专题5
微观结构与物质的多样性
第一章 元素周期律和元素周期表
第1节 元素周期律
本节课是化学必修2本单元是本节课学习内容是苏教版高中化学必修1专题5第一单元《元素周期律和元素周期表》的“元素周期律”的教学内容。在化学必修1专题1第三单元的基础上进一步认识学习元素性质和原子结构的关系，从而认识元素性质周期性变化的规律.。通过学习“元素周期律是原子结构周期性变化的必然结果”形成“结构决定性质”的认识，加深对元素性质的理解。
1．结合有关数据，运用实验探究等方法认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。
2．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。
元素周期律
1．幻灯片
2．化学实验
教师活动
学生活动
【多媒体展示】门捷列夫与元素周期表
【提问】由于目前我们已经发现的元素有一百多种，为了研究方便，人们习惯上对元素进行编号。由于在化学反应中原子核是不会变化的，所以人们按核电荷数由小到大的顺序进行编号，这种编号称为原子序数。根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪些粒子数有关系?有什么关系?
【提问】请同学分别完成学案表格，根据表格思考讨论原子核外电子排布，发现能有什么规律？
【过渡】下面我们再看一下元素的原子半径的周期性变化情况，请同学根据教材中表5-1，以元素原子核外最外层电子数为横坐标，原子半径为纵坐标，在坐标系中画出3-9号、11-17号元素原子的最外层电子数和原子半径所对应的点，并把这两组点分别用光滑的曲线连接起来。分析图中曲线可以发现，随着核电荷数的递增，原子半径如何变化？
【提问】当原子的电子层数相同时，为什么随着原子序数的递增，元素原子半径会逐渐减小？元素原子的半径大小受哪些因素的影响呢？
【解释】当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小。随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。
【提问】当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时，你认为元素原子半径随原子序数的递增会呈现什么规律性的变化?
【归纳总结】微粒半径比较的规律：
（1）原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小
（2）最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大
【过渡】1～18号元素的最高正化合价和最低负化合价，已列在此表上，大家从表上看，元素的化合价随着元素原子序数的递增有什么规律性的变化?
【提问】请大家仔细观察下表，思考：元素的最高正价与什么有关？元素的最低负价与什么有关？元素的最高正价与最低负价之间有什么联系？
【小结】非金属元素一般具有可变的化合价，如C、N、P、S、Cl等。请注意，以上规律主要是针对主族元素而言的，副族和Ⅷ族情况较复杂。
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径（稀有气体除外）和化合价均呈现周期性变化。
【过渡】在前面的学习，我们知道钠原子最外层只有1个电子，非常容易失去，表现出很强的还原性，氯原子最外层有7个电子，易得到1个电子，表现出很强的氧化性，而稀有气体原子最外电子层电子数达到饱和，化学性质很稳定，以推断出，元素原子核外电子排布的周期性变化与元素性质的变化有什么关系?随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化？如何比较元素的金属性及非金属性？
引导学生阅读教材中的“信息提示”：
元素金属性强弱判断的依据：
1.单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易。
2.最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
元素非金属性强弱判断依据：
1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。
【讲述】下面，我们将依据这个判断元素的金属性强弱的方法，通过分组实验，来研究11～13号元素金属性强弱的变化情况。
【提问】以上实验说明了钠、镁、铝的金属性是如何递变的？为什么会有这样的递变规律？
【解释】因为从钠到铝，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子失去最外层电子的能力逐步减弱，所以，元素的金属性依次减弱。随着核电荷数的递增，元素的金属性呈现周期性的变化
【提问】请同学们阅读并分析表5-4分析上表，回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。
【提问】请同学们阅读并分析表5-5，根据11-17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱，探究元素的金属性和非金属性的强弱变化规律。
【实验探究】根据根据11-17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱变化规律，预测Al(OH)3可能具有的性质？
【总结】11号元素钠到17号元素氯，随着原子序数的递增，金属性逆减、非金属性逆增。对3～9号七种元素进行研究，也可以发现它们随着原子序数的逆增，金属性递减、非金属性递增。更多的研究发现，随着元素核电荷数(原子序数)的递增，元素金属性、非金属性重复出现金属性递减、非金属性递增的情况(稀有气体元素除外)。即，随着元素核电荷数(原子序数)的逆增，元素的金属性、非金属性呈现周期性变化。
元素周期律的实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。
观看图片，教材
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
核电荷数为3～10、11～18的元素，最外电子层填充的电子数都随着核电荷数的逆增，依次从1道增到8，呈现周期性变化
当原子的电子层数相同时，随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。(由大到小)元素的原子半径随着电子层数递增而增大，
电子层数相同的元素的原子半径随着电子数的递增而减少。
元素原子半径会随原子序数的递增而逐渐增大
思考回答
随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化(+1→+7、-4→-1)
元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）
元素的负化合价（非金属具有）=8-最外层电子数
【实验1】切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油。在一只250
mL
烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象。
【实验2】将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中，向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液，观察实验现象。再加热试管，观察并记录实验现象。
【实验3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2
mol·L
-1盐酸2
mL，观察并记录实验现象。
钠、镁、铝的金属性依次减弱。
思考回答：硫、氯随着核电荷数的递增与氢气形成气态氢化物的能力增强，气态氢化物的热稳定性增强
Si、P、S、Cl的非金属性依次递增。
因为从Si、P、S到Cl，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子得到电子的能力逐步增强，所以元素的非金属性依次增强。
分析思考回答：最高价氧化物的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，说明从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
在两支洁净的试管中分別加入2-3mL2mol/L氯化铝溶液，逐滴加入6mol/L氨水，生成白色胶状物质，继续滴加氨水直到不再产生沉淀为止，即制得Al(OH)3沉淀。然后向一支试管中加6.0mol/L盐酸，向另一支试管中滴加6.0mol/LNaOH溶液，边滴加边振荡，观察实验现象。
板书设计
元素周期律
一、原子核外电子排布规律
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
二、元素原子半径变化规律
随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化
原子、离子半径大小比较规律
（1）一般情况下，电子层数相同时，随着核电荷数的递增，半径逐渐越小；
（2）电子层数越多，半径越大。
三、元素主要化合价变化规律
随着原子序数的递增，元素化合价呈周期性变化
最高化合价=最外层电子数
最低价=最外层电子数-8
四、元素性质变化规律
随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化
五、元素周期律
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，这个规律叫做元素周期律
本节课主要以学生根据事实总结规律为主，教师适当给予指导。通过一系列活动，锻炼了学生的能力，激发了学生的兴趣，也使学生获得了成功的快乐。当然，这里面更主要的是一种科学思维、思想的形成：根据大量客观事实，研究其中隐含的规律，得出科学结论。在上课过程中，也出现了一些问题。在化合价总结时，学生只注意了正、负化合价由低到高，而忽视了二者之间的关系，需要教师指导。由于课上学生讨论、归纳总结及作图所用时间较长，使本节课时间有些紧张。元素周期律
本专题是中学习了专题二第三单元《人类对原子结构的认识》和元素化合物知识的基础上，从具体元素化合物的学习进入物质的微观世界，从原子、分子、离子层次探究物质性质、变化的规律及其本质原因。探究微观结构与元素性质的关系，众微观角度认识物质的多样性。帮助学生初步建立物质的微粒观，认识元素及其化合物的性质决定于它的结构，为后续课程学习打下基础。使学生认识化学理论对化学初中的指导意义，认识科学家对化学科学发展的贡献，感悟科学发现和发展的艰辛，激发学生研究化学科学的热情。
1、宏观辨识与微观探析：能用原子或物质结构解释元素或相关物质的性质，其实质是能根据原子核外电子排布、典型物质的结构（电子式、结构式等）、典型物质（最高价氧化物对应的水化物、氢化物）性质的变化规律等，通过知识的类比迁移，推断、比较、解释元素及相关物质的性质。
2、变化观念与平衡思想：能依据原子结构特征分析元素性质的递变规律，形成结构决定性质的观念，认识元素性质的递变规律及其本质原因。
3、证据推理与模型认知：认识随着核电荷数的递增，元素原子核外电子排布的周期性，分析同周期、同主族元素性质的变化规律。
4、科学探究与创新意识：能从宏观和微观结合的视角进行分析、比较，得出规律性的结论。
5、科学精神与社会责任：感悟科学发现和发展的艰辛，激发学生研究化学科学的热情。培养学生空间想象能力。
原子序数的概念
元素原子核外电子排布、原子半径的周期性变化
元素的化合价、金属性和非金属性的周期性变化及元素周期律
课件、相关图片等
旧知复习：
原子核外电子排布有哪些规律？
画出Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl原子的原子结构示意图
元素化合价与核外电子排布有什么关系？
新课引入：目前为止，人类已发现100多种元素，而化合物近四千多万种，且每年以100万种速度增长。若不找出它们的内在规律，总觉得知识零散，且难以有效地探索更多物质性质；200多年来科学家一直在思考这一问题。随着人们对原子内部结构的深入认识，化学家尝试将元素的宏观性质与原子的激观结构之间建立联系，研究元素的性质与核电荷数之间的关系。为了方便研究，化学家引入了原子序数。
板书：一、原子序数
1、概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素依次编号，这种编号叫作原子序数。
思考：根据原子序数的规定方法，该序数与原子组成的哪些粒子数有关系?有什么关系?
板书：2、规律：元素的原子序数在数值上等于该元素原子的核电荷数。
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
学生活动：写出1-18号元素原子的结构示意图，分析核外电子排布，找出规律。
PPT展示1：原子结构示意图
PPT展示2：最外层电子排布规律
PPT展示3：归纳
原子序数
电子层数
最外层电子数
达到稳定结构时最外层电子数
1～2
1
1→2
2
3～10
2
1→8
8
11～18
3
1→8
8
板书：二、元素周期律
（一）原子结构
核外电子排布：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
学生活动：分析下左图数据，在右图中画出图像
3-9号
元素
3Li
锂
4Be
铍
5B
硼
6C
碳
7N
氮
8O
氧
9F
氟
原子半径
/pm
152
111
88
77
70
66
64
11-17号
元素
11Na
钠
12Mg
镁
13Al
铝
14Si
硅
15P
磷
16S
硫
17Cl
氯
原子半径
/pm
186
160
143
117
110
104
99
PPT展示：3-9号元素与11-17号元素的原子和最外层电子数动画图
板书：2、原子半径：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化
规律：（1）原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小
（2）最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大
过度：物质的性质与其结构有着密切的联系，元素的性质主要是由元素原子核外电子排布决定的，原子半径和最外层电子排布呈现周期性变化，那元素的性质是否也随着核电荷数的递增呈现周期性变化呢？
板书：（二）元素性质
PPT展示：1-18号元素最高化合价和最低化合价表
思考：（1）元素的化合价随着元素原子序数的递增有什么规律性的变化?
（2）元素的最高正价与什么有关？元素的最低负价与什么有关？元素的最高正价与最低负价之间有什么联系？
原子序数
化合价的变化
1～2
+1→0
3～10
+1→+5；-4→-1→0
11～18
+1→+7；-4→-1→0
PPT展示：
板书：1、元素化合价：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化
规律：①元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）
②元素的负化合价（非金属具有）=8-最外层电子数
③元素的最高化合价与最低化合价绝对值之和=8
实验展示：学生观看钠、镁、铝金属单质分别与水反应的视频，观察实验现象
思考：钠、镁、铝的金属性有什么变化规律？
性 质
Na
Mg
Al
单质与水（或酸）的反应情况
与冷水剧烈反应
与冷水缓慢、与沸水迅速反应，与酸剧烈反应
与酸迅速反应
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
NaOH强碱
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3两性氢氧化物
结论：钠、镁、铝的金属性依次减弱。
板书：2、金属性与非金属性
讲解：钠到铝，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子失去最外层电子的能力逐步减弱，所以，元素的金属性依次减弱。
板书：（1）金属性：随着核电荷数的递增，元素的金属性呈现周期性的变化。
学生活动：学生阅读并分析教材第118页表5-4，回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。
学生回答：Si、P、S、Cl的非金属性依次递增。
板书：（2）非金属性：随着核电荷数的递增，元素的非金属性呈现周期性的变化。
讲解：从Si、P、S到Cl，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子得到电子的能力逐步增强，所以元素的非金属性依次增强。
提问：比较元素金属性和非金属性还有哪些方法？请同学们阅读教材第118-119页内容并回答。
板书：金属性与非金属性强弱比较：
1、金属性：（1）元素原子失电子能力越强，元素的金属性越强
（2）与水或酸反应越剧烈，金属性越强
（3）最高价氧化物的水化物碱性越强，金属性越强
2、非金属性：（1）元素原子得电子能力越强，元素的非金属性越强
（2）与氢气反应越容易，非金属性越强
（3）氢态氢化物越稳定，非金属性越强
（4）最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强。
学生活动：完成118页119页“观察思考”
PPT展示：（1）11-17号元素：随核电荷数增加，碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强；
随核电荷数增加，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
Al(OH)3具有两性，既能与酸反应，又能与碱反应，为两性氢氧化物。
Al(OH)3
+
3HCl
==
AlCl3
+
3H2O
Al(OH)3
+
NaOH
==
NaAlO2
+
2H2O
讲解：元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数逐渐增加，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子核对最外层电子的吸引能力逐渐增强，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
板书：3、元素周期律：元素的性质随着核电荷数的递增呈现周期性的变化规律。
讲解：随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）、元素的金属性和非金属性均呈现周期性变化。元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果，提示他元素之间的内在关系。
课堂小结：
本节课在学习了原子的发展和原子结构的基础上进一步探究了原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性的周期性变化，总结出元素周期律。并使学生认识到“元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果”。为下节内容元素周期表的学习打下基础。
