元素周期律教案VIP免费

第二节元素周期律【学习目标】1、了解原子核外电子的排布；能划出1～20号原子结构示意图。2、掌握元素化合价、原子半径随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。【相关知识点回顾】1、原子核外电子是排布的。现在发现元素原子核外电子最少的有层，最多的有层。最外层电子数最多不超过个（只有1层的不超过个）。元素的性质与原子核外电子的排布，特别是上的电子数目有密切关系。2、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为，核外有个电子层，最外层有个电子，化学反应中这种原子容易（填“得”或“失”）电子。【学习过程】一、原子核外电子的排布1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核的区域运动，能量高的电子在离核的区域运动。2、表示方法：电子层(n)1234567对应符号3、排布规律：按能量由到，即由内到外，分层排布。⑴第1层最多只能排____个电子⑵第2层最多排____个电子⑶除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有____个)[练习]1、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。2、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?二、元素周期律填写教材P14～15表格，然后思考与交流如下问题：1、化合价的递变规律分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？结论：随着原子序数的递增，。在1~20号元素中，同一元素化合价有以下量的关系：①最高正价=；最低负价与最高正价的关系为：│最高正价│+│负价│=。②金属元素无价（除零价外，）；既有正价又有负价的元素一定是元素；③O、F无正价。2、原子半径的递变规律分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？1/5287+1728212293+14277+1628+929+11287+17288+1728+1126+8结论：随着原子序数的递增，。【规律】：同一周期元素的原子随原子序数的增加，半径逐渐。同一主族元素的原子随电子层数的增加，半径逐渐。小结：微粒半径大小比较规律，一般情况下(稀有气体除外)⑴先看电子层数,电子层数越多，则半径，“层多径大”如：LiNaKRbCs；IBrClF；NaNa+⑵电子层数相同时，再看原子序数，原子序数越大,则半径，“序小径大”如：NaMgAl；FONC；(Na+)r(F-)⑶电子层数和核电荷数都相同(同种元素)时,再看核外电子数(或最外层电子数),核外电子数(或最外层电子数)越多，则半径，如ClCl-【重要的规律方法】（１）比较微粒半径大小：三看：一看电子层数；二看核电荷数；三看核外电子数或最外层电子数（２）对于同种元素：①阳离子半径<原子半径②阴离子半径>原子半径（３）对于电子层结构相同（电子层数相同，每一层的电子书也相同）的离子：核电荷数越大，则离子半径越小。“序小径大”如O2-F-Na+Mg2+Al3+；S2-Cl-K+Ca2+【练习】：3、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+2【思考：】我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定的。那么，元素的金属性和非金属性是否也将随元素原子序数的递增而呈现出周期性的变化呢？元素原子半径数据科学探究2：元表的性质与其在周期表中位置的关系。3、第三周期元素性质变化规律（1）金属性的变化规律完成课本第15页“科学探究”1和2中实验内容，并填写课本中表格。〖归纳结论1〗从以上实验得知，钠、镁、铝三种金属化学活泼性（金属性）顺序为，判断的依据是：Na、Mg、Al与水或酸反应越来越；对应最高价氧化物的水化物碱性NaOHMg(OH)2Al(OH)3，故金属性逐渐。小结：元素金属性强弱的判断①金属单质与水(或酸)反应置换出H2的难易程度(越易置换出氢气，说明金属性)②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性）④金属单质之间的置换（金属性的置换金属性的）③金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性）⑤金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性）（2）非金属性的变化规律阅读课本第16页“科学探究”3中的内容表格，〖归纳结论2〗Si、P、S、Cl的单质与氢气化合越来越；Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式分别为，它们的稳定性依次；Si、P、S、Cl的对应最高价氧化物的水化物酸性大小为H2SiO3H3PO4H2SO...