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第四章 物质结构 元素周期律
第二节 元素周期律
第1课时 元素性质的周期性变化规律
【教学目标】
1.认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系
2.以第三周期元素为例，了解了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。
【教学重难点】
重点：元素周期律的概念；理解其变化规律。
难点：元素周期律的概念；理解其变化规律。
【教学过程】
新课导入
1869年门捷列夫提出第一张元素周期表，根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的原子量。他还预言了三种新元素及其特性并暂时取名为类铝、类硼、类硅，这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗。这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与门捷列夫的预言惊人相符，周期律的正确性由此得到了举世公认。
【思考与讨论】通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？
新课讲授
【板书】元素周期律
一、元素性质的周期性变化规律
【思考与讨论】观察下面表格中的数据，思考并讨论随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？
【讲解】通过比较上面元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：同周期由左向右，元素原子的最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）
【讲解】再比较上面元素的原子半径（稀有气体的半径没有可比性，所以不列出），可以得到同周期元素的原子半径的变化规律：同周期由左向右，元素原子的半径逐渐减小（不包括稀有气体）
【设疑】观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律，原子半径最小的是？短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？
【讲解】同主族元素由上向下元素原子的半径逐渐增大，同周期元素由左向右，元素原子的半径逐渐减小。H是所有原子中半径最小的。
【设疑】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？（Na）
【思维建模】
粒子半径大小比较的“四同”
【讲解】—“三看”法比较简单粒子的半径大小
“一看”电子层数:当最外层电子数相同时,电子层数越多,半径越大。
“二看”核电荷数:当电子层数相同时,核电荷数越大,半径越小。
“三看”核外电子数:当电子层数和核电荷数均相同时,核外电子数越多,半径越大。
【随堂练习】
1、判断下列粒子半径大小(用“>”或“<”表示)。
(1) Cl____Br，S____Si____Al。
(2) O2－____F－____Na＋____Mg2＋。
(3) Cl－____Cl，Mg____Mg2＋。
(4) K____Mg，S____F。
【讲解】再比较上面元素的常见化合价，可以得到同周期元素的化合价的变化规律：同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价
【思考与讨论】主族元素的最高正价数与最外层电子数有什么关系？主族非金属元素的最高正价数与最低负价数有什么关系（除H、B、O、F外）？
主族元素的最高正价数=最外层电子数
最高正价数和最低负价绝对值之和=8
【随堂练习】见课件
【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了周期性的变化，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？
【思考与讨论】根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？　
【讲解】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【学生活动】请将课本翻至95和97页，阅读课本下面的注释。
【投影】
①一般情况下，元素的金属性强弱可以从其单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及他们的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断
②一般情况下，元素的非金属性强弱可以从其最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性来判断
【设疑】如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢？
【学生】（单质与水（或酸）反应的难易；最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱）。
【实验探究1】取一块镁条，除去表面的氧化膜，加入水，滴加酚酞，观察现象；加热溶液，再观察现象。
【讲解】常温下镁与水的反应较缓慢，镁条表面有一些红色；加热后反应剧烈，镁条表面有大量气泡，溶液变为红色。方程式为Mg + 2H2OMg(OH)2 + H2↑。与金属钠相比较，该反应明显困难，说明钠的金属性强于镁
【实验探究2】向氯化铝溶液中加入氨水，将生成的沉淀分装在两个试管中，分别加入盐酸和氢氧化钠溶液，观察现象。
【讲解】向氯化铝溶液中加入氨水，生成白色絮状沉淀。反应方程式为：Al3+ + 3NH3·H2O = Al(OH)3↓+ 3NH4+。向氢氧化铝沉淀中加入盐酸溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ 3H+ = Al3+ + 3H2O；向氢氧化铝沉淀中加入氢氧化钠溶液，沉淀溶解，方程式为：Al(OH)3+ OH－= AlO2－+ 2H2O。氢氧化铝与酸碱都反应生成盐和水，所以氢氧化铝是典型的两性氢氧化物。
【演示实验】将氯化铝溶液换成氯化镁溶液，重复上述实验。
【讲解】氯化镁溶液中加入氨水得到氢氧化镁白色沉淀，该沉淀加盐酸溶解，加氢氧化钠溶液不溶解。
【科学事实】钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物，NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，说明钠镁铝的金属性逐渐减弱。
【结论】
钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。
【随堂练习】下列说法能证明钾元素比镁元素金属性强的是( )
A.金属钾与冷水剧烈反应，镁与冷水几乎没有现象。
B.KOH的碱性比Mg(OH)2强
C.金属钾与MgCl2的水溶液反应可置换出金属镁
D.在化学反应中，钾失去1个电子，镁失去2个电子
【设疑】如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢？
【学生】（单质与氢气反应生成气态氢化物的难易以及气态氢化物的稳定性；最高价氧化物对应水化物的酸性强弱）
【科学事实】
【讲解】硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物的酸性依次增强，所以硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强。
【结论】
在同一周期中，虽然各元素的原子核外电子层数相同，但由左向右，核电荷数依次递增，原子半径逐渐_____，失电子能力逐渐______，得电子能力逐渐_____，因此金属性逐渐______，非金属性逐渐_______。
【随堂练习】下列说法能够证明氯元素的非金属性比硫元素强的是（ ）
A.氯气与氢气化合的条件比硫与氢气化合的条件更容易
B. HCl的酸性比H2S强
C. HCl的稳定性比H2S强
D. HClO3的酸性比H2SO3强
【小结】1、原子结构及元素性质变化规律
内容 同周期(从左到右，稀有气体元素除外) 同主族(从上到下)
离子 阳离子氧化性 增强 减弱
阴离子还原性 减弱 增强
氢化物 稳定性 增强 减弱
还原性 减弱 增强
最高价氧化物的水化物 酸性 增强 减弱
碱性 减弱 增强
2、金属与非金属的划分
【随堂练习】见课件
【课堂小结】
【板书设计】

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