資源簡介

5.1.1元素周期律和元素周期表
（第1課時）
一、核心素養(yǎng)發(fā)展目標
1.了解元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性的周期性變化，認識元素周期律并理解其實質。
2.能從物質變化的實驗事實和有關數據中提取證據，能從宏觀和微觀結合的視角進行分析、比較、得出規(guī)律性的結論。
二、教學重難點
重點：元素周期律內容及實質。
難點：元素周期律應用。
三、教學方法
實驗探究法、總結歸納法、分組討論法等
四、教學過程
【導入】思考：是先有元素周期表還是先有元素周期律？
【生】先有元素周期律
【問】什么是周期？
【生】某些現象或事件按同樣的順序重復出現
【展示】元素周期表及氧所在的格子
【講解】原子序數
概念：按照核電荷數由小到大的順序給元素依次編號，這種編號叫作原子序數。
【問】與其他量的關系？
【生】原子序數＝核電荷數＝核內質子數＝核外電子數。
【展示】展示核電荷數為1~18的元素原子最外層電子數
【生】觀察，并總結規(guī)律：
規(guī)律：隨著核電荷數的遞增，除H、He外元素原子的最外層電子數呈現從1到8的周期性變化。
【展示】原子半徑的變化
【生】觀察，并總結規(guī)律：
隨著核電荷數的遞增，元素的原子半徑呈現由大到小的周期性變化
【講解】①原子電子層數相同時，最外層電子數越多，半徑越小。
②最外層電子數相同時，電子層數越多，半徑越大。
【生】所有元素中，原子半徑最小的元素是H
短周期元素中，原子半徑最大的元素是Na
【展示】1～18號元素的最高正價和最低負價
【生】觀察，并總結規(guī)律：
隨著核電荷數的遞增，元素的最高正化合價呈現＋1到＋7(氧、氟除外)、最低負化合價呈現－4到－1的周期性變化
【講解】對于1～18號元素：
(1)元素的最高正化合價＝最外層電子數(O、F及稀有氣體除外)
(2)|元素的最低負化合價(非金屬具有)|＝8－最外層電子數
(3)元素的最高正化合價＋|元素的最低負化合價|＝8
(4)根本原因：隨著核電荷數的遞增，原子的最外層電子數排布呈周期性變化。
【講解】金屬性是指：在化學反應中元素的原子失去電子的能力
非金屬性是指：在化學反應中元素的原子得電子的能力
【展示】堿金屬和鹵素原子的變化規(guī)律
【講解】判斷元素金屬性強弱的方法
①比較元素的單質與水(或酸)反應置換出氫的難易程度。置換反應越容易發(fā)生，元素原子的失電子能力越強，元素的金屬性越強。
②比較元素最高價氧化物對應的水化物的堿性強弱。一般來說，堿性越強，元素原子失電子的能力越強，元素的金屬性越強。
【展示】鈉、鎂、鋁與水或酸反應的實驗探究
【生】現象：
Na與冷水反應劇烈；
Mg與熱水反應緩慢；化學方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
Al與冷水、熱水看不到明顯的變化。
Mg與稀鹽酸反應劇烈；Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
Al與稀鹽酸反應較劇烈。2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
結論：金屬失電子的能力，即金屬性： Na>Mg>Al
【講解】原因：當元素原子的核外電子層數相同時，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小（稀有氣體元素除外），原子失電子能力逐漸減弱，所以金屬性逐漸減弱。
【講解】判斷元素非金屬性強弱的方法
①比較元素的單質與氫氣化合的難易程度以及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。一般來說，反應越容易進行，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。
②比較元素最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱。一般來說，酸性越強，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。
【展示】硅、磷、硫、氯元素的非金屬性強弱比較
原子 Si P S Cl
最高正價 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
最低負價 －4 －3 －2 －1
單質與H2 化合的條件 高溫 較高溫度 需加熱 點燃或光照
從Si到Cl，與H2化合越來越容易
氣態(tài)氫化物 的穩(wěn)定性 SiH4很不穩(wěn)定 PH3不穩(wěn)定 H2S較不穩(wěn)定 HCl穩(wěn)定
從Si到Cl，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越來越強
最高價氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
最高價氧化物對應水化物的酸性強弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中強酸 H2SO4強酸 HClO4最強無機酸
從Si到Cl，最高價氧化物對應水化物的酸性逐漸增強
【生】結論：非金屬失電子的能力，即非金屬性：Cl>S>P>Si
【講解】原因：當元素原子的核外電子層數相同時，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸減小（稀有氣體元素除外），原子得電子能力逐漸增強，所以非金屬性逐漸增強。
【展示】探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3堿性強弱
①實驗操作
實驗操作
沉淀溶解情況 沉淀逐漸溶解 沉淀逐漸溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相關反應方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O
實驗結論 NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物，三者的堿性依次減弱
結論：
Na、Mg、Al失去電子的能力逐漸減弱，金屬性逐漸減弱。
【講解】11～17號元素金屬性、非金屬性變化規(guī)律的根本原因
元素原子核外電子層數相同時，隨著核電荷數逐漸增加，原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)，這種原子結構的變化，使原子核對最外層電子的吸引能力逐漸增強，元素原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。
【講解】元素周期律
1．內容
隨著元素核電荷數的遞增，元素的原子半徑(稀有氣體元素除外)、元素的主要化合價(最高化合價和最低化合價)、元素的金屬性和非金屬性均呈現周期性變化。
2．含義
元素的性質隨著元素核電荷數的遞增呈現周期性變化的規(guī)律叫作元素周期律。
3．實質
元素原子核外電子排布隨著元素核電荷數的遞增發(fā)生周期性變化的必然結果。
【講解】判斷元素非金屬性強弱的4個誤區(qū)
1、比較元素金屬性、非金屬性強弱不能根據最外層電子數的多少或電子層數的多少,而應根據得失電子的難易程度。
2、不能通過物質的物理性質,如熔沸點、溶解性等方面比較元素金屬性或非金屬性強弱。
3、氫化物的穩(wěn)定性越強或還原性越弱,則元素的非金屬性越強,不能認為氫化物的酸性越強,元素的非金屬性越強。
4、最高價氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強,不能認為某元素氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強。
例：X、Y代表兩種非金屬元素，下列不能說明非金屬性X比Y強的是(　　)
A．Y的陰離子Y－的還原性強于X的陰離子X－
B．X的氫化物的水溶液的酸性比Y的氫化物的水溶液的酸性強
C．X的單質X2能將Y的陰離子Y－氧化成Y2
D．X、Y的單質分別與Fe化合，產物中前者Fe為＋3價，后者Fe為＋2價
答案　B
【講解】微粒半徑大小的比較
1.原子半徑
(1)電子層數相同時,隨原子序數的遞增,原子半徑逐漸減小。
例如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
(2)最外層電子數相同時,隨電子層遞增原子半徑逐漸增大。
例如:Li2.離子半徑
(1)同種元素的不同粒子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子。
例如:S2->S,Na>Na+。
(2)電子層結構相同的離子,核電荷數越大,半徑越小。
例如:S2->Cl->K+。
(3)帶相同電荷的離子,電子層數越多,半徑越大。
例如: K+>Na+。
(4)所帶電荷、電子層數均不同的離子可選一種離子參照比較。
例如:K+與Mg2+半徑,可選Na+為參照,得出:K+>Na+>Mg2+。
【課堂小結】師生共同完成。
一、原子結構與元素化合價的變化規(guī)律
二、元素的金屬性和非金屬性的變化規(guī)律
三、微粒半徑大小的比較
【課堂練習】
下列有關說法正確的是(　　)
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性強，所以S的非金屬性比Cl強
B．Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物，所以Al比Mg活潑
C．H2S在300 ℃時開始分解，H2O在1 000 ℃時開始分解，說明O的非金屬性比S強
D．Na和Mg與酸都能劇烈反應放出氫氣，故無法比較它們的金屬性強弱
答案　C

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