元素周期律剖析.docx

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1、第二节元素周期律（第一课时）【学习目标】知识与技能（1）在原子结构知识的基础上，了解元素的原子核外电子排布规律。（2）熟记前20号元素的原子结构示意图。（3）了解原子结构与元素性质之间的关系。（4）掌握元素周期性递变规律。【学习重点】元素周期律的含义和实质、学学习难点】元素性质与原子结构的关系【自主学习】一、原子核外电子的排布规律：三条原则一图式电子层（n）1234567符号KLMNOPQ电子的能量由（低）一到（高）离核距离由（近）一到（远）电子最大容量2n2个，由（少）一到（多）1.原子核外电子的分层排布：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布2.核外电子排布的

2、三条原则①电子一般总是尽先排在能量最—的电子层里，当能量低的电子层排满后依次进入能量较高的电子层。②各电子层最多容纳的电子数为个③最外层电子数不超过一个（K层不超过一个），次外层电子数不超过个,倒数第三层电子数不超过。3.原子结构（或离子结构）示意图：1——20号元素原子结构示意图离子结构示意图【练习】写出前20号元素的原子结构示意图【知识拓宽】1.电子数相同的粒子2.元素原子结构的特殊性的粒子(1——18号)(1)最外层电子数为1的原子有：HLiNa⑺(8)(9)电子层数是最外层电子数最外层电子数是电子层数最外层电子数是电子层数2倍的原子有:2倍的原子有:3倍的原子是:Li;HeC

3、SO；(2)最外层电子数为2的原子有：HeBeMg(3)最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：BeAr最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne;(4)次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：LiSi(5)内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：LiP(6)电子层数与最外层电子数相等的原子有：HBeAl(10)原子核内无中子的原子3.等质子数的粒子离子：9个质子的离子：F>OH、NH211个质子的离子：NaH3O+>NH4+17个质子的离子：HS>Cl分子：14个质子：Nb、COC2H2核外

4、电子数分子阳离子阴离子2HaH2LiBe2+H10NeHRHb。NH、CHNa+、MgAl3+、NH4>hSOH、NH、N3、O2、F18F2、HCl、H2S、PH、Ar、HtQ、GH6、NH、CHQSiH,《、Ca2+S2、HSCl、p316个质子：SQ4.等式量粒子式量28:式量78:式量98:式量32:二、元素周期律1.核外电子层排布的周期性变化：根据1—18号元素原子结构示意图总结并找出规律。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1~2112223~102188811~1831——►88※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

5、子从_1_个递增到_8_个的情况（K层由1—2）,既原子核外电子排布呈现周期性的变化。2.原子半径呈现周期性变化：HHe原子半径nm0.037—LiBeBCNOFNe原子半径nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099※随着原子序数的递增：元素原子半径：由大一►小、大——M、呈现周期性变化。3.元素的主要化合价呈现周期性变化原子序数最局止价或最低负价的变化1~2+13~10+1*+4++5-4k-111~18+1.+4++5++7-4仲-1※规律

6、随着原子序数的递增：元素主要化合价也呈现周期性变化。【小结】1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原♦♦♦♦♦子核外电子排布的周期性变化的必然结果。♦♦♦♦♦♦♦♦♦♦♦♦♦【提示】★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）一一①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe+CuSO）=FeSO+Cu。（2）非金属性强（弱）一一①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸

7、）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr+Cl2=2NaCl+B「2。【实验探究】第三周期元素性质的比较【实验1】Mg、Al与稀盐酸反应的比较：取一小段镁带和一小片铝片，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，各加入2mL1mol•L—1的盐酸。金属MgAl现象反应剧烈，产生大量气泡不如镁剧烈，产生气泡反应方程式Mg+2HCl===MgCl2+H2T2Al+6HCl===2AlCl3+3H2T结论镁的金属性比铝强【实验21Mg、Al和水的反应