2 元素周期律讲义.docx

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2元素周期律讲义

第二节元素周期律

●教学目标

1.使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2.了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。



3.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结果，从而理解元素周期律的实质。

●教学重点

原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

●教学难点

元素金属性、非金属性变化的规律。

●课时安排

2课时

●教学方法

归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。



●教学用具

投影仪、胶片。



金属钠、镁条、铝片、1mol/LHCl、1mol/LAlCl3、3mol/LNaOH、6mol/LNaOH、3mol/LH2SO4、MgCl2液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。



●教学过程

★第一课时

［引言］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢？

从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？

下面，我们以核电荷数为1~18的元素作为例子，从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。

［讲解］为了研究方便，我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。

显然，原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。



［板书］原子序数=核电荷数

［师］下面，请大家按课本P96第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图（可直接画在书上）。

并据此完成课本P98表5—6的相关内容。

［学生活动］

［投影展示］1.1～18号元素原子结构示意图。



2.表5～6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

达到稳定结构时的最外层电子数

1～2

3～10

1～8

11～18

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］元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。

元素原子半径的大小，直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。

那么随着原子序数的递增，元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？

下面，我们根据我们刚刚画出来的1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。



［问］怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？



［生］原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。



［讲解并投影板书］1.当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。

如Na与K。

2.当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。

如Na与Mg。



3.当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。

如Cl与Cl-。



［师］请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。

［投影练习］

（1）FCl

（2）ClSP（3）Na+Mg2+Al3+（4）Cl-S2-

［答案］

（1）F＜Cl

（2）Cl＜S＜P（3）Na+＞Mg2+＞Al3+（4）Cl-＜S2-

［师］请大家参考1～18号元素的原子结构示意图结合以上判断方法，来推测3～9、11～17号元素原子半径的变化趋势，并完成下表①、②项。



［投影］表5—7随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性

原子序数

原子半径的变化

3～9

①

11～17

②

结论：

随着原子序数的递增，元素原子半径呈现③的变化。

［①大→小②大→小③周期性］

［师］请大家把自己的推测结果与课本P97表5—5中有关原子半径的实测值相比较，看变化趋势是否一致？

［生］一致。



［师］从上面的分析我们知道，3—9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的，到11～17号元素时，又重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：



［讲解并板书］随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。



［同时完成表5—7③］

［说明］在表5—5中，稀有气体元素的原子半径并未列出，这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不具有可比性，故不列出。



［练习］课本P103二、3

在下列元素中，原子半径最小的是（）

A.NB.FC.MgD.Cl

答案：

［过渡］从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈周期性变化，那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？

我们从元素的化合价（一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质）和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。



［师］请大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价，并举例说明。

正负价都有的，要两者全标。

［投影］元素的主要化合价及实例

原子序数

元素符号

主要化合价

实例

H2O

原子序数

元素符号

主要化合价

+4、-4

+5、-3

-2

-1

实例

Li2O

BeCl2

BF3

CO2、

CH4

HNO3

NH3

H2O

原子序数

元素符号

主要化合价

+4、-4

+5、-3

+6、-2

+7、-1

实例

NaCl

MgCl2

AlCl3

SiO2

SiH4

H3PO4、

PH3

H2SO4、

H2S

HClO4、

HCl

结论：

随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。

［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生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。

［教师和学生共同完成表中化合价及实例项。

表中画线处的例子，一般需要教师做补充说明，完成上表时，化合价的数值表示须用醒目的颜色来表示］

［问］说出上表中元素化合价变化的规律？



［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。

［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？

［生］能！



［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。



［投影练习］课本P103二、2、4、5

2.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是（）

A.NaB.PC.ClD.Ar

4.原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是（）

A.电子层数B.电子数C.原子半径D.化合价

5.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（）

A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y

答案：

2.C4.B5.B

［师］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。

原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。

请大家根据已学知识分析3～9、11～17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。

［学生活动］

［问］3～9、11～17号元素随着原子序数的递增，得失电子的能力怎样递变？

依据是什么？



［生］3～9号元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；11～17号元素重复了以上递变规律。

［问］这种规律性的变化是否为周期性变化？



［生］是！



［师］我们知道，元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。

因此，对于以上结论，我们也可以表述为：



［表述并板书］随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈周期性变化。



［师］纵观以上结论，我们可以归纳出这样一条规律，即：



［讲解并板书］元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。

［师］这也是我们本节课的题目的内涵所在。



［板书］第二节元素周期律（第一课时）

［师］当然，大家应该明白，元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

［师］另外，刚才我们对元素金属性与非金属性的周期性变化仅仅是作了理论上的推测，如果要用实验来验证其递变规律，又应从哪些方面着手呢？

请大家预习下节课内容。



［布置作业］课本习题一、2、3；三。

［参考练习］1.下列粒子半径之比大于1的是（）

［粒子半径之比大于1，亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。

结合本节课内容可判断出答案为：

B、C。

本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解］

2.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

［析：

符合化学式为X2Y和X2Y2的有：

H2O、H2O2；Na2O、Na2O2；和K2O、K2O2等，只要认真细心地审题，便会选出A，答案A］

●板书设计

第二节元素周期律（第一课时）

原子序数=核电荷数

元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。

这个规律叫做元素周期律。

●教学说明

本节教学内容在许多地方都涉及到对初中知识的归纳。

而学生在初三学习时，由于初中教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。

如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。

因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺。

教学中不但要注意对旧知识的复习，更应注意剖析新旧知识的区别与联系，帮助学生温故知新，实现由未知向已知、由浅入深的转化。



★第二课时

［板书］第二节元素周期律（第二课时）

［引言］从上一节我们分析3～9、11～17号元素的得失电子能力强弱知道：

当电子层数相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，因而失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

那么，我们如何用实验来验证这个结论呢？

这就是我们本节课所要学习的内容。

［师］请大家结合课前预习知识回答：

判断元素金属性和非金属性的依据。



［学生回答，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。



［师］回答得很好。

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。

为了使我们更好地理解本节课的内容，请大家先填写下表。



［投影］填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：

原子序数

元素符号

气态氢化物

—

①

②

③

④

—

最高价氧化物

⑤

⑥

⑦

⑧

⑨

⑩

—

最高价氧化物

的水化物

—

注：

“—”不填。



［按序号依次填为：

SiH4、PH3、H2S、HCl、Na2O、MgO、Al2O3、SiO2、P2O5、SO3、Cl2O7、NaOH、Mg（OH）2、Al（OH）3、H4SiO4、H3PO4、H2SO4、HClO4］

［学生活动、教师巡视］

［在黑板纠正共性错误，对画线部分须做补充说明］

［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5—1］

△

+Na

△

滴有酚酞的水+Mg

+Al

［师］请大家分别描述实验现象（注意反应现象的剧烈程度）

［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“产生无色气体”回答成“产生氢气”；“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”。

教师根据具体情况进行纠正。



［师］上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？



［生］Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。

［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

［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？



［生］Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。



［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5—2］

+Mg条

1mol/L盐酸

+Al条

［同时让附近的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？

］

［生］与Mg反应的试管壁温度高，与Al反应的试管壁温度低。



［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，甚至发生爆炸。



请大家写出上述反应的化学方程式。



［学生活动，教师巡视，并纠正错误］

［2Na+2H2O====2NaOH+H2↑Mg+2H2O====Mg（OH）2+H2↑

Mg+2HCl====MgCl2+H2↑2Al+6HCl====2AlCl3+3H2↑］

［过渡］那么，Na、Mg、Al的氧化物及最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？



［师］在初中，我们曾把氧化物分为酸性氧化物和碱性氧化物。

那么，Na2O、MgO、Al2O3分别属哪类化合物呢？



［生甲］Na2O、MgO、Al2O3均为碱性氧化物。



［生乙］Na2O、MgO为碱性氧化物，Al2O3为两性氧化物。



［师］生乙的回答是正确的。

那么，到底什么是两性氧化物呢？

请大家阅读课本P101有关两性氧化物的知识，并分别写出Al2O3与盐酸和NaOH溶液反应的化学方程式。

已知Al2O3与NaOH反应生成的盐叫偏铝酸钠（NaAlO2）。



［把NaAlO2写于黑板上］

［学生活动］

［教师板书］两性氧化物：

既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物。



Al2O3+6HCl====2AlCl3+3H2OAl2O3+2NaOH====2NaAlO2+H2O

［师］请把自己书写的化学方程式与黑板上的相对照。



［师］那么，Na、Mg、Al对应的最高价氧化物的水化物是：

NaOH、Mg（OH）2、Al（OH）3。



Al（OH）3会不会也像Al2O3一样具有两性呢？

下面我们通过实验来进行研究。



［演示实验5—3］1mol/LAlCl3+3mol/LNaOH制取Al（OH）3↓

Al（OH）3+3mol/LH2SO4→

Al（OH）3+6mol/LNaOH→

［师］请大家描述以上实验现象。



［生］AlCl3和NaOH溶液相遇有白色絮状沉淀生成，该沉淀既能溶于H2SO4，又能溶于NaOH。

［师］回答得很好。

上述实验证明，Al（OH）3与Al2O3一样，显两性。



［讲述］像Al（OH）3这样既能跟酸起反应，又能与碱起反应的氢氧化物，叫两性氢氧化物。

请大家写出上述反应的化学方程式。



［板书］两性氢氧化物：

既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。



AlCl3+3NaOH====Al（OH）3↓+3NaCl

2Al（OH）3+3H2SO4====Al2（SO4）3+3H2O

Al（OH）3+NaOH====NaAlO2+2H2O

［师］NaOH是我们熟知的强碱，Al（OH）3显两性，那么Mg（OH）2的碱性与NaOH和Al（OH）3相比怎样呢？



［生］Mg（OH）2的碱性应弱于NaOH，强于Al（OH）3。



［师］十分正确。

Mg（OH）2属中强碱。

由此我们可得出如下结论：



［讲解并板书］碱性强弱NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3

［思考］Mg（OH）2是否会溶于NaOH?



［学生思考后回答］

［甲］不会。



［乙］会。



［实验验证］取一盛有MgCl2溶液的试管，向其中滴加6mol/LNaOH溶液，直至过量，出现的白色沉淀不会消失。



［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。

［师］请大家根据原子结构的知识，判断下列元素的非金属性强弱。



［板书］SiPSCl

［与学生共同得出］非金属性的强弱Si＜P＜S＜Cl

［板书］非金属性的强弱Si＜P＜S＜Cl

［师］请大家根据我们刚学习过的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

［学生活动］

［请学生说出结果，教师把“＜”“＞”填在上述板书中适当的位置］

［师］请大家预言一下，H2与S生成H2S易，还是H2与Cl2生成HCl易？

Si与H2？

P与H2呢？



［生］应是H2与Cl2生成HCl易，H2与S反应次之，P与H2反应困难，Si与H2反应更难。



［师］大家对Si、P、S、Cl元素氢化物的稳定性强弱顺序及其最高价氧化物的水化物酸性强弱的判断是否正确？

刚才的预言是否准确呢？

请大家参考正确答案，阅读课本P101和P102上的有关内容。

［学生活动，阅读课本］

［师］本节课我们的研究结论可用以下两表来表示。



［投影展示表5—9、5—10］

表5—9钠、镁、铝的性质比较

性质

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

表5—10硅、磷、硫、氯的性质比较

性质

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

［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生化学反应。

因此，我们不研究它的性质。



［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

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素

［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。

同时，也证实了我们上一节的推测：

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。

元素周期律即元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，在此也得以很好的体现。



［投影练习］用元素符号回答原子序数11～18号的元素的有关问题（课本P103—1）

（1）除稀有气体外，原子半径最大的是。



（2）最高价氧化物的水化物碱性最强的是。



（3）最高价氧化物的水化物呈两性的是。



（4）最高价氧化物的水化物酸性最强的是。



（5）能形成气态氢化物且最稳定的是。



［答案：

（1）Na

（2）Na（3）Al（4）Cl（5）Cl

注：

此处

（2）、（3）、（4）、（5）分别容易错填为：

NaOH、Al（OH）3、HClO4、HCl］

［小结］本节课我们用实验及推理的方式重新巩固了元素周期律，同时认识了两性氧化物和两性氢氧化物两个概念。



［布置作业］1.课本习题二、1、6、7

2.写出Al2O3、Al（OH）3分别与强酸强碱反应的离子方程式。



3.模仿本书附录，画一张元素周期表，下节课上课时带上。

（不用写外围电子构型）

［参考练习］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

答案：

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：

（X+Z）

解析：

本题的关键信息是：

“最高价氧化物对应水化物的酸性强弱”。

这说明，这三种元素为成酸元素，应显非金属性。

由于其原子序数相连，意味着其有相同的电子层数（即周期数），然后利用有关知识，不难推出，正确答案为A、D。



答案：

3.用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。



答案：

元素的化学性质主要由原子的最外层电子数决定。

从核外电子的排布情况可知，原子的最外层电子数随原子序数的递增而呈周期性变化。

从锂到氖，原子的最外层电子数由1个依次递增到8个；从钠到氩，原子的最外层电子数也由1个依次递增到8个。

也就是说，每隔一定数目的元素，就出现与前面元素具有相同最外层电子排布的情况，从而表现出相似的化学性质。

所以，元素原子的核

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