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5.1.1元素周期律和元素周期表
（第1课时）
一、核心素养发展目标
1.了解元素的原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性的周期性变化，认识元素周期律并理解其实质。
2.能从物质变化的实验事实和有关数据中提取证据，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。
二、教学重难点
重点：元素周期律内容及实质。
难点：元素周期律应用。
三、教学方法
实验探究法、总结归纳法、分组讨论法等
四、教学过程
【导入】思考：是先有元素周期表还是先有元素周期律？
【生】先有元素周期律
【问】什么是周期？
【生】某些现象或事件按同样的顺序重复出现
【展示】元素周期表及氧所在的格子
【讲解】原子序数
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。
【问】与其他量的关系？
【生】原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数。
【展示】展示核电荷数为1~18的元素原子最外层电子数
【生】观察，并总结规律：
规律：随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。
【展示】原子半径的变化
【生】观察，并总结规律：
随着核电荷数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化
【讲解】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。
【生】所有元素中，原子半径最小的元素是H
短周期元素中，原子半径最大的元素是Na
【展示】1～18号元素的最高正价和最低负价
【生】观察，并总结规律：
随着核电荷数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1到＋7(氧、氟除外)、最低负化合价呈现－4到－1的周期性变化
【讲解】对于1～18号元素：
(1)元素的最高正化合价＝最外层电子数(O、F及稀有气体除外)
(2)|元素的最低负化合价(非金属具有)|＝8－最外层电子数
(3)元素的最高正化合价＋|元素的最低负化合价|＝8
(4)根本原因：随着核电荷数的递增，原子的最外层电子数排布呈周期性变化。
【讲解】金属性是指：在化学反应中元素的原子失去电子的能力
非金属性是指：在化学反应中元素的原子得电子的能力
【展示】碱金属和卤素原子的变化规律
【讲解】判断元素金属性强弱的方法
①比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强，元素的金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。一般来说，碱性越强，元素原子失电子的能力越强，元素的金属性越强。
【展示】钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究
【生】现象：
Na与冷水反应剧烈；
Mg与热水反应缓慢；化学方程式Mg＋2H2OMg(OH)2↓＋H2↑
Al与冷水、热水看不到明显的变化。
Mg与稀盐酸反应剧烈；Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
Al与稀盐酸反应较剧烈。2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
结论：金属失电子的能力，即金属性： Na>Mg>Al
【讲解】原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子失电子能力逐渐减弱，所以金属性逐渐减弱。
【讲解】判断元素非金属性强弱的方法
①比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般来说，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
②比较元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。一般来说，酸性越强，元素原子得电子的能力越强，非金属性越强。
【展示】硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱比较
原子 Si P S Cl
最高正价 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7
最低负价 －4 －3 －2 －1
单质与H2 化合的条件 高温 较高温度 需加热 点燃或光照
从Si到Cl，与H2化合越来越容易
气态氢化物 的稳定性 SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S较不稳定 HCl稳定
从Si到Cl，气态氢化物的稳定性越来越强
最高价氧化物 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱 H4SiO4或H2SiO3弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4最强无机酸
从Si到Cl，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强
【生】结论：非金属失电子的能力，即非金属性：Cl>S>P>Si
【讲解】原因：当元素原子的核外电子层数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外），原子得电子能力逐渐增强，所以非金属性逐渐增强。
【展示】探究NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱
①实验操作
实验操作
沉淀溶解情况 沉淀逐渐溶解 沉淀逐渐溶解 沉淀溶解 沉淀不溶解
相关反应方程式 Al(OH)3＋3HCl ===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋NaOH ===NaAlO2＋2H2O Mg(OH)2＋2HCl === MgCl2＋2H2O
实验结论 NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，三者的碱性依次减弱
结论：
Na、Mg、Al失去电子的能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。
【讲解】11～17号元素金属性、非金属性变化规律的根本原因
元素原子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)，这种原子结构的变化，使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。
【讲解】元素周期律
1．内容
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。
2．含义
元素的性质随着元素核电荷数的递增呈现周期性变化的规律叫作元素周期律。
3．实质
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。
【讲解】判断元素非金属性强弱的4个误区
1、比较元素金属性、非金属性强弱不能根据最外层电子数的多少或电子层数的多少,而应根据得失电子的难易程度。
2、不能通过物质的物理性质,如熔沸点、溶解性等方面比较元素金属性或非金属性强弱。
3、氢化物的稳定性越强或还原性越弱,则元素的非金属性越强,不能认为氢化物的酸性越强,元素的非金属性越强。
4、最高价氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强,不能认为某元素氧化物的水化物酸性越强,元素非金属性越强。
例：X、Y代表两种非金属元素，下列不能说明非金属性X比Y强的是(　　)
A．Y的阴离子Y－的还原性强于X的阴离子X－
B．X的氢化物的水溶液的酸性比Y的氢化物的水溶液的酸性强
C．X的单质X2能将Y的阴离子Y－氧化成Y2
D．X、Y的单质分别与Fe化合，产物中前者Fe为＋3价，后者Fe为＋2价
答案　B
【讲解】微粒半径大小的比较
1.原子半径
(1)电子层数相同时,随原子序数的递增,原子半径逐渐减小。
例如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。
(2)最外层电子数相同时,随电子层递增原子半径逐渐增大。
例如:Li2.离子半径
(1)同种元素的不同粒子半径:阴离子大于原子,原子大于阳离子。
例如:S2->S,Na>Na+。
(2)电子层结构相同的离子,核电荷数越大,半径越小。
例如:S2->Cl->K+。
(3)带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大。
例如: K+>Na+。
(4)所带电荷、电子层数均不同的离子可选一种离子参照比较。
例如:K+与Mg2+半径,可选Na+为参照,得出:K+>Na+>Mg2+。
【课堂小结】师生共同完成。
一、原子结构与元素化合价的变化规律
二、元素的金属性和非金属性的变化规律
三、微粒半径大小的比较
【课堂练习】
下列有关说法正确的是(　　)
A．H2SO4的酸性比HClO的酸性强，所以S的非金属性比Cl强
B．Mg(OH)2是中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物，所以Al比Mg活泼
C．H2S在300 ℃时开始分解，H2O在1 000 ℃时开始分解，说明O的非金属性比S强
D．Na和Mg与酸都能剧烈反应放出氢气，故无法比较它们的金属性强弱
答案　C

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