資源簡介

專題5 微觀結構與物質的多樣性
第一單元　元素周期律和元素周期表
第1課時　元素周期律
教學目標
1. 認識元素周期律，了解原子核外電子排布、元素原子半徑、元素主要化合價的周期性變化；
2. 了解元素主要化合價與元素原子核外電子排布之間的等式關系。
教學重點
原子核外電排布、元素原子半徑、元素主要化合價的周期性變化規律。
教學難點
原子半徑大小的比較。
課前準備
ppt課件《元素周期律》
教學過程
知識回顧
同學們應熟練掌握1~18號元素原子核外電子排布的情況，能夠熟練書寫1~18號元素原子結構示意圖。理解陰、陽離子的形成原理，能夠書寫常見簡單陰、陽離子的離子結構示意圖。
導入新課
[分析]從1~18號元素原子的核外電子排布我們可以看到原子核外電子的排布不僅符合上述規則，而且似乎具有一定的規律。這節課我們就將在上節課的基礎上學習元素周期律。
一. 原子核外電子排布的周期性變化
【問題1】觀察教材圖5-1，核電荷數為1~18的元素原子最外層電子數，請說出隨著核電荷數的遞增，元素原子最外層電子的排布呈現了怎樣的周期性變化？
[課件展示]
[結論]1、2號元素最外層電子數由1增加到2，3~10號元素和11~18號元素原子最外層電子數則重復出現由1逐一遞增至8的變化。
[分析]2號He，10號Ne，18號Ar都是稀有氣體元素，它們的原子最外層電子數盡管不都為8，但是都達到了飽和結構。
【問題2】請同學再次總結一下，1~18號元素原子核外電子排布的周期性變化。
[回答]隨著核電荷數的遞增，元素原子最外層電子的排布呈現周期性的變化。變化的內容為：每隔一定數目，元素原子最外層電子數重復出現由1到飽和結構（2或8）遞增的變化。
[小結]隨著核電荷數的遞增，元素原子最外層電子的排布呈現由1到飽和結構（2或8）遞增的周期性的變化。
[分析]原子的結構如原子的核電荷數，核外電子排布等是決定元素某些性質的影響因素。
【問題3】隨著核電荷數的遞增，元素原子核外電子排布呈周期性變化，那么元素的性質如元素原子半徑、元素主要化合價是否也會隨著核電荷數的遞增呈現一定的周期性變化呢？這就是我們下面要討論的內容。
二. 原子半徑的周期性變化
[討論]1.觀察教材表5-1原子序數為3~9、11~17的元素的原子半徑，用橫坐標表示元素原子核外最外層電子數，以縱坐標表示原子半徑，根據數據表作圖，表示出3~9、11~17的元素的原子最外層電子數與原子半徑的函數圖像。
2.根據圖像思考隨著核電荷數的遞增，原子半徑有什么樣的變化規律？
[分析]該表是3~18號元素除了稀有氣體元素以外的原子半徑的數據表。
（1）稀有氣體元素原子半徑的測定依據與其他元素不同，沒有可比性，故不列出數據。
（2）表中原子半徑數據的單位是pm（皮米），1 pm=10-12 m。
[課件展示]
3~9號元素 Li（鋰） Be（鈹） B（硼） C（碳） N（氮） O（氧） F（氟） Ne（氖）
原子半徑/pm 152 111 88 77 70 66 64 —
11~17號元素 Na（鈉） Mg（鎂） Al（鋁） Si（硅） P（磷） S（硫） Cl（氯） Ar（氬）
原子半徑/pm 186 160 143 117 110 104 99 —
[課件展示]
[結論]由圖中曲線分析可知：隨著核電荷數的遞增，元素原子半徑（稀有氣體元素除外）呈周期性變化，每隔一定數目，元素原子半徑重復由大到小的變化趨勢（稀有氣體元素除外）。
[小結]具有相同電子層數的元素原子，隨著核電荷數的遞增，因為核對外層電子的引力逐漸增強，所以元素原子半徑逐漸減小。
三. 原子大小的比較方法
【問題1】我們已經知道當電子層數相同時，原子半徑隨著核電荷數的遞增而減小。現在請觀察圖像，當我們觀察最外層電子數相同的元素原子，它們的半徑與電子層數有什么關系？
[結論]由圖可知，當最外層電子數相同時，如Li和Na，F和Cl等，電子層數多的原子半徑大。
[小結]由此可知，電子層數、核外電子排布和核電荷數共同影響了原子半徑的大小。當電子層數相同時，核電荷數越大，原子半徑越??；當最外層電子數相同時，電子層數越大，原子半徑越大。
簡而言之：從左到右，逐漸減??；從上到下，逐漸增大。（稀有氣體元素除外）
【問題2】思考在1~18號元素原子中半徑最小的原子和半徑最大的原子分別是什么？
[結論]1~18號元素原子中半徑最小的原子是氫原子（核外電子排布一層電子，最外層電子數為1），半徑最大的原子為鈉原子（核外電子排布三層電子，最外層電子數為1）。
[練習]比較原子半徑的大?。ㄌ睢埃尽被颉埃肌保㎏_________Cs，O________F，Si________N。
[分析]K、Cs最外層電子數相同，電子層數K＜Cs，故原子半徑K＜Cs。
O、F電子層數相同，核電荷數O＜F，故原子半徑O＞F。
在Si、N原子半徑的比較中，要善于找出比較“支點”。Si電子層3層，最外層電子數4，而N電子層為2層，最外層電子數5，我們可以找出電子層為3層，但是最外層電子數為5的原子即P作為比較的“支點”。原子半徑Si＞P，而P＞N，故結論為原子半徑Si＞N。（用碳原子作為“支點”比較也可）
四. 化合價與原子的電子層結構
[分析]元素的主要化合價與原子的電子層結構，特別是與最外層電子數目密切相關。
[展示]3~9、11~17號元素的原子核外電子排布以及元素的最高正化合價與最低負化合價。
【問題】1.請觀察思考，隨著核電荷數的遞增，元素的主要化合價是否也存在一定的周期性變化？
2.這種周期性變化是否是完全不變的簡單重復？
3.觀察元素最高正化合價與最低負化合價，結合元素原子的核外電子排布，思考它們之間是否存在一定的聯系？
[結論]1.隨著核電荷數的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化，每隔一定數目，元素的最高正化合價重復出現由+1到+7（3~7號元素最高正化合價由1到+5）遞增，最低負化合價由-4到-1遞增的變化。（稀有氣體元素除外）
2.元素主要化合價的周期性變化并不是完全不變的簡單重復，例如，O、F兩種元素沒有正價。
3.通過觀察得出3~7、11~17號元素主要化合價、核外電子排布之間等式關系：
（1）元素最高正化合價 = 元素原子最外層電子數
（2）元素最高正化合價 + |元素最低負化合價| = 8
[練習]R元素形成的化合物RH3，其中R的化合價是其最低負化合價，則R元素最高價氧化物的化學式是( )
A.RO2 B.RO3 C.R2O5 D.R2O7
[解析]根據|元素最低負化合價|+元素最高正化合價=8，可知R元素最高正化合價為+5，故答案為C。
課堂小結
本節課同學們通過探究、討論原子核外電子排布、原子半徑數據，元素主要化合價的信息，學習了解了隨著核電荷數遞增，元素原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價呈周期性變化的規律。同時提醒同學們要注意規律的特殊性，例如在原子半徑、元素化合價的學習時稀有氣體元素是排除在外的，而周期性的變化也并非是完全相同的簡單重復。
布置作業
1.從原子序數11依次增加到17，下列所述遞變關系中，錯誤的是（ ）
A.電子層數逐漸增多 B.原子半徑逐漸增大
C.最高正化合價數值逐漸增大 D.從硅到氯，最低負化合價從-4到-1
2.在下列元素中，最高正化合價數值最大的是( )
A.Na B.P C.Cl D.Ar
[答案]1.AB 2.C
板書設計
元素周期律
1.隨著核電荷數的遞增
2.原子半徑的比較方法：從左到右，逐漸減小；從上到下，逐漸增大。（稀有氣體元素除外）
3.等式關系：
（1）元素最高正化合價=元素原子最外層電子數
（2）元素最高正化合價+|元素最低負化合價|=8
（3）元素最高正化合價=元素原子最外層電子數=8-|元素最低負化合價|
（稀有氣體元素除外；O、F無正價）
教學反思
本節課的內容主要有三部分，分別是1.原子核外電子排布的周期性變化，2.原子半徑的周期性變化，3.元素主要化合價的周期性變化。內容雖然較多，但是通過數據的觀察、對比很容易得出周期性變化的規律。而教學中穿插的難點主要在于要理解并記憶原子半徑的變化規律，能夠對原子的半徑大小進行比較；了解元素主要化合價與原子核外電子排布之間的關系，能夠利用元素主要化合價及原子最外層電子數之間的等式關系進行一定的計算和解決一定的具體問題。教學中要注意授課的條理性，在突破難點的時候要注意學生的理解程度，適時地通過練習對新學規律進行鞏固等，防止新授知識的混亂，避免學生對元素周期律這一重要的理論知識會產生厭煩和畏懼的情緒。
備課資料
1.原子半徑
原子半徑是元素的一個重要參數，對元素及其化合物的性質有較大的影響。
原子半徑似乎應該是原子核到最外電子層的距離，但事實上，由于電子具有波動性，電子云沒有明顯的邊界，因此單個原子的半徑是無法測定的。原子總是以單質或化合物的形式存在。而在單質或化合物中，原子間總是以化學鍵結合的（稀有氣體除外）。因此原子半徑就與原子間以哪種鍵結合有關。一般說來，我們可以通過測定原子核間的距離求得原子半徑，原子半徑根據原子間的成鍵方式有以下幾種。
共價半徑：通常將同種元素原子形成共價單鍵時相鄰兩原子核間距離的一半稱為共價半徑，如把氯氣分子中氯原子與氯原子核間距離的一半（99 pm）定為氯原子的共價半徑。
金屬半徑：把金屬晶體中相鄰兩原子核間距離的一半稱為金屬半徑。原子的金屬半徑一般比它的單鍵共價半徑大10%~15%。
范氏半徑：在晶體中，相鄰分子之間的兩原子核間距離的一半稱為范氏半徑。如在CdCl2晶體中，測得不同的“分子”（實際是層狀的大分子）里氯原子與氯原子的核間距離的一半即是氯原子的范氏半徑（188 pm）。顯然非金屬元素的范氏半徑大于共價半徑。稀有氣體是在極低的溫度下形成單原子分子的分子晶體，在這種晶體中，兩個原子核核間距離的一半就是該元素原子的范氏半徑。
在一般的資料中，金屬元素有金屬半徑和共價半徑的數據，非金屬元素則有共價半徑和范氏半徑的數據，稀有氣體只有范氏半徑的數據。在教材中提到的比較原子半徑大小的數據，要求用相同的測定方法測得，用的是共價半徑，因此稀有氣體不參與比較。
非金屬元素和稀有氣體元素的范氏半徑（r范/nm）
H 0.12 He 0.122
N 0.15 O 0.140 F 0.135 Ne 0.160
P 0.19 S 0.185 Cl 0.180 Ar 0.191
As 0.20 Se 0.200 Br 0.195 Kr 0.198
Sb 0.22 Te 0.220 I 0.215 Xe 0.218
從上表可以看出，范氏半徑也有一定的規律性。在同一周期中，從左到右基本上逐漸減??；同一主族中，從上到下逐漸增大。
主族元素的原子半徑的遞變規律十分明顯。在同一短周期中，從左到右原子半徑隨著原子序數的增大而逐漸減小；同一主族中，從上到下原子半徑隨著原子序數的增大而逐漸增大

展開更多......

收起↑