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1、第二节 元素周期律教学案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。1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐思考：由于原子中的
2、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，
3、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
4、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P1415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12 310 1118 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310 1117 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):先看电子层数,电子层数越多，则半径，如：LiNaKRbCs；IBrClF；Na
5、Na+电子层数相同时，再看核电荷数，核电荷数越多,则半径，如：NaMgAl FONC 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:（） 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（）对于同种元素：阳离子半径 原子半径（）对于电子层结构相同的离子：核电荷数越
6、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120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；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12 310 1118 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123101118结论随着原子序数的递增，元素原子的最
7、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MgAl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
8、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NaOHMg(OH)2Al(OH)3Na Mg Al 金属性逐渐。小结：元素金属性强弱的判断金属单质与水(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)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 ）金属单质之间的置换（金属性的置换金属性的）金属活动性顺序表（位置越靠前，说明金属性 ）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 ）14Si15P15S17Cl最高价氧化物氧化物的水化物及其酸性强弱H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4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
9、性强弱的判断单质与H2化合的难易程度（与H2化合越容易，说明非金属性）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） 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 ） 非金属单质之间的置换（非金属性的置换非金属性的）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A族元素，B为A族元素，它们的原子序数
10、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+1 B. n=m+11 C.n=m+25 D. n=m+102、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
11、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：AAAAAAA012B3AlS
12、i4GeAs5SbTe6PoAt7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。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 83、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 Z B.气态氢化物稳定性HX H2Y ZH3 C.元素的非金属性X Y Z D.单质的氧化性X Y Z3、原子序数118号元素中：（1）与水反应最剧烈的金属是_
