元素周期律[下学期]
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文档简介
第二节 元素周期律
●教学目标
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
原子核外电子层排布和元素金属性、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。
●课时安排
2课时
●教学方法
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。
●教学用具
投影仪、胶片。
金属钠、镁条、铝片、1 mol/L HCl、1 mol/L AlCl3、3 mol/L NaOH、6 mol/L NaOH、3 mol/L H2SO4、MgCl2液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。
●教学过程
★第一课时
［引言］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢？
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？
下面，我们以核电荷数为1~18的元素作为例子，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。
［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
［师］下面，请大家按课本P96第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图(可直接画在书上)。并据此完成课本P98表5—6的相关内容。
［学生活动］
［投影展示］1.1～18号元素原子结构示意图。
2.表5～6 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 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2 1 1～2 2
3～10 2 1～8 8
11～18 3 1～8 8
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：
［讲述并板书］随着原子序数的递增，元素原子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，我们根据我们刚刚画出来的1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
［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？
［生］原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。
［讲解并投影板书］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-。
［师］请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。
［投影练习］
(1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2-
［答案］(1)F＜Cl (2)Cl＜S＜P (3)Na+＞Mg2+＞Al3+ (4)Cl-＜S2-
［师］请大家参考1～18号元素的原子结构示意图结合以上判断方法，来推测3～9、11～17号元素原子半径的变化趋势，并完成下表①、②项。
［投影］表5—7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性
原子序数 原子半径的变化
3～9 ①
11～17 ②
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 ③ 的变化。
［①大→小 ②大→小 ③周期性］
［师］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？
［生］一致。
［师］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。
［同时完成表5—7③］
［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。
［练习］课本P103二、3
在下列元素中，原子半径最小的是( )
A.N B.F C.Mg D.Cl
答案：B
［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。
［师］请大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价，并举例说明。正负价都有的，要两者全标。
［投影］元素的主要化合价及实例
原子序数 1 2
元素符号 H He
主要化合价 +1 O
实 例 H2O He
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素符号 Li Be B C N O F Ne
主要化合价 +1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 -2 -1 0
实 例 Li2O BeCl2 BF3 CO2、CH4 HNO3NH3 H2O HF Ne
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
主要化合价 +1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 +6、-2 +7、-1 0
实 例 NaCl MgCl2 AlCl3 SiO2SiH4 H3PO4、PH3 H2SO4、H2S HClO4、HCl Ar
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。
［师］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。
［教师和学生共同完成表中化合价及实例项。表中画线处的例子，一般需要教师做补充说明，完成上表时，化合价的数值表示须用醒目的颜色来表示］
［问］说出上表中元素化合价变化的规律？
［生］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。
［师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？
［生］能！
［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
［投影练习］课本P103二、2、4、5
2.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )
A.Na B.P C.Cl D.Ar
4.原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是( )
A.电子层数 B.电子数 C.原子半径 D.化合价
5.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )
A.XY2 B.X2Y3 C.X3Y2 D.X2Y
答案：2.C 4.B 5.B
［师］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据已学知识分析3～9、11～17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。
［学生活动］
［问］3～9、11～17号元素随着原子序数的递增，得失电子的能力怎样递变？依据是什么？
［生］3～9号元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；11～17号元素重复了以上递变规律。
［问］这种规律性的变化是否为周期性变化？
［生］是！
［师］我们知道，元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。因此，对于以上结论，我们也可以表述为：
［表述并板书］随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈周期性变化。
［师］纵观以上结论，我们可以归纳出这样一条规律，即：
［讲解并板书］元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
［师］这也是我们本节课的题目的内涵所在。
［板书］第二节 元素周期律(第一课时)
［师］当然，大家应该明白，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。
［师］另外，刚才我们对元素金属性与非金属性的周期性变化仅仅是作了理论上的推测，如果要用实验来验证其递变规律，又应从哪些方面着手呢？请大家预习下节课内容。
［布置作业］课本习题一、2、3；三。
［参考练习］1.下列粒子半径之比大于1的是( )
A. B. C. D.
［粒子半径之比大于1，亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。结合本节课内容可判断出答案为：B、C。本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解］
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.19 B.18 C.27 D.9
［析：符合化学式为X2Y和X2Y2的有：H2O、H2O2；Na2O、Na2O2；和K2O、K2O2等，只要认真细心地审题，便会选出A，答案A］
●板书设计
第二节 元素周期律(第一课时)
原子序数=核电荷数
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。
●教学说明
本节教学内容在许多地方都涉及到对初中知识的归纳。而学生在初三学习时，由于初中教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺。教学中不但要注意对旧知识的复习，更应注意剖析新旧知识的区别与联系，帮助学生温故知新，实现由未知向已知、由浅入深的转化。
●教学目标
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
原子核外电子层排布和元素金属性、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。
●课时安排
2课时
●教学方法
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。
●教学用具
投影仪、胶片。
金属钠、镁条、铝片、1 mol/L HCl、1 mol/L AlCl3、3 mol/L NaOH、6 mol/L NaOH、3 mol/L H2SO4、MgCl2液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。
●教学过程
★第一课时
［引言］迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢？
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？
下面，我们以核电荷数为1~18的元素作为例子，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。
［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
［师］下面，请大家按课本P96第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图(可直接画在书上)。并据此完成课本P98表5—6的相关内容。
［学生活动］
［投影展示］1.1～18号元素原子结构示意图。
2.表5～6 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 达到稳定结构时的最外层电子数
1～2 1 1～2 2
3～10 2 1～8 8
11～18 3 1～8 8
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：
［讲述并板书］随着原子序数的递增，元素原子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，我们根据我们刚刚画出来的1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
［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？
［生］原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。
［讲解并投影板书］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-。
［师］请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。
［投影练习］
(1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2-
［答案］(1)F＜Cl (2)Cl＜S＜P (3)Na+＞Mg2+＞Al3+ (4)Cl-＜S2-
［师］请大家参考1～18号元素的原子结构示意图结合以上判断方法，来推测3～9、11～17号元素原子半径的变化趋势，并完成下表①、②项。
［投影］表5—7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性
原子序数 原子半径的变化
3～9 ①
11～17 ②
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 ③ 的变化。
［①大→小 ②大→小 ③周期性］
［师］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？
［生］一致。
［师］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。
［同时完成表5—7③］
［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。
［练习］课本P103二、3
在下列元素中，原子半径最小的是( )
A.N B.F C.Mg D.Cl
答案：B
［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。
［师］请大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价，并举例说明。正负价都有的，要两者全标。
［投影］元素的主要化合价及实例
原子序数 1 2
元素符号 H He
主要化合价 +1 O
实 例 H2O He
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素符号 Li Be B C N O F Ne
主要化合价 +1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 -2 -1 0
实 例 Li2O BeCl2 BF3 CO2、CH4 HNO3NH3 H2O HF Ne
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
主要化合价 +1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 +6、-2 +7、-1 0
实 例 NaCl MgCl2 AlCl3 SiO2SiH4 H3PO4、PH3 H2SO4、H2S HClO4、HCl Ar
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周其性变化。
［师］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。
［教师和学生共同完成表中化合价及实例项。表中画线处的例子，一般需要教师做补充说明，完成上表时，化合价的数值表示须用醒目的颜色来表示］
［问］说出上表中元素化合价变化的规律？
［生］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。
［师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？
［生］能！
［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。
［投影练习］课本P103二、2、4、5
2.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )
A.Na B.P C.Cl D.Ar
4.原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是( )
A.电子层数 B.电子数 C.原子半径 D.化合价
5.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )
A.XY2 B.X2Y3 C.X3Y2 D.X2Y
答案：2.C 4.B 5.B
［师］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据已学知识分析3～9、11～17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。
［学生活动］
［问］3～9、11～17号元素随着原子序数的递增，得失电子的能力怎样递变？依据是什么？
［生］3～9号元素，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱；11～17号元素重复了以上递变规律。
［问］这种规律性的变化是否为周期性变化？
［生］是！
［师］我们知道，元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。因此，对于以上结论，我们也可以表述为：
［表述并板书］随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈周期性变化。
［师］纵观以上结论，我们可以归纳出这样一条规律，即：
［讲解并板书］元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。
［师］这也是我们本节课的题目的内涵所在。
［板书］第二节 元素周期律(第一课时)
［师］当然，大家应该明白，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。
［师］另外，刚才我们对元素金属性与非金属性的周期性变化仅仅是作了理论上的推测，如果要用实验来验证其递变规律，又应从哪些方面着手呢？请大家预习下节课内容。
［布置作业］课本习题一、2、3；三。
［参考练习］1.下列粒子半径之比大于1的是( )
A. B. C. D.
［粒子半径之比大于1，亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。结合本节课内容可判断出答案为：B、C。本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解］
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.19 B.18 C.27 D.9
［析：符合化学式为X2Y和X2Y2的有：H2O、H2O2；Na2O、Na2O2；和K2O、K2O2等，只要认真细心地审题，便会选出A，答案A］
●板书设计
第二节 元素周期律(第一课时)
原子序数=核电荷数
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。
●教学说明
本节教学内容在许多地方都涉及到对初中知识的归纳。而学生在初三学习时，由于初中教师对初中教材大纲的把握不同，处理方法也不一样，导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。如核外电子排布、半径大小的比较虽说在初中不作要求，但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺。教学中不但要注意对旧知识的复习，更应注意剖析新旧知识的区别与联系，帮助学生温故知新，实现由未知向已知、由浅入深的转化。