新人教版化学必修2高中《元素周期律》一.docx

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新人教版化学必修2高中《元素周期律》一

第一章物质结构元素周期律

第二节元素周期律

第1课时

教学目标

1、了解元素原子核外电子排布，

2、培养学学生分析问题，总结归纳的能力。

重点难点

元素原子核外电子排布

教学过程

[引言]我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？

我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？

这就是我们本节课所要研究的内容。

[板书]第二节元素周期律

[教师]元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。

[展示]电子层模型示意图

[讲解]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。

[板书]一、原子核外电子的排布

[讲解]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。

我们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。

通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。

这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。

[讲解并板书]1、电子层的划分

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

[设疑]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？

[思考]下面请大家分析课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。

[学学生活动]

[讲解并板书]2、核外电子的排布规律

（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）。

[教师]以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。

知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。

如钠原子的结构示意图可表示为

，请大家说出各部分所表示的含义。

[学生]圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。

[练习]1、判断下列示意图是否正确？

为什么？

［答案］（A、B、C、D均错）A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。

2.根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。

（1）3Li11Na19K37Rb55Cs

（2）9F17Cl35Br53I

（3）2He10Ne18Ar36Kr54Xe

［提问］请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。

稀有气体的最外层电子数有什么特点？



［学生］除氢为2个外，其余均为8个。



［问］元素的化学性质主要决定于哪层电子？

稀有气体原名为惰性气体，为什么？



［学生］主要决定于最外层电子数。

因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。



［教师］我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？



［学生］原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。



［教师］通常，我们把最外层8个电子（只有K层时为2个电子）的结构，称为相对稳定结构。

一般不与其他物质发学生化学反应。

当元素原子的最外层电子数小于8（K层小于2）时，是不稳定结构。

在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。



［教师］原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。

从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。

原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。



［投影练习］1.写出下列离子的离子结构示意图：

Mg2+F-Br-Ca2+

答案：

1.Mg2+

［小结］本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。

补充习题

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、17

2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数的关系是

A、大于B、小于C、等于D不能确定

3、 C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数、电子层数，C是元素。

4、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

5、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

6、今有甲、乙、丙、丁四种元素。

已知：

甲元素是自然界中含量最多的元素；乙元素为金属元素，它的原子核外K层、L层电子数之和等于M、N层电子数之和；丙元素的单质及其化合物的焰色反应都显黄色；氢气在丁元素单质中燃烧火焰呈苍白色。



（1）试推断并写出甲、乙、丙、丁四种元素的名称和符号；

（2）写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。

参考答案：

1、A2、A3、Be4、A5、该元素为磷元素

6、

（1）OCaNaCl

（2）略

第2课时

教学目标

1、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、了解元素周期表和元素周期律的意义。

3、认识事物变化由量变引起质变的规律。

重点难点

元素周期表和元素周期律的意义

教学过程

[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；

2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

[学生活动]

[投影展示]1～18号元素原子结构示意图。

[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。

[板书]二、元素周期律

[学生活动]

[投影展示]随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性

原子序数

电子层数

最外层电子数

1～2

1

1～2

3～10

2

1～8

11～18

3

1～8

结论：

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现——变化。



[讲述]从上表可以看出：

随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况（H、He除外），这种周而复始的重现（但并不是简单的重复）的现象，我们称之为周期性。

这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。

因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。

由此，可得出如下结论：



[讲述并板书]随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。



[过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化？

我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。



［投影］元素的主要化合价

原子序数

1

2

元素符号

H

He

最高正化合价或最低负化合价

+1

O

原子序数

3

4

5

6

7

8

9

10

元素符号

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

主要化合价

+1

+2

+3

+4、-4

+5、-3

-2

-1

0

原子序数

11

12

13

14

15

16

17

18

元素符号

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

最高正化合价或最低负化合价

+1

+2

+3

+4、-4

+5、-3

+6、-2

+7、-1

0

结论：

随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。

［教师］对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发学生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。

［提问］说出上表中元素化合价变化的规律？



［学生］原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。

稀有气体元素的化合价均为0。

［教师］很好！

那么，能不能由此说明：

随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？

［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。



［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。

［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？

［学生回答，教教师板书］

判断元素金属性强弱的依据：



1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易；

2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。



判断元素非金属性强弱的依据：



1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；

2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。



［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。

下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。

下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。

常温

［演示实验］

△

+Na

△

滴有酚酞的水+Mg

+Al

［教师］请大家分别描述实验现象（注意反应现象的剧烈程度）

［学生］

1.Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产学生大量无色气体，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出现，溶液变红。



3.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。



［注］学生在描述实验现象时，常把“产学生无色气体”回答成“产学生氢气”；“与Mg反应在常温下现象不明显”常易错答为“Mg与冷水不反应”。

教教师根据具体情况进行纠正。



［教师］上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？



［学生］Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。

［教师］也即Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为Na＞Mg＞Al

［板书］金属性Na＞Mg＞Al

［教师］请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同？

应该有什么区别？



［学生］Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。



［教师］实践是检验真理的惟一标准。

下面，我们通过实验来进行验证。



［演示实验］

+Mg条

1mol/L盐酸

+Al条

［同时让附近的学学生用手摸一下试管的外壁，请这位同学告诉大家，两支试管的温度是否一样？

］

［学生］与Mg反应的试管壁温度高，与Al反应的试管壁温度低。



［教师］从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀HCl的反应剧烈得多，同时放出大量的热。

这说明大家的预测是正确的。

根据Na、Mg、Al三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na与HCl反应将会更剧烈，甚至发学生爆炸。



［过渡］那么，Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？



［学生］NaOH是强碱，由酚酞的颜色可知Mg（OH）2的碱性应弱于NaOH，强于Al（OH）3。



［讲解并板书］碱性强弱NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

［投影展示］

钠、镁、铝的性质比较

性质

Na

Mg

Al

单质与水（或酸）的反应情况

与冷水剧烈反应放出氢气

与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放出氢气

与酸迅速反应放出氢气

最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

NaOH

强碱

Mg（OH）2

中强碱

Al（OH）3

两性氢氧化物

［过渡］上面我们研究了11～18号元素中金属元素的金属性。

下面我们来研究非金属元素的非金属性。

［投影展示］

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

光照或点燃时发学生爆炸而化合

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

［教师］请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，做如下练习：



［板书］氢化物稳定性强弱顺序SiH4PH3H2SHCl

酸性强弱顺序H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4

［请学学生说出结果，教教师把“＜”“＞”填在上述板书中适当的位置

［教师］因此我们不难判断下列元素的非金属性强弱。

［板书］非金属性的强弱Si＜P＜S＜Cl

［教师］因为18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。

因此，我们不研究它的性质。



［教师］综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：



［讲解并板书］

NaMgAlSiPSCl

同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

［教师］如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。

因此，元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

通过大量事实，我们归纳出这样一条规律：

［板书］元素周期律：

元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

［小结］本节课我们主要实验探究认识到元素周期表中所蕴涵的规律。



补充习题

1、从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是（）

A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐增大

C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-1

2、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）

3、已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的原子序数小于X的原子序数，则两种元素的原子序数之和为（）

A.19B.18C.27D.9



4、下列各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小的是…………………………………（）

A．KClB．NaBr

C．LiID．KF

5、下列叙述正确的是…………………………………（　）

A．同周期元素中，VIIA族元素的原子半径最大

B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体

C．VIA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子

D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等

6、A+、B-、C、D四种微粒中均有氢原子，且电子总数均为10个。

溶液中的A+和B-在加热时相互反应可转化为C和D。

则A+的电子式为　　　　　　，B-的电子式为。

参考答案：

1、AB2、AD3、A4、C5、B

6、

第3课时

教学目标

1、掌握元素周期律的涵义和实质

2、了解元素周期律的应用

重点难点

元素周期律的应用

教学过程

［引言］从前面的学习，我们可以认识到：

我们知道，元素在周期表中的位置，由元素原子的结构决定，而元素原子的结构又决定了元素的性质，即元素的性质是元素在元素周期表中的位置的外在反映。

那么研究元素周期表和元素周期律有何意义呢？

［板书］三、元素周期表和元素周期律的应用

［教师］我们首先从元素的金属性和非金属性、元素的化合价两方面来研究元素的性质与元素在周期表中位置的关系。

（中学化学里我们主要研究主族元素）

［板书］1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系

［教师］请大家观察附录中的元素周期表。



［学生活动］

［提问］元素周期表中的表格底色有几种？

为什么要这样表示？



［学生］底色有两种，绿色和浅绿色。

可以使我们很明显地区别出金属元素和非金属元素.

［教师］回答得很好。

而且，从表上我们可以看出，元素周期表中，金属元素和非金属元素的区域特别集中，沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹跟铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左面是金属元素，右面是非金属元素。

由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

在周期表中，主族元素从上到下从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。

我们可以把以上的内容用以下形式简要地表示出来。

［投影］

元素金属性和非金属性的递变

［板书］

（1）同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强（不包括稀有气体元素）。



（2）同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱（不包括稀有气体元素）。



［教师］请大家根据我们上面学过的知识，参考元素周期表，分析除稀有气体元素外，在周期表中什么元素的金属性最强？

什么元素的非金属性最强？

为什么？



［学生］根据同周期同主族原子半径的变化规律可知，在周期表中，钫（Fr）元素的原子半径最大，氟（F）元素的原子半径最小，因此，钫元素的失电子能力应是最强的，钫元素的金属性也就最强；氟元素的得电子能力最强，氟元素的非金属性也就最强。



［教师］很正确。

氟元素也是自然界中存在的非金属性最强的元素，钫及其后面的元素均是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯（Cs）的金属性是最强的。



［过渡］元素的化合价指的是该元素的原子和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的一种性质。

那么，它与元素在周期表中的位置有何关系呢？

下面我们就来探讨这个问题。

［板书］2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。



［讲述］元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最外电子层中的电子，也叫做价电子。

另外，有些元素的化合价与它们原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关，这部分电子也叫价电子。

下面，我们主要来研究主族元素的化合价与其在周期表中位置的关系。



［教师］请填写下表的空白处

［投影］

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

［学生回答，教教师填写］

1

2

3

4

5

6

7

+1

+2

+3

+4

+5

+6

+7

-4

-3

-2

-1

［提问］根据上表回答，主族元素的族序数与元素原子的最外层电子数及最高正化合价有什么关系？

［学生］相等。



［教师］据此，我们有以下结论：



［板书］主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数

［教师］其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是-2价，而氟元素没有正化合价。

［提问］非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？



［学生］等于8。



［教师］这样，我们可以得到以下关系，即：



［板书］｜最高正价｜+｜最低负价｜=8

［教师］金属元素只有正化合价而无负价。



［投影练习］

1.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。



答案：

主族8-主族序数或8-最高正价

2.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）。



答案：

7FHXO4

［注：

教教师需补充说明，氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟元素无正化合价］

3.填表

答案：

略

［教师］从上面的学习，我们可以认识到：

元素在周期表中的位置，反映了该元素的原子结构和一定的性质。

因此，可以根据某元素在周期表中的位置，推测它的原子结构和某些性质；同样也可以根据元素的原子结构，推测它在周期表中的位置及性质。

我们可以用下图来表示它们之间的这种关系。

［板书］元素性质

原子结构周期表中的位置

［教师］这样，我们就可以利用元素的性质，它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学的学习和研究。

这也是元素周期律和元素周期表的意义所在。

那么，元素周期律和周期表的意义是不是仅限于此呢？

请大家阅读课本P17有关周期律的内容，并进行总结。



［学生活动］

［教师］由我们所阅读的内容，可得出元素周期律及元素周期表的其他应用，主要表现在以下几个方面：

［投影板书］1.是学习和研究化学的一种重要工具。



2.为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。



3.启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。



［教师］请大家分别举例说明。



［学生甲］如我们学习碱金属时，主要是以Na为代表物来学的，而铷、铯却没有见过，但我们可根据其在元素周期表中的位置及与Na的相对位置判断出其还原性比钠强，其形成的碱的碱性比强碱NaOH还要强。

［学生乙］我们还可以预见，铷和铯与水的反应一定剧烈得很，所以，做实验时首先要做好安全保护工作。



［学生丙］人们为113、115、117号元素留下了空位，并根据其相邻元素的性质去发现和研究它们。

［学生丁］根据农药多数是含F、Cl、S、P等元素的化合物，而在一定区域内寻找新的农药。



［学生戊］在周期表里金属与非金属的接界处寻找半导体材料，如Ge、Si、Ga、Se等。



［学生己］在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。



……

［教师］大家回答得很好。

除此以外，元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，如化学、物理学、学生物学、地球化学等方面，都是重要的工具！



［小结］本节课我们重点学习了元素的性质与元素在周期表中位置的关系，并了解了它们的意义所在，希望大家在以后的化学学习中，能很好地运用元素周期表来指导我们的学习，并使它成为我们学习中的益友。



补充习题

1.下列性质的递变中，正确的是（）

A.O、S、Na的原子半径依次增大

B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强

C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强

D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱

2.某元素X的原子序数为52，下列叙述正确的是（）

A.X的主要化合价是-2、+4、+6

B.X可以形成稳定的气态氢化物

C.X的最高价氧化物对应水化物的酸性比HBrO4的酸性强

D.X原子的还原性比碘原子强

3.已知铍（Be）的原子序数为4。

下