高中化学 元素周期律1教案新人教版必修2.docx
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高中化学元素周期律1教案新人教版必修2
2019-2020年高中化学元素周期律1教案新人教版必修2
[知识与技能]：
1．了解关于原子核外电子运动特征和常识。
2．了解核外电子排布的初步知识，能画出1～18号元素的原子结构示意图。
3、掌握原子半径和化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
[过程与方法]：
培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。
[情感态度与价值观]：
培养学生勤于思考勇于探索的科学品质
[教学重难点]：
1、原子核外电子的排布规律。
2、握原子半径和化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律
[教学过程]：
[复习提问]：
原子的组成及其相互关系：
1、构成原子的“三微粒”：
2、相互关系：
位置关系：
原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的
体积关系：
原子很小，原子核更小，电子在核外作高速运动，所占的空间相对较大
电荷关系：
原子核带的电量跟核外电子的电量相等而电性相反，
即：
核电荷数=核内质子数=核外电子数
质量关系：
原子的质量集中在原子核上，即原子的质量主要由质子中子的质量决定
3、粒子中的质子数与核外电子数的关系：
①中性原子：
质子数=核外电子数
②带正电的阳离子：
质子数-∣电荷数│=核外电子数
③带负电的阴离子：
质子数+│电荷数│=核外电子数
[导入新课]：
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？
我们又怎样来描述核外电子的运动呢?
下面我们就来学习有关核外电子的排步的知识。
[板书]：
第二节元素周期律
一、原子核外电子的排步
[设问]：
请想一想宏观物体的运动的特征？
[讲解分析]：
可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。
[设问]：
那么微观粒子（电子）的特征呢？
[归纳小结]：
（1）电子的质量极微小；
⑵电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间中进行；
（3）电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速）
[教师精讲]：
电子绕核运动没有确定的轨道，也不能描绘出其运动轨迹，但并不是说电子绕核运动没有什么规律。
[指导阅读]：
那么核外电子运动的规律是什么呢？
请看P13第一、二自然段以图1-7
[教师精讲]：
在含多个电子的原子中在含有多个电子的原子里。
有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。
科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层。
把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。
也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。
[归纳小结]：
1、电子层的划分
[投影]电子排步模型图
[练习]
层序数
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
离核远近
能量
[指导阅读]：
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子？
下面请大家分析课本13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。
[归纳小结]：
2、核外电子排布规律
①、电子由内向外按能量由低到高分层排布，
②、第n层最多容纳的电子数为2n2,
③、最外层电子数≤8。
（K层为最外层不超过2个）。
④、次外层电子数≤18，倒数第三层电子数≤32。
3、核外电子排布的表示方法
原子结构示意图：
氯原子，圆圈内表示原子的质子数，要注意正号；弧线表示电子层，弧线内数字表示该层中的电子数。
离子结构示意图中各符号含意一样，但注意原子结构示意图中质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中质子数与核外电子数不相等。
如Cl-：
[课堂反馈]：
1、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。
3Li、11Na19K、9F、17Cl-
2、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电子，该原子核内的质子数为（B）
A．14B．15C．16D．17
3、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L层电子数的1/2，则该元素的原子是（B）
A．LiB．SiC．AlD．K
4、两种元素原子的核外电子层数之比与它们的最外层电子数之比相等，在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有（B）
A．1对B．2对C．3对D．4对
[提问]：
我们已了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素性质与元素的原子核外电子排布有什么联系呢？
[板书]：
二、元素周期律
[归纳小结]：
1、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
①稀有气体的不活泼性：
稀有气体的最外层有8个电子（He为2）处于稳
定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。
②非金属性与金属性（一般规律）：
电外层电子数
得失电子趋势
元素性质
金属元素
<4
易失
金属性
非金属元素
>4
易得
非金属性
[科学探究]：
请大家P14中科学探究的表格，根据1～20号元素原子结构示意总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子排布、化合价、原子半径有何规律性变化。
[板书]：
2、电子层排布的周期性变化
[教师精讲]：
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：
[归纳小结]：
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现——周期性变化。
[设问]：
化合价是元素的重要性质，那么，随原子序数的递增，元素的化合价的变化是否也会呈现周期性变化？
[板书]：
3、化合价的周期性变化
[教师精讲]：
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，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。
[归纳小结]：
随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
说明：
元素主要化合价由元素原子的最外层电子数决定。
（1）金属无负价，O、F无正价，一般，最高正价存在于氧化物及酸根，最低负价通常存在于氢化物中。
（2）主族元素最高正价数=最外层电子数（3）│最高正价│+│负价│=8
[设问]：
那么元素的原子半径的变化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？
[板书]：
4、原子半径的周期性变化
[教师精讲]：
原子半径的递变规律：
原子序数
原子半径的变化
3～10
逐渐减小
11～17
逐渐减小
结论：
同一周期随着原子序数的递增，元原子半径逐渐减小，呈现周期性变化
[归纳小结]：
原子半径由电子层数和核电荷数多少决定，同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小。
[课堂小结]：
[板书设计]：
第二节元素周期表
一、原子核外电子的排布
1、电子层的划分2、核外电子的排布规律3、原子结构示意图。
4、离子结构示意图
5、稳定结构——把最外层8个电子（只有K层时为2电子）的结构，称为稳定结构
二、元素周期律
随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、半径、化合价呈现周期性变化。
课题：
元素周期律①
1、1～18号元素中，原子的核外电子数与电子层数相同的是（ A）
A．氢B．铍 C．铝D．氯
2、已知元素的原子序数，可推断元素原子的（B）
①质子数②中子数③质量数④核电荷数⑤核外电子数
A.①②③B.①④⑤C.②③④D.③④⑤
3、在下列元素中，最高正化合价数值最大的是（C）
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（B）
A.电子层数B.电子数C.原子半径D.化合价
5、A、B均为原子序数1～20的元素，已知A的原子序数为n，离子比离子少8个电子，则B的原子序数为（A ）
A．n＋4B．n＋6 C．n＋8D．n＋10
6、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）
A.b+n+2B.b+n-2C.b-n-2D.b-n+2、
7、X元素原子最外层有7个电子，Y元素原子最外层有2个电子，X、Y两元素形成化合物的化学式是（D）
A.Y2X7B.Y7X2C.Y2XD.YX2
8、下列各组指定原子序数的元素，不能形成AB2型化合物的是（D）
A.6和8B.16和8C.12和9D.11和6
9、从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是（AB）
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
10、有A、B、C三种元素的原子，它们的核电荷数之和为28。
A元素的原子核外只有1个电子；B元素的原子核外有三个电子层，其最外层电子数恰好为稳定结构。
则A、B、C三种元素的元素符号：
A是H，B是Ar，C是F，C元素的原子结构示意图为。
2019-2020年高中化学元素周期律（1、2、3课时）学案新人教版必修2
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?
它反应发元素之间的什么样的内在联系？
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？
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？
一、原子核外电子的排布
1.核外电子围绕着原子核在不同区域（电子层）作不规则的高速运动
2.电子按能量高低在核外分层排布。
1
2
3
4
5
6
7
K
L
M
N
O
P
Q
由内到外，能量逐渐
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？
下面请大家分析课本13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。
3.核外电子排布的一般规律
1）核外电子总是尽先排布在的电子层里，然后由里向外从能量的电子层逐步向能量的电子层排布（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。
2）每层电子不能超过个；
3）最外层电子不能超过个（K层是最外层时不超过个），次外层电子不能超过个，倒数第三层电子不能超过个。
以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。
[练习]1、判断下列示意图是否正确？
为什么？
2：
某元素有3个电子层，最外层电子数是电子总数的1/6，该元素的元素符号是：
______。
3.A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数也等于电子层数，A是。
4.B原子核外M层电子数是L层电子数的1/2,则B是。
5.C原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。
则C是。
6.D原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。
则D是。
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。
练习：
写出下列离子的离子结构示意图：
Mg2+F-Cl-Ca2+
填写教材P14～15表格：
科学探究一
原子的最外层电子排布
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
11～18
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。
原子序数
原子半径的变化
3～10
11～17
结论：
随着原子序数的递增，元素原子半径呈现变化。
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，如：
LiNaKRbCs；
IBrClF；NaNa+
⑵电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径，如：
NaMgAl
F ONC
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-
练习：
下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（）
A.r（K+）>r（K）B.r（Mg2+）>r（Na+）>r（F-）
C.r（Na+）>r（Mg2+）>r（Al3+）D.r（Cl-）>r（F-）>r（F）
小结:
（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的离子：
核电荷数越大，则离子半径越小。
如O2-F-Na+Mg2+Al3+； S2- Cl- K+Ca2+
元素化合价
常见元素化合价的一般规律
①1~20号元素中，除了O、F外，
最高正价=最外层电子数；
最低负价与最高正价的关系为：
最高正价+︱最低负价︱=8
②金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；
③氟元素无正价，氧元素无最高正价。
原子序数
最高正价
最低负价
特例
1～2
3～10
11～18
结论：
随着原子序数的递增，元素的化合价呈现变化。
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径的变化（不考虑稀有气体元素）
最高或最低化合价的变化
1～2
———
3～10
11～18
结论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数、原子半径、化合价呈现周期性变化。
核外电子排布、原子半径和元素化合价的变化
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？
电子层数，核电荷数
原子半径
同周期元素从左到右
原子核对最外层电子的吸引力
原子失电子能力逐渐，得电子能力逐渐
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。
实验1：
镁与水的反应
现象
化学方程式
实验2：
镁和铝与盐酸的反应
Mg
Al
现象
化学方程式
钠、镁、铝（同周期的金属）的性质
钠
镁
铝
单质与水（或酸）反应
与冷水反应：
反应，放出氢气。
与冷水反应,与沸水反应。
与酸反应,都放出氢气。
与酸反应，放出氢气。
最高价氧化物对应水化物碱性强弱
NaOH
Mg（OH）2
Al（OH）3
NaMgAl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）
14Si
15P
15S
17Cl
最高价
氧化物
氧化物的水化物及其酸性强弱
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
单质与H2反应条件
气态氢化物
及其稳定性
结论
小结：
元素非金属性强弱的判断
①单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性）
②形成的气态氢化物的稳定性（形成的气态氢化物越稳定，则非金属性）
③最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性）
④非金属单质之间的置换（非金属性的置换非金属性的）
⑤非金属阴离子还原性的强弱（对应非金属阴离子还原性越弱，非金属性）
小结：
随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现变化；
元素原子半径呈现变化；
元素化合价呈现变化；
元素的化学性质呈现变化；
元素周期律：
元素的性质随着元素的递增而呈现的变化。
元素性质的周期性变化实质：
是元素原子的的周期性变化。
练习：
1、已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素，则下列关系式中错误的是（）。
A.n=m+1B.n=m+11C.n=m+25D.n=m+10
2、主族元素R可形成两种氯化物:
RCla、RClb，它们化学式式量相差71。
（1）求a和b的关系
（2）RCla中氯的质量分数为85.3%，而RClb中氯的质量分数为77.45%，求R的相对原子量。
三、元素周期表和元素周期律的应用
（1）同周期元素：
同周期，电子层数相同，即原子序数越大，原子半径越，核对电子的引力越，原子失电子能力越，得电子能力越，金属性越、非金属性越。
（2）同主族元素：
同主族，电子层数越多原子半径越,核对电子引力越,原子失电子能力,得电子能力,金属性越、非金属性越。
1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中的递变关系
元素的位、构、性三者之间的关系及其应用
结构
性质
位置
（1）结构位置，位置结构
核电荷数原子序数
电子层数周期序数
最外层电子数主族序数
（2）结构性质，性质结构
元素的金属性、非金属性强弱
最外层电子数主族元素的最高正价数
︱负价数︱+最外层电子数8
原子得失电子的能力
最外层电子数和原子半径
单质的氧化性、还原性
（3）性质位置，位置性质：
同周期：
从左到右，递变性
同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：
分界线左边是，分界线右边是，最右一个纵行是稀有气体元素。
见下图：
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
1
2
B
3
Al
Si
4
Ge
As
5
Sb
Te
6
Po
At
7
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：
金属性最强的元素是,位于，非金属性最强的元素是,位于。
②位于分界线附近的元素既有，又有，如Al、Si、Ge等。
2、主族元素的化合价与位置、结构的关系
（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数
（2）最低负价数＝主族序数－8＝最外层电子数－8
3、元素周期律的应用和意义
（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。
（2）可预测或推测元素的原子结构和性质
（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用
（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。
练习：
1、下列递变情况不正确的是：
A.Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱
B.P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强
C.C、N、O原子半径依次增大
D.Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
2、同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是HXO4>H2YO4>H3ZO4，则下列说法判断错误的是
A.阴离子半径X>Y>ZB.气态氢化物稳定性HX>H2Y>ZH3
C.元素的非金属性X>Y>ZD.单质的氧化性X>Y>Z
3、原子序数1—18号元素中：
（1）与水反应最剧烈的金属是_____________；
（2）与水反应最剧烈的非金属单质是___________；
（3）在室温下有颜色的气体单质是_____________；
（4）在空气中容易自燃的单质名称是________；
（5）除稀有气体外，原子半径最大的元素是______；
（6）原子半径最小的元素是_____________；
（7）气态氢化物水溶液呈碱性的元素是_________；
（8）气态氢化物最稳定的化学式是_____________；
（9）最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是_____________。
4、在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为___________________。
5、某元素的最高正价与负价的代数和为4,则该元素的最外层电子数为:
A、4B、5C、6D、7
6、某元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，这种元素的气态氢化物的化学式是
A、HXB、H2XC、XH3D、XH4
7、碱性强弱介于KOH和Mg（OH）2之间的氢氧化物是（）
A．NaOHB．Al（OH）3C．Ca（OH）2 D．RbOH
8、下列物质中，既能与强酸又能与强碱反应的是（）
①Na2CO3②NaHCO3③Al2O3④Al（OH）3
A．①②③④B．①②③C．①②④D．②③④
3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（）
A．C．N、O、FB．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、ID．Li、Na．K、Rb
4.A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序
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