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元素周期律导学案 (2)

元素周期律导学案 (2)
元素周期律导学案 (2)

第1章第2节元素周期律导学案

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)电子总是从能量的电子层排起,然后由往排。

【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

【归纳总结】

(2)各层最多能容纳的电子数目为(n为电子层数)。

(3)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。

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。

二、原子半径的变化规律

+12 2 8 2

【思考】观察下面表格,总结规律。

【结论】同周期元素,从左到右,原子半径逐渐;随着原子序数的递增,元素原子半径呈变化。

三、元素主要化合价的变化规律

= = ;

│最高正价│+│最低负价│=_______。

(每周期:最高正价:→ (第二周期为+5),负价:→→0)。随着原子序数的递增,元素主要化合价呈________变化。

【总结】随着原子序数的递增,元素的原子半径、主要化合价呈变化。

第2节第2课时元素周期律导学案

【学习目标】1.掌握元素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。

【重难点】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。[来

【预习案】

1.阅读课本14~16页“二、元素周期律”,填写课本14~15页科学探究1。

2.完成《金版学案》第12页【自主学习】,并更正。

3. 随着原子序数的递增,元素的原子半径、主要化合价呈变化。

【探究案】

【思考与讨论】随着原子序数的递增,元素原子的核外电子层排布、元素的原子半径和主要化合价呈现什么规律性的变化?请填写下表。

【结论】随着原子序数的递增,元素原子最外层电子数、元素的原子半径和元素主要化合价呈现周期性的变化。

【思考】元素的金属性和非金属性随原子序数的递增也会有规律性的变化吗? Ⅰ、第三周期元素金属性的变化规律 Na Mg Al 判断元素金.属.性.

强弱的依据: ①金属单质与水(或酸)反应置换出H 2的难易程度(越易置换出氢气,说明金属性 )。

②最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱(碱性越强,则金属性 )。

1~2 1 1→ 2 +1 → 0

3~10 2 1→ 随着原子序数的递增而

+1 → +5;

-4 → -1

→ 0

11~18 3 1→ 随着原子序数的递增而

+1 → +7;

-4 → -1

→ 0

结论:

随着原子序数的递增

①元素原子的最外层电子数呈现 变化;

②元素原子半径呈现 的周期性变化。 ③元素的主要化合价呈 变化。

③金属单质之间的置换(金属性 的置换金属性 的)。

④金属阳离子氧化性的强弱(对应金属阳离子氧化性越弱,金属性 )。 实验探究一: 课本15页科学探究 1.实验(1)

实验探究二: 课本16页科学探究 1.实验(

2)

实验结论:

判断元素非金属性强弱的依据

①单质与H2化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性(与H2化合越容易,说明非金属性越,形成的气态氢化物越稳定,则非金属性越)。

②最高价氧化物的水化物——最高价含氧酸酸性的强弱(酸性越强,说明非金属性越)。

③非金属单质之间的置换(非金属性的置换非金属性的)。

④非金属阴离子还原性的强弱(对应非金属阴离子还原性越弱,非金属性

越)。

总结:1.第三周期元素 Na Mg Al Si P S Cl

金属性逐渐,非金属性逐渐。

2.元素的性质随着原子序数的递增而。这一规律叫做元素周期律。

3.实质:元素性质的周期性变化是元素周期性变化的必然结果。也就是说,由于元素原子结构的周期性变化,引起了元素性质上的周期性变化,这体现了结构决定性质的规律。

第2节第3课时元素周期表和元素周期律的应用

【学习目标】1.掌握元素周期表和元素周期律的应用。 2.了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

【预习案】

1.阅读课本17~18页“三、元素周期表和元素周期律的应用”,标出重点和疑问。

2.完成《金版学案》第15页【自主学习夯实双基】,并更正。

【我的疑问】

【探究案】

三、元素周期表和元素周期律的应用

1. 元素周期表中元素性质的递变规律

(1)同周期元素,从左到右,电子层数,随核电荷数增多,原子半径,核对最外层电子的引力越,原子失电子能力越,得电子能力越,金属性越、非金属性越。

(2)同主族元素,从上到下,电子层数增多,原子半径,核对最外层电子的引力越,原子失电子能力越,得电子能力越,金属性越、非金属性越。

认真观察下表,在表上画出金属与非金属元素的分界线,在空格内填上分界线附近的元素名称和元素符号。

【学与问】

(1)金属性最强的元素(不包括放射性元素)是;

(2)最活泼的非金属元素是;

(3)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是;

(4)最高价氧化物对应水化物的碱性最强的元素(不包括放射性元素)

是。

(5)处于同周期的相邻两种元素A和B,A的最高价氧化物的水化物的碱性比B弱,A处于B的边(左或右);B的原子半径比A ;若B的最

外层有2个电子,则A最外层有个电子。

(6)处于同周期的相邻两种元素A和B,A的最高价氧化物的水化物的酸性比B弱,A处于B的边(左或右);B的原子半径比A ;若B的最外

层有6个电子,则A最外层有个电子。

2. 元素化合价与元素在周期表中位置的关系

价电子:

主族序数= = 非金属:|最高正价|+|最低负价| =

3. 元素位、构、性三者关系

(1)结构位置,位置结构

核电荷数原子序数

电子层数周期序数

最外层电子数主族序数

(2)结构性质,性质结构

最外层电子数主族元素的最高正价数

︱最低负价︱+ 最外层电子数 8

同主族: 相似性

递变性(从上至下,金属性逐渐,非金属性逐渐)。

同周期: 递变性(从左到右,金属性逐渐,非金属性逐渐)。

(3)性质位置,位置性质:

4. 元素周期律的应用和意义

(1) 预测新元素

讨论:今后发现的第120号元素应位于周期表中的第几周期和第几族?应与哪些元素的性质相似?

(2) 寻找原料

①农药——附近。②半导体——附近。

③催化剂——元素。④耐高温、耐腐蚀性的合金——元素。

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