第二节元素周期律（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、认识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然结果，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。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。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：近远能量高低：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充满后在填充下一层。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，最后教师讲解，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须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、判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LiNaKFClHeNeAr【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决定于什么？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】判断原子（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．LiIB．LiFC．NaClD．KBr4、Y元素最高正价与负价的绝对值之差是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．KClB．Na2SC．Na2OD．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：【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、14B、15C、16D、172、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+2B.b+n-2C.b-n-2D.b-n+23、下列各组微粒，按半径由大到小顺序排列的是（）A．Mg、Ca、K、NaB．S2-、Cl-、K+、Na+C．Br-、Br、Cl、SD．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、原因：略。2、略3、A4、D【当堂达标】1、A2、A3、B4、该元素为15P，原子结构示意里：略。5、（1）氮；第二周期、ⅤA族；原子结构示意里：略。（2）NH3（3）SH2SO4(4)D的阳离子为K+，其阳离子结构示意里：略；KOH
