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其次节 元素周期律
第一课时
【学习目标】
1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律
2、生疏元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必定结果，从而理解元素周期律的实质
3、学会归纳、总结的学习方法，养成勤于思考、勇于探究的科学品质
【重点难点】
原子的核外电子排布变化的规律；原子半径变化的规律
【课前预习】
原子是由 和 构成的。在含有多个电子的原子里，电子的能量是 ，电子分别在 不同的区域内运动。我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 ，分别用n=1，2，3，4，5，6，7或 来表示从内到外的电子层。
【学习探究】
一、原子核外电子的排布
引言：原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。假如核外只有一个电子，运动状况比较简洁。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有肯定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关学问。
1、电子层的划分：阅读教材P13页，填写下面空格：
电子层（n）： 1、2、3、4、5、6、7
电子层符号： K、L、M、N、O、P、Q
离核距离： 近 远
能量凹凸： 低 高
【思考】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层布满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？请阅读、分析P13～P14页的“表1-2”总结、归纳出有关规律。
2、核外电子排布规律（先由同学回答、相互补充、完善，最终老师讲解，规范规律）
(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)
(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。
(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。
说明：以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用；任何一个原子的核外电子排布都必需同时满足上述三条规律。
3、原子结构示意图
通过学习，可见我们只要知道原子的核电荷数，利用核外电子排布规律就可以画出原子结构示意里。如Mg ，请同学们说明各部分所代表的含义。
【练习】
1、推断下列示意图是否正确？为什么？
2、画出下列原子的原子结构示意图
Li Na K F Cl He Ne Ar
【思考】结合上面所画原子结构示意图，分析元素的化学性质主要打算于什么？有何规律？
【科学探究】请填写教材P14～P15页的表格，总结元素的性质（元素的化合价、元素的原子半径）有何规律性的变化？
【思考】推断原子（或离子）半径大小的依据有哪些？
【练习】
3、下列各化合物中，阳离子与阴离子半径之比最小的是 （ ）
A．LiI B．LiF C．NaCl D．KBr
4、Y元素最高正价与负价的确定值之差是4，Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中
电离出电子层结构相同的离子，该化合物是 （ ）
A．KCl B．Na2S C．Na2O D．K2S
【总结】
通过本节课的学习我们知道，随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、元素的原子半径、化合价都呈现周期性变化。具体变化规律为：
核外电子排布
原子半径
化合价
参考答案：
【当堂达标】
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为 （ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
2、若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为 ( )
A.b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+2
3、下列各组微粒，按半径由大到小挨次排列的是 （ ）
A．Mg、Ca、K、Na B．S2-、Cl-、K+、Na+
C．Br-、Br、Cl、S D．Na+、Al3+、Cl-、F-
4、某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为
5、A、B、C、D四种元素中：A元素所在的周期数、主族序数和原子序数均相等；B的原子半径是其所在主族中最小的，B的最高价氧化物对应水化物的化学式为HBO3；C元素原子的最外层电子数比次外层少2；C的阴离子与D的阳离子具有相同的核外电子排布，两种元素可形成化合物D2C。请回答下列问题：
【反思总结】
附参考答案：
【练习】1、A、B、C、D全错、 缘由：略。 2、略 3、A 4、D
【当堂达标】 1、A 2、A 3、B 4、该元素为15P，原子结构示意里：略。
5、（1）氮 ； 其次周期、ⅤA族 ； 原子结构示意里：略。 （2）NH3 （3）S H2SO4
(4) D的阳离子为K+， 其阳离子结构示意里：略； KOH
其次课时
【学习目标】
1、结合有关数据和试验事实生疏元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系
2、能够以第3周期元素为例，说明同周期元素性质的递变状况
3、生疏事物变化由量变引起质变的规律
【重点难点】
元素金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的意义
【课前预习】
1、随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现 的变化；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 的变化；随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现 的变化。
2、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越简洁（反应的程度越猛烈），表明元素的金属性 ，金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，表明元素金属性 。。
3、非金属单质与氢气化合越简洁，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性 ，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性 。
【学习探究】
探究1、Na、Mg、Al的金属性强弱
【思考】我们可接受怎样的方法来验证Na、Mg、Al的金属性强弱？
【试验】Na、Mg、Al与滴有酚酞的水反应（其中Mg、Al还要与沸水反应），观看现象。
现象：
1.Na在常温下，与水猛烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产同学大量无色气体，溶液变红。
2.Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡消灭，溶液变红。
3.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。
写出有关的方程式： 、 。
【思考】请大家猜测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同？应当有什么区分？
【试验】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两只试管，再各加入2mL1mol/L的盐酸。观看反应的现象，填写下表：
Mg
Al
现象
化学方程式
【思考】Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？
结论：通过上述试验和争辩，可知Na、Mg、Al的金属性： 。
探究2、Si、P、S、Cl的非金属性强弱
【思考】我们可接受怎样的方法来验证Si、P、S、Cl的非金属性强弱？
【投影呈现】 硅、磷、硫、氯的性质比较
性质
Si
P
S
Cl
非金属单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
须加热
光照或点燃时发同学爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
比H2SO4更强的酸
由上述资料可知Si、P、S、Cl的非金属性强弱关系为： 。
通过对Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl性质的比较，我们可以得出：
【结论】对其他周期元素性质进行争辩，也可以得到类似的结论，即：同一周期从左往右，金属性渐渐减弱，非金属性渐渐增加。
探究3、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变化，这一规律叫做元素周期律。
2、元素周期律的具体内容：元素周期律是指：① ；② ；③ ；
④ 的周期性变化。
3、元素周期律的实质： 。
【课堂总结】
【当堂达标】
1、下列说法正确的是 ( )
A．Na、Mg、Al还原性依次减弱 B．HCl、PH3、H2S稳定性依次减弱
C．NaOH、KOH、CsOH碱性依次减弱 D．O2－、Cl－、Ca2+半径依次减小
2、甲、乙两种非金属比较，能说明甲比乙的非金属性强的是 （ ）
①甲比乙简洁与H2化合 ②甲单质能与乙阴离子发生氧化还原反应 ③甲的最高价氧化物对应水化物的酸性比乙的酸性强 ④与某金属反应时甲原子得电子数比乙得的多 ⑤甲单质的熔沸点比乙的低
A.只有④ B.只有⑤ C.①②③ D.①②③④
3、元素周期律的实质是（ ）
A.相对原子质量渐渐增大 B.核电荷数渐渐增大
C.核外电子排布呈现周期性变化 D.元素的化合价呈现周期性变化
4、已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是（ ）
A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3 B.非金属活泼性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)
5、制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸取热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾接受过乙醚（CH3-O-CH3）、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家依据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。据现有学问，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
（1）氢化物的易燃性：其次周期 ____________＞____________＞H2O＞HF；
第三周期SiH4＞PH3＞____________＞____________。
（2）化合物的毒性：PH3＞NH3；H2S______H2O；CS2____CO2；CCl4＞CF4。(选填“＞”或“＜”)
于是科学家们开头把留意力集中在含F、Cl的化合物上。
（3）已知CCl4的沸点为76.8℃，CF4的沸点－128℃。新制冷剂的沸点范围介于其间。经过较长时间的反复试验，一种新的制冷剂氟利昂(CF2Cl2)最终诞生了。然而，这种制冷剂造成了当今的某一环境问题是____ ___。但这求助于周期表中元素及其化合物的_______（填序号）变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。
①毒性 ②沸点 ③易燃性 ④水溶性 ⑤颜色
A.①②③ B.②④⑤ C.②③④
6、某化学爱好学习小组在做同周期元素性质递变规律试验时，自己设计了一套试验方案，并记录了有关试验现象如下表。
试验方案
试验现象
① 用砂纸擦后的镁带与沸水反应，再向反应后溶液中滴加酚酞
（A）浮于水面,熔成一个小球,在水面上无定向移动,随之消逝,溶液变红色
② 向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水
（B）产生气体,可在空气中燃烧，溶液变成浅红色
③ 钠与滴有酚酞试液的冷水反应
（C）反应不格外猛烈,产生的气体可以在空气中燃烧
④ 镁带与2mol·L-1的盐酸反应
（D）猛烈反应,产生可燃性气体
⑤ 铝条与2mol·L-1的盐酸反应
（E）生成白色胶状沉淀,继而沉淀消逝
⑥ 向AlCl3溶液滴加NaOH溶液至过量
（F）生成淡黄色沉淀
请你挂念该小组同学整理并完成试验报告：
(1) 试验目的：探究同周期元素的金属性和非金属性的递变规律。
(2) 试验用品：仪器：① ② ③ ④ 试管夹 ⑤ 镊子 ⑥ 小刀 ⑦ 玻璃片⑧ 砂纸⑨ 烧杯等；
药品：钠、镁带、铝条、2mol·L-1的盐酸、新制的氯水、饱和的H2S溶液、AlCl3溶液、NaOH溶液等。
(3) 试验内容：（填写与试验方案相对应的试验现象）
① ② ③ ④ ⑤ ⑥ （用A-F表示）
写出③的离子方程式 。
(4) 试验结论： 。
【反思总结】
附参考答案：
1、A 2、C 3、C 4、AD 5、（1）CH4、 NH3 （2）＞ ＞ （3）臭氧空洞 A
6、(2) 试管；酒精灯；胶头滴管 (3) ① B 、② F 、③ A 、④ D 、⑤ C 、⑥ E ；
2Na+2H2O＝2Na++2OH-+H2↑ (4)金属性：Na＞Mg＞Al ；非金属性：Cl＞S
第三课时
【学习目标】
1、把握元素性质、原子结构、元素在周期表中的位置三者之间的关系
2、了解周期表中金属元素、非金属元素分区
3、了解元素周期表和元素周期律的意义及应用
【重点难点】
元素周期表和元素周期律的应用；元素“位-构-性”的推导
【课前预习】
1、元素在周期表中的位置，反映了 。我们可以依据元素在周期表中的位置 ；或依据元素的 。
2、主族元素的最高正化合价一般等于其 序数，非金属元素的负化合价等于 。
3、卤族元素的原子最外层上的电子数是 ，其中，非金属性最强的是 。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是 （以X表示卤素）。
4、元素周期表是元素周期律的 ，是学习化学的 。它为新元素
及 供应了线索；对于其他与化学相关的 也有指导作用，例如：在元素周期表 处，可以找到半导体材料，如 等。
【学习探究】
三、元素周期表、元素周期律的应用
元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则打算、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。下面我们一起来争辩元素的性质与元素在周期表中的位置、原子结构的关系：
（一）元素“位-构-性”的推导
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系如下图所示，可见：在虚线左面是金属元素，虚线的右面是非金属元素，最右侧一个纵行是稀有气体元素。由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，则位于分界线四周的元素既能表现出肯定的金属性，又能表现出肯定得非金属性。
【思考】
（1）哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？
（2）哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?
【练习1】 X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 （ ）
A. X原子的电子层比Y原子的电子层数多
B. X的氢化物的沸点比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
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
【练习2】请填写下表的空白处
主 族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最外层电子数
最高正价
最低负价
【结论】
1、主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数
2、非金属元素，最高正化合价与最低负化合价确定值之和等于8
学问拓展：价电子是指 。
【练习3】 某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为： ；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是： 。
（二）元素周期表、元素周期律的意义及应用
阅读教材P18页第2、3、4自然段，说明元素周期表、元素周期律的意义及应用。
【小结】应用元素周期表与元素周期律可以：1、猜测未知物的位置与性质；2、查找所需物质
【练习4】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如下图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，下列说法中正确的是 （ ）
A. 原子半径：W＞Z＞Y＞X B. 最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞W＞X
C. 四种元素的单质中，Z单质的熔沸点最高
D. W的单质能与水反应，生成一种具有漂白性的物质
【课堂总结】
【当堂达标】
1、镭是元素周期表中第七周期ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中错误的是 （ ）
A. 在化合物中呈+2价 B. 单质可与水猛烈反应产生氢气
C. 镭的金属性比钙弱 D. 碳酸镭难溶于水
2、X、Y两种元素属于短周期，X的原子半径小于Y的原子半径，两种元素可形成化合物XY2，其中X显正价。下列有关X、Y的叙述中正确的是 （ ）
3、在元素周期表中，在金属元素与非金属元素的分界线四周可以找到 （ ）
A. 电子工业上的半导体材料 B. 作为催化剂的材料
C. 制造新农药的材料 D. 耐高温的合金材料
4、关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述：①元素周期表是同学们学习化学学问的一种重要工具；②利用元素周期表可以猜测新元素的原子结构和性质；③利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素；④利用元素周期表可以指导查找某些特殊的材料。其中正确的是（ ）
A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③
5、有三种元素分别为X、Y和Z，其质子数均在1～18之间，已知X元素的原子最外层只有一个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素原子的L层上的电子数少2，则这几种元素组成的化合物的化学式不行能是( )
A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7
6、（1）由于NaH可以稳定存在，曾把氢元素放在元素周期表中的 族；由于氢元素最高正价与最低负价的确定值相等，又可把氢元素放在元素周期表中的 族。
7、如下图所示，已知A元素的最低化合价为－3价，它的最高价氧化物含氧56.34%，原子核内中子数比质子数多1，试回答：
（1）写出它们的元素符号：A________，B______，C______，D_______，E________。
（2）A、B、C、D的气态氢化物稳定性最差的是____________。
（3）A、B、C的原子半径由小到大的挨次是____________。
（4）A、B、C三元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的挨次是：__________。
【反思总结】
附参考答案：
【练习】1、C 2、略 3、HX 、第三周期ⅦA族 4、C D
【当堂达标】1、C 2、B D 3、A 4、A 5、A
6、（1）ⅦA ⅣA （2）氯 Cl2+2KI=2KCl+I2 （3）铝、镁 镁 B C
7、（1）P、S、Cl、O、Se （2）P （3）P＞S＞Cl （4）HClO4＞H2SO4＞H3PO4
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