元素周期律_6

1 / 20 元素周期律 本资料为 WoRD 文档，请点击下载地址下载全文下载地址 教案 课题：第二节元素周期律 (一 )授课班级 课时 教 学 目 的知识 与 技能 1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律 2、了解元素 “ 位、构、性 ” 三者间的关系，初步学会运用元素周期表 过程 与 方法通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表 (直方图、折线图 )分析、处理数据的能力 情感 态度 价值观学习元素周期律，能使学生初步树立 “ 由 量变到质变 ” 、 “ 客观事物都是相互联系和具有内部结构规律 ” 、2 / 20 “ 内因是事物变化的依据 ” 等辩证唯物主义的观点 重点同一周期金属性、非金属性变化的规律 难点元素周期律的实质 知 识 结 构 与 板 书 设 计第二节元素周期律 (一 ) 1、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。 2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化 3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化 4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化 元素的性质随元素原子序数的递 增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。 元素周期律的实质：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。 3 / 20 教学过程 教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动 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。 投影 1 18号元素原子结构示意图。 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 第二节元素周期律 (一 ) 投影 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 1 211 2 3 1021 8 11 1831 8 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，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。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。 板书 1、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。 过元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元4 / 20 素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出 1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。 投影小结 原子序数原子半径的变化 3-9 大小 11-17大小 讲从上面的分析我们知道， 3-9、 11-17 号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论： 板书 2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化 讲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 字不同有可比性，故不列出 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？ 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。 投影小结粒子半径大小比较规律 （ 1）一般而言，电子层数越多，半径越大 （ 2）电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。 5 / 20 （ 3）同种元素的不同粒子，价态越高，电子越多，半径越大。 点击试题 1、比较 Na原子与 mg原子的原子半径大小 2、比较 Na原子与 Li原子的原子半径大小 3、比较 Na与 Na+的半径大小 4、比较 cl 与 cl的半径大小 5、比较 Fe、 Fe2+与 Fe3+的半径大小 6、比较 Na+与 mg2+半径大小 7、比较 o2 与 F 半径大小 随堂练习写出下列微粒的半径由大到小的顺序： F 、o2 、 Na、 mg2 过从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。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 )和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。 投影 问请大家参考 1-18 号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？ 投影小结 (1)最高正价与最外层电子数相等 6 / 20 (2)最外层电子数 4 时出现负价 (3)最高正化合价与负化合价绝对值和为 8 (4)金属元素无负价 (5)氟无正价 讲大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是 0。 投影小结元素主要化合价变化规律性 原子序数主要化合价的变化 1-2+10 3-10+1+5 -4-10 11-18+1+7 -4-10 板书 3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化 过元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析 3-9、 11-17 号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度 3-9、 11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱， 7 / 20 讲我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。 板书 4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化 讲纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律： 板书元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。 元素周期律的实质：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。 总结由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。 自我评价 1、下列元素的原子半径依次减小的是（ AB） 、 mg、 o、 F 、 Si、 、 Si、 P 2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（） ANaFBLiIccsFDLiF 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 S c F、 cl、 Br、 ID Li、 Na k、 Rb B 均为原子序数 1 20 的元素，已知 A 的原子序数为 n，8 / 20 A2+离子比 B2离子少 8 个电子，则 B 的原子序数是（） A n+4B n+6c n+8D n+10 5、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 _。 6、 下列半径最大的微粒是（） + 7、 A 和 B 是前三周期的元素，它们的离子 A2+和 B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是（） A.原子半径 :ABB.原子序数 :AB c.离子半径 :A2+B3+D.质量数 :AB 教学回顾： 教案 课题：第二节元素周期律 (二 )授课班级 课时 教 学 目 的知识 与 技能 1、通过 “ 实验探究 ” ， “ 观察思考 ” ，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力 9 / 20 2、认识元素的周期性 变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质 过程 与 方法 1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。 2、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习 情感 态度 价值观通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力 重点元素周期律的涵义 难点元素周期律的实质 知 识 结 构 与 板 书 10 / 20 设 计第二节元素周期律 (二 ) 金 属性： NamgAl 碱性强弱： NaoHmg(oH)2Al(oH)3 非金属性： SiPScl 氢化物的稳定性： SiH4PH3H2SHcl 酸性强弱： H4Sio4H3Po4H2So4mgAl 讲请大家预测一下， mg、 Al 分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同呢？若不同，应有什么 样的区别？ mg与盐酸反应要比 Al剧烈 讲实践是检验真理的唯一标准，下面，我们通过实验来进行验证。 投影实验 2取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和 2mL1mol/L盐酸反应。 现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈 讲从刚才的实验现象我们可知， mg 与稀盐酸的反应，比 Al 与稀盐酸的反应要剧烈得多，同时放出大量的热。说明大家预测的是正确的。根据 Na、 mg、 Al 三者金属性可推出， Na与盐酸反应将会更剧烈，甚至发生爆炸，请大家写出反应方程式。 投影 mg+2Hcl=mgcl2+H22Al+6Hcl=2Alcl3+3H2 2Na+2H =2Na +H2mg+2H =mg2 +H2 2Al+6H =2Al3 +3H2 反应速率逐渐减慢 过现在我们再来认识一下， Na、 mg、 Al 的氧化物及其最高价氧化物的水化物的性质。 问 Na2o、 mgo、 Al2o3分别属于哪类氧化物？为什么？ 投影 -知识回顾 14 / 20 1、碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。 2、判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。 3、判断酸性氧化物的 标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。 4、若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和碱反应生成盐和水，称其为两性氧化物。 讲 Na2o、 mgo 只与酸反应生成盐和水，属碱性氧化物。Al2o3既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水，属两性氧化物。 过 Na、 mg、 Al 对应的最高价氧化物的水化物是 NaoH、mg(oH)2、 Al(oH)3。其中 NaoH 是强碱， mg(oH)2 是难溶于H2o的中强碱， Al(oH)3 是两性氢氧化物。 讲由以上我们可以知道， 板书碱性强弱： NaoHmg(oH)2Al(oH)3 过上面我们研究了 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。 讲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。 板书非金属性： SiPScl 讲请大家根据我们刚学过的判断元素非金属性强弱的依15 / 20 据，分别从几个方面进行分析，首先我们从氢化物的角度分析 投影 板书氢化物的稳定性： SiH4PH3H2SHcl 讲从最高价氧化物的水化物方面分析 投影 板书酸性强弱： H4Sio4H3Po4H2So4Hclo4 讲因 18号元素 Ar是一种稀有气体元素，一般情况下难与其他物质发生化学反应，因此，不研究它的性质 讲综上所述，可以从 11-18号元素性质的变化中得出如下结论 板书 讲如果我们对其他元素进行同样的研究，也会得出类似的结论，元素的金属性和非金属笥随着原子序数的递增而呈现周期性变化。 投影小结随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化；元素原子半径呈现周期性变化；元素化合价呈现周 期性变化；元素的化学性质呈现周期性变化。 讲综上所述，我们可以得到结论： 16 / 20 板书元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化 元素周期律的实质：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。 投影小结元素金属性和非金属性的递变 讲根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（ cs） ,位于第 6 周期第 A 族（左下角），非金属性最强的元素是氟（ F),位于第 2 周期第 A 族（右上角）。位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如 Al、 Si、 Ge等 小结元素周期律具有重要的应用和意义。首先，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。其次，可预测或推测元素的原子结构和性质。再次，在科学研究和生产上也有广泛的应用。而且，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。 投影小结位、构、性三者之间的关系 点击试题位置决定性质 某主族元素的原子有四个电子层，它的最外层上有两个电17 / 20 子，下列关于此元素的叙述正确 的是 A、原子半径比钾的原子半径大 B、其氯化物难溶于水 c、原子半径比镁的原子半径大 D、其碳酸盐难溶于水 知识拓展解答元素推断题的规律和方法 1、原子结构与元素在周期表中的位置关系规律 核外电子层数 =周期数 最外层电子数 =主族序数 =无数的最高正价 质子数 =原子序数 =核外电子数 =核电荷数 最高正价 +|负价 |=8 2、根据原子序数推断，元素在周期表中的位置，记住稀有气体的原子序数： 2、 10、 18、 36、 54、 86 3、确定性的方法 1 先推断元素在周期表中的位置 2 族序数 -2=本族非金属元素的种数 (IA除外 ) 3 若主族序数为 m，周期数为 n，则： 1时，为非金属，值越大，非金属性越强 AB cD =1时，两性元素 18 / 20 4、元素周期表的三大规律 (1)递变性规律 若 A、 B、 c、三种元素位于周期表中所示位置如图所示： 原子半径： cAB 金属性： cAB 非金属性： BAc (2)相似性规律 1 同族元素性质相似，如 A 和 c 2 对角线相似，如 A 和 D (3)“ 阴前阳小，序大径小 ” 1 即与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子，这种稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构 2 原子序数越大，粒子半径越小。 自我评价 1.下列事实能说明金属性 Na mg的是： A、 Na最外层有一个电子， mg最外层有 2 个电子； B、 Na能与冷水反应，而 mg不能； c、碱性 NaoH mg(oH)2 D、 Na能从 mgcl2 的溶液中把 mg 置换出来； 2.下列事实能说明非金属性 cl S 的是： A、 cl2比 S 易与 H2化合 B、 Hcl 比 H2S稳定 19 / 20 c、酸性 Hcl H2SD、 cl 的最高正价为 +7， S 的最高