元素周期表第2节导学案.docx
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元素周期表第2节导学案
第二节元素周期律
（第1课时原子核外电子的排布）
※明确学习目标※
1、了解原子核外电子的排布；能划出1～20号原子结构示意图。
2、掌握元素化合价、原子半径随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。
※课前自主预习※
【相关知识点的回顾】
1、原子核外电子是排布的。
现在发现元素原子核外电子最少的有层，最多的有层。
最外层电子数最多不超过个（只有1层的不超过个）。
元素的性质与原子核外电子的排布，特别是上的电子数目有密切关系。
2、右图是某元素的原子结构示意图，该原子的核电荷数为，
核外有个电子层，最外层有个电子，化学反应中这种
原子容易（填“得”或“失”）电子。
【预学能掌握的内容】
一、原子核外电子的排布
1、原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。
通常能量低的电子在离核的区域运动，能量高的电子在离核的区域运动。
2、表示方法：
电子层（n）
1
2
3
4
5
6
7
对应符号
3、排布规律：
电子总是尽可能地先从排起，当一层充满后再填充下一层。
【预学中的疑难问题】
※课堂合作探究※
一、原子核外电子的排布
〖探求新知1〗认真阅读课本第13页表格1－2，探究如下问题：
1、核外电子的排布规律
（1）电子一般总是尽先排在能量最的电子层里，即最先排第层，当第层排满后，再排第层，等等。
（2）第1层最多只能排个电子，第2层最多排个电子。
（3）除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有个（K层最多有个）。
（4）每层最多容纳的电子数为2n2（n代表电子层数）。
2、电子的能量高低与离核远近的关系：
电子层1234n
电子层符号KLMN……
离核距离近远
电子的能量（）（）
最多能容纳的电子数2818322n2
3、分析原子最外层电子数随原子序数变化情况，你能得出什么结论？
结论：
随着原子序数的递增，。
二、元素周期律
〖探求新知2〗认真完成课本第14页“科学探究”中两个表格的填空，然后思考与交流如下问题：
1、化合价的递变规律
分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？
结论：
随着原子序数的递增，。
且同一元素化合价有以下量的关系：
│最高正价│+│负价│=。
2、原子半径的递变规律
分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？
结论：
随着原子序数的递增，。
且有规律：
同一周期元素（即电子层数相同的元素）的原子随原子序数的增加，半径逐渐。
〖例1〗根据下列条件写出元素名称和元素符号，并画出原子结构示意图，把结果填在表中。
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2。
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍。
（3）C元素原子的L层电子数与K层电子数之差是电子层数的2.5倍。
（4）D元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1/4。
编号
A
B
C
D
元素符号
元素名称
原子结构
示意图
〖合作探究1〗
1、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?
2、下列微粒结构示意图是否正确？
如有错误，指出错误的原因。
〖例2〗若aAn+与bB2－两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为（）
A．b+n+2B．b+n–2C．b–n–2D．b–n+2
〖课堂练习〗
1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（）
A．14B．15C．16D．17
2、核电荷数为16的元素和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（）
A．电子数B．最外层电子数
C．电子层数D．次外层电子数
3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数和电子层数，C是元素。
※知识运用导练※
【基础达标】
1、下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是（）
A．8B．14C．16D．17
2、下列元素原子半径最大的是（）
A．LiB．FC．NaD．Cl
3、某元素原子最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为（）
A．3B．7C．8D．10
4、有A、B两种元素，已知元素A的核电荷数为a，且A3–与Bn+的电子排布完全相同，则元素B的核电荷数为（）
A．a–n–3B．a+n+3C．a+n–3D．a–n+3
【能力提升】
5、A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是（）
A．硅和钠B．硼和氮C．碳和氯D．碳和铝
6、由短周期两种元素形成化合物A2B3，A3+比B2–少一个电子层，且A3+具有与Ne原子相同的核外电子层结构，下列说法正确的是（）
A．A2B3是三氧化二铝B．A3+与B2–最外层上的电子数相同
C．A是第2周期第ⅢA族的元素D．B是第2周期第ⅥA族的元素
7、有A、B、C三种元素的原子，它们的核电荷数之和为28。
A元素的原子核外只有1个电子；B元素的原子核外有三个电子层，其最外层电子数恰好为稳定结构。
则A、B、C三种元素的元素符号：
A是，B是，C是，
C元素的原子结构示意图为。
第二节元素周期律
（第2课时元素周期律）
※明确学习目标※
以第3周期元素为例，认识同周期元素性质的递变情况。
掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规律，归纳元素周期律的内容和本质。
※课前自主预习※
【相关知识点的回顾】
1、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性。
2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性。
【预学能掌握的内容】
一、第三周期元素性质变化规律
1、金属性的递变
（1）请画出Na、Mg、Al的原子结构示意图：
Na、Mg、Al的主要化合价分别是NaMgAl。
（2）写出Na、Mg和水的反应的化学方程式：
（3）写出Mg、Al与稀盐酸反应化学方程式：
2、非金属性的递变
（1）请画出Si、P、S、Cl四种非金属的原子结构示意图
Si、P、S、Cl的主要化合价：
元素
Si
P
S
Cl
主要化合价
（2）比较下列含氧酸的酸性大小：
H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4
二、元素周期律：
元素的性质随着的递增而呈的变化。
【预学中的疑难问题】
※课堂合作探究※
二、元素周期律
3、同周期元素性质的递变规律
（1）金属性的变化规律
〖分析推测1〗金属钠、镁、铝的结构和性质：
（1）金属钠、镁、铝在化学反应中常表现出还原性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗?
（2）推测：
金属钠、镁、铝的原子结构中相同，但原子半径逐渐，原子核对最外层电子的作用力逐渐，所以它们的失电子能力逐渐，金属性逐渐。
〖方案设计1〗
（3）金属性强弱的判断依据有①；②
。
由此，我们为了证明金属钠、镁、铝的金属性变化，可以设计的实验方案有：
①；
②。
〖实验探究1〗
（4）完成课本第15页“科学探究”1和2中实验内容，并填写课本中表格。
〖归纳结论1〗
（5）从以上实验得知，三种金属化学活泼性顺序为，判断的依据是：
Na、Mg、Al与水或酸反应越来越；对应最高价氧化物的水化物碱性NaOHMg（OH）2Al（OH）3，故金属性逐渐。
（2）非金属性的变化规律
〖分析推测2〗非金属硅、磷、硫、氯的结构和性质：
（1）推测：
非金属硅、磷、硫、氯的原子结构中相同，但原子半径逐渐，原子核对最外层电子的作用力逐渐，所以它们的得电子能力逐渐，非金属性逐渐。
〖方案设计2〗
（2）非金属性强弱的判断依据有①；②；③
。
由此，我们为了证明非金属硅、磷、硫、氯的非金属性变化，可以设计的实验方案有：
①；
②；
③。
〖实验探究2〗
（3）阅读课本第16页“科学探究”3中的内容表格，思考：
可以用什么反应实验事实证明H2SiO3、H3PO4、H2SO4的酸性强弱？
〖归纳结论2〗
（4）Si、P、S、Cl的单质与氢气化合越来越；Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式分别为，它们的稳定性依次；Si、P、S、Cl的对应最高价氧化物的水化物酸性大小为
H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4，故非金属性逐渐。
〖小结〗第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。
即同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。
〖课堂总结〗
三、元素周期律
1、概念：
元素的性质随着的递增而呈的变化。
内容：
元素的性质中要指元素的主要化合价、金属性和非金属性。
2、实质：
①元素原子核外电子的排布随着的递增而呈的变化。
②原子半径随着的递增而呈的变化。
〖课堂练习〗
1、下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是（）
A．硫酸比盐酸稳定B．氯化氢比硫化氢稳定
C．盐酸酸性比氢硫酸强D．硫酸酸性比高氯酸弱
2、电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：
HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（）
A．原子半径X＞Y＞ZB．气态氢化物稳定性X＞Y＞Z
C．元素原子得电子能力X＞Y＞ZD．单质与氢气反应难易X＞Y＞Z
3、按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（）
A．原子半径逐渐增大B．元素原子得电子能力逐渐增强
C．最高正化合价逐渐增大D．气态氢化物稳定性逐渐增大
※知识运用导练※
【基础达标】
1、元素的性质呈周期性变化的根本原因是（）
A．元素相对原子质量的递增，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
2、下列各组元素性质的递变情况错误的是（）
A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、C1元素最高正价依次升高
C．N、O、F原子半径依次增大D．Na、K、Rb的电子层数依次增多
3、X、Y是元素周期表ⅦA族的两种元素。
下列叙述中不能说明X的非金属性比Y强的（）
A．X原子的电子层数比Y原子的电子层数少B．酸性：
HXO4>HYO4
C．X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
D．Y单质能将X从NaX溶液中置换
4、下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是（）
A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C．1molA从酸中置换出的H2比1molB从酸中置换出的H2多
D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.
【能力提升】
5、下列递变规律正确的是（）
A．O、S、Na、K原子半径依次增大
B．Na、Mg、Al、Si的还原性依次增强
C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强
D．KOH、Ca（OH）2、Mg（OH）2、A1（OH）3的碱性依次增强
6、第四周期某主族元素的原子，它的最外电子层上有2个电子，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、氯化物难溶于水
C、原子半径比镁的原子半径大D、碳酸盐易溶于水
7、（2007·广东）下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是（）
A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多
B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强
C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强
D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强
8、已知下列元素的原子半径：
原子
N
S
Si
半径r/10－10m
0.75
1.02
1.17
根据上表数据分析，磷原子的半径可能是（）
A．1.10×10－10mB．0.70×10－10m
C．1.20×10－10mD．0.80×10－10m
第二节元素周期律
（第3课时元素周期表和元素周期律的应用）
※明确学习目标※
1、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。
2、掌握元素性质与元素在周期表中的位置关系，能画出元素周期表中金属元素、非金属元素分区。
了解元素周期表和元素周期律的应用。
※课前自主预习※
【相关知识点的回顾】
1、原子结构与元素在周期表中位置的关系：
周期序数＝，主族序数＝。
2、原子结构与元素性质的关系：
原子最外层电子数越少，原子半径越大，元素的金属性，非金属性；原子最外层电子数越多，原子半径越小，元素的金属性，非金属性。
3、元素性质与周期表中位置的关系：
同周期元素从左至右，元素的金属性，非金属性；同主族元素自上而下，元素的金属性，非金属性。
【预学能掌握的内容】
一、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
由此可推知，元素的金属性最强（不包括放射性元素），位于元素周期表中的位置是；元素的非金属性最强，位于元素周期表中的位置是。
二、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
1、主族元素最高正化合价＝＝＝。
2、非金属元素中，│最高正价│+│负价│=。
3、价电子是指：
。
三、元素周期表的重要意义
元素周期律和元素周期表的诞生是19世纪化学科学的重大成就之一，具有重要的哲学意义、自然科学意义和实际应用价值。
1、元素周期表是学习和研究化学的重要工具；
2、指导科学研究，如发现新元素，并为预测它们的原子结构和性质提供了线索；
3、指导生产实践，如寻找新材料、催化剂、制冷剂、探矿等；
在能找到制造半导体材料，如；
在能找到制造农药的材料，如；
在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
4、论证了“量变引起质变”规律。
【预学中的疑难问题】
※课堂合作探究※
三、元素周期表和元素周期律的应用
元素“位、构、性”之间的关系
〖合作探究1〗（08年海南高考卷）根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律，回答下列问题。
（1）属于金属元素的有种，金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有（填两种化合物的化学式）；
（2）属于稀有气体的是（填元素符号，下同）；
（3）形成化合物种类最多的两种元素是；
（4）第三周期中，原子半径最大的是（稀有气体除外）；
（5）推测Si、N最简单氢化物的稳定性大于（填化学式）。
〖合作探究2〗
1、元素x最高价含氧酸化学式为HnXO2n–2：
，则在气态氢化物中，X元素的化合价为（）
A．–（12–5n）B．–（12–3n）C．–（6–3n）D．–（10–n）
2、某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子（）
A．4B．5C.6D．7
3、元素X最高价氧化物对应水化物的化学式HXO4，则其气态氢化物化学式；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是__________________________________。
〖合作探究3〗
1、锗（Ge）是第四周期第ⅣA族元素，处于元素周期表中金属区与非金属区的交界线上，下列叙述正确的是（）
A．锗是一种金属性很强的元素B．锗的单质具有半导体的性能
C．锗化氢（GeH4）稳定性很强D．锗酸（H4GeO4）是难溶于水的强酸
4、超重元素“稳定岛”的预言：
自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素X。
请根据原子结构理论和元素周期律，预测：
（1）它在周期表的周期族，它的原子核外有个电子层，最外层电子数可能是，是金属还是非金属?
。
（2）写出它的最高价氧化物、氢氧化物（或含氧酸）的化学式，并估计后者的酸碱性。
。
〖课堂练习〗
1、铊是超导材料的组成元素之一，铊在周期表中位于第六周期，与铝是同主族元素，元素符号是Tl，以下对铊的性质推断不正确的是（）
A．铊是易导电的银白色金属B．能生成＋3价离子
C．氢氧化铊是两性氢氧化物D．Tl3+的氧化性比Al3+弱
2、某元素X的气态氢化物的分子式为H2X，则X的最高正价含氧酸的分子式为（）
A． H2XO3B．H2XO4C．HXO3D．HXO4
3、（2010·南京高一检测）下列排列顺序不正确的是（）
A．原子半径：
钠＞硫＞氯
B．最高价氧化物对应的水化物的酸性：
HClO4＞H2SO4＞H3PO4
C．最高正化合价：
氯＞硫＞磷
D．热稳定性：
碘化氢＞溴化氢＞氯化氢
※知识运用导练※
【基础达标】
1、下列元素的最高价氧化物对应水化物的酸性最弱的是（）
A．SiB．PC．SD．Cl
2、某元素的气态氢化物的化学式是H2X，且X在其最高价氧化物中的质量分数为40%，该元素是（）
A．CB．NC．SiD．S
3、下列说法中正确的是（）
A．非金属元素呈现的最高化合价不超过该元素原子的最外层电子数
B．非金属元素呈现的最低化合价，其绝对值等于该元素原子的最外层电子数
C．最外层有2个电子的原子都是金属原子
D．最外层有5个电子的原子都是非金属原子
4、元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。
A
B
A
B
①制半导体的元素
（a）ⅢB至ⅥB的过渡元素
①
②制催化剂的元素
（b）F、Cl、Br、N、S“三角地带”
②
③制耐高温材料的元素
（c）金属与非金属元素分界线附近
③
④制冷剂的元素
（d）相对原子质量较小的元素
④
⑤地壳中含量较多的元素
（e）过渡元素
⑤
【能力提升】
5、A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A；C、D两种元素对应的气态氢化物的稳定性C>D。
则它们的原子序数由小到大的顺序是（）
A．BC．E6、有X、Y、Z三种元素，其中X、Y属于同一主族，加热时，其单质都能与氢气形成气态氢化物H2X，H2Y。
常温下，X单质为气态，X与Y可形成两种化合物YX2和YX3，Y、Z均在X的下一周期，而Z可与X生成化合物Z2X和Z2X2。
试写出：
（1）元素名称X_________、Y_________、Z__________；
（2）化合物Z2X2与H2X反应的化学方程式____________________；
（3）两个由X、Y、Z三种元素所组成物质的化学式____________。
7、（2007·广州模拟）元素A、B的原子序数都小于18，已知A元素原子的最外层电子数为a，次外层电子数为b；B元素原子的M层电子数为（a–b），L层电子数为（a+b），则A、B两元素所形成的化合物的性质可能有（）
A．能与水反应B．能与硫酸反应
C．能与NaOH反应D．能与碳酸钠反应
第二节元素周期律
（第4课时拓展与提升）
※明确学习目标※
1、掌握10电子微粒的组成规律
2、掌握微粒半径大小的比较规律
※课前自主预习※
【相关知识点的回顾】
一、原子核外电子排布
1、原子核处多电子排布是分层排布的。
电子层：
一（能量最低）二三四五六七
对应表示符号：
KLMNOPQ
2、原子核外电子的排布规律：
①电子总是尽先排布在的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是；③最外层电子数不超过个（K层为最外层不超过个），次外层不超过个，倒数第三层电子数不超过个。
二、元素周期律和元素周期表
（一）元素周期律
1、元素周期律的内容和实质
内容
元素性质随着元素 递增而 变化。
实质
元素性质的周期性递变是 变化的必然结果。
核外电子排布
最外层电子数由 递增至 （若K层为最外层则由1递增2）而呈现周期性变化。
原子
半径
原子半径由 （稀有气体元素除外）呈周期性变化。
主要
化合价
最高正价由 递变到 ，从中部开始有负价，从 递变至 。
（稀有气体元素化合价为零），呈周期性变化。
最高正价数= ＝主族 （F无正价）
+ ＝8
元素及
化合物
的性质
金属性逐渐 ，非金属性 ，最高氧化物的水化物的碱性渐 ，酸性 ，呈周期性变化。
这是由于在一个周期内的元素，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，核对外层电子引力渐强，使元素原子失电子渐难，得电子渐易，故有些变化规律。
2、元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较
本质
原子越易失电子、金属性越。
判
断
依
据
1.在金属活动顺序表中越靠前，金属性 。
2.单质与水或非氧化性酸（如盐酸）反应越 ，金属性越强。
3.单质还原性越强或离子氧化性越强，金属性越强。
4.最高价氧化物对应水化物碱性 ，金属性越强。
5.若xn++y—→x+ym+，则y比x金属性 。
非
金属性比较
本质
原子越易得电子，非金属性越 。
判
断
方
法
1.与H2化合越易，气态氢化物越 ，非金属性越 。
2.单质氧化性越强，阴离子还原性越弱，非金属性 。
3.最高价氧化物的水化物酸性越 ，非金属性越 。
4.An–+B——→Bm–+A则B比A非金属性强。
如：
NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2
（1）同周期比较：
金属性：
NaMgAl
与酸或水反应：
从易→难
碱性：
NaOHMg（OH）2Al（OH）3
非金属性：
SiPSCl
单质与氢气反应：
从难→易
氢化物稳定性：
SiH4PH3H2SHCl
酸性（含氧酸）：
H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4
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