《元素周期律》复习课

《元素周期律》复习课教学设计
【课前预习案】
【预习目标】
1、掌握元素周期律的实质。

2、能根据实验事实判断元素金属性、非金属性的强弱。

3、学会依据元素周期律比较粒子直径的大小。

4、理解元素周期表中位置、结构、性质之间的关系。

Ⅰ、【知识梳理】
一、核外电子排布
1
2
（1）电子总是从能量的电子层排起,然后由往排。

（2）各层最多能容纳的电子数目为（n为电子层数）
（3）最外层最多能容纳的电子数目为（K层为最外层，不超过个电子），次外层电子数目不超过，倒数第三层不超过个电子。

注意
．．：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。

3、同一周期，随着原子序数的递增，原子的最外层电子数重复（除第一周期外）呈现性变化。

二、元素周期律
元素周期律：随原子序数的递增呈性变化的规律。

实质：元素性质的周期性变化是的周期性变化的必然结果。

1、原子半径
同一周期，随着原子序数的递增，原子半径逐渐，呈变化（不考虑稀有气体）。

同主族，从上到下，原子半径逐渐。

下列五种元素 O 、F、Na、 Mg、 S
①原子半径由大到小的顺序
②离子半径由小到大的顺序：
2、元素化合价
①同一周期，随着原子序数的递增，元素最高正化合价从到（一般氧氟元素无价），最低负化合价从到（除第一周期外），呈现变化。

②主族元素的最高正化合价=______________=______________
非金属：最高正化合价+|最低负化合价|=______
一般金属元素无价，元素既有正化合价又有负化合价（一般氧、氟元素无正价）。

3、金属性、非金属性
①同周期，从左到右，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

同主族，从上到下，元素的金属性逐渐，非金属性逐渐。

②比较Na、Mg、Al金属性的强弱，三者的最高价氧化物对应的水化物的碱性由弱到强的顺序。

③Si、P、S、Cl非金属性由强到弱的顺序。

气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序。

最高价氧化物对应的水化物的酸性有强到弱的顺序。

三、元素在周期表中的“位、构、性”关系：
1．同周期元素从左到右：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。

具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强。

2.同主族元素从上到下：随着的递增，原子半径，原子核对最外层电子的吸引力，得电子能力，元素的性增强，失电子能力，元素的性减弱。

具体表现在单质的性增强，性减弱；元素的最高价氧化物的水化物的性增强，性减弱；气态氢化物的性增强。

3.左上右下对角线元素的性质，催化剂通常在元素及其化合物中寻找，半导体材料通常在元素中寻找，研制新农药通常在元素的化合物中进行研究。

Ⅱ【预习自测】
1、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，则该元素的最高价含氧酸的化学式为（）
A. H2XO3
B. H3XO4
C. H2XO4
D. HXO4
2、X、Y是元素周期表ⅦA族中的两种元素。

下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）
A、 X原子的电子层数比Y原子的电子层数多
B、 X的氢化物沸点比Y的氢化物的沸点低
C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。

3、a X n-和b Y m+两种简单离子，其电子层结构相同，下列关系式或化学式正确
A、a – n = b + m
B、a + m = b – n （）
C、氧化物为YO m
D、氢化物为H n X或XH n
4、短周期元素W、X、Y、Z在元素周期表中的位置如图所示．下列说法中，正
确的是 ( )
A．W的最高价氧化物对应的水化物是强酸
B．Y的原子半径在同周期主族元素中最大
C．W的非金属性比Z的弱
D．Z的气态氢化物的稳定性在同主族元素中最强
5、W、X、Y、Z是原子序数依次增大的同一短同期元素，W、X是金属元素，Y、
Z是非金属元素。

（1）W、X各自的最高价氧化物对应的水化物可以反应生盐和水，该反应的离子方程式为。

（2）W与Y 可形成化合物W2Y，该化合物的化学式为。

（3）X的硝酸盐水溶液显＿性，用离子方程式解释原因。

（4）Y的低价氧化物通入Z单质的水溶液中，发生反应的化学方程式为
（5）比较Y、Z气态氢化物的稳定性＞（用分子式表示）
（6）W、X、Y、Z四种元素简单离子的离子半径由大到小的顺序是：＞＞＞。

Ⅲ【我的疑问】
请你将预习中未能解决的问题和有疑惑的问题写下来，等待课堂上与老师和同学探究解决。

【课堂探究案】
一、【考纲要求】
1、掌握元素周期律的实质
2、以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系
3、以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系
二、【复习目标】
1、掌握元素周期律的实质
2、能根据实验事实判断元素金属性、非金属性的强弱
3、学会依据元素周期律比较粒子半径的大小
4、理解元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质之间的关系
教学重点：元素周期律的实质，原子结构与元素性质的递变规律
教学难点：元素在周期表中的位置、原子结构和元素性质三者之间规律及应用
三、【学习过程】
1、认真阅读以下表格，分析讨论，找出不符合元素周期律知识的地方。

元素氢氦
错误之处：
【整理规律】
【考点一】粒子半径大小的比较
【小结】比较粒子半径大小的一般方法：
2、下列化合物中阳离子与阴离子半径比最小的是（）
A. NaF
B. MgI2
C.KCl
D.KBr
【考点二】元素的主要化合价
3、
【变式】若某元素的最高价氧化物的水化物的化学式为H n XO m ，写出其气态氢化物的化学式。

【小结】元素的最高正价与最低负价的关系
【考点三】元素的金属性和非金属性
4、下列说法是否正确。

①SiH4比CH4稳定（）
②第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强（）
③因为Cs失电子能力比Na的强，所以Cs的金属性强于Na（）
④P和As属于第VA族元素，H3PO4酸性比H3AsO4的弱（）
⑤同一元素不可能既表现金属性，又表现非金属性（）
⑥盐酸的酸性比氢硫酸强，所以氯元素比硫元素非金属性强（）
⑦NaOH比Mg(OH)2碱性强，钠元素的金属性强于镁（）
【分组讨论】有哪些实验事实可以证明镁元素比铝元素金属性强？
5、为了用实验的方法验证镁和铝的金属性强弱，学生甲和学生乙分别设计了两种不同的方法：
方案一：学生甲用水作试剂，比较镁和铝与水反应的情况
方案二：学生乙用稀盐酸作试剂，比较镁和铝与稀盐酸反应的情况
回答下列问题：
（1）以上两实验方案实验现象较为明显的是方案。

（2）学生乙在实验中取了一段黑色的镁带，投入稀盐酸中，开始时现象不十分明显，请分析原因。

（3）学生丙另辟蹊径，不用镁、铝的单质，而用镁、铝的可溶盐及一些其它化学试剂进行实验，也得出正确的结论，简述学生丙用的是什么方法？
【小结】判断元素金属性及非金属性的依据：
金属性：
非金属性：
【考点四】位置、结构、性质的关系
（1）F元素在周期中的位置是，D的原子结构示意图。

A、B、C原子半径最大的是（填名称）。

（2）元素C与元素E相比，非金属性较强的是（填元素符号），能证明这一事实的是。

(3)写出B的最高价氧化物对应水化物与其气态氢化物反应的化学方程式。

【小结】位置、结构、性质之间的关系
【巩固练习】
1、（2011年山东）元素的原子结构决定其性质和在周期表中的位置。

下列说法正确的是（）
A. 元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价
B. 多电子原子中，在离核较近的区域内运动的电子能量较高
C. P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应的水化物的酸性均依次增强
D. 元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素
2、（2011年山东）某短周期非金属元素的原子核外最外层电子数是次外层电子数的一半，该元素（）
A.在自然界中以化合态的形式存在
B.单质常用作半导体材料和光导纤维
C.最高价氧化物不与酸反应
D.气态氢化物比甲烷稳定
【反思总结】。