高一化学教师用书第五章 物质结构 元素周期律.docx
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高一化学教师用书第五章物质结构元素周期律
第五章物质结构元素周期律本章说明
一、教材分析
本章教材包括原子结构、分子结构和元素周期律三部分内容。
在初中化学课中已经介绍过原子结构、分子形成的初步知识，以及氧、氢、碳、铁等元素及其一些化合物的知识，在本教材的前几章里，又介绍了碱金属和卤素两个元素族。
因此，学生已具备了一定的有关原子结构、分子结构及元素、化合物的基础知识，为学好本章创造了必要条件。
在本章教材中，元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，因此原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，而学生对元素周期律的学习又有利于对原子结构理论的了解。
分子结构的学习需要以原子结构知识为基础，因此这部分内容安排在原子结构、元素周期律之后。
本章分子结构包括化学键（离子键、共价键）、键的极性等内容。
学生学习了这些知识，有利于他们认识化学反应的本质和物质的性质。
物质结构和元素周期律是中学化学教材中重要的基础理论。
通过对本章的学习，可以促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；同时也能使学生以原子结构、元素周期律为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。
因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点。
本章教材新概念多，内容较抽象，理论性强。
为了提高学生学习的积极性，采用了探究式的编写方式，在多数节中都编有课堂讨论，希望通过课堂讨论的形式，启发学生动脑、动口、动手，主动积极、生动活泼地进行学习，以提高他们的逻辑思维能力和语言表达能力，从而提高教学质量。
本章教学重点：
核外电子的排布规律，元素周期律的实质和元素周期表的结构，元素性质、原子结构和该元素在周期表中的位置三者之间的关系，离子键和共价键。
本章教学难点：
核外电子的运动状态和排布规律。
二、课时分配建议
第一节 原子结构 2
第二节 元素周期律 2
第三节 元素周期表 2
第四节 化学键 2
实验六 同周期、同主族元素性质的递变 1
本章复习 1
第一节原子结构
一、教学目的要求
1.复习原子构成的初步知识，使学生懂得质量数和AZX的含义，掌握构成原子的粒子间的关系。
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。
二、教材分析和教学建议
本节教材共分两部分。
第一部分讲述有关原子核的内容。
这部分中有些内容初中已经基本学过，所以此处用列表的方式简明地进行了复习。
然后根据原子不显电性和电子质量很小、可以忽略不计的事实，归纳出“核电荷数＝核内质子数＝核外电子数”“质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）”两个关系式。
这两个关系式明确地描述了构成原子的粒子间的电性关系和质量关系。
在此基础上，初步介绍符号
的含义。
第二部分教材分两段。
第一段讲述电子云。
教材阐述了原子核外电子的运动跟一般物体的运动不同，不能同时准确测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描画出它的运动轨迹，只能描述它在核外空间某处出现机会的多少，并由此引出电子云，给出了在通常状况下氢原子的电子云示意图。
为了帮助学生理解电子云的本质，编写了一段阅读材料，在这个材料里通过给氢原子照相的比喻，形象地说明了电子云实际上是用统计的方法对核外电子运动规律所作的一种描述。
由于初中化学已通过图示给出了核电荷数1～18号元素的原子结构示意图，也就是说，已经概略地给出了这些元素核外电子排布的情况，因此教材在第二部分第二段讲述核外电子的排布时，不再直接给出这些元素的核外电子排布的情况和排布的规律，而是通过课堂讨论的方式，启发学生自己得出结论，以培养他们的逻辑思维能力。
本节末的阅读材料“原子结构模型的演变”，对于学生正确理解科学模型的含义十分重要。
通过对这个材料的学习，可以使学生简明形象地了解人类对原子结构认识逐步深入的演变过程，并能使他们体会到现在学习的科学理论，仅仅代表人类对客观事物认识的一个阶段，而人类对客观事物的认识，今后还会不断深入，不断发展。
教学建议如下：
1.原子核
教学要以复习初中已学知识为线索，组织学生阅读教材表5-1，抓住“原子不显电性”的特征，归纳出质子数、电子数之间的关系式。
通过质子、中子、电子质量的研究，抓住电子质量只有质子质量的1/1836的事实，引出质量数的概念，并归纳出表示质量数、核电荷数、核内质子数、核外电子数关系的符号──
。
2.原子核外电子排布
电子云十分抽象，教学过程中要尽量使用直观教具（如多媒体、投影仪）和形象的比喻，并培养学生的空间想象能力。
要指导学生阅读教材中关于电子云的阅读材料，它对于理解电子云有帮助。
关于核外电子排布的规律，初中已有一定的知识。
在本节教学中，教师可指导学生研究教材表5-2，依次根据教材的讨论题组织课堂讨论，引导学生发现规律，并当堂完成表5-3、表5-4。
“能量最低原理”一词，教材中没有出现，但内容体现了这层含义。
教学时虽然不必强调这一名词，可是应当讲清“电子总是尽先排布在能量最低的电子层里”，还可以编一些违背“能量最低原理”的原子结构示意图，组织学生辨认、改正。
关于各电子层最多能容纳多少电子的问题，可首先引导学生回忆1~18号元素的原子结构示意图，完成表5-3。
在此基础上，组织学生阅读表5-2，分析稀有气体元素原子的电子层排布情况，得出每个电子层最多容纳2n2个电子的结论。
本节教学重点和难点：
原子核外电子的排布规律。
三、部分习题参考答案
习题二：
1.C 2.C 3.B 4.A
四、资料
1.各电子层最多容纳的电子数是2n2
电子在原子核外的运动状态是相当复杂的。
1个电子的运动状态取决于它所处的电子层、电子亚层、轨道的空间伸展方向和自旋状况。
科学实验还告诉我们，在1个原子里2个电子的电子层、电子亚层、轨道的空间伸展方向和自旋完全相同是不可能的。
这个原理叫泡利不相容原理。
根据这个原理，可以知道每一轨道中只能容纳2个自旋相反的电子，并可进一步推算出每个电子层中最多可容纳的电子数。
表5-1总结了各电子层可能有的亚层数、轨道数和电子数（即电子的最大容纳量）。
表5-1各个电子层中电子的最大容纳量
电子层（n）
K
（1）
L
（2）
M（3）
N（4）
电子亚层
s
s
p
s
p
d
s
p
d
f
亚层中的轨道数
1
1
3
1
3
5
1
3
5
7
亚层中的电子数
2
2
6
2
6
10
2
6
10
14
每个电子层中电子的最大容纳量（2n2）
2
8
18
32
从表5-1可以看出，每个电子层可能有的最多轨道数为n2，而每个轨道又只能容纳2个电子，因此，各电子层可能容纳的电子总数就是2n2。
2.核外电子的排布规律
核外电子排布遵循泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则。
泡利不相容原理前面已经介绍过。
能量最低原理就是在不违背泡利不相容原理的前提下，核外电子总是尽先占有能量最低的轨道，只有当能量最低的轨道占满后，电子才依次进入能量较高的轨道。
也就是尽可能使体系能量最低。
洪特规则是在等价轨道（相同电子层、电子亚层上的各个轨道）上排布的电子将尽可能分占不同的轨道，且自旋方向相同。
后来量子力学证明，电子这样排布可使能量最低，所以洪特规则可以包括在能量最低原理中，作为能量最低原理的一个补充。
在同一个原子中，离核越近、n越小的电子层能量越低。
在同一电子层中，各亚层的能量按s、p、d、f的次序增高。
因此，E1s＜E2s＜E3s……；E4s＜E4p＜E4d……。
在多电子的原子里的各个电子之间存在相互作用，研究某个外层电子的运动状态时，必须同时考虑到核及其他电子对它的作用。
由于其他电子的存在，往往减弱了原子核对外层电子的作用力，从而使多电子原子的电子能级产生交错现象（图5-1）。
图5-1 多电子原子电子所处的能级示意图
从图5-1可以看到，从第三电子层起就出现能级交错现象。
例如，3d的能量似乎应该低于4s，而实际上E3d＞E4s。
按能量最低原理，电子在进入核外电子层时，不是排完3p就排3d，而是先排4s，排完4s才排3d。
由于能级交错，在次外层未达最大容量之前，已出现了最外层，而且最外层未达最大容量时，又进行次外层电子的填充。
所以原子最外层和次外层电子数一般达不到最大容量。
3.原子的最外层电子数为什么不超过8个?
次外层电子数为什么不超过18个?
由于能级交错的原因，End＞E（n+1）s。
当ns和np充满时（共4个轨道，最多容纳8个电子），多余电子不是填入nd，而是首先形成新电子层，填入（n＋1）s轨道中，因此最外层电子数不可能超过8个。
同理可以解释为什么次外层电子数不超过18个。
若最外层是第n层，次外层就是第（n－1）层。
由于E（n-1）f＞E（n+1）s＞Enp，在第（n＋1）层出现前，次外层只有（n－1）s、（n－1）p、（n－1）d上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，因此次外层电子数不超过18个。
例如，原子最外层是第五层，次外层就是第四层，由于E4f＞E6s＞E5p，当第六层出现之前，次外层（第四层）只有在4s、4p和4d轨道上有电子，这三个亚层共有9个轨道，最多可容纳18个电子，也就是次外层不超过18个电子。
第二节元素周期律
一、教学目的要求
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。
二、教材分析和教学建议
到目前为止，学生已经学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物，还学习了碱金属、卤素两个元素族的知识，初步学习了原子结构的理论知识。
在这个基础上，引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，是十分必要的。
教材以1～18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。
这样既有利于学生从本质上认识元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。
为了增强启发性，教材不是直接给出周期律，而是通过课堂讨论和边讲边做实验，引导学生对大量数据和事实进行分析，总结归纳出周期律。
这样对于培养学生的逻辑推理能力十分有利。
教学建议如下：
本节教学可分五步进行。
1.研究核外电子排布变化的规律性
将质子数1～18的元素，仿照表5－5的形式，取原子序数、元素符号和原子结构示意图三项，依次在黑板上列出。
然后向学生提问：
从电子层数、最外层电子数两个方面分析，同一横行元素的原子结构有什么相同点和不同点？
同一纵行元素的原子结构有什么相同点和不同点？
已学过的碱金属、卤素按上述规律应排入表格的什么位置？
教师组织学生讨论这些问题，从而发现规律，得出结论，并在小结时指出：
如果对质子数大于18的元素继续研究，同样可以发现，每隔一定数目的元素，也会出现原子最外层电子数像Na到Cl一样从1个递增到7个，最后到8个电子的现象，从而揭示核外电子排布规律的普遍性。
在以上教学过程中，适时引入“原子序数”的概念。
2.研究原子半径变化的规律性
启发学生根据电学知识，推测当电子层数相同时，原子内正负电荷越多，静电引力越大，因而随着原子序数的递增，原子半径依次减小。
然后对照教材表5-5、图5-5对有关数据进行验证，并分析总结，得出结论。
3.研究元素主要化合价变化的规律性
组织学生根据原子结构示意图，推测Li到F、Na到Cl的主要化合价。
然后组织学生对照教材表5-5，验证1～18号元素的主要化合价，并完成教材表5-8。
4.研究元素的金属性、非金属性变化的规律
（1）借鉴已学碱金属、卤素的知识，介绍元素金属性、非金属性强弱的判断依据组织学生回忆分析，从哪些实验事实可以说明碱金属随着原子序数的递增金属性逐渐增强；卤素随着原子序数的递增，非金属性逐渐减弱，从而归纳总结出元素金属性、非金属性强弱的判断依据。
（2）推测随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性变化的规律性组织学生讨论并指出：
当电子层数相同时，随着原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8（或2），原子半径逐渐减小，原子核对最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。
（3）实验验证对11～18号元素的金属性、非金属性的变化进行实验验证及分析。
建议增加金属钠与水反应的实验。
镁、铝与盐酸的反应为边讲边做实验，学生通过自己动手实验得出按钠、镁、铝的顺序，金属性逐渐减弱的结论和上面的推论是一致的。
教学中，通过Al2O3、Al（OH）3与酸、碱反应的实验引入两性氧化物、两性氢氧化物的概念，指出铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性，归纳教材表5-9。
在研究硅、磷、硫、氯等元素的性质时，教师可和学生一起从元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱，以及跟氢气反应生成气态氢化物的难易程度归纳出表5-10，从而得出从硅到氯非金属性逐渐增强的结论。
还应当指出，对其他元素进行研究，如从钾到溴，从铷到碘，也会得出类似的结论：
元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性的变化。
5.概括元素周期律
建议组织学生将本节内容归纳、总结得出元素周期律。
还可以结合教材编写一些有关的课堂练习题，以进一步巩固有关知识。
本节教学重点：
原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。
本节教学难点：
元素金属性、非金属性变化的规律。
（“教学建议”编写者：
山西省实验中学杨瑞光、侯嘉梅）
三、演示实验说明和建议
〔实验5-1〕可以用镁带跟水反应，不要用表面已氧化了的镁粉跟水反应。
反应前要用砂纸擦去氧化膜，反应时要加热试管至水沸腾。
镁跟冷水的反应相当缓慢，这是由于镁的化学性质不如钾、钠活泼，并且镁跟水反应时在镁的表面会形成一层难溶的氢氧化镁薄膜，阻碍内部金属继续跟水起反应。
因此必须在加热的条件下，才能看到反应迅速地进行。
镁跟水反应产生的氢气量较少，不易点燃。
为了清楚地看到氢气泡，而不是加热时由于水沸腾而产生的气泡，应该在停止加热、水不再沸腾时立即观察。
〔实验5-3〕制取Al（OH）3沉淀时，向AlCl3溶液中加入NaOH溶液的量要适当。
如果NaOH的量不足，试管中残留有AlCl3，当Al（OH）3跟NaOH溶液作用时，将会看到沉淀先增加后减少的现象；如果NaOH过量，试管中有部分Al（OH）3沉淀溶解，生成了NaAlO2，Al（OH）3跟H2SO4作用时，也会看到沉淀先增加后减少的现象。
上述现象都会影响学生对实验的观察，因此原则上AlCl3跟NaOH最好能完全作用，即所用3mol／LNaOH溶液和1mol／LAlCl3溶液的体积应相等。
建议请学生思考：
如果将1mol／LAlCl3溶液逐滴滴到3mol／LNaOH溶液中，将会观察到什么现象?
AlCl3溶液滴到NaOH溶液中，试管上部先会生成白色Al（OH）3沉淀，但因为NaOH溶液过量，所以稍一振荡沉淀就消失。
继续滴加AlCl3至一定量时，生成的Al（OH）3沉淀才不消失，而且白色沉淀随着AlCl3溶液的滴入而逐渐增多。
四、部分习题参考答案
习题一：
2.NaF 3.Al2S3，AlCl3
习题二：
1.A 2.C 3.B 4.B 5.B 6.D 7.A
习题三：
X是O，Y是S，Z是P，
五、资料
1.原子半径
原子半径，似乎应该是原子核到最外电子层的距离，但事实上，单个原子的半径是无法测定的。
原子总是以单质或化合物的形式存在。
而在单质或化合物中，原子间总是以化学键结合的（稀有气体除外），因此原子半径就跟原子间以哪种键结合有关。
一般来说，原子半径是指共价半径或金属半径。
共价半径：
如单质分子中的2个原子以共价单键结合时，它们核间距离的一半叫做该原子的共价半径。
金属半径：
金属晶格中金属原子的核间距离的一半叫做原子的金属半径。
原子的金属半径一般比它的单键共价半径大10%～15%。
范氏（范德瓦耳斯）半径：
非金属元素还有另一种半径，叫范氏半径。
例如，在CdCl2晶体里，测得在不同的“分子”（实际是层状的大分子）里Cl与Cl间的核间距为：
d（Cl－Cl）＝0.376nm
取其值的一半定为氯原子的范氏半径所以称为范氏半径，是因为2个Cl原子间没有化学键，只有分子间的作用力，即范德瓦耳斯力。
，即：
r范（Cl原子）＝
×0.376nm＝0.188nm
图5-2 氯原子的共价半径与范氏半径
对非金属元素，r范＞r共，从图5-2可以清楚地看出这一关系。
图5-2表示出2个Cl2，在同一个Cl2里，2个Cl核间距的一半BF是共价半径（r共）；在不同的2个Cl2间，2个Cl的核间距的一半CE是范氏半径（r范）。
显而易见，r范＞r共。
稀有气体在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体。
在这种晶体里，2个原子核的核间距的一半，就是稀有气体原子的范氏半径。
下面列出非金属元素和稀有气体的范氏半径。
表5-2 非金属元素和稀有气体的范氏半径（r范／nm）
H 0.12
He
0.122
N
0.15
O
0.140
F
0.135
Ne
0.160
P
0.19
S
0.185
Cl
0.180
Ar
0.191
As
0.20
Se
0.200
Br
0.195
Kr
0.198
Sb
0.22
Te
0.220
I
0.215
Xe
0.218
从上表可以看出，r范也有一定的规律性。
在同一周期中，从左到右逐渐减小；在同一族中，从上到下逐渐增大。
在一般的资料里，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。
课本表5-5里原子半径数据除稀有气体元素外，均为共价半径。
下面介绍周期表中元素原子半径的变化规律。
（1）同族元素原子半径变化规律
在同一族里，从上到下，原子半径一般是增大的，因为从上到下电子层数增多，所以，原子半径增大。
主族元素与副族元素的变化情况很不一样。
主族元素由上到下，半径毫无例外地增大，只是增大的幅度逐渐减小。
但是在副族里，下面两个属于第五和第六周期的元素，如Zr与Hf、Nb与Ta、Mo与W，它们的原子半径非常接近，这主要是由于镧系收缩的结果。
镧系收缩是指镧系元素从La到Lu，原子半径缩小的现象。
（2）同周期元素原子半径变化规律
在短周期（第二和第三周期）里，由左至右原子半径都是逐渐减小的，这是因为短周期中每一元素增加的最后1个电子都是排在最外电子层上，每增加1个电子，核中增加1个正电荷。
正电荷增强，倾向于使原子半径缩小，但最外层电子数增加，增加了电子的互相排斥，倾向于使原子半径增大。
两者互相作用的结果，核电荷增大起了主要作用，所以从左到右，原子半径逐渐减小。
但是，在各周期的最后一族元素（稀有气体）的原子半径比它前一族的相应元素（卤素）的原子半径大。
这是因为稀有气体原子半径不是共价半径，而是范氏半径。
稀有气体原子之间只以微弱的分子间作用力结合，所以原子间距离大，测出的原子半径也大。
课本中的注也是说明这个意思。
由于课本中还没有介绍范氏半径，只能作这样的说明，以免给教学带来困难。
长周期元素（第四、第五和第六周期的元素）虽然总的趋势仍然是原子半径缩小，但其中的过渡元素特别是镧系元素减小的趋势要缓和得多。
这是由于过渡元素的电子填充在次外层的d轨道上，对于最外层电子（它们是决定原子大小的电子层）来说，次外层上的电子对外层的屏蔽，比最外层电子对同层上的电子的屏蔽作用大，所以过渡元素有效核电荷的增加速度变缓。
但当d电子充满到nd10左右时，原子半径会突然增大。
这是由于nd10有较大的屏蔽作用所致，这时电子的互相排斥倾向于使半径增大的因素暂时处于主导地位。
而对镧系元素（与锕系元素均又称内过渡元素）来说，电子填充在倒数第三层4f层上，它们离核更近，对核的屏蔽作用更大，有效核电荷增加得很少，因此从58号到71号元素原子半径减少更加缓慢。
长周期的p区元素，从左至右仍然与短周期p区元素一样，维持原子半径变小的趋势，到了稀有气体，原子都有半径变大的现象。
同周期相邻元素原子半径减小的平均幅度是：
非过渡元素＞过渡元素＞内过渡元素
～0.01nm～0.005nm＜0.001nm
从整个周期表说来，随着核电荷数递增，原子半径呈现周期性变化。
2.元素最高价氧化物对应的水化物的酸碱性
以ROH代表元素的最高价氧化物对应的水化物的化学式，它在水中有两种离解方式：
ROH→R+＋OH- 碱式离解
ROH→RO-＋H+ 酸式离解
ROH按碱式还是按酸式离解，与阳离子的极化作用有关。
阳离子的电荷越高，半径越小，则该阳离子的极化作用越大。
卡特雷奇（G.H.Gartledge）曾经把这两个因素结合在一起考虑，提出“离子势”的概念，用离子势表示阳离子的极化能力。
离子势即阳离子电荷与阳离子半径之比，常用符号φ表示如下：
例如：
Na+的电荷z＝＋1，离子半径r＝0.097nm，（Na+）＝1；Al3+的z＝＋3，r=0.050nm，φ（Al3+）＝6。
这个概念也适用于带电荷的中心原子如B+3、S+6或Cl+7等以及阴离子。
如：
S+6的z＝＋6，r＝0.030nm，φ（S+6）＝20。
在ROH中，若R+n的φ值大，即其极化作用强，氧原子的电子云将偏向R+n：
，从而使O—H键比较容易断裂，所以ROH以酸式离解为主。
如果R+n的φ值小，ROH倾向于作碱式离解。
有人找出用φ值判断ROH酸碱性的经验公式如下：
＞3.2 ROH为酸性
2.2＜
＜3.2 ROH为两性
＜2.2 ROH为碱性
总而言之，R+n的φ值大，ROH是酸；φ值小，ROH是碱。
非金属元素的值一般都较大，所以ROH为含氧酸。
这部分资料，可参考《无机化学》（下册）（北京师范大学等校编）中的有关内容。
第二节元素周期律教案
教学目的
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 原子的核外电子排布和元素金属性、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。
实验用品
试管、酒精灯、胶头滴管、镁带、砂布、铝片、蒸馏水、酚酞试液、1mol／L盐酸、1mol／LAlCl3溶液、3mol／L硫酸、6mol／LNaOH溶液、培养皿
教学用具
投影仪、胶片。
教学方法
诱思探究法──通过自学、讨论、对比、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。
第一课时
教学过程
［引入］ 我们在碱金属和卤素的学习中，已经知道一些元素的原子结构相似，其性质也相似。
迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，这些元素的原子结构与元素性质之间都有些什么联系?
这就是本节所要研究的课题。
［板书］ 第二节 元素周期律
［讲述］ 钟表记时，从零点到24点为一天，再从零点到24点又为一天。
这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性。
我们学过的碱金属元素、卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外
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