第二节 元素周期律

普通高中课程标准实验教科书—化学第二册[人教版]
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
（第一课时）

教学目标：
1．了解关于原子核外电子运动特征和常识。
2．了解核外电子排布的初步知识，能画出1～18号元素的原子结构示意图。
3．培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。
教学重点：原子核外电子的排布规律。
教学难点：原子核外电子运动的特征，原子核外电子的排布规律。
教学过程：
[复习提问]原子的组成及其相互关系：
1．构成原子的“三微粒”：
2．相互关系：
位置关系：体积关系：电荷关系：质量关系：
3．质量数（A）：
4．粒子中的质子数与核外电子数的关系：
[引言] 我们已经知道,原子是由原子核和电子构成的,原子的体积很小，仅占原子体积的几千亿分子一,电子在核外空间作高速的运动.那么电子的运动与宏观物体的运动有何不同?我们又怎样来描述核外电子的运动呢?下面我们就了解有关核外电子的状况。
[板书] 第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排步
1．核外电子运动特征
[讨论] 宏观物体的运动的特征。
[总结] 可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。
[讨论]微观粒子（电子）的特征：
[投影]
（1）电子的质量极微小（9.109×10-31kg）；⑵电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间（原子的直径约10-10m）中进行；
（3）电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速，约为108m/s）
[讨论]根据我刚才介绍的情况，请问核外电子运动有什么显著特征呢？（引导学生讨论）
[投影]电子绕核运动没有确定的轨道，不能精确测定或计算电子在任一时刻所在的位置，也不能描绘出其运动轨迹。我们只能指出它在核外空间某处出现机会的多少。[注意]电子绕核运动没有确定的轨道，但并不是说电子绕核运动没有什么规律。
[过渡]那么核外电子运动的规律是什么呢？
[讲述]在含多个电子的原子中在含有多个电子的原子里。有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层。把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。 也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。
层序数
1
2
3
4
5
6
7
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
能量
[提出问题]那么，每个电子层最多可以排布多少个电子？
[研究]下稀有气体元素原子电子层排布的情况
核电荷数
元素
名称
元素
符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
O
P
2
氦
He
2
10
氖
Ne
2
8
18
氩
Ar
2
8
8
36
氪
Kr
2
8
18
8
54
氙
Xe
2
8
18
18
8
86
氡
Rn
2
8
18
32
18
8
[讨论·交流] 从表中可看出，K层、L层、M层最多能排布的电子数目？K-2，L-8，M-18最外层电子数最多有几个？8个（氦原子是2个）次外层不超过多少个？倒数第三层呢？
试推断各电子层最多能容纳的电子数和电子层数之间有什么关系？
1．n各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)；
2．n最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个；
3．n核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布根据以上规律讨论核电荷数1～20的元素原子核外电子排布的情形以及核外电子排布的一般规律,并将讨论的结果分别填入下表中：
核电
荷数
元素
名称
元素
符号
各电子层的电子数
K
L
M
N
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18
19
20
[板书] 2、核外电子排布规律
电子由内向外按能量由低到高分层排布，第n层最多容纳的电子数为2n2,最外层电子数≤8。（K层为最外层不超过2个）。次外层电子数≤18，倒数第三层电子数≤32。
[学生讨论]元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
[板书]3、元素性质与元素的原子核外电子排布的关系
①稀有气体的不活泼性：稀有气体元素的原子最外层有8个电子（He为2）处于稳
定结构，因此化学性质稳定，一般不跟其它物质发生化学反应。
②非金属性与金属性（一般规律）：
电外层电子数
得失电子趋势
元素性质
金属元素
<4
易失
金属性
非金属元素
>4
易得
非金属性
[课堂练习]
1．见投影
2．根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。
（1）3Li、11NA．19K、37RB．55Cs
（2）9F、17Cl、35Br、53I
3．某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电子，该原子核内的质子数为（ ）
A．14 B．15 C．16 D．17
4．某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L层电子数的1/2，则该元素的原子是
（ ）
A．Li B．Si C．Al D．K
5．与OH－具有相同质子数和电子数的微粒 （ ）
A．F－ B．NH3 C．H2O D．Na+
6． C—NMR（核磁共振）可以用于含碳化合物的结构分析， C表示的碳原子 （ ）
A．核外有13个电子
B．核内有6个质子，核外有7个电子
C．质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子
D．质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子
7．下列四组物质中，不具有相同核外电子总数的两种分子是 （ ）
A．H2O2和CH3OH B．HNO2和HClO
C．H2O和CH4 D．H2S和F2
8．两种元素原子的核外电子层数之比与它们的最外层电子数之比相等，在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有 （ ）
A．1对 B．2对 C．3对 D．4对
9．短周期的三种元素分别为X、Y、Z，已知X元素的原子最外层只有一个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种元素所组成的化合物的分子式不可能的是 （ ）
A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z7
10．按核外电子排布规律，预测核电荷数为118的元素的原子核外电子层排布是 （ ）
A．2、8、18、32、58 B．2、8、18、32、32、8
C．2、8、18、32、50、18、8 D．2、8、18、32、32、18、8
11．试分析它们的原子结构(电子层数、最外层电子)请指出 ： （ ）
Li
Na
Mg
Al
K
（1）纵行中，三 元素的相同点是 ，三元素的不同
点是 。
（2）横行中，三元素的相同点是 ，三元素的不同点
是 。
（3）猜测哪三种元素的化学性质更为相似？
12．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 。
[小结]略
[作业] 课堂练习中 10、11、12
[板书计划] 第二节 元素周期律
一、原子核外电子的排步
1．核外电子运动特征
2．核外电子排布规律
电子由内向外按能量由低到高分层排布，第n层最多容纳的电子数为2n2,最外层电子数≤8。（K层为最外层不超过2个）。次外层电子数≤18，倒数第三层电子数≤32。
3．元素性质与元素的原子核外电子排布的关系

普通高中课程标准实验教科书—化学第二册[人教版]
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
（第二课时）

教学目标：
1．了解元素金属性周期性变化。
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。
3．通过本课时学习，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，也会以此理论来指导后续学习。
4．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、难点：同一周期元素金属性、非金属性变化的规律；元素周期律的涵义和实质；。
教学方法:归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等
教学过程：
[复习填下下列1～18号元素的元素符号及核外电子排步（用原子结构式意图）
原子序数
1
2
元素名称
氢
氦
元素符号
核外电子排步
主要化合价
+1
0
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
10
元素名称
锂
铍
硼
碳
氮
氧
氟
氖
元素符号
核外电子排步
最高正化合价和最低负化和价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
-2
-1
0
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素名称
钠
镁
铝
硅
磷
硫
氯
氩
元素符号
核外电子排步
最高正化合价和最低负化和价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
0
[思考·探究]随原子序数的递增，元素核外电子层排步及元素化合价呈现什么规律性变化？（学生发言）
[引入]从面讨论中，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] 二、元素周期律
[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？（参考小字部分）
[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2：将实验2中试管加热至沸腾，观察发生的现象。
实验3：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)?
[回答]
1.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。
2.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。
[练习]?写出反应的化学方程式（与投影对比）
2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑ Mg+2H2O == Mg(OH)2+H2↑?
[设问]回顾钠与水反应现象， 上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？
[回答] 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？
[回答] Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。?
实验4：取一小片铝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2mL 1mol/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？）
[回答] 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。?
[练习] 请大家写出上述反应的化学方程式：?
Mg+2HCl == MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl == 2AlCl3+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？?
[回答] 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+6HCl = 2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+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5：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。
[讨论] 上面的实验中观察到什么现象？生成了什么物质？写出反应的化学方程式。
[回答] 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+3NaOH== Al(OH)3↓+3NaCl?2Al(OH)3+3H2SO4 == Al2(SO4)3+3H2O?
Al(OH)3+NaOH == NaAlO2+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？?
[回答] 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6 mol/L NaOH溶液，直至过量，出现的白色沉淀不会消失。?
[讲述] 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；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。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]：
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
[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？
[讲述]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？
[讲述] SiH4很不稳定，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。
[讲述]硅的氧化物——SiO2是酸性氧化物，它的对应水化物是原硅酸（H4SiO4），原桂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
[板书]氢化物稳定性：HCl>H2S>PH3>SiH4
最高价氧化物水化物酸性: HClO4 >H2SO4 >H3PO4 >H4SiO4
[讲述]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：
Na Mg Al Si P S Cl Ar
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素
[板书]
Na Mg Al Si P S Cl Ar
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素
[讲述] 如果我们对其他周期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。
[板书]元素周期律：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。?
[小结]略
[作业]P18 2、3、5
[板书计划]
二、元素周期律
1．钠镁铝金属性的递变规律
2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑ Mg+2H2O == Mg(OH)2+H2↑?
金属性Na＞Mg＞Al?
Mg+2HCl == MgCl2+H2↑ 2Al+6HCl == 2AlCl3+3H2↑?
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+6HCl = 2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH = 2NaAlO2+H2O
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+3NaOH== Al(OH)3↓+3NaCl?2Al(OH)3+3H2SO4 == Al2(SO4)3+3H2O?
Al(OH)3+NaOH == NaAlO2+2H2O?
碱性强弱 NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3?
2．硅、磷、硫、氯的非金属性的递变规律
氢化物稳定性：HCl>H2S>PH3>SiH4
最高价氧化物水化物酸性: HClO4 >H2SO4 >H3PO4 >H4SiO4
Na Mg Al Si P S Cl Ar
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 稀有气体元素
元素周期律：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。?

普通高中课程标准实验教科书—化学第二册[人教版]
第一章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
（第一课时）

教学目标：
1．使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。
2．使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用周期表。
3．学习前人在理论、实践研究的基础上，总结规律的创造性思维方法。
4．培养搜集资料和信息处理能力。
教学重点：元素周期表的结构，元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
教学难点：元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系。
教学过程：
[复习]
1．判断金属性强弱的标准
①单质与水或酸反应置换出氢气的难易
②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱
③置换反应
2．判断元素非金属性的强弱的标准
①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易
②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
③置换反应
[提问]上节课学习了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗？
[过渡]对！这样的叙述虽然很概括，但太抽象。我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。既然是规律，我们只能去发现它，应用它，而不能违反它。但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律具体化呢？经过多年的探索，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。元素周期表就是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。
[讨论]元素周期表编排原则：
①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②将电子层数相同的元素排成一个横行。
③将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。具在相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用
1．元素的金属性和非金属性与元素在周期表中的递变关系
（1）同周期元素
[探究]同周期，电子层数相同，质子数越多 （即原子序数越大）原子半径越小 核对电子的引力越 强 原子失电子能力越 弱 得电子能力越 强 金属性越弱 、非金属性越强 。[板书]同周期中：从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
[投影]第三周期元素的最高价氧化物对应水化物酸性
酸性逐渐增强，碱性减弱
[板书](2)同主族元素
[探究]同主族，电子层数越多原子半径越大核对电子引力越弱原子失电子能力越强得电子能力越弱金属性越强 、非金属性越弱。
[板书]同主族：从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
[回答]元素周期表中：周期序数=电子层数 ；
主族序数=最外层电子数 ；
原子序数=核内质子数。
[投影]同一主族元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性
[板书]结论：同主族从上至下，元素的金属性增强，非金属性减弱。
2．元素的性质与元素在周期表中位置的关系
[判断]①H2SO4和H3AsO4的酸性
②HCl和 H2Se的稳定性
③Ca（OH）2和Al（OH）3的碱性
[投影]
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7

B
Al Si
Ge As
Sb Te
Po At
[讨论] 1．元素周期表中什么元素的金属性最强？（Cs）什么元素的非金属性最强？（F）为什么？
2．元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有着什么样的密切关系？
[板书]元素化合价与元素在周期表中位置的关系：
对于主族元素：最高正价= 族序数
最高正化合价 +∣最低负价∣= 8
[板书]3．元素周期表及元素周期律应用
（1）自然科学方面[学生阅读] 周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。[板书]（2）生产上某些应用[学生阅读]
·农药多数是含等元素的化合物，在周期表的右上角。
?半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如等。
?催化剂的选择：人们在长期的生产实践中发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子层电子排布的特点有密切关系。
[板书]3．性质、结构、位置之间的关系
[学生探究] 性质、结构、位置之间的关系
[交流]
[课堂练习]
1．下列性质的递变中,正确的是 （ ）
A．O、S、Na的原子半径依次增大
B．LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增
C．HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强
D．HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
2．科学家预言114号元素为类铅，下列有关预测不正确的是 （ ）
A．它具有+2、+3|、+4价
B．其晶体具有良好的导电性
C．电解类铅的硝酸盐和硝酸铜混合液时，阴极将析出类铅
D．最外层具有4个电子3、短周期元素X和Y能形成XY4型化合物。
若X的原子序数为m，Y的原子序数为n，则m和n的关系可能为 （ ）
A．m－13=n B．n－5=m C．m+8=n D．n－11=m
4．X、Y都是短周期元素，原子半径Y＞ X，它们能形成XY2型的化合物。由此可以得到的结论判断是 （ ）
A．X、Y可能在同一周期 B．X 在Y的前一周期
C．X一定是金属元素 D．X只有在第二周期
三、元素周期表和元素周期律的应用
1．元素的金属性和非金属性与元素在周期表中的递变关系
（1）同周期元素：从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
（2）同主族：从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱
2．元素的性质与元素在周期表中位置的关系
ⅠA．ⅡA．ⅢA．ⅣA．ⅤA．ⅥA．ⅦA 0
1
2
3
4
5
6
7

B
Al Si
Ge As
Sb Te
Po At
3．元素周期表及元素周期律应用
（1）自然科学方面（2）生产上某些应用
4．性质、结构、位置之间的关系
课件34张PPT。 第二节
元素周期律
第一课时
原子的组成及其相互关系：
原子核核外电子（Z个）质子（Z个）中子（A-Z个）原子 （ ）复习1.构成原子的“三微粒”：复习2、相互关系：
位置关系：
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；
体积关系：
原子很小，原子核更小（直径不及原子直径的万分之一），电子在核外作高速运动，所占的空间相对较大；复习电荷关系：原子核带的电量跟核外电子的电量相等而电性相反，即：
核电荷数=核内质子数=核外电子数
质量关系：原子的质量主要集中在原子核上（原子核的密度极高），即原子的质量主要由质子和中子的质量决定；原子的质量?所有质子的质量+所有中子的质量质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）复习3、质量数（A）：
如果忽略电子的质量，将原子核内所有质子和中子的相对质量区近似整数值加起来，所得的数值。用符号A表示。即：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）注：相对质量是指对12C原子（原子核内有6个质子和6个
中子的碳原子）质量的1/12（1.661?10-27kg相比较所得
的数值。
复习4、粒子中的质子数与核外电子数的关系：
①中性原子： 质子数=核外电子数
②带正电的阳离子：
质子数>核外电子数
质子数-?电荷数?=核外电子数
③带负电的阴离子：
质子数<核外电子数
质子数-?电荷数?=核外电子数复习一、原子核外排布
1、核外电子运动的特点：
⑴电子的质量极微小（9.109?10-31kg）；
⑵电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间（原子的直径约10-10m）中进行；
⑶电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速，约为108m/s）New！ 因此，电子绕核运动没有确定的轨道，不能精确测定或计算电子在任一时刻所在的位置，也不能描绘出其运动轨迹，

我们只能指出它在核外空间某处出现机会的多少。这是核外电子运动的根本特征。 完全不同于宏观世界物体如行星、炮弹、尘粒等的运动状况。那么核外电子运动的规律是什么呢？2、核外电子排布规律：
⑴核外电子受力分析：在含多个电子的原子中，一方面每个电子和核之间因带异性电荷而有吸引力，这个吸引力倾向于把电子尽可能拉得靠近核；另一方面，电子与电子之间带同性电荷而相互排斥，这个排斥力要迫使电子彼此尽可能远离。当吸引和排斥达成平衡时，核外电子就分布在离核不同的区域里运动，有不同的能量。离核远的电子能量高。
⑵在含有多个电子的原子里，电子的能量是不同的。有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。
科学上把能量不同的电子的运动区域称为电子层。把能量最低、离核最近的电子，称其运动在第一电子层上；能量稍高、运动在离核稍远的电子，称其运动在第二电子层上；有里向外，依次类推，叫三、四、五、六、七层。 也可把它们依次叫K、L、M、N、O、P、Q层。
电子层数（n）：n=1，2，3，4，5，6，7
K，L，M，N，O，P，Q
n越大，电子离核越远，其能量也越高
⑶核外电子是分层排布的。
⑷电子一般总是尽先排布在能量最低的电子层里，即最先排布K层；当K层排满后，再排布L层；当L层排满后，再排布M层；……
那么，每个电子层最多可以排布多少个电子？
首先研究一下稀有气体元素原子电子层排布的情况：？稀有气体元素原子电子层排布 从表中可看出，K层、L层、M层最多能排布的电子数目？
？？K-2，L-8，M-188个（氦原子是2个）最外层电子数最多有几个？ 试推断各电子层最多能容纳的电子数和电子层数之间有什么关系？？次外层不超过多少个？倒数第三层呢？原子核外电子的排布规律：
各电子层最多容纳的电子数是2n2(n表示电子层)；
最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)，次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个；
核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布。注：以上规律是相互联系的，不能孤立地机械地套用 据课本p12表1-2写出1-18号元素的原子结构示意图，并归纳出核外电子排布有哪些规律？氢(H) 氦(He) 锂(Li) 铍(Be) 硼(B) 碳(C) 氮(N) 氧(O) 氟(F) 氖(Ne )钠(Na) 镁(Mg) 铝(Al) 硅(Si) 磷(P) 硫(S) 氯(Cl) 氩(Ar)8(He为2 )少于4个4个以上稳定结构易失电子 易得电子最外层电子数为8(He为2)的电子层结构，通常不容易得失电子。化学性质稳定、不活泼。稳定结构： 课堂练习1、判断下列示意图是否正确？为什么？
A、 B、
C、 D、
3、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有5个电子，该原子核内的质子数为（ ）
A、14 B、15 C、16 D、17
4、某元素的原子核外有三个电子层，M层的电子数是L层电子数的1/2，则该元素的原子是（ ）
A、Li B、Si C、Al D、KBB2、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。
（1）3Li、11Na、19K、37Rb、55Cs
（2）9F、17Cl、35Br、53I
5、与OH-具有相同质子数和电子数的微粒（ ）
A、F- B、NH3 C、H2O D、Na+
6、 C-NMR（核磁共振）可以用于含碳化合物的结构分析， C表示的碳原子（ ）
A、核外有13个电子
B、核内有6个质子，核外有7个电子
C、质量数为13，原子序数为6，核内有7个质子
D、质量数为13，原子序数为6，核内有7个中子
AD7、下列四组物质中，不具有相同核外电子总数的两种分子是（ ）
A、H2O2和CH3OH B、HNO2和HClO
C、H2O和CH4 D、H2S和F2
8、两种元素原子的核外电子层数之比与它们的最外层电子数之比相等，在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有（ ）
A、1对 B、2对 C、3对 D、4对BB9、短周期的三种元素分别为X、Y、Z，已知X元素的原子最外层只有一个电子，Y元素原子的M电子层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L电子层上的电子数比Y元素原子的L电子层上的电子数少2个，则这三种元素所组成的化合物的分子式不可能的是（ ）
A、X2YZ4 B、XYZ3
C、X3YZ4 D、X4Y2Z7
A练习10按核外电子排布规律，预测核电荷数为118的元素的原子核外电子层排布是( )
A 2、8、18、32、58
B 2、8、18、32、32、8
C 2、8、18、32、50、18、8
D 2、8、18、32、32、18、8D练习11试分析它们的原子结构(电子层数、最外层电子)请指出 ：
(1)纵行中，三 元素的相同点是 ，
三元素的不同点是 。
(2)横行中，三元素的相同点是 ，
三元素的不同点是 。
(3)猜测哪三种元素的化学性质更为相似？
最外层电子数相同电子层数不同最外层电子数不同电子层数相同Li Na K练习12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 。H ArF选讲：原子结构模型的演变葡萄干面包模型
太阳系模型
电子壳层模型
电子云模型
道尔顿汤姆生卢瑟福玻尔道尔顿原子模型：原子是组成物质的基本粒子，它们是坚实的、不可再分的实心球。


我国近年生产
的电子显微镜第一支ＳＡＲＳ病毒灭
活疫苗中的ＳＡＲＳ灭
活病毒颗粒的电子显微
镜照片
国产大气扫描隧道显微镜技术人员在扫描隧道
显微镜观察硅表面的
原子结构1993年，中国科学院科
学家通过移动单个硅原
子所写的世界上最小的
“中国”二字小结核外电子排布规律1、核外电子排布是由离核距离最近、能量最低的电子层排起，依次第二层、第三层‥‥‥
2、每个电子层均有一定的电子最大容纳量。
同学们 再见祝同学们学习进步
再见课件20张PPT。第二节 元素周期律第二课时随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化元素化学性质与原子结构的关系判断元素金属性强弱的方法判断元素非金属性强弱的方法钠、镁和水的反应 金属性
Na>Mg 向盛有已擦去表面氧化膜的镁条和铝片的试管中，各加入2mL 1mol/L的盐酸。镁、铝和盐酸的反应镁、铝和盐酸的反应 金属性
Mg > Al金属性 Na > Mg > Al中强碱强碱 ?AlCl3 溶液和NaOH溶液的反应 取少量1mol/L AlCl3溶液注入试管中，加入3mol/L的NaOH 溶液至产生大量Al(OH)3白色絮状沉淀为止。
将Al(OH)3沉淀分盛在两只试管中，然后在两只试管中分别加入3mol/L HCl溶液和3mol/L NaOH溶液。Al(OH)3 和酸、碱的反应 象Al2O3这样，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，叫做两性氧化物。两性氧化物 AlCl3 + H2ONaOH 强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3
?金属性 Na > Mg > AlAl(OH)3两性氢氧化物NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱金属性 Na > Mg > Al金属性 Na > Mg > Al高温光照或点燃爆炸化合磷蒸气加热稀有气体元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强随着原子序数的递增
元素原子的核外电子排布呈现周期性变化
元素原子半径呈现周期性变化
元素化合价呈现周期性变化元素的化学性质呈现周期性变化 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化—元素周期律 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。 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： 下列递变情况 的是：
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单
质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化
物稳定性增强
C. C、N、O原子半径依次增大
D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强不正确 练习： 下列递变情况 的是：
A. Na、Mg、Al最外层电子数依次增多，其单
质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl最高正价依次升高，对应气态氢化
物稳定性增强
C. C、N、O原子半径依次增大
D. Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强不正确 C 同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断 的是
A. 阴离子半径 X > Y > Z
B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3
C. 元素的非金属性 X > Y > Z
D. 单质的氧化性 X > Y > Z错误 同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断 的是
A. 阴离子半径 X > Y > Z
B. 气态氢化物稳定性 HX > H2Y > ZH3
C. 元素的非金属性 X > Y > Z
D. 单质的氧化性 X > Y > Z错误 A同学们 再见课件18张PPT。第二节 元素周期律 第三课时判断金属性强弱的标准
①单质与水或酸反应置换出氢气的难易
②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱
③相互置换复习判断元素非金属性的强弱的标准
①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易
②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱
③相互置换1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系(1)同周期元素 同周期，电子层数相同，质子数越多 （即原子序数越大）原子半径越小 核对电子的引力越 强 原子失电子能力越 弱 得电子能力越 强 金属性越弱 、非金属性越强 。同周期中：从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强请分析11好到18号元素，金属性和非金属性的变化规律。三、元素周期表和元素周期律的应用第三周期元素的最高价氧化物对应水化物酸性酸性逐渐增强，碱性减弱(2)同主族元素同主族：从上到下,金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 同主族，电子层数越多原子半径越大核对电子引力越弱原子失电子能力越强得电子能力越弱金属性越强 、非金属性越弱。元素周期表中：周期序数=电子层数 ；
主族序数=最外层电子数 ；
原子序数=核内质子数。同一主族元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸 性 增 强碱 性 增 强元素气态氢化物的热稳定性热稳定性逐渐增强热稳定性逐渐减弱热稳定性逐渐减弱热稳定性逐渐增强元素的金属性和非金属性递变小结非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强元素化合价与元素在周期表中位置的关系主族序数=最外层电子数=主族元素的最高正价 (价电子)主族元素中:|最高正价|+|最低负价|=8 金属只有正价,O和F只有负价学与问自然科学方面
周期表为发展物质结构理论提供了客观依据。原子的电子层结构与元素周期表有密切关系，周期表为发展过度元素结构、镧系和锕系结构理论，甚至为指导新元素的合成，预测新元素的结构和性质都提供了线索。元素周期律和周期表在自然科学的许多部门，都是重要工具。
2、元素周期表及元素周期律应用生产上某些应用
1.农药多数是含等元素的化合物，在周期表的右上角。
2.半导体材料都是周期表里金属与非金属接界处的元素，如等。
3.催化剂的选择：人们在长期的生产实践中发现过渡元素对许多化学反应有良好的催化性能。这些元素的催化性能跟它们的原子的次外层电子层电子排布的特点有密切关系。
4. ……还有很多。3、性质、结构、位置之间的关系练习:1、下列性质的递变中,正确的是( )
A.O、S、Na的原子半径依次增大
B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增
C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强
D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱2、科学家预言114号元素为类铅，下列有关预测不正确的是（ ）
A、它具有+2、+3|、+4价 B、其晶体具有良好的导电性
C、电解类铅的硝酸盐和硝酸铜混合液时，阴极将析出类铅
D、最外层具有4个电子3、短周期元素X和Y能形成XY4型化合物。若X的原子序数为m，Y的原子序数为n，则m和n的关系可能为（ ）
A、m-13=n B、n-5=m
C、m+8=n D、n-11=m4、X、Y都是短周期元素，原子半径Y＞ X，它们能形成XY2型的化合物。由此可以得到的结论判断是（ ）
A、X、Y可能在同一周期
B、X 在Y的前一周期
C、X一定是金属元素
D、X只有在第二周期祝同学们学习进步
再见