資源簡介

原子結構與性質
第二節 原子結構與元素的性質
1.2.2 元素周期律
教材分析
本節內容分為兩部分：第一部分在復習原子結構及元素周期表相關知識的基礎上，從原子核外電子排布的特點出發，結合元素周期表進一步探究元素在周期表中的位置與原子結構的關系。第二部分在復習元素的核外電子排布、元素的主要化合價、元素的金屬性與非金屬性周期性變化的基礎上，進一步從原子半徑、電離能以及電負性等方面探究元素性質的周期性變化規律。教學過程中應注意幫助學生根據元素原子核外電子排布特點，以及從原子半徑、電離能及電負性等方面加深對元素周期律、元素周期表及元素“位一構一性”三者關系的理解。
教學目標與核心素養
課程目標 學科素養
1. 理解電離能和電負性概念的基礎上，運用相關的原子結構理論，分析并掌握元素的原子半徑、第一電離能、電負性及元素主要化合價等元素性質同周期性變化的規律并建立模型。 2、了解元素周期律的應用價值。 分析原子結構中原子核對核外電子作用力的變化，理解原子半徑、第一電離能和電負性的遞變規律及其原因，培養宏觀辨析與微觀探析的核心素養。 通過原子半徑、第一電離能和電負性的數據和規律圖示，培養證據推理與模型認知的核心素養。
教學重難點
教學重點：原子半徑、第一電離能、電負性的變化規律
教學難點：原子半徑、第一電離能、電負性的變化規律
課前準備：多媒體調試、講義分發
教學過程
【導入新課】
上節學習過的元素周期表的排列規律——分類和有序排列，我們就可以知道這些元素之間存在著一定的規律，而且我們知道了同主族元素的變化規律，在這基礎上，再來探討原子半徑、電負性、第一電離能有什么樣的變化規律呢？這就是我們今天所要探討的內容——元素周期律。
【新課講授】
1.元素周期律
元素周期律：元素的性質隨原子的核電荷數遞增發生周期性遞變
【過渡】元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布周期性變化的必然結果，下面我們先來討論原子半徑的周期性變化。
【展示】展示常見原子的半徑。
【思考與討論】
原子半徑的大小取決于什么？
元素周期表中同周期主族元素從左往右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這一趨勢？
元素周期表中同主族元素從左往右，原子半徑的變化趨勢如何？如何解釋這一趨勢？
【講解】
原子半徑的大小取決于電子的能層數和核電荷數。
同周期元素，從左到右，原子半徑逐漸減小；同主族元素，從上到下，原子半徑逐漸增大。
同周期，核電荷數越大，核對電子的吸引作用也就越大，將使原子的半徑減小。同主族，電子的能層越多，電子之間的排除作用越大，將使原子的半徑增大。
【重點剖析】
比較微粒半徑大小的方法
1、原子半徑
(1)同周期元素，隨著原子序數遞增，其原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)。例r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)
(2)同主族元素，隨著電子層數遞增，其原子半徑逐漸增大。例：r(Li)(3)不是同周期也不是同主族的元素原子可借助某種原子參照比較。
例：r(K)>r(Na)，r(Na)>r(Al)，則r(K)>r(Al)
2、離子半徑
(1)同種元素的粒子半徑，陰離子大于原子，原子大于陽離子，低價陽離子大于高價陽離子。
例：r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)
(2)電子層結構相同的微粒，核電荷數越大，半徑越小。
例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)
(3)帶相同電荷的離子，電子層數越多，半徑越大。
例:r(Li＋)(4)核電荷數、電子層數均不同的離子可選一種離子參照比較。
例：比較r(K＋)與r(Mg2＋)可選r(Na＋)為參照：r(K＋)>r(Na＋)>r(Mg2＋)
【過渡】
在化學實踐中, 經常需要討論元素金屬性或非金屬性強弱的問題。我們衡量的標準是：對金屬元素而言,常依據它失電子能力的強弱，失電子能力強者則金屬性強, 反之則弱。顯然, 這只是定性的判斷, 那么, 在化學中定量的判斷是什么呢
【講解】
第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需的最低能量，叫第一電離能。通常用I1表示。
【展示】常見原子的第一電離能。
【學生活動】
分析并解釋同周期元素第一電離能的變化趨勢，同主族元素第一電離能的變化趨勢。
【總結】
①同周期元素從左到右，第一電離能逐漸增大。但同周期過渡元素第一電離能從左到右略有增加。
②同主族元素自上而下，第一電離能逐漸減小。
③同周期元素從左到右，原子半徑逐漸變小（稀有氣體除外），原子核對核外電子的引力越來越大，越來越難失去電子，因此元素的第一電離能呈遞增趨勢。每個周期的第一種元素（氫和堿金屬）第一電離能最小，稀有氣體元素的第一電離能最大。
④同主族元素自上而下，原子半徑逐漸變大（稀有氣體除外），原子核對核外電子的引力越來越小，越來越容易失去電子，因此元素的第一電離能呈遞減趨勢。
【學生活動】
分析第ⅡA族和第ⅢA族，第ⅤA族和第ⅥA族第一電離能出現逆反的原因
【講解】
第ⅡA族元素的最外層p軌道全空，第ⅤA族元素的最外層p軌道半滿，全空和半滿狀態相對穩定。
【設疑】
原子的+1價氣態離子再失去1個電子所需的最低能量叫什么呢？
【講解】
逐級電離能：＋1價氣態正離子失去一個電子，＋2價氣態正離子所需要的最低能量叫第二電離能，用I2表示；依次類推。
【思考與討論】
堿金屬的電離能與堿金屬的活潑性存在什么聯系？
下圖是鈉、鎂、鋁的逐級電離能，為什么原子的逐級電離能越來越大？這些數據與是鈉、鎂、鋁的化合價有什么聯系？
【講解】
堿金屬越活潑，堿金屬的第一電離能越小。
逐級電離能增大原因：同一元素的逐級電離能是逐漸增大的，即I1＜I2＜I3，這是由于原子失去一個電子變成+1價陽離子，半徑變小，核電荷數未變而電子數變少，核對外層電子的吸引作用增強，使第二個電子比第一電子難失去，失去第二個電子比失去第一個電子需要更多的能量。
逐級電離能的突變可以判斷元素的化合價。
【總結】
電離能的應用
(1)判斷元素金屬性的強弱
電離能越小、金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
(2)判斷元素的化合價（I1、I2示各級電離能）
(3)判斷核外電子的分層排布情況
多電子原子中，元素的各級電離能逐漸增大，有一定的規律性。當電離能的變化出現突變時，電子層數就有可能發生變化。
(4)反映元素原子的核外電子排布特點
同周期元素從左向右，元素的第一電離能并不是逐漸增大的，當能量相同的原子軌道在全空、半充滿和全充滿狀態時，第一電離能就會反常得大，如I1(N)＞I1(O)，I1(Mg)＞I1(Al)。
【過渡】
元素相互化合時，原子之間產生化學作用力，形象地叫作化學鍵，原子中用于形成化學鍵的電子稱為鍵和電子。
電負性是由美國化學家鮑林提出的，用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。以氟的電負性為4.0和鋰的負電性為1.0作為相對標準，得出了各元素的電負性(稀有氣體)。
【概念辨析】
電負性的概念與標準
概念。
①鍵合電子：原子中用于形成化學鍵的電子。
②電負性：用來描述不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小。電負性越大的原子，對鍵合電子的吸引力越大。
標準：
以氟的電負性為4.0和鋰的電負性為1.0作為相對標準，得出各元素的電負性（稀有氣體未計）。
【展示】展示元素電負性
【設疑】
結合課本p26的探究，分析同周期、同主族元素電負性變化規律
【講解】
①同周期（稀有氣體元素除外），自左向右，元素的電負性逐漸增大，元素的非金屬性逐漸增強、金屬性逐漸減弱。
②同主族，自上而下，元素的電負性逐漸減小，元素的金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱。
【講解】
電負性的變化規律及應用
判斷元素的金屬性和非金屬性及其強弱
金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，而位于非金屬三角區邊界的“類金屬”(如鍺、銻等)的電負性則在1.8左右，它們既有金屬
性，又有非金屬性。
(2)金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。
2．判斷元素的化合價正負
(1)電負性數值小的元素在化合物中吸引電子的能力弱，元素的化合價為正值。
(2)電負性數值大的元素在化合物中吸引電子的能力強，元素的化合價為負值。
3．判斷化學鍵的類型
(1)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值大于1.7，它們之間通常形成離子鍵；
(2)如果兩個成鍵元素原子間的電負性差值小于1.7，它們之間通常形成共價鍵。
4．“對角線”規則
在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的有些性質是相似的，如 原因是它們的電負性接近，說明它們對鍵合電子的吸引力相當，表現出的性質相似。
【課堂小結】
元素周期律
同周期，從左到右，能層數相同，最外層電子數逐漸增多；同主族，從上到下，最外層電子數相同，能層數遞增。
同周期，從左到右，原子半徑逐漸減小(0族除外)；同主族，從上到下，原子半徑逐漸增大。同周期，從左到右，元素主要化合價最高正價由+1→+7(O、F除外)，最低負價由﹣4→﹣1；同主族，從上到下，元素最高正價=主族序數(O、F除外)，非金屬元素最低負價=主族序數﹣8。
同周期，從左到右，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱；同主族，從上到下，得電子能力逐漸減弱，失電子能力逐漸增強。第一電離能與電負性的變化趨勢相同，同周期，從左到右，第一電離能呈增大的趨勢，電負性也逐漸增大；同主族，從上到下，第一電離能逐漸減小，電負性逐漸減小。同周期，從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強；同主族，從上到下，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。
課堂檢測
短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序數依次增大，X與Y形成的某一化合物易生成二聚體，且X、Y兩基態原子的核外電子的空間運動狀態相同，Z的基態原子的最高能級的電子數是Y的基態原子的最低能級電子數的一半，W的周期數與族序數相等。下列說法正確的是
A. X、Y、Z、W四種元素中，X的非金屬性最強
B. 簡單離子的半徑：
C. 電負性大小：
D. 第一電離能：
【答案】B
【解析】
短周期主族元素X、Y、Z、W的原子序數依次增大，X與Y形成的某一化合物易生成二聚體，且X、Y兩基態原子的核外電子的空間運動狀態相同，可知X為N元素，Y為O元素，Z的基態原子的最高能級的電子數是Y的基態原子的最低能級電子數的一半，則Z為鈉元素，W的周期數與族序數相等，則W為鋁元素。
A.X、Y、Z、W四種元素分別為N、O、Na、Al，O的非金屬性最強，故A錯誤；
B.N、O、Na、Al四種元素簡單離子核外電子排布相同，則核電荷數越大半徑越小，即半徑大小為：，故B正確；
C.同一周期從左往右電負性逐漸增強，同一主族從上到下電負性逐漸減弱，則N、O、Na、Al四種元素電負性大小：，故C錯誤；
D.第一電離能同一周期從左到右呈增大趨勢，同一主族從上到下逐漸減小，但ⅤA族元素p能級處于半滿狀態，較穩定，第一電離能高于同周期相鄰元素，則第一電離能：，故D錯誤。
今年是門捷列夫發現元素周期律151周年。下表是元素周期表的一部分，W、X、Y、Z為短周期主族元素，W與X的最高化合價之和為8。下列說法錯誤的是
A. 原子半徑： B. 常溫常壓下，Y單質為固態
C. 氣態氫化物熱穩定性： D. X的最高價氧化物的水化物是強堿
【答案】D
【解析】
W、X、Y、Z為短周期主族元素，根據圖示可知，W位于第二周期，X、Y、Z位于第三周期，設W的最外層電子數為x，則X的最外層電子數為，W、X的最高價分別為x、，W與X的最高化合價之和為8，則，解得：，則W為N，結合各元素在周期表中相對位置可知，X為Al，Y為Si，Z為P，即W為N，X為Al，Y為Si，Z為P，據此解答。
A.同一周期從左到右原子半徑逐漸減小，同一主族從上到下原子半徑逐漸增大，則原子半徑：，故A正確；
B.Y是Si，常溫常壓下單質硅為固態，故B正確；
C.非金屬性：，非金屬性越強，氣態氫化物的穩定性越強，則氣態氫化物熱穩定性：，故C正確；
D.X的最高價氧化物的水化物為氫氧化鋁，氫氧化鋁為兩性氫氧化物，故D錯誤。
故選D。
運用元素周期律分析，下列說法錯誤的是
A. Sr是第五周期第ⅡA族的元素，的堿性比的堿性強
B. As是第四周期第ⅤA族的元素，的穩定性比的穩定性弱
C. Cs的原子半徑比Na的原子半徑大，Cs與水反應比Na與水反應更劇烈
D. Cl的核電荷數比S的核電荷數大，Cl的含氧酸比S的含氧酸的酸性強
【答案】D
【解析】
A.同主族元素從上到下元素的金屬性逐漸增強，元素的金屬性越強，對應的最高價氧化物的水化物的堿性越強，故A正確；
B.同主族元素從上往下，非金屬性依次減弱，則非金屬性，非金屬性越強，對應氫化物越穩定，則的穩定性比的穩定性弱，故B正確；
C.Cs與Na位于同一主族，Cs原子半徑較大，金屬性較強，Cs與水反應比Na與水反應更劇烈，故C正確；
D.非金屬性越強，對應的最高價含氧酸的酸性越強，如不是最高價，則酸性強弱不能比較，故D錯誤。
故選D。
如圖是第三周期主族元素號某些性質變化趨勢的柱形圖，下列有關說法中正確的是
A. 若X軸為原子序數，y軸表示的可能是第一電離能
B. 若X軸為原子序數，y軸表示的可能是原子半徑
C. 若X軸為最高正化合價，y軸表示的可能是電負性
D. 若X軸為族序數，y軸表示的可能是最高價氧化物對應水化物溶液的pH
【答案】C
【解析】
A.如果X軸為原子序數，則該圖中從左到右原子序數依次增大，其第一電離能隨著原子序數增大而呈增大趨勢，其中第IIA族、第VA族元素第一電離能大于其相鄰元素，所以圖象不符合，故A錯誤；
B.如果X軸為原子序數，同一周期元素原子半徑隨著原子序數增大而減小，所以圖象不符合，故B錯誤；
C.如果X軸為最高正化合價，其最高正化合價隨著原子序數增大而增大；同一周期元素電負性隨著原子序數增大而增大，所以圖象符合，故C正確；
D.如果X軸為族序數，其最高價氧化物的水合物pH依次減小，所以圖象不符合，故D錯誤。
2019年是元素周期表發表150周年，期間科學家為完善周期表做出了不懈努力。中國科學院院士張青蓮教授曾主持測定了銦等9種元素相對原子質量的新值，被采用為國際新標準。銦與銣同周期。下列說法不正確的是
A. In是第五周期第ⅢA族元素
B. 的中子數與電子數的差值為17
C. 原子半徑：
D. 堿性：
【答案】D
【解析】
A.In是第五周期第ⅢA族元素，故A錯誤；
B.的中子數為，電子數為49，中子數與電子數的差值，，故B正確；
C.同主族元素，隨電子層數增多，原子半徑增大，則原子半徑：，故C正確；
D.同周期元素，隨原子序數增多，金屬性減弱，最高價氧化物水化物堿性減弱，則堿性：，故D錯誤。
故選D。
教學反思
本節課在理解電離能和電負性概念的基礎上，運用相關的原子結構理論，分析并掌握元素的原子半徑、第一電離能、電負性及元素主要化合價等元素性質周期性變化的規律并建立模型，培養宏觀辨析與微觀探析、證據推理與模型認知的核心素養。

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