高中化学 第1章 第2节 元素周期律（第1课时）学案 新人教版必修2-新人教版高一必修2化学学案VIP免费

元素周期律（第1课时）【学习目标】1．了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。2．了解核外电子分层排布的规律。3．通过有关数据和实验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。4．理解元素周期律的内容及实质。【学习过程】1.核外电子排布（1）电子层：科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。（2）核外电子排布的规律：①能量最低原理：原子核外电子总是先排布在能量最低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)，即排满了K层才排L层，排满了L层才排M层；②原子核外各电子层最多容纳2n2个电子；③原子最外层电子数不超过8(K层为最外层时不超过2)；④次外层最多能容纳的电子数不超过18。（3）核外电子排布的表示方法：①原子结构示意图：表示原子的核电荷数和核外电子在原子核外各电子层排布的图示。例如：Na原子的原子结构示意图为：②离子结构示意图：当主族中的金属元素原子失去最外层所有电子变为离子时，电子层数减少一层，形成与上一周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构(电子层数相同，每层上所排的电子数也相同)。例如：非金属元素的原子得电子形成简单离子时，形成和同周期的稀有气体元素原子相同的电子层结构。例如：【归纳总结】根据核外电子排布确定元素的种类2.元素周期律（1）原子的电子层排布的周期性：原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1～211223～10218811～183188结论：随着原子序数的递增，最外层电子数由1递增至8（若K层为最外层则由1递增2），元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化（2）化合价的周期性变化：原子序数化合价的变化1～2＋13～10+1+4+5-4-111～18+1+4+5+7-4-1结论：随着原子序数的递增，最高正价由+1递变到+7，从中部开始有负价，从-4递变至-1（稀有气体元素化合价为零），元素化合价呈现周期性变化温馨提示：元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定。金属无负价，O、F无正价，一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中；主族元素最高正价数=最外层电子数；│最高正价│+│负价│=8。（3）原子半径的递变规律：原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，它是反映结构的一个参考数据。同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小。原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化温馨提示：粒子半径大小的比较规律（1）同周期——“序大径小”：同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小。如11～17号元素：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl)。(2)同主族——“序大径大”：同主族，从上到下，最外层电子数相同时，随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大。如：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs)，r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)。（3）同元素——“阴大阳小”：某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)＜r(Na)；r(Cl－)＞r(Cl)。（4）同结构——“序大径小”：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。（4）同周期元素性质递变规律：①Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱比较元素钠镁铝单质与水反应与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢，与热水反应迅速单质与盐酸反应剧烈反应剧烈反应，但较镁慢最高价氧化物对应水化物化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强碱中强碱两性氢氧化物结论：钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力逐渐减弱②Si、P、S、Cl四种非金属元素的非金属性的递变规律元素硅磷硫氯单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物化学式H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4对应水化物酸性弱酸中强酸强酸比H2SO4酸性强结论：第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非...