高中化学 1.2《元素周期律》学案 第2课时 新人教版必修2VIP专享VIP免费

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律学案（第2课时）学习目标：1、了解元素周期律的实质；2、掌握元素周期性变化的规律及与之对应的原子结构、化合价、金属性、非金属性、原子半径的变化规律。学习重点：元素周期律，金属性和非金属性的比较、原子半径的比较学习难点：金属性、非金属性的比较学习过程：[复习填下下列1～18号元素的元素符号及核外电子排步（用原子结构式意图）原子序数12元素名称氢氦元素符号核外电子排步主要化合价+10原子序数345678910元素名称锂铍硼碳氮氧氟氖元素符号核外电子排步最高正化合价和最低负化和价+1+2+3+4-4+5-3-2-10原子序数1112131415161718元素名称钠镁铝硅磷硫氯氩元素符号核外电子排步最高正化合价和最低负化和价+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-10[思考·探究]随原子序数的递增，元素核外电子层排步及元素化合价呈现什么规律性变化？二、元素周期律[讨论]元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？（参考小字部分）1.元素的原子结构和主要化合价的变化规律：阅读教材第13页下到第14页填充13页及14页表。分析其主要化合价，对其按原子序数递增的顺序进行归纳总结，可以发现元素的原子结构与主要化合价之间有什么特点？原子结构：主要化合价：结论：注意：①氧、氟无价；金属无价；惰性气体为。②元素的最高正价==。③只有才有负价，且|负价数值|+最高正价数值==2、元素的金属性和非金属性的周期性变化：认真阅读教材14页科学探究，完成15页的各个表格及15页的讨论题；并通过分析得出规律：判断元素金属性（失电子能力）强弱的方法：①元素与水（或酸）反应，反应越剧烈，元素金属性；②元素对应碱的碱性越强，元素的金属性；结论：同一周期从左到右，金属性逐渐。同一主族从上到下，金属性逐渐。分析教材15页资料3，得出规律：判断元素非金属性（得电子能力）强弱的方法：①与H2的化合：与H2越易反应，该元素的非金属；②生成氢化物的稳定性：对应氢化物越稳定，该元素的非金属；③最高价氧化物对应酸的酸性越强，非金属性。结论：同一周期从左到右非金属性逐渐。同一主族从上到下，非金属性逐渐。总之：同一周期从左到右，金属性逐渐；非金属性逐渐。同一主族从上到下，金属性逐渐；非金属性逐渐。3、原子半径的周期性变化：原子半径主要是由核外电子层数和原子核对核外电子的作用决定的。微粒半径比较的一般规律：①看电子层数：电子层数越多，半径越大；电子层数越小，半径越小。②看核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数多的，半径小；核电荷数少的，半径大。③看电子数：当电子层数和核电荷数都相等时，电子数越多，半径越大；电子数越小，半径越小。如：Fe3+〈Fe2+、H—〉H。结论：同一周期从左到右原子半径由渐；同一主族从上到下原子半径由渐。元素周期律：。元素性质的周期性变化的根本原因是：。达标练习：1、（1997年全国）已知铍（Be）的原子序数为4，下列对铍及其化合物的叙述正确的是（）A、铍的原子半径大于硼的原子半径B、氯化铍分子中铍原子的最外层电子数是8C、氢氧化铍的碱性比氢氧化钙的弱D、单质铍跟冷水反应产生氢气2、下列各组微粒半径大小比较，前者小于后者的是（）A、Na—MgB、S2——SC、Mg—ND、Al3+—Al3、按C、N、O、F的顺序，其性质表现为递减的是（）A、最外层电子数B、原子半径C、非金属性D、单质的氧化性4、（2004年西城）下列关于主族元素性质递变规律不正确的是（）A、同主族元素从上到下，原子半径越大金属性越强B、同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强C、同周期元素从左到右，气态氢化物稳定性逐渐增强D、同主族元素从上到下，原子半径越小越容易失去电子6、下列离子半径之比大于1的是（）A、Mg2+/MgB、Cl/Cl—C、N/OD、Si/Al