元素周期律与元素周期表
一.理解元素周期律及其实质。
1.元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。
2.元素原子核外电子排布的周期性变化（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化）决定了元素性质的周期性变化（原子半径由大到小、正价由＋1递增到＋7、非金属元素最低负价由－4到－1、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强）。
二.掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。
1.元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，价氢氧化物的碱性越强；金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na、Ba等除外）。
2.元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的能力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，形成的气态氢化物越稳定，价氧化物对应的水化物酸性越强；非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来（F2除外）
三.熟悉元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。
1.记住7个横行，即7个周期（三短、三长、一不完全）。
2.记住18个纵行，包括7个主族（ⅠA～ⅦA）、7个副族（ⅠB～ⅦB）、1个第Ⅷ族（第8、9、10纵行）和1个0族（即稀有气体元素）。
3.记住金属与非金属元素的分界线（氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间）。
4.能推断主族元素所在位置（周期、族）和原子序数、核外电子排布。
四.能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。
1.原子序数＝原子核内质子数；周期数＝原子核外电子层数；主族数＝原子最外层电子数＝价电子数＝元素正价数＝8－最低负价。
2.同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属性递增；同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减；位于金属与非金属元素分界线附近的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。
五.能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。
原子半径、化合价、单质及化合物性质。
主族序数、原子序数与元素的正价及最低负价数同为奇数或偶数。
六.能综合应用元素周期表。
预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。
七.典型试题。
1.同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列判断正确的是
A.含氧酸的酸性：H3ZO4 > H2YO4 > HXO4
B.非金属性：X > Y > Z
C.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序由弱到强
D.元素的负化合价的绝对值按X、Y、Z顺序由小到大
2.若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不可能是
A.1 B.3 C.5 D.6
3.已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是
A.原子半径：A > B > C > D B.原子序数：d > c > b > a
C.离子半径：C > D > B > A D.单质的还原性：A > B > C > D
4.1999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是
A.该元素属于第七周期 B.该元素为金属元素，性质与82Pb相似
C.该元素位于ⅢA族 D.该同位素原子含有114个电子，184个中子
5.W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数X > W > Z > Y。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1:1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1:1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。Na、Mg、C、O。
（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学反应方程式是___________ ___________2Mg＋CO2点燃 2MgO＋C。 Mg(OH)2 _____ > _____ > _____（填元素符号）。Na > Mg > C > O。
6.设计一个实验证明铍元素的氢氧化物（难溶于水）是两性氢氧化物，并写出有关的化学方程式。Be(OH)2＋H2SO4BeSO4＋2H2O；Be(OH)2＋2NaOHNa2BeO2＋2H2O。
7.制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
（1）氢化物的易燃性：第二周期_____ > _____ > H2O、HF；
第三周期SiH4 > PH3 > _____ > _____。
（2）化合物的毒性：PH3 > NH3；H2S_____H2O；CS2_____CO2；CCl4 > CF4（填>、 Mg2+ > Al3+ > F B.碱性：KOH > NaOH Mg(OH)2 > Al(OH)3
C.稳定性：HCl > H2S > PH3 > AsH3 D.酸性：H3AlO3 X；氢化物稳定性是HX > HT；原子序数T > Z，其稳定结构的离子核外电子数相等，而其离子半径是Z > T。四种元素的非金属型从强到弱排列顺序正确的是
A.X、Y、Z、T B.Y、X、Z、T C.X、Y、T、Z D.Y、X、T、Z
10.我国最早报道的超高温导体中，铊（Tl）是重要组成之一。已知铊是ⅢA族元素，关于铊的性质判断值得怀疑的是
A.能生成＋3价的化合物 B.铊既能与强酸反应，又能与强碱反应
C.Tl(OH)3的碱性比Al(OH)3强 D.Tl(OH)3与Al(OH)3一样是两性氢氧化物
11.根据已知的元素周期表中前七周期中的元素种类数，请预言第八周期最多可能含有的元素种类数为
A.18 B.32 C.50 D.64
12.有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其质子数总和为32，价电子数总和为18，其中X与Z可按原子个数比为1:1或2:1形成通常为液态的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相邻，Y、Z同周期，Z、W同主族。
（1）写出元素符号：X_____、Y_____、Z_____、W_____。H、N、O、S。
（2）这四种元素组成的一种化合物的化学式是__________
13.A、B、C、D是短周期元素，A元素的价氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1 mol该化合物含有42 mol电子，B原子的最外层电子排布式为ns2np2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的营养元素之一。式写出：N、O、P、Li。
（1）A、B元素形成酸酐的化学式__________N2O3、N2O5。
（2）D元素的单质与水反应的化学方程式___________________________2Li＋2H2O
（3）A、C元素的气态氢化物的稳定性大小__________ < __________。ph3 14.在周期表中，有些主族元素的化学性质和它左上访或右下方的另一主族元素相似，如锂与镁都能与氮气反应、铍与铝的氢氧化物均有两性等，这称为对角线规则。请回答： （1）下列关于锂及其化合物性质的叙述中，正确的是 A.Li跟过量O2反应生成Li2O2 B.LiOH加热时，不会分解 C.Li遇浓H2SO4不发生钝化 D.Li2CO3加热时，分解成Li2O和CO2 （2）锂在空气中燃烧，除生成__________外，也生成微量的__________。 （3）铍的价氧化物对应水化物的化学式是__________，具有_____性，证明这一结论的离子方程式是__________________________________________________ （4）若已知Be2C＋4H2O2Be(OH)2＋CH4，则Al4C3与过量强碱溶液反应的离子方程式为_____________________________________ 15.下表是元素周期表的一部分： 周期 族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 2 ① ② ⑨ ③ 3 ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ （1）表中元素 ⑧ 的价氧化物对应水化物的化学式为__________，它的_______（填酸、碱）性比元素 ⑦ 的价氧化物对应水化物的_______（填强、弱）。 （2）位于第二周期的某元素的原子核外p电子数比s电子数多1个，该元素是表中的_____（填编号），该元素与元素 ⑤ 形成的化合物的电子式是_______________，其中的化学键是__________键；该元素与元素 ⑨ 形成的化合物中，元素 ⑨ 显_____价。 （3）设计一个简单实验证明元素 ⑦ 与 ⑧ 的非金属性的相对强弱，并写出有关的离子方程式。 一、教材分析。 （一）教材内容。 本节内容选自全日制普通高级中学教科书（必修）化学第一册第五章《物质结构元素周期律》第二节。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。 （二）教材的地位和作用。 本节教材的教学安排在原子结构的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，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。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它建立在元素周期律的基础之上。 本节教材内容属于基础理论的教学，在学生学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物；碱金属、卤素知识；原子结构的理论知识等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。通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能过渡引出元素周期表的教学，因此在本章教材中起承前启后的作用；通过本节内容的学习，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；同时也能使学生以此为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。 （三）教学目标。 1、知识目标。 （1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、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。 2、能力目标。 （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 （2）培养学生的逻辑推理能力。 （3）通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。 3、德育目标。 使学生了解元素周期律的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。 （四）教学的重点和难点。 1、重点： （1）元素原子的核外电子排布规律。 （2）元素金属性、非金属性变化的规律。 （3）元素周期律的实质。 2、难点：元素金属性、非金属性变化的规律。 由于元素原子的核外电子排布规律是其他规律的基础，元素金属性、非金属性变化的规律为判断元素金属性强弱提供了理论基础，因此是本节教材的重点。 二、学情分析。 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、卤素知识；初步接触了原子结构的理论知识，这些为学好本节创造了必要条件。但本节教材内容较抽象，理论性强，为使学生真正理解及灵活运用，须加强演练。 三、教学方法。 为增强启发性，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。 本节教材可分五步进行： 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？已学过的碱金属和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象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 随着原子序数的递增，原子半径依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，因而次减小。然后对照教材表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、研究元素金属性、非金属性变化的规律性。 （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与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，也会出现类似的结论：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。 5、概括元素周期律。 组织学生将本节内容归纳，总结得出元素周期律。 四、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。 镁跟水反应生成的氢气量较少，不易点燃。为清楚看到氢气泡，而不是加热时由于水沸腾而产生的气泡，应该在停止加热，水不沸腾是立即观察。 ［实验5—3］制取Al（OH）3沉淀时，向AlCl3溶液中加入NaOH溶液的量要恰当。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NaAlO2Al（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。 建议学生思考：如果将1mol/LAlCl3溶液逐滴滴加到3mol/LNaOH溶液中，将会观察到什么现象？ 五、布置作业： 课本第101页第一、三大题。 一、说教材 1、本章教材的地位和作用 《物质结构元素周期律》是新课程人教版《化学(必修II)》的第一章，也是选修化学的基础。物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学教学的重要内容。通过学习这部分知识，可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论进一步加深理解。同时，作为理论指导，也为学生继续学习化学打下基础。 2、本节教材简析 《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。 3、教学目标 知识与技能：(1)以1-20号元素和稀有气体元素为例，让学生自主总结归纳元素原子核外电子排布规律。(2)根据元素周期表，以1-18号元素为例，让学生自主得出元素原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化规律。 过程与方法：(1)归纳法、比较法。通过归纳1-20号元素的性质，(2)培养学生抽象思维能力。 情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质，提高学生自主建构知识的能力。 4、教学重点和难点 教学重点：元素的原子核外排布、原子半径、化合价随原子序数的递增呈现周期性变化 教学难点：发挥学生的自主学习兴趣和能力，让学生自主建构化学知识 二、说教法、说学法 在长期的教育教学实践中人们已经从知识观认识到，知识本质上是建构性的，是认识主体在与外部世界相互作用的基础上建构的产品，有相对的客观性，是开放的、发展的。新课程的学习观认为，学习不是把知识由外部传输给学生的过程，相反，学习是以学生已有的经验和原始观念为基础，主动建构意义的过程。根据新课程理念，本节课主要采取引导探究法、比较法、归纳法让学生自主建构化学知识，自主发现核外电子排布的规律以及元素的性质随原子序数的递增而呈现的周期性变化规律。在实际开展教学活动时力求把教师的讲授转变为启发引导，把学生的被动接受转化为自主探索，以教师为主导，学生为主体，促使学生动眼、动手、动脑、动口，通过自主建构知识使学生的学习过程和认识过程统一为一个整体。 三、说教学程序 1、引入新课： 复习引入，复习原子结构，由已知推出未知。 2、核外电子排布规律 (1)给出数据让学生自主总结出核外电子运动的特征(质量小、速度快、运动空间小) ①核外电子的质量：9.1010-31kg ②炮弹的速度2km/s，人造卫星7.8 km/s，宇宙飞船11 k 说课我说课的课题是《元素周期律》。 一、教材分析： 教材的低位和作用，本节内容选自人教版化学2《必修》第一章《物质结构元素周期律》第二节，本节教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，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。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之后，由于元素周期表是元素周期律具体表现形式，增强学生对元素周期律学习的探究性。本节教学内容属于基础理论的教学，在学生了解了钠镁铝铁等元素及其化合物，以及卤素知识，原子结构的理论知识等基础上，引导学生探究元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，又能巩固元素周期表的教学，通过本节内容的学习，可以促使学生对以前学过的知识进行概括、总结，实现由感性认识上升到理性认识;同时也能使学生以此为理论指导，来探究以后将要学习的化学知识。 二、教学目标： 知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。 三、本节教学难点与重点元素周期表和元素周期律的意义 【课标要求】 知识与技能要求：了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。 过程与方法要求：培养学学生分析问题，总结归纳的能力。 情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。 【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义 【教学方法】讨论、比较、归纳。 【教学过程设计】 【复习导入】 1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律; 2、听写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。 课件(课件出示1——18号元素原子结构示意图) [思考与交流]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化? [归纳与整理] 板书二、元素周期律 课件(随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性) 原子序数 电子层数 最外层电子数 1～2 1 1～2 3～10 2 1～8 11～18 3 1～8 结论1：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。 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)现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年四季更替及每天都是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。因此可以得出如下结论： 板书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。 教学目标 1、了解原子结构与元素性质的关系。 2、能初步学会总结元素递变规律的能力，具有把元素的性质、元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化的运用能力。 3、通过对元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系。从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性，接受辨证唯物主义观点的教育。 重点难点 元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系 教学过程 [导入]我们把ⅰa 称为碱金属族，我们为什么要把他们编在一个族呢？请同学们观察碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。 [思考]我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？ [学生] 由于元素化学性质与元素原子的最外层电子数密切相关，碱金属元素原子的最外层上都只有一个电子，因此它们应该具有相似的化学性质，由此可推知它们也应该像碱金属的代表物钠一样，在化学反应中易失去一个电子，形成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发学生化学反应。 [教师]实验是检验真理的标准，下面我们通过实验来探讨同一族元素的性质。 [实验1]将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速的投入到热坩埚中，观察现象。同钠与氧气的反应比较。 [实验2]在培养皿中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到培养皿中，观察现象。同钠与水的反应进比较 钠 钾 与氧气的反应 学生成淡黄色的固体，并发出黄色火焰 比钠要剧烈 与水的反应 浮、溶、游、动、响 浮、溶、游、动、响 且反应要比钠快 [学生活动，完成表格] [思考与交流]根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？ [学生]有关系。同一主族元素化学性质相似。且 li na k rb 还原性增加 碱金属的物理性质的比较 li na k rb cs 相 似 点 颜色 均为银白色（cs略带金色） 硬度 柔软 密度 较小 熔沸点 较低 导电导热性 强 递变性 密度变化 逐渐增大（k特殊） 熔沸点变化 单质的熔沸点逐渐降低 [教师]有上表可见，碱金属在物理性质上也表现出一些相似性和规律性。 [过渡]刚才我们以典型的金属一族为例，下面我们以典型的非金属为例。看看他们的性质有原子结构间是否存在联系？ [投影]卤素单质的物理性质 元素名称 元素符号 核电荷数 单质 颜色和状态（常态） 密度 熔点 ℃ 沸点 ℃ 溶解度 （100g水中） 氟 f 9 f2 淡绿色的气体 1.69g/l -219.6 -188.1 与水反应 氯 cl 17 cl2 黄绿色气体 3.124g/l -101 -34.6 226 cm3 溴 br 35 br2 深红棕色液体 3.119 g/ cm3 -7.2 58.78 4.16g 碘 i 53 i2 紫黑色固体 4.93g/cm3 113.5 184.4 0.029g ［教教师］请大家根据表，总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变规律。 ［学生总结］ ［板书］颜色：浅 深 状态：气 液 固 密度：小 大 熔沸点：低 高 在水中的溶解性：大 小 ［设问］大家能否根据卤素原子的结构特点来解释一下卤素单质在性质上的相似性与递变性呢? [投影]卤族元素的原子结构示意图 ［讲解］卤素原子的最外层电子数相等，决定了他们在化学性质上的相似性(元素的化学性质主要决定于原子的最外层电子数)，原子半径的不同，又导致了它们得电子的难易程度不同，从而表现出氧化性的强弱不同，即结构决定性质。 下面请同学们看表格：卤素单质与氢气的反应。从中我们得出什么结论？ ［投影］卤素单质与氢气的反应 名称 反应条件 方程式 学生成氢化物的稳定性 f2 冷暗处爆炸 h2+f2====2hf hf很稳定 cl2 光照 光 h2+cl2=====2hcl hcl稳定 br2 高温 500℃ h2+br2======2hbr hbr较不稳定 i2 高温、持续加热 h2+i2======2hi hi很不稳定 ［讲解］分析上表可知，卤素和h2的反应可用通式h2＋x2====2hx来表示，反应时按f2、cl2、br2、i2的顺序，反应条件越来越苛刻，反应程度依次减弱，形成的卤化氢的稳定性也依次减弱，与我们的推测相符。 ［板书］h2＋x2=====2hx（x=f、cl、br、i） ［讲解］其中h2与i2的反应不同于我们以往学过的化学反应，它的特点是在同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行，我们把这样的反应叫可逆反应。 ［板书］可逆反应：同一条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的反应。 2h2o======2h2↑+o2↑ 2h2+o2======2h2o 通电 点燃 判断下列各对反应是否为可逆反应。 (1) （×） 2so2+o2=========2so3 2so3=========2so2+o2 高温、高压 催化剂 高温、高压 催化剂 (2) （√） [学学生活动] f2 cl2 br2 i2 剧烈程度： 学生成的氢化物的稳定性： [教师]我们可以通过金属与盐溶液的置换反应可以比较金属的强弱，通过卤素间的置换反应实验，比较非金属的氧化性的强弱。 [实验1]将少量新制的饱和氯水分别注盛有nabr溶液和ki溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层的颜色变化。 [实验2]将少量的溴水注入盛有ki溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量的四氯化碳。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。 ［学生讨论、分析］ ［板书］cl2＋2nabr=====2nacl＋br2 cl2＋2br-=====2cl－＋br2 cl2＋2ki=====2kcl＋i2 cl2＋2i－=====2cl－＋i2 ［小结］卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。但一般之中有特殊。由此可见同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性。 补充习题 1、下列说法中错误的是 （ ） a.原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在周期数 b.元素周期表中从ⅲb族到ⅱb族10列的元素都是金属元素 c.除氦外的稀有气体原子的最外层电子数都是8个 d.同一元素的各种同位素的物理性质和化学性质完全相同 2.鉴别cl－、br－、i－可以选用的试剂是 （ ） a.碘水，淀粉溶液 b.氯水，四氯化碳 c.淀粉，ki溶液 d.硝酸银溶液，稀hno3 3.砹(at)是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是 （ ） a.砹易溶于某些有机溶剂 b.砹化氢很稳定不易分解 c.砹是有色气体 d.砹化银不溶于水或稀hno3 4、在hi溶液中滴加淀粉溶液无明显变化，但加入某种物质后，溶液立即变蓝。该物质可能是。 （ ） a.fecl3 b.k2so3 c.kno3 d.na2s 5、下列关于卤素的叙述正确的是 （ ） a、卤素只以化合态存在于自然界中 b、 随核电荷数增加，单质熔沸点升高 c、随核电荷数增加，单质氧化性增强 d、单质与水反应，均可用通式x2+h2o=hx+hxo表示 6 、 a、b、c、d、e、f六种短周期元素的原子序数依次增大。已知a、c、f三原子的最外层共有11个电子，且这种三元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均能生成盐和水，d元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4个，e元素原子的次外层电子数比最外层电子数多3个。试回答： (1)写出下列元素的符号a ，d ，e 。 (2)用电子式表示b、f形成的化合物 。 (3)a、c两种元素最高价氧化物的水化物之间反应的离子方程式 。 (4)d的固态氧化物是 晶体。含nmold的氧化物的晶体中含d-o共价键为 mol。 参考答案：1、ad 2、bd 3、bc 4、ac 5、ab 6、（1）na；si；p (2) mg2+ (2) (3)al(oh)3＋oh－＝＝alo2－＋2h2o （4）原子，4n 教材分析 物质结构和元素周期律是化学的重要理论知识,也是中学化学教学的重要内容.通过学习这部分知识,可以使学生对所学元素化合物等知识进行综合、归纳,从理论进一步加深理解.同时作为理论指导,也为学生继续学习打下基础.本章内容虽然是理论性知识,但教材结合元素化合物知识相互融合,以利于学生理解和掌握. 第一节 元素周期表 第1课时 教学目标 1、能描述元素周期表的结构。 2、了解元素原子核外电子排布. 3、通过对原子结构的初步认识，树立对立统一的观点，知道有关元素、核素、同位素的涵义及其简单的计算。 重点难点 元素周期表的结构及元素周期律 教学过程 [导入]展示一张元素周期表（有条件的可让学生自己查找各种元素周期 表） [过度]我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。可见原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1~18号元素原子结构） [板书]原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数 [提问]请同学们回忆初中所介绍的原子结构的知识。 [学生]原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成的。原子核由质子和中子构成。下面我们对原子的结构做进一步认识。 [板书]第一章 物质结构 元素周期律 第一节 元素周期表 一、原子结构 原子核 质子 中子 原子 核外电子 [过渡]下面我们先分析构成原子的个微粒的电性及其质量情况。 （投影） 表5—1 构成原子的粒子及其性质 构成原子的粒子 电 子 质 子 中 子 电性和电量 1个电子带1个单位负电荷 1个质子带1个单位正电荷 不显电性 质量/kg 9.109×10－31 1.673×10－27 1.675×10－27 相对质量 1/1836（电子与质子质量之比） 1.007 1.008 [提问]从表格得出原子的质量主要取决于哪种微粒？ [教师]原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值相加起来，所得的数值叫做质量数。 [提问]根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。 [板书]质量数（a）=质子数（z）+中子数（n） [过渡]在化学上，我们为了方便地表示某一原子。在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数 x。 ［教师］请大家做如下练习�� ［投影练习］ 粒子符号 质子数（z） 中子数（n） 质量数（n） 用 x表示为 ①o 8 18 ②al 24 27 ③ar 18 22 ④cl cl ⑤h h ［答案］①n=10 o ②z=13 �� al ③a=40 ar ④z=17 n=18 a=35 ⑤z=1 n=0 a=1 [引导]科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。如组成氢元素的氢原子，就有以下三种：我们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素。�� [投影展示] 三种不同的氢原子 原子符号 质了数 中子数 氢原子名称和简称 ① h 氕（h） ② h 氘（d） ③ h 氚（t） [提问]上面的 h、 h和 h就是核素。那么 h、 h和 h间我们把他们互称为什么？ [板书]同位数：同一元素的不同核素间互称为同位数。 [阅读]同位数的特点 [学生]天然同位数相互间保持一定的比率。 [教师]同位数在元素周期表中占据同一位置。下面我们再来讨论这张元素周期表。 [学生观察]元素周期表中有多少横行、纵行？ [教师]元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，18个纵行，除了8、9、10三个纵行称为ⅷ外，其余的每一个纵行称为一族。 [提问]共多少族（16） ［提问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？�� ［学生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。�� ［提问］周期序数与什么有关？�� ［学生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。�� ［教师］如此，我们可以得出如下结论：�� ［板书］周期序数=电子层数�� ［学生看元素周期表］�� ［教师］元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。 请大家根据自己绘制的元素周期表，完成下表内容。(课本p105表5—11)］�� ［投影］ 表5—11 周期表的有关知识 类别 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 短周期 1 h—he 2 1 2 li—ne 8 2 3 na—ar 8 3 长周期 4 k—kr 18 4 5 rb—xe 18 5 6 cs—rn 32 6 不完全周期 7 fr—112号 26 7 ［学生活动，让一个学生把结果写在胶片上］�� ［教师］从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。�� 需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(la)到71号元素镥(lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素锕(ac)到103号元素铹(lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀(u)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。 元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。�� [学生活动，教师板书] ［教师］罗马数字ⅰ、ⅱ、ⅲ等表示什么意思？�� ［学生］族序数。�� ［教师］a、b又分别表示什么呢？�� ［学生］a表示主族，b表示副族。�� ［教师］什么是主族？什么是副族？�� ［学生］由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。 [总结]最后我们用一句话来概括元素周期表的结构：三短三长一全；七主七副ⅷ和零。 补充习题 1.α射线是α粒子组成的，α粒子是一种没有核外电子的粒子，它带有2个单位正电荷的质量数等于4，由此可判断，α粒子带有 个质子， 个中子。 2.某粒子用 rn-表示，下列关于该粒子的叙述不正确的是( )�� a.所含质子数=a-n b.所含中子数=a-z�� c.所含电子数=z+n d.所带电荷数=n 3.某元素mn+核外有a个电子，该元素的某种原子的质量数为a，则该原子的核内中子数为( ) a.a-a+n b.a-a-n c.a+a-n d.a+a+n�� 4、已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？�� 5、某元素形成气态氢化物为 ，其最高价氧化物水化物的分子中有m个氧原子，则其最高氧化物水化物的化学式（ ） a. b. c. d. 6、元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。请你在元素大厦中为119号元素安排好它的房间（ ） a.第八周期第ia族 b.第七周期第 ⅶa族 c.第七周期第0族 d.第六周期第ⅱa族 7、短周期主族元素a、b、c、d的原子序数依次增大，其中a、c同主族，b、c、d同周期，a原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，b是短周期元素中原子半径最大的主族元素。试回答下列问题： (1)a的元素符号 ；d的原子结构示意图 。 (2)a、b、c三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是 。 (3)a、b、c、d形成的化合物b2a2、cd2、d2a、da2中各原子都满足最外层8电子结构的是 (填写具体的化学式 )。 (4)ca2与d元素的单质在水溶液中反应的化学方程式是 。 参考答案：1、2,2 2、a 3、b 4、第四周期ⅰa族 第五周期ⅶa族 5、a 6、a 7、（1）o ，（2）s2- > o2- > na+ （3）na2o2,scl2,cl2o （4）so2 +cl2 + 2h2o = 2hcl + h2so4 一、教材分析 1、教学内容 本节内容选自全日制高级中学化学课本必修第一册第五章（物质结构元素周期律）第二节。主要内容包括：原子序数和周期性的概念；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。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。并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。 2、教材的地位和作用 本节内容属基础理论知识范畴，不仅是本书的重点，也是整个中学化学的重点。在教材安排上，它起到了承上启下的作用。它不仅对学过的碱金属‘卤素等主族元素作了规律性的总结，也为即将学习的元素周期表和氧族元素等律后元素的学习奠定了理论知识基础。通过本节内容的学习，同学们才真正打开了运用基础理论知识系统性的学习元素及其性质的科学大门。 3、教材目标 （一）知识目标： （1）使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、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结果，从而理解元素周期律的实质。 （3）了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家 （二）能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变。通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力 （三）德育目标：结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。 4、教学的重点与难点 重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的实质 难点：金属性、非金属性的周期性变化 二、教学方法： 1、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。采用探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。 2、教具：投影仪、胶片。 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 三学情分析：本节内容具有基础理论知识的特点，需要掌握的知识内容较多，且较为抽象，理论性‘联系性较强。知识点之间环环相扣，学生容易混淆。所以教师在教学过程中要注意引导，使学生能条理清晰，有逻辑的予以掌握。另一方面，本节课所使用的资料及实验等比较多。本节课因为有演示实验，也是本章的第一次实验，根据高一学生的心理特点，讲授此课并不会显得十分枯燥，但本节内容的目的是在实验验证的基础上来帮助学生巩固和理解元素周期律的实质的。若教师引导不好，往往易使实验起到喧宾夺主的作用。因此，教师在讲授本节内容时，一定要注意让学生参与到教学活动中来，让其既动手练习，又动脑思考，从而激活他们的思维，使其认识上升到认知的高度，并锻炼他们的抽象思维推理能力。因此，教师应注意合理安排有意注意与无意注意，正确引导学生。指导他们删繁就简，学会举一反三，更轻松有效的学习。 四教学过程 1、原子序数和周期性的概念的学习；运用生动的比喻—时钟记时引出周期性的概念：这种周而复始、循环往复的现象，就称为周期性。原子序数的学习则通过学习自学，归纳得出。 2、元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的学习。通过投影，展示表格等直观材料引导学生依次思考、随着原子序数的递增：（1）元素原子核外电子排布（2）原子半径；（3）最高正价和负价；呈现怎样规律性的变化？请学生总结并得出结论，教师予以纠正和补充。最后小结得出：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现出周期性的变化。 3、元素金属性、非金属性的周期性变化。以及了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念等几个部分。 （1）通过复习碱金属元素与卤素，引导学生回忆并得到元素金属性、非金属性强弱的判断依据。 （2）演示实验A组钠、镁与水的反应。实验B组镁、铝与盐酸的反应镁铝6mol/L盐酸学生做实验。根据判断依据得出结论金属活动性顺序：Na>Mg>Al再推广展开到横行纵列行与行之间，最终得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。元素非金属性则通过对表5—8的分析，通过学生与教师的共同探讨，得出结论元素的金属性也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化。 （3）两性氧化物和两性氢氧化物的概念的学习，通过概念的类比引出两性氧化物和两性氢氧化物的概念。可由酸性氧化物和碱性氧化物的概念类比引出。 4、思考元素周期律的实质并小结。得出结论元素性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。这个规律叫元素周期律。是核外电子排布周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。 五、学生学习方法： 观察法，分析法，推理归纳法。 六、反馈练习（投影） 第一课时教学目标 ：知识目标： 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。能力目标：�牐犕ü�对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。情感目标： 使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。教学过程 ：引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。显然核电荷数＝原子序数。教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。学生发表自己的见解，填写表格表1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1～211 223～1021 8811～1831 88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 周期性 变化。表2原子序数原子半径的变化3～10逐渐减小11～17逐渐减小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 变化。表3原子序数化合价的变化1～2＋1 03～10＋1 ＋511～18－4 －1 0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。教师评价并播放元素周期律的动画练习：1.比较微粒间半径的大小 （1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl （2）Na与Na＋；Cl与Cl－ （3）Na、Ca、H引导学生总结出比较微粒半径的方法： 一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。2.列出具有10电子和18电子的微粒。小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。板书设计 ：第二节元素周期律一、元素性质的周期性变化 1.原子的电子层排布的周期性 2.原子半径的周期性 3.化合价的周期性小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。 列出具有10电子和18电子的微粒。 元素周期律 篇6
元素周期律 篇7
元素周期律 篇8
元素周期律 篇9
元素周期律 篇10
元素周期律 篇11
元素周期律 篇12
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