元素周期律导学案
元素周期律导学案
省新县高级中学(邮编：465550)邱峻
课前预习
一、核外电子的分层排布
在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域运动，在离核较近的区域运动的电子能量较____，在离核较远的区域运动的电子能量较____，把不同的区域简化为不连续的壳层，
结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。
在原子结构示意图中，“圈”表示原子核及核________，“弧”表示各________，弧线上的数字表示该电子层上的________，核质子数与核外电子数相等。
在离子结构示意图中，核质子数与核外电子数不相等。
四、核外电子排布、原子半径和元素常见化合价的变化规律
1．元素原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从____个递增到____个的情况(第一周期从1增至2)。
2．元素原子半径的周期性变化
稀有气体除外，电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，原子半径逐渐____，且呈
现周期性变化。
3．元素主要化合价的周期性变化
电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，元素的最高正价从____递变到____，中部元素开始有负价，并从____递变到____ (注意：氧、氟无正价)。
五、第三周期元素金属性、非金属性变化规律的实验探究 1．钠、镁、铝的金属性比较 (1)与水或酸的反应
①2Na ＋2H 2O(冷水)=== ____________，反应剧烈，不需要加热。
②Mg ＋2H 2O(沸水)=====△
____________，冷水反应缓慢，加热至沸腾反应迅速。 ③Mg ＋2HCl===____________，反应剧烈。 ④2Al ＋6HCl===____________，反应较剧烈。 (2)最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH ：使酚酞变____色，属____碱
Mg(OH)2：使酚酞变浅____色，属________碱
Al(OH)3：不能使酚酞变红色，属________氢氧化物 (3)实验结论
Na 、Mg 、Al 三种元素的金属性逐渐________。 2．硅、磷、硫、氯的非金属性比较
2
Si 、P 、S 、Cl 四种元素的非金属性逐渐________。 3．第三周期元素的金属性和非金属性变化规律
Na 、Mg 、Al 、Si 、P 、S 、Cl
金属性逐渐_____，非金属性逐渐_____
右上角区
域为非金属元素。
七、元素常见化合价与元素在周期表中位置的关系
1．主族元素：最高正价＝最外层电子数(价电子数)＝________。 2．非金属主族元素化合价一般规律： (1)最低负价＝________－8
(2)最高正价＋|最低负价|＝____ 八、元素周期表与元素周期律的关系
元素周期表是元素周期律的具体表现形式，即元素周期表是依据元素周期律而编排出来的。
九、元素周期表和周期律的应用 1．便于对元素性质进行系统研究。
2．为发现新元素及预测它们的原子结构和性质提供了线索。 3．在周期表中________________处寻找半导体材料。
4．农药中含有的As 、F 、Cl 、S 、P 等元素集中在周期表________区域。 5．在_________中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 6．在周期表一定区域寻找元素，发现物质的新用途。
课堂导学
〖合作交流〗
【思考1】你会用结构示意图表示下列粒子：Na 、S 、Mg 2＋、Cl －
吗？
【思考2】设计实验说明H 2SO 4的酸性比H 2SiO 3的酸性强。
【思考3】元素周期表中除放射性元素外，什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？氢元素的最高正价为＋1，最低负价是否应为－7? 钫(Fr)是碱金属元素中原子序数最大的元素，根据它在周期表中的位置预言其性质。(写出两点即可)
课堂演练（10分钟之）
第1课时：
1．下列表示12
6C 原子结构示意图中正确的是( )
A ．
B ．
C ．
D ．
2．下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是( )
A ．Al 3＋
B ．Mg 2＋
C ．Be 2＋
D ．H ＋
3．与OH －
具有相同质子数和电子数的粒子是( )
A ．F －
B ．NH 3
C ．H 2O
D ．Na ＋
4．两种元素原子的核外电子层数之比与它们的最外层电子数之比相等，在周期表的前10号元素中，满足上述关系的元素共有( )
A ．1对
B ．2对
C ．3对
D ．4对 式为______________。
+12 2 8 2 +6 6 +12 2 8 +6 2 4
(2)Z元素原子的质量数为____________。
(3)X和Z两种元素的最高价氧化物对应的水化物相互反应的离子方程式为________________________________________________________。
(4)Y和Z两种元素的最高价氧化物发生氧化还原反应的化学方程式为____________________________________；若反应过程中，转移电子数为6.02×1023，则消耗Y的最高价氧化物的质量为__________。
第2课时：
1．元素的以下性质中，随着原子序数递增不呈
．．周期性变化的是( ) A．相对原子质量
B．化合价
C．原子半径
D．元素的金属性和非金属性
2．下列关于11～17号元素性质的比较中，正确的是( )
①元素的最高正化合价依次升高②元素的非金属性逐渐增强③元素的金属性逐渐减弱④元素的最高价氧化物的水化物的碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强
A．只有①②B．只有③④
C．全都不正确D．全都正确
3．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有相同的核外电子排布，则下列比较中正确的是( )
A．原子序数：X B．原子半径：X C．离子半径：X>Y D．原子最外层电子数：X 4 A．1.10×10－10 m B．0.70×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.80×10－10 m 5．现有原子序数依次增大的A、B、C、D、E、F六种同周期元素。已知：A、C、F三种元素原子的最外层共有11个电子，其最高价氧化物的水化物之间，两两皆能反应且均能生成盐和水；D和E 按要求填空： (1)写出各元素的元素符号：A________，B________，C________，D________，E________，F________。 (2)D的氢化物的化学式为__________，E的氢化物的化学式为__________，两者的稳定性：______＞________。 (3)F与C两元素的最高价氧化物的水化物反应的离子方程式为____________________________。 第3课时： 1．下列叙述中正确的是( ) A．周期表中0族元素的单质常温常压下均为气体 B．周期表中含元素种类最多的族为Ⅷ族 C．所有主族元素均在短周期中 D．第n周期n主族的元素均为非金属元素 2．下列比较中正确的是( ) A．离子的还原性：S2－>Cl－>Br－>I－ B．氧化性：F2>Cl2>S C．酸性：H2SO4>HClO4>H3PO4 D．非金属性：F>Cl>S>O 3．在短周期元素中属于金属的共有( ) A．4种B．5种C．6种D．7种 4．a X n－和b Y m＋为两种主族元素的离子，它们的电子层结构相同，下列判断中正确的是( ) A．原子序数：X>Y B．a＋n＝b－m C．Y一定是非金属元素D．X一定是金属元素 5．已知A、B、C、D四种短周期主族元素，其相关信息如下： ① ②B元素原子的最外层电子数为其核外电子总数的 ，D的单质在空气中燃烧时，生成对 7 环境有严重污染的气体。 请回答下列问题： (1)D的元素符号为________，B的原子结构示意图为____________________。 (2)C的最高价氧化物对应水化物的化学式为________________________。 (3)下列说法中正确的是________(填字母)。 a．A的最高价氧化物对应的水化物在常温下可以和铜反应 b．B的最高价氧化物对应水化物钠盐的水溶液俗称水玻璃 c．常温下，D的最高价氧化物对应水化物的浓溶液可用铁制容器盛放 d．C的离子半径小于D的离子半径 (4)探究法是学习化学的重要方法之一。在下表中列出了对H2DO3各种不同化学性质的推 归纳总结 ①同种元素的阳离子半径小于相应的原子半径，如：r(Na＋) ②同种元素的阴离子半径大于相应的原子半径，如：r(Cl－)>r(Cl)，r(S2－)>r(S)。 ③同周期从左往右原子半径逐渐减小，如：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。 ④同主族从上到下原子半径逐渐增大，相同价态的离子半径逐渐增大，如：r(Li) ⑤具有相同电子层结构的离子，核电荷数越大，半径越小，如与Ne原子电子层结构相同的离子半径：r(N3－)>r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。 【参考答案】 一、低，高，电子层。 K L M N O P Q 近远；低高 四、1．1 8个。 2．减小。 3．＋1 ＋7，－4 －1。 五、1．(1)①2NaOH ＋H 2↑。 ②Mg(OH)2＋H 2↑。 ③MgCl 2＋H 2↑。 ④2AlCl 3＋3H 2↑。 (2)红，强 浅红，中强 两性 (3减弱。 2．(1)变易 (2) 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 (3)增强。 3．减弱，增强 六、增强 增强。 七、1．主族序数。 2．(1)族序数 (2) 8． 九、3．金属与非金属的分界。 4．右上角。 5．过渡元素 课堂导学 〖合作交流〗 【思考1】Na 、S 、Mg 2+、Cl - 【思考2】将硫酸滴加到Na 2SiO 3 溶液中，有白色沉淀生成，说明H 2SO 4的酸性比H 2SiO 3 的酸性强。 【思考3】Cs ；F 。不是，氢元素的最低负价应为1－2＝－1。①在已知元素中具有最大的原子半径；②氧化物对应的水化物是极强的碱(其他合理答案均正确)。 课堂演练（10分钟之） 第1课时： 1．B 2．B 3．A 4．B 5．(1)N ；CH 4 (2)23 (3)H ＋＋OH － ===H 2O (4)2CO 2＋2Na 2O 2===2Na 2CO 3＋O 2；44 g 第2课时： 1．A 2．D 3．D 4．A 5．(1)Na ；Mg ；Al ；Si ；P ；Cl (2)SiH 4；PH 3；PH 3；SiH 4 (3)Al(OH)3＋3H ＋===Al 3＋ ＋3H 2O 第3课时： 1．A 2．B 3．B 4．B ． 5．(1)S ； (2)H 3PO 4(或HPO 3) +14 2 8 4 +12 2 8 +17 2 8 8 +11 2 8 1 元素周期律导学案及练习题 本资料为woRD文档，请点击下载地址下载全文下载地址课题 学习目标 ．了解元素原子核外电子排布的初步知识。 2．学会利用各种图表分析、处理数据。 学习重难点 元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律；微粒半径大小比较。 学习方式 阅读探究 讨论归纳法 学习过程 一、原子核外电子排布 独立阅读 自我积累 （一） 核外电子分层排布 [自学检测]完成表1 电子层序号 2 3 4 5 6 7 电子层符号 电子能量 电子离核由 到 ，电子能量由 到 探究归纳 （二）核外电子排布的规律 、电子总是从能量 的电子层排起,然后由 往 排。 [思考与交流]看表2总结每层最多可以排布的电子数目？核电 荷数 元素 名称 元素 符号 各电子层的电子数k L m N o P 2 氦 He 2 氖 Ne 2 8 8 氩 Ar 2 8 36 氪kr 2 8 8 8 54 氙Xe 2 8 8 8 8 86 氡Rn 2 8 32 8 8 [归纳总结] ）、各层最多能容纳的电子数目为 （n为电子层数） 2）、最外层最多能容纳的电子数目为 （k层为最外层，不超过 个电子），次外层电子数目不超过 ，倒数第三层不超过 个电子。 注意：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。 边学边练 .下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒? 2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。 3.有X、y两种原子，X原子的m层比y原子的m层少3个电子，y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍，则X为 ，y为 。 4．今有结构示意图，试指出x的可能数值及相应微粒名称和符号，并画出该微粒的结构示意图。 X值 微粒符号 微粒名称 结构示意图 小组讨论 原子的半径是由哪些因素决定的？如何判断微粒半径的大小？ 随堂练习 、某元素的核外有三个电子层，其最外层电子数是次外层电子数的一半，则此元素是（ ）A.S B.c c.Si D.cl 2、已知aXm+和byn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是 学第二节 元素周期律（第 2课时） 课前预习学案 一、预习目标 预习第一章第二节第二课时的内容, 呈现周期性变化的规律。 二、预习内容 （一） 1.钠、镁、铝的性质比较: 三、提出疑惑 同学们，通过你的自主学习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中 咼考总复习同步训练 导学案 初步了解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而 （二）元素周期律 1. 第三周期元素性质变化规律: 渐 _______ O 2. 同周期元素性质递变规律： 渐 _______ O 3. 元素周期律 （ 从Na 从左 ? C1，金属性逐渐 ■?右，金属性逐渐 ，非金属性逐 ，非金属性逐 课内探究学案 一、学习目标 1. 能够理解元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。 2. 通过实验操作，培养实验技能。 3. 重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 4?难点：探究能力的培养 二、学习过程 （一）Na、Mg、Al和水的反应 （二）、和盐酸的反应 （三）（）2的性质 (四) 3 的性质 通过本节课的学习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。 四、当堂检测 7. 用元素符号回答原子序数 11?18号的元素的有关问题 (1) 除稀有气体外，原子半径最大的是 (2) 最高价氧化物的水化物碱性最强的是 (3) 最高价氧化物的水化物呈两性的是 (4) 最高价氧化物的水化物酸性最强的是 (5) _____________________________________________ 能形成气态氢化物且最稳定的是 U 8. 用廉子结构剂观点说明元素性质随.总干序数的递増而呈同期性变化的回因 答: 1.从原子序数11依次增加到 17,下列所叙递变关系错误的是 () A.电子层数逐渐增多 B. .原子半径逐渐增人 C. 最高正价数值逐渐增大 D. 从硅到氯负价从-4-1 2. 已知X 、丫、Z 为三种原子序数相连的元.素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强 弱是：HXO >HYO > HZO.则卜列说法正硝的是 A.气态氢化物的稳定性： HX> HY > ZH B.非金属活泼性：Y v X V Z C.原子半径：X > Y > Z D.原子最外电子层上电子数的关系: Y=-(X+Z) 2 3. 元素性质呈周期性变化的原因是 A. 相对原子质量逐渐增大 核电荷数逐渐增大 C. 核外电子排布呈周期性变化 4. 元素的化合价呈周期性变化 2 元素X 的原子核外M 电子层上有3个电子，元素Y 一的离子核外有18个电子，则这 两种元素可形成的化合物为 A. XW B . X 2Y 3 5. A 、B 均为原子序数1?20的元素，已知 A 的原子序数为 2 + 2 n , A 离子比B 离子少 8个电子，则B 的原子序数为 A. n + 4 B .■□+ 6 n + 8 D .n + 10 6. X 、丫 Z 是3种短周期元素，其中 X 、Y 位于同一族, Z 处于同一周期。X 原子的 最外层电子数是其电子层数的 3倍。Z 原子的核外电子数比 丫原子少1。下列说法正确的是 A. 元素非金属性由弱到强的顺序为 Z V Y V X B. Y 元素最高价氧化物对应水化物的化学式可表示为 HYO C. 3种元素的气态氢化物中 Z 的气态氢化物最稳定 D. 原子半径由大到小的顺序为 Z > Y > X 高考化学复习元素周期律导学案 1、掌握元素周期律。 2、了解金属、非金属在周期表中的位置及其性质的递变规律。 3、由元素周期律和元素周期表的关系，了解元素周期表的应用。 一、自学归纳知识点一元素周期律 1、定义元素的________随着________的递增而呈________变化的规律。 2、实质元素原子____________________的周期性变化。 3、元素周期表中主族元素性质的递变规律内容同周期(从左到右)同主族(从上到下)原子半径电子层结构电子层数相同最外层电子数____电子层数递增最外层电子数____得电子能力失电子能力金属性非金属性主要化合价最高正价＋1→＋7(O、F除外) 最低负价：主族序数－8(H除外)最高正价数＝主族序数(O、F 除外)最高价氧化物对应水化物的酸碱性酸性逐渐____碱性逐渐 ____酸性逐渐____碱性逐渐____非金属元素气态氢化物的形成及稳定性气态氢化物的形成越来越____，其稳定性逐渐____气态氢化物形成越来越____，其稳定性逐渐________知识点二元素周期表和元素周期律的应用 1、元素周期表中元素的分区沿着周期表中________________与______________之间画一条虚线，为金属元素与非金属元素的分界线。(1)金属元素：位于分界线的________区域，包括所有的________元素和部分________元素。(2)非金属元素：位于分界线的________区域，包括部分主族元素和____族元素。(3)分界线附近的元素，既能表现出一定的________，又能表现出一定的 ____________。 2、元素周期表和元素周律应用的重要意义(1)科学预测：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。(2)寻找新材料：①半导体材料：在________附近的元素中寻找；②在 __________中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料； ③在周期表中的__________附近探索研制农药的材料。(3)预测元素的性质(根据同周期、同主族性质的递变规律)。 二、个体思考，小组讨论 1、(1)同一主族元素的性质一定都符合元素周期律吗？(2)最外层电子数相同的元素，其化学性质一定相似吗？ 2、主族序数＝最高正价，这一关系有例外吗？请举出。 3、元素的金属性与非金属性与物质的还原性与氧化性是一回事吗？ 4、元素金属性、非金属性的强弱与得失电子数目的多少有无关系？ 三、教师点拨 微模块五物质结构元素周期律 一、考纲要求： 1.了解原了核外电了排布。 2.掌握元素周期律的实质。 3.以第.二周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律及其与原子结构的关系 4.以第I A族和第VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质的递变规律及其与原了结构的关系。 5.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 二、知识网络： 思考：问题1：如何用原子结构理论来解释同一周期元素（稀有气体除外）、同一主族元素性质的变化规律? 问题2：如何理解元素“位置一结构一性质〃.二者之间的关系? 三、考点突破： 微考点31元素周期律及其应用 一、知识梳理: 元素周期律 1.定义：元素的性质随着的递增而呈变化的规律。 2.实质：元素原子的周期性变化。 3.主族元素的变化规律 内容同周期（从左到右）同主族（从上到下） 原了电了层数 结构最外层电子数 原子半径 4、元素得失电子能力判断的方法 （1）元素原子失电子能力（金属性）强弱的判断方法: （2）元素原子得电子能力（非金属性）强弱的判断方法: 5、微粒半径大小的比较规律 （1）一般地，电子层数相同时，核电荷数越，半径越；电子层数不同时，电子层数越，半径越 ⑵电了层结构相同的离了，核电荷数越大，半径越 （3）同一元素：阳离子半径比相应的原子半径（填〃大或小〃），阴离子半径比相应的原子半径，即电子数越多，半径越大 （4）列举电子层结构相同的离子 与Ne相同的有： 与Ar相同的有 自我诊断：P82 1-6 元素周期表中位置结构和性质的关系:预测元素的性质 原子序数 电子层 最外层电了 物理性质 元素性质 单质性质 化合物的性质 离了性质 三、目标题型 1. （2015-北京卷）下列有关性质的比较，不能用元素周期律解释的是（） A. 酸性：H2SO4>H 3PO 4 B.非金属性：CI>Br C.碱性：NaOH>Mg （OH ）2 D.热稳定性：Na 2CO 3>NaHCO 3 2. （2015-新课标I 卷）W 、X 、Y 、Z 均为短周期元素，原子序数依次增加，且原子核外L 电子层的电子数分别为0、 5、8、8,它们的最外层电子数之和为18。下列说法正确的是 （） A, 单质的沸点：W>XB.阴离了的还原性：W>Z C.氧化物对应水化物的酸性：Y 课题第一章第二节元素周期律（1） 2014学年高一化学备课组 【预习目标】1、了解原子核外电子的排布； 2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律； 3、微粒半径及大小的比较。 【预习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较 【情感态度价值观】培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。 【教学方法】观察、思考、交流、讨论、概括 教学过程 预习提纲 一、原子核外电子的排布： 1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。 3.排布规律 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子 ②②第2层最多排____个电子 ③③除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多 有____个) ⑵根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。 二、化合价的周期性变化 结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。 总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。 四、微粒半径大小的比较 1、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐。同周期，从左到右，原子半径逐渐。 2、离子半径大小的比较 （1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。（2）同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。 （3）同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。【自主探究】 ) ①④ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 【探求新知】 一、原子核外电子的排布 1、电子的特征： 电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征: (1)质量很____(9.109×10-31kg)； (2)带_____电荷； (3)运动空间范围_____(直径约10-10m) ;(4)运动速度_______。 因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 2、核外电子的排布规律 （1）.电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布；（2）.每层最多容纳的电子数为______(n代表电子层数)； （3）.电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里，即最先排第_____层，当第___层排满后，再排第____层，等等。 （4）.最外层电子数则不超过_____个(第一层为最外层时,电子数不超过_____个)。 第2课时元素周期律 一、原子结构及变化规律 1．以11～18号元素为例填写下表： 2.观察分析上表，思考讨论同一周期元素，随着原子序数的递增，元素原子核外电子排布的变化规律是最外层电子数呈现由1到8的周期性变化；元素化合价的变化规律是最高正价呈现由＋1到＋7，负价呈现由－4到－1的周期性变化；元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。 1．已知下列原子的半径： 根据以上数据，P原子的半径可能是( ) A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m 答案 A 解析根据元素周期律可知，磷原子的半径应在Si和S原子之间，故答案为选项A。2．下列各组元素性质或原子结构递变情况错误的是( ) A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、Cl元素最高正化合价依次升高 C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 答案 C 解析N、O、F同为第2周期元素，随着原子序数的增加，原子半径依次减小。 二、元素周期律 1．钠、镁、铝金属性强弱的比较 (1)按表中实验操作要求完成实验，并填写下表 (2)由上述实验可知 ①钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na>Mg>Al ； ②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； ③钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al 。 2．硅、磷、硫、氯非金属性强弱比较 ①硅、磷、硫、氯单质与氢气化合时条件由易到难的顺序为Cl>S>P>Si ； ②硅、磷、硫、氯最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3； ③硅、磷、硫、氯元素非金属性由强到弱的顺序为Cl>S>P>Si 。 3．结论：核外电子层数相同，随着原子序数(核电荷数)的递增，原子核对核外电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小，元素原子的得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，最终导致元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。 1.元素金属性强弱的判断 (1)比较元素的金属性强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越容易失去电子，金属性越强。 (2)金属单质和水或非氧化性酸反应置换出氢越容易，金属性越强；最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。 2．元素非金属性强弱的判断 (1)比较元素的非金属性强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越容易得到电子，非金属性越强。 (2)单质越容易与氢气化合，生成的氢化物越稳定，非金属性越强；最高价氧化物对应水化物的酸性越强，说明其非金属性越强。 3．元素周期律 (1)元素周期律是指元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。 专题5物质结构元素周期律 考|情|分|析 考点1 原子结构与化学键 核|心|回|顾 1．微粒间“三个”数量关系 中性原子：核电荷数＝核内质子数＝核外电子数＝原子序数 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数 阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数 2．“四同”的判断方法——关键是抓住描述的对象。 (1)同位素——原子，如11H、21H、31H。 (2)同素异形体——单质，如O2、O3；金刚石、石墨；红磷、白磷。 (3)同系物——有机化合物，如CH3CH3、CH3CH2CH3。 (4)同分异构体——有机化合物，如正戊烷、新戊烷。 3．10e－、18e－微粒 10电子体和18电子体是元素推断题的重要突破口。 以Ne为中心记忆10电子体： 此外，由10电子体中的CH4、NH3、H2O、HF失去一个H剩余部分的—CH3、—NH2、—OH、—F为9电子体，两两组合得到的物质如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等也为18电子体。 4．化学键与化合物的关系 题|组|训|练 题组一粒子结构及相关概念辨析 1．(2019·济南期末)2016年11月30日，国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)公布了118号元素符号为Og，至此元素周期表的七个周期均已填满。下列关于297118Og的说法错误的是( ) A．原子序数为118 B．中子数为179 C．核外电子数为118 D．Og的相对原子质量为297 解析原子序数就是根据元素原子核内质子数多少命名的，118号元素原子序数就是118，A项正确；297118Og质子数是118，质量数是297，所以中子数＝297－118＝179，B项正确；原子核内质子数等于原子核外电子数，等于原子序数，该原子核外电子数为118，C项正确；该元素有几种同位素原子不确定，每种原子在该元素中所占比例也不知道，因此不能确定该元素的相对原子质量，D项错误。 答案 D 2．(2018·全国卷Ⅲ)下列叙述正确的是( ) A．24g镁与27g铝中，含有相同的质子数 B．同等质量的氧气和臭氧中，电子数相同 C．1mol重水与1mol水中，中子数比为2∶1 D．1mol乙烷和1mol乙烯中，化学键数相同 解析1个Mg原子中有12个质子，1个Al原子中有13个质子。24g镁和27g铝各自的物质的量都是1mol，所以24g镁含有的质子数为12N A,27g铝含有的质子数为13N A，A项错 误。设氧气和臭氧的质量都是x g，则氧气(O2)的物质的量为x 32mol，臭氧(O3)的物质的量为 x 48 mol，所以两者含有的氧原子分别为x 32×2＝ x 16 mol和 x 48 ×3＝ x 16 mol，即此时氧气和臭氧中含 有的氧原子一样多，而每个氧原子都含有8个电子，所以同等质量的氧气和臭氧中一定含有相同的电子数，B项正确。重水为21H216 8O，其中21H含有1个中子，16 8O含有8个中子，所以1 2013级高一下学期期末复习学案——《物质结构 元素周期律》 班级 姓名 一、原子结构 ????????核外电子 中子质子原子核原子X A Z 质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N) 离子电荷数=质子数-核外电子数 质子数= = =原子的核外电子数 [例1]写出表示含有8个质子、10个中子的原子的化学符号：___________________ [例2]已知R 2+离子核外有a 个电子，b 个中子。表示R 原子符号正确的是( ) R D R C R B R A b a 2-a 2b a 2a 2b a 2a b a ++++-+-、、、、 二、原子核外电子排布规律 核外电子是由里向外，分层排布的，各电子层最多容纳的电子数为 个；最外层电子数不得超过 个(K 层为最外层不超过 个电子)，次外层电子数不得超过 个，倒数第三层电子数不得超过 个。 1、核外电子数相同的粒子规律 ⑴核外电子总数为10个电子的粒子共有15种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． ⑵核外电子总数为18个电子的粒子共有16种。阳离子有 ； 阴离子有 ；分子有 ． 2、几种表示方法：原子结构示意图、电子式(电子式表示形成过程)、结构式、空间构型 [例3]下列分子中所有原子都满足最外层8电子结构的是 A 、六氟化氙(XeF 6) B 、次氯酸(HClO) C 、氯化硫（S 2Cl 2） D 、三氟化硼（BF 3） [例4]A +、B +、C -、D 、E 五种粒子(分子或离子)它们分别含10个电子，已知它们有如下转化关系：①A + + C -→D + E ②B + + C -→2D 。据此，回答下列问题：⑴写出所列离子的电子式A +____________、B +____________、C - 。 ⑵具有相同空间构型的粒子是 和 (写化学符号)，A +离子中的键角为 。 ⑶写出B +和E 反应的离子方程式 。 [例5] A 、B 、C 、D 、E 分别代表5种微粒，每种微粒中都含有18个电子。其中A 和C 都是由单原子形成的阴离子，B 、D 和E 都是分子；又知在水溶液中A 跟B 反应可生成C 和D ；E 具有强氧化性： ⑴用化学符号表示上述5种微粒：A ，B ，C ，D ，E ； ⑵在溶液中A 跟B 反应的离子方程式是： 。 三、核素与同位素 1、同位素： 相同， 不同的原子互称 。 ①同一元素的各种同位素(原子)虽然质量数不同，但 几乎完全一样； ②天然存在的元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的 一般是不变的。 2、相对原子质量 第二节元素周期律 【学习目标】 1．了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。2．了解原子结构与元素性质之间的关系。 3．对比学习同族和同周期的递变规律及差异，理解“位构性”的关系。 一、元素原子结构的周期性变化（科学探究1） 1．钠、镁、铝金属性强弱的比较 [知识回忆]如何判断金属性、非金属性的强弱 [实验探究分组实验] 利用你所知道的知识以及提供的实验仪器，设计实验证明镁铝的金属性质的强弱，记录实验现象，结合前面所学钠的实验综合对比得出结论。 观察并记录实验现象以及发生的反应方程式 ； 有出现不能分析的现象吗，如果有，请记录； 分析实验现象，你得到的结论为。 2．硅、磷、硫、氯的性质的比较 根据所学知识，分析填写上表后，你能得出什么结论 三、元素周期律 1．通过对11-17号元素性质的分析，你能得出什么结论? 2．通过对11-17号元素性质的分析，其性质差异的本质原因是什么？ 四、归纳对比 1． 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系 ①同一主族，从上到下，原子半径逐渐________，元素的原子失电子能力逐渐________， 得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________，非金属性逐渐________。 ②同一周期，从左向右，原子半径逐渐________，最外层电子数逐渐________，元素的 原子失电子能力逐渐________，得电子能力逐渐________；元素金属性逐渐________， 非金属性逐渐________； 五、课堂练习 1．比较下列性质（填“>”、 “<” 、“=”）： ①半径：N F ②酸性：H 2CO 3 HNO 3 ③ 碱性：KOH Ca(OH)2 ④还原性：K Ca ⑤稳定性：H 2S H 2O ⑥非金属性：O N 2．下列各组中化合物的性质比较，不正确的是 ( ) A.酸性：HClO 4 >HBrO 4 >HIO 4 B. 碱性：NaOH >Mg(OH)2 >Al(OH)3 B.稳定性：PH 3 >H 2S >HCl D. 非金属性：F >O>S 3.下列递变情况中，正确的是： ( ) A. Na 、Mg 、Al 原子的最外层电子数依次减少 B. Li 、Na 、K 的金属性依次减弱 C. C 、N 、O 的原子半径依次减少 D. Si 、P 、S 元素的最高正化合价依次降低 4．X 元素最高价氧化对应水化物为H 3XO 4 ，则它对应的气态氢化物为（ ） A. HX B. H 2X C.XH 4 D. XH 3 5.原子序数从11依次增加到17，下列递变关系中，错误的是 （ ） A ．电子层数逐渐增多 B ．原子半径逐渐增大 C ．最高正化合价数值逐渐增大 D ．从Si 到Cl ，最低负化合价从-4到-1 6．下列关于元素周期表和元素周期律的叙述正确的是( ) A ．元素的性质随着相对原子质量的递增，呈周期性的变化 B ．周期表中，元素族序数都等于该族元素原子的最外层电子数 C ．第三周期中，随着核电荷数的递增，元素的金属性逐渐增强 D ．随核电荷数的递增，ⅦA 族元素的单质熔、沸点升高，碱金属元素单质熔、沸点降低 7．镭是元素周期表中第七周期ⅡA 族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是( ) A ．在化合物中显＋2价 B ．单质能与水反应置换出H 2 C ．氢氧化物呈两性 D ．碳酸盐难溶于水 金属性逐渐 金 属 性 逐渐 非金属性逐渐 第二节元素周期律（二）﹤学案﹥ 一、引导学生了解本节课的教学目标 1.知识与技能目标 （1）、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质 （2）、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律 （3）、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力 2.过程与方法目标 （1）、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习 （2）、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图形分析、处理数据的能力 3.情感态度与价值观目标 （1）通过学习元素周期律，使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点 （2）通过思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力 二、教学内容梳理 （一）接上次课知识，核对原子结构核外电子排布示意图是否话正确 （二）结合原子结构示意图及教材P14-15页给出的数据，分析随着原子序数的变化，原子核外电子层排布、主要化合价及原子半径变化的规律性。 （三）原子半径大小判断的规律 （1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大 （2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。 （3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势 【总结】 ⑴同一周期 ，随着核电荷数的递增，_____________________。 ⑵同一主族，随着核电荷数的递增,_______________________。 （四）元素金属性与非金属性强弱判断的方法 1、判断元素金属性强弱的依据 ● 单质跟H 2O 或H + 置换出H 的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强 ● 最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强 ● 金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强 ● 按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱 ● 金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱 2、判断元素非金属性强弱的依据 ● 单质跟H 2 化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。越易跟H 2 化合，生成氢 化物越稳定，说明非金属性就越强 ● 最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强 ● 非金属单质间的置换反应。单质氧化性越强，非金属性越强 ● 对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱 （五）填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应的水化物的化学式： （六）第三周期元素性质变化规律 高一化学学案 元素周期律 课时 1 编写人：卢镇芳 审核人： 编号：5 【学习目标】 1．能说出元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律 2．会比较微粒半径大小 【学习情境】 我们已经了解了核外电子排布的基本规律，那么元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？ 学习主题一：化合价的周期性变化 学习主题二：原子半径的递变规律 看书14页的表格总结：同主族，从上到下，原子半径逐渐 。 同周期，从左到右，原子半径逐渐 。 [练习]1、比较Na 、S 原子半径的大小。2、比较Na 、O 原子半径的大小。 知识扩展：离子半径大小的比较 （1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 （2）同主族离子半径大小的比较 （3）同一元素的不同离子的半径大小比较 练习：1.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( ) A.Cl,S,P B.N,O,F C.Al 3+,Mg 2+,Na + D.K,Na,Li 2.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( ) A 、Al 3+,Al,Na,K B 、F,Cl,S 2- ,S C 、S 2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ D 、Mg,Si,P,K 学习主题三：元素的金属性与非金属性 [总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。（可类推到其他周期）同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 学习主题四：元素周期律 （1）定义： 。（2）实质： 。 学习主题五：小结同周期与同主族元素结构及性质的递变性和相似性 【随堂练习】 （一）必做题：1．下列各组元素性质的递变情况错误的是（） A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B．P、S、C1元素最高正价依次升高 C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多 2．某元素x的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 ( ) A．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3 C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3 3．元素的性质呈周期性变化的根本原因是（） A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变化B．元素的原子半径呈周期性变化 C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化 4．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( ) A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多 C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多 D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能. 5．这些事实是由于氯的非金属性比硫强的结果的是（）A．次氯酸的酸性比硫酸弱B．氯能置换硫化氢中的硫 C．硫离子的还原性比氯离子强D．硫能在空气中燃烧，而氯则不能6．(2007·广东)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( ) A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强 C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强 D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强 7．碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是（）A．NaOH B．Al(OH)3C．Ca(OH)2D．RbOH 8．下列叙述正确的是 ( ) A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体 C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子 D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等 （二）选做题：9．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B的最高价氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性B＞A，C和D的气态氢化物的稳定性C＞D；E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序是 A.A、B、C、D、E B.E、C、D、B、A C.B、A、D、C、E D.C、D、A、B、E 10．同周期的X、Y、Z三种元素的最高价氧化物水化物对应的酸性由强到弱的顺序是：HZO4>H2YO4>H3XO4，下列判断正确的是（） A．阴离子的还原性按X、Y、Z顺序减弱B．单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 C．元素的原子半径按X、Y、Z顺序增大D气态氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序减弱 11．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子 A．4 B．5 C .6 D．7 人教版必修二《元素周期律》学案 【学案】 必修2 第一章物质结构元素周期律 第二节元素周期律（第1 课时）课前预习学案 一、预习目标：了解原子结构和原子表示方法。 二、预习内容： ⑴原子是由居于 __________________ 的带____________ 的___________ 和_____ 带______ 的_______ 构成的。 ⑵ 原子核是由带 _____________ 的__________ 和________________ 的 __________ 构成的。 ⑶原子符号“ A x ” 中，Z 表示______________ ,A 表示 _____________ , 核内中子数用 ________ 表示。 （4）写出1-20 号原子结构示意图课内探究学案 一、学习目标： 知识目标： 1、知道元素原子核外电子排布规律； 2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变 能力目标： 提高学生们归纳整理的能力。 情感、态度、价值观目标：学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。 学习重点难点：重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性 变化。难点：知道元素原子核外电子排布规律。 二、学习过程：探究一：核外电子排布规律 （1）各电子层最多容纳 __________ 个电子； （2）最外层电子数不超过个电子（K 层为最外层时不超过____________ 个）； （3）次外层电子数不超过_________ 个电子； （4）核外电子总是尽先排布在能量的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步 ____________________ 的电子层。 分组讨论： 1、写出1至2 0号元素的原子结构示意图. 2、总结1至18号原子结构的特殊性。 （1）原子中无中子的原子： （2）最外层有1 个电子的元素： （3）最外层有2个电子的元素： （4）最外层等于次外层电子数的元素: （5）最外层电子数是次外层电子数2倍的元素: (6)最外层电子数是次外层电子数3倍的元素： (7)最外层电子数是次外层电子数4倍的元素： 探(8)氩原子电子层结构相同的阳离子是: 与氩原子电子层结构相同的阴离子是: 分子: 阳离子: 课题：元素周期律 概述 本节内容选自高等教育出版社中等职业教育课程改革国家规划新教材化学（通用类）第一章《物质的结构及变化》第一节第二个标题。物质结构和元素周期律是中学化学教材中的重要的理论基础，是对以往知识的规律性总结和学习氧族元素和碳族元素的指导，因此，本章是本书乃至整个中学化学教材的重点，元素周期律的导出以理论为指导，以事实为依据；元素周期律知识的得出，不仅有理论推导，还通过比较同周期元素的性质对理论推导进行了验证。而且，理论推导也从陈述式改为由学生自己进行探索的方式进行，因此，本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳，并在学习的过程中帮助学生查漏补缺，采取综合列表、讨论的方法，让学生通过讨论并运用初中学过的知识，从中总结出规律性。 教学目标分析： 1、知识与技能目标： （1）使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。 （2）认识元素性质的周期性变化是原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 2、过程和方法目标： （1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。 （2）培养学生的逻辑推理能力。 3、情感态度与价值观目标： （1）使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。 （2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。 学习者特征分析 本节课的教学对象是高一学生，对事物的变化规律有一定的认识，思维活跃，想象力丰富；对于探索未知的宏观世界有浓厚的兴趣，他们在学习了碱金属元素和卤素的基础上，进一步学习元素周期律，感到熟悉，概括性强，学习这部分内容只需要具备分析问题，解决问题，类比推理的能力 教学重点： 1、原子的核外电子排布和元素主要性质的周期性变化规律。 2、元素周期律的实质。 教学难点： 元素主要性质的周期性变化规律和元素周期律的实质 第一章第二节元素周期律 第二课时元素周期律 【使用说明及学法指导】 1．请同学们利用课余时间 ．．．．．．认真阅读下面的【学习目标】、【学习重点】掌握本节课学习要点； 2．请同学们利用课余时间 ．．．．．．认真阅读课本14~16页，划出重要的知识，规范完成导学案中的【基础知识】、〖例题〗、[课堂练习]，并熟记基础知识；限时15分钟。 【学习目标】 1．了解元素原子结构的周期性变化。 2．了解元素性质的周期性变化。 3．理解元素周期律的内容及实质。 4．形成结构决定性质的科学思想。 【学习重点】 元素周期律的内容及实质 【基础知识】 一、原子结构及元素性质的周期性变化 完成课本第14-15页科学探究的第一个表格后，接下来思考并讨论，完成第二个表格。 结论：在同一周期中，随着原子序数的递增（即从左到右）， 1.元素原子的最外层电子排布呈现从___到____的周期性变化。 2.元素原子半径呈现由____到_____的周期性变化。 3.元素的最高正价呈现_______________（O、F除外）、最低负价____________的周期性变化。 〖例题1〗原子序数小于18的某元素X，其原子的电子层数为n，最外层电子数为2n+1，原子核内质子数是2n2-1。下列有关元素X的说法中不正确的是 A.元素X能形成化学式为X(OH)3的碱 B. 元素X可能形成化学式KXO3的含氧酸钾盐 C. X原子的最外层电子数和核电荷数肯定为奇数 D. X的最高正价可为+5或+7 〖例题2〗A、B均是原子序数为1-18的元素中的一种，已知A的原子序数为n，A2+比B2-少8个电子，则B的原子序数是 A.n+4 B.n+6 C.n+8 D.n+10 第1章第2节元素周期律导学案（教师版）第2节第1课时原子核外电子排布导学案 【学习目标】1．了解元素原子核外电子排布的初步知识。2．掌握原子半径、主要化合价随原子序数的递增的变化规律。 【学习重难点】元素原子核外电子排布的初步知识及基本规律。 【学习方式】阅读探究、讨论归纳法。 【预习案】 1．阅读课本13~14页“一、原子核外电子的排布”，在课本上标出重点和疑难问题。 2．完成《金版学案》第11页【知识衔接】和【自主学习】，并更正。 【探究案】 一、原子核外电子的排布 1.电子层 原子核的体积只占原子体积的几百万亿分之一。 （1）在含有多个电子的原子里，电子在能量不同的区域运动，人们把不同的区域简化为不连续的壳层，称为电子层。（见课本第13页图1-7电子层模型示意图） （2）电子运动区域距原子核越近，电子层距原子核越近，电子层的能量。 2．核外电子排布规律 （1）电子总是从能量低的电子层排起，然后由内往外排。 【思考与交流】观察下面0族元素核外电子排布，总结K、L、M、N各电子层最多容纳的电子数？总结各电子层最多容纳的电子数与电子层数（n）的关系? 18 氩Ar 2 8 8 36 氪Kr 2 8 1 8 8 54 氙Xe 2 8 1 8 1 8 8 86 氡Rn 2 8 1 8 3 2 1 8 8 各电子层最多容纳的电子数 2 8 1 8 3 2 5 【归纳总结】 （2）各层最多能容纳的电子数目为 2n2（n为电子层数）。 （3）最外层最多能容纳的电子数目为 8 （K层为最外层，不超过 2 个电子），次外层电子数目不超过 18 ，倒数第三层不超过 32 个电子。 注意 ．．：这几条规律是相互联系的，不能孤立理解，必须同时遵循这几条规律。 3．原子结构示意图 通过学习，可见我们只要知道原子的核电荷数，利用核外电子排布规律就可以画出原子结构示意图。如Mg ，请同学们说明各部分所代表的含义。 +12 2 8 2 第一章第二节元素周期律（1） 编写：2013学年高一化学 【学习目标】1、了解原子核外电子的排布； 2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律； 3、微粒半径及大小的比较。 【学习重点】元素化合价，原子半径随原子序数的递增的变化规律，原子及微粒半径大小比较 【基础知识】 一、原子核外电子的排布： 1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。 3.排布规律 ⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。 ①第1层最多只能排____个电子 ②第2层最多排____个电子 ③第3层最多排____个电子 ④除K层外，不论原子有几个电子层，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多 有____个) 注意：以上各项是相互联系的，不能孤立地理解、应用其中的某一部分。 ⑵根据核外电子排布的规律，请划出1－20号原子结构示意图。 二、化合价的周期性变化 结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。 三、原子半径的递变规律 总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。 四、微粒半径大小的比较 1、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐。同周期，从左到右，原子半径逐渐。 2、离子半径大小的比较 （1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随核电荷数增加，原子核对核外电子吸引能力，半径。（2）同主族离子半径大小的比较 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。 （3）同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。【自主探究】 )： ①③ ⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______ 【探求新知】 一、原子核外电子的排布 1、电子的特征： 电子的运动具有区别于宏观物体的几大特征: (1)质量很____(9.109×10-31kg)；(2)带_____电荷； (3)运动空间范围_____(直径约10-10m) ;(4)运动速度_______。 因此，电子的运动特征就与宏观物体的运动有着极大的不同一一它没有确定的轨道。 2、核外电子的排布规律 （1）.电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布；（2）.电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里，即最先排第_____层，当第___层排满后，再排第____层，等等。元素周期律导学案及练习题
第二节元素周期律(第2课时)学案(20200915091648)
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