原子结构元素周期规律.docx
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原子结构元素周期规律
第二节元素周期律（第一课时）
教学目标：
一、知识目标：
1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律;
2．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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
二、能力目标：
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。
教学重点：
原子的核外电子排布变化的规律。
教学难点：
原子半径变化的规律。
教学过程：
教学方法:
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等
[引入]从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？
这就是本节要讨论的问题。
[板书]第二节元素周期律
[讲解]为了研究方便，我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。
显然，原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。
[板书]原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
下面，我们以核电荷数为1～18的元素作为例，从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。
我们把核电荷数从1～18的元素按课本P97页表5-5排列。
讨论
1．根据表5-5，你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈什么规律性的变化？
将讨论的结果填在下表中。
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
1
12
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
[讲述]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：
[板书]：
一、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。
[过渡]元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。
元素原子半径的大小，直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。
那么随着原子序数的递增，元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？
下面，我们根据1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
[设问]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？
[讲解并板书]
1．当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。
如Na与K。
2．当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。
如Na与Mg。
3．当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。
如Cl与Cl-。
[练习]请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。
（1）FCl
（2）ClSP（3）Na+Mg2+Al3+（4）Cl-S2-
原子序数
原子半径的变化
3～9
0．152nm0。
071nm
大小
11～17
结论：
随着原子序数的递增，元素原子半径呈现的变化。
[设问]请大家把自己的推测结果与课本P97表5—5中有关原子半径的实测值相比较，看变化趋势是否一致？
[答]一致。
[讲述]从上面的分析我们知道，3—9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的，到11～17号元素时，又重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：
[讲解并板书]随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。
注意：
原子半径最小的是氢原子。
[说明]在表5—5中，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，数字不具有可比性，故不列出。
[过渡]从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈周期性变化，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）和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。
讨论
3．根据表5-5，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？
将讨论的结果填入下表中。
原子序数
化合价的变化
1～2
+10
3～10
+1+5
-4-10
11～18
结论：
随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现的变化。
[讲述]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生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。
[设问]说出上表中元素化合价变化的规律？
[答]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。
[板书]三、随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。
注意：
①金属无负价，O、F无正价；
②一般，最高正价=最外层电子数，最高正价+∣最低负价∣=8
③一般，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。
[参考练习]
1．下列粒子半径之比大于1的是（）
A．
B．
C．
D．
2．已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的原子
序数小于X的原子序数，则两种元素的原子序数之和为（）
A．19B．18C．27D．9
3．元素的性质呈周期性变化的根本原因是（）
A．元素原子量的递增，量变引起质变
B．元素的原子半径呈周期性变化
C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化
4．下列元素中，原子半径最大的是（）
A．锂B．钠C．氟D．氯
5．下列各化合物中，阳离子与阴离子半径之比最小的是（）
A．LiIB．LiFC．NaClD．KBr
6．下列各组微粒，按半径由大到小顺序排列的是（）
A．Mg、Ca、K、NaB．S2-、Cl-、K+、Na+
C．Br-、Br、Cl、SD．Na+、Al3+、Cl-、F-
7．Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4，Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中
电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（）
A．KClB．Na2SC．Na2OD．K2S
第二节元素周期律（第二课时）
教学目标：
一、知识目标：
1．了解两性氧化物和两氢氧化物的概念。
2．元素金属性周期性变化。
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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
能力目标：
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。
教学重点：
元素金属性变化的规律。
教学难点：
元素金属性变化的规律。
教学方法:
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等
教学过程：
[引入]从上节课讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。
元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化。
[板书]四、元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化
讨论：
元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？
[小结]金属性的判断：
①单质与水反应置换出氢的难易程度；
②单质与酸反应置换出氢的难易程度；
③最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱。
非金属性的判断：
①与氢气反应生成氢化物的难易程度；
②氢化物的稳定性；
③最高价氧化物对的水化物的酸性强弱。
[讲述]下面我们就按照这个标准，以11～17号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。
为了使我们更好地理解本节课的内容，请大家先填写下表。
填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
气态氢化物
—
—
—
最高价氧化物
最高价氧化物
的水化物
注：
“—”不填。
[讲述]一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。
下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。
[板书]1．钠镁铝金属性的递变规律
实验1：
将一小块金属钠投入滴有酚酞试液的冷水中，观察发生的现象。
实验2：
将一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。
实验3：
将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。
实验4：
将一小段铝用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中，加入3mL冷水，滴入2滴酚酞试液，观察发生的现象。
[设问]请大家分别描述实验现象（注意反应现象的剧烈程度）
[答]1．Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。
2．Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。
3．Al在常温或加热下，遇水无明显现象。
[设问]上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？
[答]Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。
[板书]金属性Na＞Mg＞Al
[设问]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？
应该有什么区别？
[答]Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。
实验5：
取一小片和一小段镁带用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，再各加入2mL1mol/L盐酸。
观察发生的现象。
[同时让附近的学生用手摸一下试管的外壁，请这位同学告诉大家，两支试管的温度是否一样？
]
[答]与Mg反应的试管壁温度高，与Al反应的试管壁温度低。
[讲述]从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀HCl的反应剧烈得多，同时放出大量的热。
这说明大家的预测是正确的。
根据Na、Mg、Al三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na与HCl反应将会更剧烈，甚至发生爆炸。
[设问]请大家写出上述反应的化学方程式。
［2Na+2H2O2NaOH+H2↑Mg+2H2OMg（OH）2+H2↑
Mg+2HClMgCl2+H2↑2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑］
[过渡]那么，Na、Mg、Al的氧化物及最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？
[设问]在初中，我们曾把氧化物分为酸性氧化物和碱性氧化物。
那么，Na2O、MgO、Al2O3分别属哪类化合物呢？
[答]Na2O、MgO为碱性氧化物，Al2O3为两性氧化物。
[讲述]那么，到底什么是两性氧化物呢？
请大家阅读课本P101有关两性氧化物的知识，并分别写出Al2O3与盐酸和NaOH溶液反应的化学方程式。
已知Al2O3与NaOH反应生成的盐叫偏铝酸钠（NaAlO2）。
[板书]两性氧化物：
既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水的氧化物。
Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2OAl2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O
[讲述]那么，Na、Mg、Al对应的最高价氧化物的水化物是：
NaOH、Mg（OH）2、Al（OH）3；Al（OH）3会不会也像Al2O3一样具有两性呢？
下面我们通过实验来进行研究。
实验6：
取少量1mol/LAlCl3溶液注入试管中，加入3mol/LNaOH溶液至产生大量Al（OH）3白色絮状沉淀为止。
将Al（OH）3沉淀分盛在两支试管中，然后在两支试管中分别加入3mol/LH2SO4溶液和6mol/LNaOH溶液。
观察现象。
[答]AlCl3和NaOH溶液相遇有白色絮状沉淀生成，该沉淀既能溶于H2SO4，又能溶于NaOH。
[讲述]上述实验证明，Al（OH）3与Al2O3一样，显两性。
像Al（OH）3这样既能跟酸起反应，又能与碱起反应的氢氧化物，叫两性氢氧化物。
请大家写出上述反应的化学方程式。
[板书]两性氢氧化物：
既能跟酸起反应，又能跟碱起反应的氢氧化物。
AlCl3+3NaOHAl（OH）3↓+3NaCl2Al（OH）3+3H2SO4Al2（SO4）3+3H2OAl（OH）3+NaOHNaAlO2+2H2O
[设问]NaOH是我们熟知的强碱，Al（OH）3显两性，那么Mg（OH）2的碱性与NaOH和Al（OH）3相比怎样呢？
[答]Mg（OH）2的碱性应弱于NaOH，强于Al（OH）3。
[讲解并板书]碱性强弱NaOH＞Mg（OH）2＞Al（OH）3
[思考]Mg（OH）2是否会溶于NaOH?
[实验验证]取一盛有MgCl2溶液的试管，向其中滴加6mol/LNaOH溶液，直至过量，出现的白色沉淀不会消失。
[说明]
①镁只能表现出金属性不能表现出非金属性，铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，这又是一个证明铝比镁的金属性弱的事实；
②虽然铝既能表现出金属性又能表现出非金属性，但在通常的元素分类中，还是将铝归为金属。
铝是金属，但能表现出一定的非金属性。
③关于氢氧化铝能显酸、碱性的原理，以后还会以电离理论作分析。
[小结]：
反应
金属
钠
镁
铝
与水反应
与冷水剧烈反应
与冷水缓慢反应，与沸水迅速反应
与冷水很难反应，与热水缓慢反应
与酸反应
剧烈反应
迅速反应
氧化物
Na2O和Na2O2
MgO为碱性氧化物
Al2O3为两性氧化物
对应碱
NaOH为强碱
Mg（OH）2为中强碱
Al（OH）3为两性氢氧化物
结论
金属性逐渐减弱
练习
1．半径由小到大、氧化性由强到弱的一组微粒是（）
A．H+、Al3+、Mg2+、K+B．O、P、S、Cl
C．S2-、Cl-、K+、Ca2+D．Na、Mg、Al、K
2．已知元素X的原子序数小于元素Y的原子序数；X、Y间形成的常见化合物的化学式可
表示为Y2X、Y2X2，则这两种元素的原子序数之和等于（）
A．16B．17C．18D．19
3．X和Y两元素组成化合物A和B，A的化学式为XY2，其中X占44.1%，B中X占34.5%，
则B的化学式为（）
A．X2YB．XYC．XY3D．X3Y
4．已知A（n+1、B（n+1）+、Cn-、D（n+1）-都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由
大到小的顺序是（）
A．C＞D＞B＞AB．A＞B＞C＞DC．D＞C＞A＞BD．A＞B＞D＞C
第二节元素周期律（第三课时）
教学目标：
一、知识目标：
1．元素非金属性的周期性变化。
2．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必然结果，从而理解元素周期律的实质。
二、能力目标：
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。
教学重点：
元素非金属性变化的规律。
教学难点：
元素非金属性变化的规律。
教学方法：
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等
教学过程：
[复习]1．钠、镁、铝金属性的递变规律；
2．金属性和非金属性通常从哪些事实来证明？
[板书]2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
讨论1：
硫和氯气分别与氢气反应的剧烈程度如何？
能说明硫和氯气的非金属性强弱关系如何？
[介绍]硅只有在高温下才能跟氢气反应生成少量气态氢化物——SiH4。
磷的蒸气和氢气能起反应生成气态氢化物——PH3，但相当困难。
硫在加热时能跟氢气起反应生成气态氢化物——H2S。
讨论2：
在加热条件下，氯化氢易分解吗？
[介绍]SiH4很不稳定，在空气中能自燃。
PH3也不太稳定，在生成时就易分解，H2S也不很稳定，在较高温度时可以分解，HCl十分稳定。
讨论3：
比较磷酸、硫酸和高氯酸的酸性强弱。
[介绍]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原硅酸是一种难溶于水的很弱的酸，易分解生成硅酸——H2SiO3，磷的最高价氧化物是P2O5，它的对应的水化物是磷酸，磷酸是中强酸，硫的最高价氧化物是SO3，SO3的对应水化物是硫酸，硫酸是一种强酸，氯的最高价氧化物是Cl2O7，Cl2O7的对应的水化物是高氯酸（HClO4），它是比硫酸更强的一种酸。
第18号元素氩是一种稀有气体元素。
小结：
Si
P
S
Cl
最高正价
最低负价
单质与氢气反应的条件
最高价氧
化物
离高价氧化物的水化物
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
最强无机酸
酸性逐渐增强
结论
综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：
NaMgAlSiPSClAr
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强稀有气体元素
[讲述]如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。
同时，也证实了我们上一节的推测：
元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
元素周期律即元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，在此也得以很好的体现。
讨论：
比较HF、H2O、NH3的稳定性。
[板书]五、元素周期律
[思考]什么是元素周期律？
[板书]
1．概念：
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
2．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。
[练习]：
1．从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是（）
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
2．已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：
HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。
则下列说法正确的是（）
A．气态氢化物的稳定性：
HX＞H2Y＞ZH3
B．非金属活泼性：
Y＜X＜Z
C．原子半径：
X＞Y＞Z
D．原子最外电子层上电子数的关系：
Y=
（X+Z）
3．半径由小到大、氧化性由强到弱的一组微粒是（）
A．H+、Al3+、Mg2+、K+B．O、P、S、Cl
C．S2-、Cl-、K+、Ca2+D．Na、Mg、Al、K
4．已知元素X的原子序数小于元素Y的原子序数；X、Y间形成的常见化合物的化学式可
表示为Y2X、Y2X2，则这两种元素的原子序数之和等于（）
A．16B．17C．18D．19
5．X和Y两元素组成化合物A和B，A的化学式为XY2，其中X占44.1%，B中X占34.5%，
则B的化学式为（）
A．X2YB．XYC．XY3D．X3Y
6．已知A（n+1、B（n+1）+、Cn-、D（n+1）-都有相同的电子层结构，则A、B、C、D的原子半径由
大到小的顺序是（）
A．C＞D＞B＞AB．A＞B＞C＞DC．D＞C＞A＞BD．A＞B＞D＞C
7．用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。
答案：
元素的化学性质主要由原子的最外层电子数决定。
从核外电子的排布情况可知，原子的最外层电子数随原子序数的递增而呈周期性变化。
从锂到氖，原子的最外层电子数由1个依次递增到8个；从钠到氩，原子的最外层电子数也由1个依次递增到8个。
也就是说，每隔一定数目的元素，就出现与前面元素具有相同最外层电子排布的情况，从而表现出相似的化学性质。
所以，元素原子的核外电子排布呈周期性变化，从而也决定了元素性质的周期性变化。
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