物质结构元素周期律教案

1、高二( )班 姓名 学号 高一第五章 物质结构 元素周期律教学目的与要求：1、进一步掌握本章的重要概念：核素、同位素、电子云、离子键、共价键、原子序数、族、周期、元素周期表、分子间作用力、极性分子、非极性分子等；2、进一步了解元素周期表的结构，了解键的极性的判断方法，了解元素周期律；明确元素的位、构、性的关系；3、进一步学会原子结构、分子结构的表示方法。教学重点：1、元素性质的递变规律； 2、元素位、构、性的关系。 原子 原子核 核外电子 质子 中子 baX 核素 元素 核素的相对原子质量 元素的相对原子质量 排布规律 元素周期律 元素周期表 同位素 运动特征 电子云 化学键 编排原则 结构

2、元素性质变化规律 离子键 共价键 离子化合物 极性键 非极性键 共价化合物 复杂离子 非金属单质 极性分子 非极性分子 周期 族 区教学难点：元素的推断全章知识结构图第五章考点分析本章内容是中学化学重要的基本理论之一，是学习化学必须掌握的基础知识，它在整个中学化学教材中占有重要的地位，所以在历年高考中均占有较大的比重。本章知识的主要考点是： 1.构成原子及原子核各粒子之间的关系以及质子数、中子数、电子数与元素、原子、同位素、原子序数、质量数等概念之间的联系。2.对同位素的相对原子质量、元素的相对原子质量、原子的质量数等概念的理解及其有关推理计算。3.核外电子的排布规律。4.元素的性质与元素的原

3、子核外电子排布的关系：(1)元素的性质主要由原子的最外层上的电子数决定。(2)能根据元素的原子结构推测金属性和非金属性的强弱、元素的化合价及其化学式。(重点掌握118号元素)5.对元素周期律的考查主要包括同周期或同主族元素及其化合物性质的递变规律；根据元素的原子结构特点或性质推测未知元素。6.对于元素周期表、主要掌握如下两个问题：(1)元素周期表的结构、周期与族、具体到某元素的原子，可根据其周期表中的位置，迅速确定其上下(同主族)、左右(同周期)四种元素的原子序数；(2)原子结构、元素性质和该元素在周期表中的位置即“位、构、性”三者之间的相互关系。7.比较粒子半径的大小。8.掌握化学键、离子键

4、、共价键的概念及离子键、共价键特点。9.掌握常见的原子、离子、单质、化合物的电子式。10.正确判断键的极性，并掌握常见分子的构型，并能推理、迁移应用。其中，对元素周期律及元素“位、构、性”三者之间的关系的考查是高考命题在本章的主要依据，随着“3+X”高考制度的逐步落实，高考的重点要转向利用元素周期表及元素周期律的知识来推断新元素的性质及新物质的性质和用途。高考除了要直接考查课本基础知识外，还会向思维要求高、综合性较强的题目发展。因此，在教学过程中，一定要注意对学生思维能力的培养。总结：位、构、性之间的关系课前预习题一、原子结构1、构成原子的粒子间的关系(1)原子：质子数= 核电荷数 =原子序数

5、 =核外电子数 质量数A.=质子数(Z) 中子数(N) (2)离子：阴离子: 质子数核外电子数 阳离子:质子数核包外电子数 注意：质子数决定元素种类 质子数和中子数决定原子种类 代表一个质量数为A质子数为Z的原子。 2、同位素、核素 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。即同一元素的不同核素间互称同位素。同一元素的各同位素：化学性质基本相同；各自所占的原子个数百分比保持一定。学习原子的结构时，要注意，并非所有的原子核内都有中子，如 H原子核中就无中子；同一种元素的同位素只与核内中子数有关，而与核外电子数无关。如C1与C1是

6、同位素的关系，而C1与C1也是同位素关系。例1 R原子的核内质子数为m，中子数为，则下列叙述错误的是( ) ABA.这种元素的相对原子质量为 B.原子核内中子数为的原子可能是R原子的同位素C.不能由此确定该元素的相对原子质量D.其原子质量与C原子质量之比约为：()12分析本题为概念性较强的综合题。由于大多数元素存在同位素，各同位素原子在自然界中又有各自的原子个数百分比，元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比求出的平均值。根据题给信息，我们只能知道这种原子的质量数为，至于它有无天然同位素，各同位素在自然界中的原子个数百分比均无法判断。故不能确定这种元素的相对原子质量，故A不正确

7、，C正确。对于B选项，根据概念，质子数相同、中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素，现两者中子数相同，若质子数相同，则为同一种原子；若质子数不同，则为两种元素。所以不可能形成同位素，故B错。原子的相对质量是以C质量的1/12作为标准，其他原子的质量跟它相比较所得的数值。相对原子质量的近似值即为质量数。设R原子的实际质量为m g，则有 即：所以选项D正确。综合以上分析，正确的选项应是：AB例2下列叙述正确的是( )CDA.两种粒子，若核外电子排布完全相同，则其化学性质一定相同B.凡单原子形成的离子，一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布C.两原子，若核外电子排布相同，则一定属于同种元素D.不存

8、在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子分析判断“不可能存在”“一定”等类结论的正误时，一般可用反例法。即只要举出一个可以成立的反例来，则可否定题中结论；如果不存在反例，则可认为题中结论正确。解析：A中的粒子，可以是原子、阳离子和阴离子，如Na和O2，都是2、8的电子层结构，但化学性质相差甚远。B中当H原子形成H时，不与任何稀有气体的原子结构相同。C对于中性原子，其质子数=电子数，所以核外电子排布相同时，一定属于同种元素。答案：CD练习1.已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子Xm+和Yn-的核外电子排布相同，则下列关系式中正确的是( A)A.a=b+m+n B.a=b-m+n C

9、.a=b+m-n D.a=b-m-n3、核外电子排布 多电子原子里，电子分层排布：K、L、M、N、O、P、Q；第 3 页(高一第五章 大良实验中学会考复习) 电子按能量由 低 向 高 依次从内层向外层排布； 每个电子层所能容纳的电子不超过 2n2 个；最外层电子不能超过 8 个；次外层电子不能超过 18 个；倒数第三层电子不能超过 32 个。4、质子数相同的粒子 同种元素的原子与离子； 同一周期的有关分子，如，CH4、H2O、NH3、HF、Ne等； 不离同子：Na+、Mg2+、A13+、H3O+、NH、OH、F、O2、N3、。5、微粒半径的比较(1)当电子层数相同时，核电荷数(质子数)增大，微

10、粒半径减小。 例如：NaMgAl Na+Mg2+Al3+ F-O2- F-Na+(2)同一主族的原子或离子，电子层数增多，微粒半径增大。NaK Na+K+ F-Cl- (3)同种元素，原子半径大于阳离子半径；原子半径小于阴离子半径。ClCl-NaNa+(4)同种元素，不同价态的离子，高价离子的半径小于低价离子的半径。Fe3+Fe2+练习2按粒子的半径从小到大顺序排列的是( AC)A.C1、S、P B.N、O、F C.Al3、Mg2、Na D.K、Na、Li二、元素周期律1元素周期律的内容及实质： 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫元素周期律。元素性质的周期性变化是元素

11、原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。2金属性、非金属性强弱的判断原则判断金属性强弱的事实：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。置换反应，强置换弱；对应阳离子氧化性越弱，金属性越强。判断非金属性强弱的事实：与氢气化合越容易或气态氢化物的稳定性越强，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性越强，非金属性越强。置换反应，强置换弱；对应阴离子的还原性越弱，非金属性越强。注意：金属性的强弱不等于还原性的强弱，同理非金属性的强弱不等于氧化性的强弱。例如I有较强的还原性而不是金属性；Ag+有氧化性而不是非金属性。

12、Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水两性氧化物。 Al(OH)3也呈两性 两性氢氧化物;Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OAl2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O Al(OH)3+3H+=Al3+3 H2O Al(OH)3+OH= AlO2+ 2H2O第 4 页(高一第五章 大良实验中学会考复习)三、元素周期表元素的原子结构与所在周期表中的位置的关系：周期数= 电子层数 ，主族序数= 最外层电子数 。1、周期 具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。 每一周期都是从碱金属开始卤素惰性元素(第一与第七周期例外 )； 周期序数=同周期元素具有的电子

13、层数，元素周期表有7行，共有7个周期； 第一、二、三周期，所排元素种数： 2、8、8， 短周期； 第四、五、六周期，所排元素种数：18、18、32，长周期； 第七周期，所排元素种数：26，不完全周期。2. 族元素周期表共有18列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族；长短周期共同组成的族为主族，用A表示；完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号；稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”；B族到B族共10列通称为过渡元素，包括族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。几种关系量 (1)最外层电子数=主族的族序数=主族元素的最高正价数 (2)负化合价最高正化合

14、价=8 (对非金属而言，金属无负化合价)主族A A A A A A A0 周期 非金属性逐渐增强 1金 稀 非2属 B 非金属区 有 金3性 Al Si 气 属4逐 Ge As 体 性5渐 SB Te 元 增6增 金属区 Po At 素 强7强 金属性逐渐增强 3同一周期，从左向右：最外层电子数逐渐增多，核电荷数依次增大，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增大，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强， 同一周期，从左向右：金属性逐渐 减弱 ，非金属性逐渐 增强 。同一主族，从上到下，最外层电子数相同，核电荷数依次增大，原子半径逐渐增大，由于原子半径增大的影响超过核电荷数增大的影响

15、，原子核对最外层电子的吸引力逐渐减小，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，同一主族，从上到下：金属性逐渐 增强 ，非金属性逐渐 减弱。讲解：齿状线右上区为非金属区，左下区为金属区；第 5 页(高一第五章 大良实验中学会考复习) 齿状线两侧为往往表现一定金属性，又表现一定的非金属性,是寻找半导体材料的区域； 金属性最强的元素为 Cs ，最强的非金属元素为 F 。思考：依据元素周期表，填写下列空格。1、原子半径最小的是_H ，其次是 F _，原子半径最大是Fr(Cs) 。2、金属性最强的是(Cs) ，非金属性最强的是 F _。3、氢化物最稳定的是HF ，酸性最强的是HI ，碱性最强的是CsOH

16、 。主族元素：价电子就是最外层电子。主族元素：最高正价=最外电子数=主族序数 最低负价=(8-最外层电子数)=(8-主族序数) 最高正价+|最低负价|=8例3、已知同周期的X、Y、Z三元素的最高价氧化物的水化物的酸性由强到弱的顺序HZO4H2YO4H3XO4下列判断不正确的是( BD)A.阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序减弱B.单质的氧化性按X、Y、Z的顺序减弱C.原子半径按X、Y、Z的顺序减小D.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序减弱解析：由酸性HZO4H2YO4H3XO4或X、Y、Z各元素在酸中的化合价，可推出它们原子序数的大小顺序为ZYX，然后根据同周期元素性质的递变规律，可选出正确答

17、案为BD。练习3、某种元素B的单质3.2 g，与氢气化合生成气态氢化物H2B 3.4 g，又知B原子核内质子数与中子数相同，则B元素为 ，其最高价氧化物与其水化物的化学式分别为 与 。 答案：硫 SO3 H2SO4第 6 页(高一第五章 大良实验中学会考复习)练习4、C元素气态氢化物的水溶液是一种强酸，能与硝酸银溶液反应生成白色沉淀。则C元素是 ，它的单质与氢氧化钠溶液反应的离子方程式为 。答案：氯 Cl22OH=H2OC1ClO练习5、D元素的离子与C1元素的离子具有相同的核外电子排布，3.9 g D元素单质与水反应，标准状况下产生1.12 L的气体。则D元素为 ，单质与水反应的离子方程式为

18、： 。答案：钾 2K2H2O=2K2OHH2练习6、E元素的最高价氧化物的正价与气态氢化物的负价绝对值之差为2，其气态氢化物含氢17.64%，它则E元素为 。答案：氮练习7、有 A、B、C、D 四种元素, 已知A、C、D 处于同一周期, B、C 处于同一主族, C单质的焰色反应的颜色为黄色, C和B原子的质子数之和为 30 , C和D 原子的质子数之和为28, A单质是银白色金属, 其氧化物能够和C的氧化物的水化物溶液反应, 回答下列问题:(1)写出四种元素的符号: AA1 B K CNA DC1 (2)写出D单质和 B 的氧化物的水化物反应的离子方程C12+2OH=C1+C1OH2O(3)写

19、出A 的氧化物与C 的氧化物的水化物反应的离子反应方程式: A12O32OH2A1O2H2O 物理和化学特性含量等其它特征原子结构特征元素特征元素的性质原子或离子结构元素位置原子量元素名称总结：元素推断题的解题思路：四、化学键1、离子键与共价键使阴阳离子结合成化合物的静电作用，叫做 离子键 。 带正电的离子与带负电的离子间的吸引作用静电作用 原子核与原子核间的排斥作用 核外电子与核外电子间的排斥作用注意点：成键的粒子：阴、阳离子 成键的性质： 静电作用 成键元素：活泼的金属元素 与活泼的非金属元素 形成的物质：离子 化合物注意：应指出NH4NO3中也存在离子键？为什么？原子之间通过共用电子对所

20、形成的相互作用，叫 共价键 。注意点：成键粒子：原子 ；成键元素：非金属元素与非金属元素；成键实质：共用电子对 ； 形成物质：单质、共价化合物、复杂离子。第 7 页(高一第五章 大良实验中学会考复习)2、电子式(1)概念：在元素符号周围用小黑点“”或“”来表示原子的最外层电子 的式子。(2)书写方法：原子：标出最外层电子数。一般要求要表明成对的电子与未成对电子，并注意对称。简单阳离子：用阳离子符号来表示；仅在左上角标“n+”表示所带电荷，不要写出最外层电子简单阴离子：用带负电的方括号来表示，括号内应达稳定结构；离子化合物：a、写出阴阳离子的电子式。“对称”、“分散”、“美观”。b、对相同离子不能合并。练习：NaCl MgCl2 Na2O CaO CaF2 Mg3N2形成过程：左边是形成物质的各原子的电子式及“+”号，中间只用“”表示，而不用“=”；用电子式表示离子键(离子化合物)的形成过程：例：Na+:l:Na+:-讨论：用电子式表示MgBr2的形成过程。电子式表示共价化合物时，比较复杂，将共用电子对用一根短线表示，得到结构