的半导体材料6、磷是制造农药的元素，在它附近的非金属元素性质接近，也可能成为新的农药发展方向7、过渡元素中寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金材料(N2与H2合成NH3用铁触媒等)在该元素附近可寻找性质、用途与之相近的元素补充：一、元素金属性、非金属性强弱的判断依据㈠元素金属性强弱的判断依据①根据金属活动性顺序表，排在前面的金属性较强，反之对应的阳离子的氧化性较弱②根据周期表中的位置(左下角)③与水或酸反应置换氢的难易，越易者金属性越强④在盐溶液中的置换反应，若单质A能置换出单质B，则金属性A＞B⑤最高价氧化物对应水化物碱性强弱，碱性越强者金属性越强，反之也成立⑥原电池中的正负极，负极为活泼金属(以稀硫酸为电解质溶液)⑦电解时，先析出的金属的金属性弱㈡元素非金属性强弱的判断依据①根据周期表中的位置②最高价氧化物对应水化物的酸性越强, 非金属性就越强;③与氢气化合的难易及气态氢化物的稳定性，越易化合，越稳定的，非金属性越强④根据在盐溶液中的置换反应来判断⑤气态氢化物(或对应阴离子)的还原性越强，该元素的非金属性越弱⑥与同种金属反应的难易，如Cl2、S、I2与Fe的反应二、10e－微粒与18e－微粒的组成规律1、10e－微粒组成规律：以中性原子Ne为起点，分别在前后找阴离子、阳离子和原子团2、H＋电子数为零，故与其他离子结合时，不论多少，原粒子的电子数不变㈡18e－微粒1、18e－2、注意该微粒可由2个9e－微粒进行组合：—CH3、—OH、—NH2、—F等三、微粒半径大小比较规律1、同周期元素的原子半径：从左至右减小2、同主族元素的原子半径：从上至下增大3、核外电子排布相同的简单离子：原子序数增大，离子半径减小如：r (O2－) ＞r (F－) ＞r (Na＋) ＞r (Mg2＋) ＞r (Al3＋)4、⑴同一元素的不同价态的离子：阴离子半径＞原子半径＞阳离子半径，价态越高，半径越小，如r (Cl－) ＞r (Cl) r (Fe) ＞r (Fe2＋) ＞r (Fe3＋) r (H－) ＞r (H) ＞r (H＋)⑵对带相同电荷数的同一主族的元素，原子序数增大，离子半径越大，如r (F－)＜r (Cl－) ＜r (Br－) ＜r (I－)。