高中化学：第一篇物质结构_元素周期律_精品教、学案新人教版

1、第一节 元素周期表（第一课时）【学习目标】1、了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系2、初步掌握元素周期表的结构，能根据提供的原子序数判断其在周期表中的位置3、知道元素、核素的含义，了解同位素的概念及相关知识4、通过化学史的学习，养成勇于创新的的品质【重点难点】1、元素周期表的结构2、原子结构与元素周期表的位置相互推断；元素、核素、同位素之间的关系【课前预习】1、1869年，俄国化学家 将已知的元素通过分类、归纳，制出了第一张元素周期表，成为化学发展史上的重要里程碑之一。在周期表中，把 相同的元素，按 的顺序从左到右排成横行，叫做 ；把 相同的元素，按 的顺序

2、排成纵行，称为 。2、原子序数= = = 原子 。3、在周期表中，有些族还有一些特别的名称。如：第A族（除氢），又称 ；第A族，又称 ；0族，又称 。4、原子符号X代表一个 原子。 【思考】 元素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？ 【学习探究】 一、元素周期表【阅读思考】请同学们阅读教材P4P5页，思考回答下面的问题：1、现行的元素周期表编排的依据是什么？如何进行编排的？2、周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结】原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数周期：电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，称为周期；族：最外层电子数

3、相同的元素，按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行，称为族。【思考】观察元素周期表，回答下列问题：1、周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？2、在周期表中共有多少列？分为哪些族？3、在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？4、在周期表中的第18列（稀有气体元素）为何称为0族？【小结】横行叫周期，共有七周期；一三短周期，其余长周期；竖行称作族，总共十六族；族最特殊，三行是一族；一、八依次现，一、零再一遍；二、三分主副；先主后副族；镧、锕各十五，均属B族。【练习】1、位于周期表A族的某元素原子序数为x，则与该元素同周期的A元素原子序数不可能是 （ ） A. x+1 B.x+10 C.x+

4、11 D. x+252、下列说法正确的是 （ ） A. 元素周期表是按相对原子质量的大小顺序排列的B. 元素周期表中每一列就是一个族C. 同主族元素的最外层电子数一定相同D. 第A族元素都是金属元素3、A、B、C为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如下图所示，A、C的原子序数之和等于B的核电荷数。（1）写出A、B、C三种元素的元素名称：A ，B ，C 。（2）分别画出A、C的原子结构示意里： 、 。（3）B位于元素周期表的位置是 ，B与其上一周期的同族元素形成的化合物的化学式为 。二、核素（一）、质量数 阅读教材P9P10页，思考：元素性质与原子核的关系并完成下列问题：质量数： 。质量数（A

5、）= 。【思考】原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化？如何改变？质量数呢？【练习】 4、比较Xn+和Xn-中的质子数、中子数、质量数和电子数5、完成下表：元素符号原子符号核电荷数中子数电子数101111121666C686（二）、核素、同位素【思考】同种元素原子的原子核中质子数是相同的。那么，中子数是否一定相同呢？核素： ，如： 。同位素： 。【思考】阅读教材P10页，说出同位素的性质？【练习】6、在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？ 7、下列说法中正确的是 （ ） 8、Cl元素有两种天然同位素 Cl、Cl。 在形成的Cl2分子中，会有 种不同的分子，它的相对分子

6、质量分别为 。 从原子的组成看，原子的质量数均为整数，但氯元素的相对原子质量却是35.5，这是为什么？（三）、元素的相对原子质量的计算 公式：M= 。（四）、同位素的用途【总结】（投影）1、元素周期表 2、核素【当堂达标】1、19世纪中叶，门捷列夫的突出贡献是 （ ） A.提出原子学说 B.提出分子学说 C.发现元素周期律 D. 发现氧气2、同主族元素的原子具有相同的 （ ） A. 最外层电子数 B. 核电荷数 C. 电子层数 D. 核外电子数3、在元素周期表中，第三、四、五、六周期元素的数目依次是 （ ） A. 8 18 32 32 B. 8 18 18 32C. 8 18 18 18 D.

7、 8 8 18 184、13C-NMR（核磁共振）、15N-NMR可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构。下列有关13C、15N叙述中错误的是 （ ） 5、下列13种不同粒子：2H、35Cl、16O、1H、28Si、37Cl、29Si、3H、17O、18O、1H35Cl、2H35Cl、3H37Cl，其中，（1）有种不同的核素； （2）有种不同的元素。（3）、原子互称同位素。6、已知A、B、C是单质，D、E、F是化合物。A是第三周期原子序数最小的元素，B是除稀有气体外第三周期原子序数最大的元素，E是一种淡黄色固体，A、B、C、D、E、F之间有右里所示的转化关系。试回答： （1）A在元素周期

8、表中的位置是 。 （2）写出D和F的化学式 、 。 （3）写出E与H2O反应的化学方程式 。【反思总结】参考答案：【练习】1、B 2、C 3、（1）氮 硫 氟 （2）略 （3）第三周期A族 SO2、SO3 4、Xn+和Xn-中的质子数、中子数、质量数相同；电子数分别为：z-n 、z+n。 5、元素符号原子符号核电荷数中子数电子数 H H101H111H121 CC666C 6 7 6 C686 6、不是 7、A 8、（1）3 ；70、72、74 （2）同位素有的是天然存在的，而且相互间保持一定的比率。元素的相对原子质量就是按照各种同位素原子所占的一定百分比算出的平均值。 【当堂达标】1、 C

9、2、 A 3、 B 4、 A 5、（1）10 （2）4 （3）1H、2H、3H；35Cl、37Cl；16O、17O、18O；28Si、29Si6、（1）第三周期A族 （2）Na2O、NaCl （3）2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2第一节 元素周期表（第二课时）【学习目标】1、掌握元素周期表的结构，知道同一主族元素原子结构及性质的相似性和递变性规律2、了解碱金属元素、卤族元素的有关知识，能够依据相关数据和实验现象归纳、总结同主族元素的递变规律3、初步学会依据元素在周期表中的位置推断和解释其原子结构特点和相关性质，运用原子结构的理论解释同主族元素性质的递变规律【重点难点】1、元素的性质与原

10、子结构的关系2、碱金属、卤素的性质递变判断；金属活泼性以及非金属活泼型强弱的判断规律【课前预习】1、碱金属元素原子的最外层都有 个电子，它们的化学性质 ，在化合物中碱金属元素的化合价都是 。2、元素金属性的强弱的判断：从其 与水（或酸）反应置换出氢的难易程度，以及它们最高价氧化物的水化物氢氧化物的 来比较。 随着核电荷数的增加，碱金属元素原子的电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，失电子能力逐渐 ，从锂到铯金属性逐渐 。3、卤素单质的物理性质：通常情况下各单质的状态：F2为 ，Cl2为 ，Br2为 ，I2为 。各单质的颜色：F2为 ，Cl2为 ，Br2为 ，I2为 。

11、常压下各单质的沸点、熔点按妇、氯、溴、碘的顺序逐渐 。 卤素单质的化学性质：卤素单质与氢气的反应呈下列规律：按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，剧烈程度逐渐 ，生成的氢化物稳定性逐渐 。卤素单质的氧化性，按F2、Cl2、Br2、I2的顺序逐渐 。【学习探究】二、元素的性质与原子结构（一）碱金属元素【科学探究1】请同学们看书本P5，并完成该表。由此可以得出什么结论？结论：核电荷数从Li到Cs逐渐增多；最外层电子数都相同为1；电子层数依次增多，从2层增大到6层。1、化学性质（1）与氧气反应【实验1】取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。观察实验的现象。现象：钾首先熔化（熔点低），

12、先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。【思考】从钾、钠与氧气的反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？试写出Li、Na、K与氧气反应的化学方程式： 、 、 。（2）与H2O反应【实验2】钾、钠与水的反应：取两烧杯，放入相同量的水，然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放入两烧杯中，观察实验的现象。现象：钾燃烧，先消失；钠熔化，后消失 【思考】请依据钾、钠与水反应的实验，总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化？ 试写出Na、K与H2O反应的化学方程式： 、 。【思考】 根据钠和钾的原子结构以及化学性质的对比，可推导出碱金属元素失电子能力的

13、强弱顺序该是怎样的？该顺序与原子结构有何关系？ 如何判断元素金属性的强弱？【结论】Li、Na、K、Rb、Cs，按原子序数递增的顺序，金属性增强，即：同主族元素，自上而下，金属性增强。2、物理性质阅读教材P7页“表1-1”，总结碱金属物理性质的共性以及递变性规律。（随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低）【思考】碱金属元素的性质有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？【练习1】下列对碱金属的叙述，其中不正确的组合是 ( )Li通常保存在煤油中，以隔绝与空气的接触碱金属常温下呈固态，取用时可直接用手拿放碱金属中还原性最强的是钾碱金属阳离子，氧化性最强的是Li+碱金属的原子半径和离子

14、半径都随核电荷数的增大而增大从Li到Cs，碱金属的密度越来越大，熔沸点越来越高A. B. C.D.（二）卤族元素1、物理性质阅读教材P8页的资料卡片，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性规律。（相似性：都是双原子分子，有颜色；递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高） 2、化学性质 【思考】根据碱金属元素结构的相似性、递变性，推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。（1）卤素单质与氢气反应： 化学式跟 氢 气 的 反 应现象反 应 化 学 方 程 式F2在冷、暗处就能剧烈化合而爆炸，生成的氟化氢很稳定F2H22HF(氟化氢)Cl2在光照或点燃下发生反应，生

15、成的氯化氢较稳定Cl2H22HCl(氯化氢)Br2在加热至一定温度下才能反应，生成的溴化氢不如氯化氢稳定Br2H22HBr(溴化氢)I2持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解I2H22HI(碘化氢)小结：卤素单质与氢气的反应递变规律：按照F2、Cl2、Br2、I2的顺序：剧烈程度： 、生成的氢化物的稳定性： 。（2）卤素单质间的置换反应【实验】完成下列实验，观察现象。写出有关反应的化学方程式。实验现象化学方程式1将少量新制的饱和氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。2将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、

16、静置。【思考与交流】分析以上三个反应的电子转移方向和数目，找出氧化剂、氧化产物，比较氧化性强弱。【思考】 由卤素单质与氢气以及卤素单质间的置换反应，请推测卤族元素得电子能力的强弱顺序该是怎样的？该顺序与原子结构有何关系？ 请总结说出如何判断元素非金属性的强弱？【结论】F、Cl、Br、I，按原子序数递增的顺序，非金属性减弱，即：同主族元素，自上而下，非金属性减弱。【练习2】随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是 （ ） A单质的熔、沸点逐渐降低 B卤素离子的还原性逐渐增强C单质的氧性逐渐增强 D气态氢化物的稳定性逐渐增强【课堂总结】（投影）碱金属元素、卤素性质与原子结构的关系：【当堂达标】

17、1、按Li、Na、K、Rb、Cs顺序递减的是 （ ） A. 单质的还原性 B. 单质的熔、沸点 C. 原子半径 D.单质与水反应的能力2、下列关于卤素及其化合物的叙述错误的是 （ ）A. 非金属性：FClBrI B. 单质氧化性：F2Cl2Br2I2C. 氢化物稳定性：HFHClHBrHI D. 沸点：F2Cl2Br2I23、向NaCl、MgCl2、KI的混合溶液中通入一定量的Cl2后，若所得溶液中含有Br2，则溶液中一定不会含有 （ ） A. Cl- B. Br- C. I- D. Cl2 4、有一包白色固体样品，可能含有KI、NaBr、BaCl2中的一种或两种，将白色固体溶于水得到无色溶液

18、。若在该溶液中加入少量稀硫酸，有白色沉淀生成；若在该溶液中加入新制氯水，然后再滴入淀粉溶液，溶液变为蓝色。则白色固体样品中 （ ） A. 含有KI和BaCl2 B. 含有NaBr和BaCl2 C. 可能含有NaBr D.含有KI和NaBr 5、A、B、C三种元素的单质均有颜色，常温下分别呈气态、液态、固态。A单质可用作饮用水的消毒剂，C单质可用于配制一种医用消毒液，A、B、C位于周期表同一主族。请回答： 6、某粒子的结构示意里为：，根据下列叙述填写相应粒子的符号： 【反思总结】附参考答案：【练习】1、A 2、B【当堂达标】1、B 2、D 3、C 4、A 5、（1）Cl2 Br2 I2 （2）碘

19、酒 紫色（3）7 A （4）5 非金属 6、(1)Ar (2) S2- (3)K+ (4) Cl- 第二节 元素周期律 （第一课时）【学习目标】 1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价变化的规律 2、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质3、学会归纳、总结的学习方法，养成勤于思考、勇于探究的科学品质【重点难点】 原子的核外电子排布变化的规律；原子半径变化的规律【课前预习】 原子是由 和 构成的。在含有多个电子的原子里，电子的能量是 ，电子分别在 不同的区域内运动。我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 ，分别用n=1，2

20、，3，4，5，6，7或 来表示从内到外的电子层。 【学习探究】 一、原子核外电子的排布 引言：原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。1、电子层的划分：阅读教材P13页，填写下面空格： 电子层（n）： 1、2、3、4、5、6、7 电子层符号： K、L、M、N、O、P、Q 离核距离： 近 远 能量高低： 低 高 【思考】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层

21、排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？请阅读、分析P13P14页的“表1-2”总结、归纳出有关规律。2、核外电子排布规律（先由同学回答、相互补充、完善，最后教师讲解，规范规律） (1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。 说明：以上规律是相互联系的，不

22、能孤立地机械套用；任何一个原子的核外电子排布都必须同时满足上述三条规律。 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里。如Mg ，请同学们说明各部分所代表的含义。【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？ 2、画出下列原子的原子结构示意图 Li Na K F Cl He Ne Ar【思考】结合上面所画原子结构示意图，分析元素的化学性质主要决定于什么？有何规律？【科学探究】请填写教材P14P15页的表格，总结元素的性质（元素的化合价、元素的原子半径）有何规律性的变化？ 【思考】判断原子（或离子）半径大小的依据有哪些？【练习】3、下列

23、各化合物中，阳离子与阴离子半径之比最小的是 （ ）ALiI BLiF CNaCl DKBr4、Y元素最高正价与负价的绝对值之差是4，Y元素与M元素形成离子化合物，并在水中 电离出电子层结构相同的离子，该化合物是（ ）AKCl BNa2S CNa2O DK2S 【总结】通过本节课的学习我们知道，随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、元素的原子半径、化合价都呈现周期性变化。具体变化规律为： 【当堂达标】1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为 （ ）A、14 B、15 C、16 D、172、若aAn+与bB2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为 ( )A.

24、b+n+2 B.b+n-2 C.b-n-2 D.b-n+23、下列各组微粒，按半径由大到小顺序排列的是（ ）AMg、Ca、K、Na BS2-、Cl-、K+、Na+CBr-、Br、Cl、S DNa+、Al3+、Cl-、F-4、某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为5、A、B、C、D四种元素中：A元素所在的周期数、主族序数和原子序数均相等；B的原子半径是其所在主族中最小的，B的最高价氧化物对应水化物的化学式为HBO3；C元素原子的最外层电子数比次外层少2；C的阴离子与D的阳离子具有相同的核外电子排布，两种元素可形成化合物D2C。请回答下列问题：【反

25、思总结】附参考答案：【练习】1、A、B、C、D全错、 原因：略。 2、略 3、A 4、D【当堂达标】 1、A 2、A 3、B 4、该元素为15P，原子结构示意里：略。5、（1）氮 ； 第二周期、A族 ； 原子结构示意里：略。 （2）NH3 （3）S H2SO4 (4) D的阳离子为K+， 其阳离子结构示意里：略； KOH 第二节 元素周期律 （第二课时）【学习目标】 1、结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系 2、能够以第3周期元素为例，说明同周期元素性质的递变情况 3、认识事物变化由量变引起质变的规律 【重点难点】 元素金属性、非金属性的周期性变化；元素周期律的意

26、义 【课前预习】 1、随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现 的变化；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现 的变化；随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现 的变化。2、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属性 ，金属最高价氧化物对应水化物的碱性越强，表明元素金属性 。3、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性 ，非金属元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性 。 【学习探究】探究1、Na、Mg、Al的金属性强弱【思考】我们可采用怎样的方法来验证Na、Mg、Al的金属性强弱？【实验】Na、

27、Mg、Al与滴有酚酞的水反应（其中Mg、Al还要与沸水反应），观察现象。现象：1.Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产学生大量无色气体，溶液变红。2.Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。3.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。写出有关的方程式： 、 。【思考】请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同？应该有什么区别？【实验】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两只试管，再各加入2mL1mol/L的盐酸。观察反应的现象，填写下表：MgAl现象化学方程式【思考】Na、Mg、Al的最高价氧化物

28、的水化物的性质怎样呢？结论：通过上述实验和讨论，可知Na、Mg、Al的金属性： 。探究2、Si、P、S、Cl的非金属性强弱【思考】我们可采用怎样的方法来验证Si、P、S、Cl的非金属性强弱？【投影展示】 硅、磷、硫、氯的性质比较性质SiPSCl非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发学生爆炸而化合最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸由上述资料可知Si、P、S、Cl的非金属性强弱关系为： 。通过对Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl性质的比较，我们可以得出： 【结论】对其他周期元素性质进行研究，也

29、可以得到类似的结论，即：同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。探究3、元素周期律1、定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律。2、元素周期律的具体内容：元素周期律是指： ； ； ； 的周期性变化。3、元素周期律的实质： 。【课堂总结】【当堂达标】1、下列说法正确的是 ( )ANa、Mg、Al还原性依次减弱 BHCl、PH3、H2S稳定性依次减弱CNaOH、KOH、CsOH碱性依次减弱 DO2、Cl、Ca2+半径依次减小2、甲、乙两种非金属比较，能说明甲比乙的非金属性强的是 （ ）甲比乙容易与H2化合 甲单质能与乙阴离子发生氧化还原反应 甲的最高价氧

30、化物对应水化物的酸性比乙的酸性强 与某金属反应时甲原子得电子数比乙得的多 甲单质的熔沸点比乙的低A.只有 B.只有 C. D.3、元素周期律的实质是（ ）A.相对原子质量逐渐增大B.核电荷数逐渐增大C.核外电子排布呈现周期性变化D.元素的化合价呈现周期性变化4、已知X、Y、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：HXO4H2YO4H3ZO4。则下列说法正确的是（ ）A.气态氢化物的稳定性：HXH2YZH3 B.非金属活泼性：YXZ C.原子半径：XYZ D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)5、制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收

31、热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采用过乙醚（CH3-O-CH3）、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：（1）氢化物的易燃性：第二周期 _H2OHF；第三周期SiH4PH3_。（2）化合物的毒性：PH3NH3；H2S_H2O；CS2_CO2；CCl4CF4。(选填“”或“”)于是科学家们开始把注意力集中在含F、Cl的化合物上。（3）已知CCl4的沸点为76.8，CF4的沸点128。新制冷剂的沸点范围介于其间。经过较长时间的反复试验，一种新的制冷剂氟利昂(CF2Cl2)终于

32、诞生了。然而，这种制冷剂造成了当今的某一环境问题是_ _。但这求助于周期表中元素及其化合物的_（填序号）变化趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。毒性 沸点 易燃性 水溶性 颜色A. B. C.6、某化学兴趣学习小组在做同周期元素性质递变规律实验时，自己设计了一套实验方案，并记录了有关实验现象如下表。实验方案实验现象 用砂纸擦后的镁带与沸水反应，再向反应后溶液中滴加酚酞（A）浮于水面,熔成一个小球,在水面上无定向移动,随之消失,溶液变红色 向新制的H2S饱和溶液中滴加新制的氯水（B）产生气体,可在空气中燃烧，溶液变成浅红色 钠与滴有酚酞试液的冷水反应（C）反应不十分强烈,产生的气体可以在

33、空气中燃烧 镁带与2molL-1的盐酸反应（D）剧烈反应,产生可燃性气体 铝条与2molL-1的盐酸反应（E）生成白色胶状沉淀,继而沉淀消失 向AlCl3溶液滴加NaOH溶液至过量（F）生成淡黄色沉淀请你帮助该小组同学整理并完成实验报告：(1) 实验目的：探究同周期元素的金属性和非金属性的递变规律。(2) 实验用品：仪器： 试管夹 镊子 小刀 玻璃片 砂纸 烧杯等；药品：钠、镁带、铝条、2molL-1的盐酸、新制的氯水、饱和的H2S溶液、AlCl3溶液、NaOH溶液等。(3) 实验内容：（填写与实验方案相对应的实验现象） （用A-F表示）写出的离子方程式 。(4) 实验结论： 。【反思总结】附

34、参考答案：1、A 2、C 3、C 4、AD 5、（1）CH4、 NH3 （2） （3）臭氧空洞 A6、(2) 试管；酒精灯；胶头滴管 (3) B 、 F 、 A 、 D 、 C 、 E ；2Na+2H2O2Na+2OH-+H2 (4)金属性：NaMgAl ；非金属性：ClS 第二节 元素周期律 （第三课时）【学习目标】 1、掌握元素性质、原子结构、元素在周期表中的位置三者之间的关系 2、了解周期表中金属元素、非金属元素分区 3、了解元素周期表和元素周期律的意义及应用 【重点难点】元素周期表和元素周期律的应用；元素“位-构-性”的推导【课前预习】1、元素在周期表中的位置，反映了 。我们可以根据元

35、素在周期表中的位置 ；或根据元素的 。2、主族元素的最高正化合价一般等于其序数，非金属元素的负化合价等于 。3、卤族元素的原子最外层上的电子数是 ，其中，非金属性最强的是。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是 （以X表示卤素）。4、元素周期表是元素周期律的 ，是学习化学的 。它为新元素 及 提供了线索；对于其他与化学相关的 也有指导作用，例如：在元素周期表 处，可以找到半导体材料，如 等。【学习探究】三、元素周期表、元素周期律的应用元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、

36、性”）中的一种，即可推出另外2种量。下面我们一起来研究元素的性质与元素在周期表中的位置、原子结构的关系： （一）元素“位-构-性”的推导1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系如下图所示，可见：在虚线左面是金属元素，虚线的右面是非金属元素，最右侧一个纵行是稀有气体元素。由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界限，则位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定得非金属性。 【思考】（1）哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？（2）哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?【练习1】 X、Y是

37、元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是 （ ）A. X原子的电子层比Y原子的电子层数多B. X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C. X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D. Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系【练习2】请填写下表的空白处主 族AAAAAAA元素符号NaMgAlSiPSCl最外层电子数最高正价最低负价【结论】 1、主族元素最高正化合价族序数最外层电子数价电子数 2、非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8知识拓展：价电子是指 。【练习3】 某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气

38、态氢化物的化学式为： ；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是： 。（二）元素周期表、元素周期律的意义及应用 阅读教材P18页第2、3、4自然段，说明元素周期表、元素周期律的意义及应用。【小结】应用元素周期表与元素周期律可以：1、预测未知物的位置与性质；2、寻找所需物质【练习4】X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如下图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，下列说法中正确的是 （ ） A. 原子半径：WZYX B. 最高价氧化物对应水化物的酸性：ZWXC. 四种元素的单质中，Z单质的熔沸点最高 D. W的单质能与水反应

39、，生成一种具有漂白性的物质【课堂总结】【当堂达标】 1、镭是元素周期表中第七周期A族元素，下列关于镭的性质的描述中错误的是 （ ） A. 在化合物中呈+2价 B. 单质可与水剧烈反应产生氢气C. 镭的金属性比钙弱 D. 碳酸镭难溶于水2、X、Y两种元素属于短周期，X的原子半径小于Y的原子半径，两种元素可形成化合物XY2，其中X显正价。下列有关X、Y的叙述中正确的是 （ ） 3、在元素周期表中，在金属元素与非金属元素的分界线附近可以找到 （ ）A. 电子工业上的半导体材料 B. 作为催化剂的材料C. 制造新农药的材料 D. 耐高温的合金材料4、关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述：元素周期

40、表是同学们学习化学知识的一种重要工具；利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质；利用元素周期表和元素周期律可以预言新元素；利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料。其中正确的是（ ）A B只有 C只有 D只有5、（1）由于NaH可以稳定存在，曾把氢元素放在元素周期表中的 族；由于氢元素最高正价与最低负价的绝对值相等，又可把氢元素放在元素周期表中的 族。 6、如下图所示，已知A元素的最低化合价为3价，它的最高价氧化物含氧56.34%，原子核内中子数比质子数多1，试回答：（1）写出它们的元素符号：A_，B_，C_，D_，E_。（2）A、B、C、D的气态氢化物稳定性最差的是_。（3）A、B、C的

41、原子半径由小到大的顺序是_。（4）A、B、C三元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是：_。【反思总结】附参考答案：【练习】1、C 2、略 3、HX 、第三周期A族 4、C D【当堂达标】1、C 2、B D 3、A 4、A 5、（1）A A （2）氯 Cl2+2KI=2KCl+I2 （3）铝、镁 镁 B C6、（1）P、S、Cl、O、Se （2）P （3）PSCl （4）HClO4H2SO4H3PO4 第三节 化学键 （第一课时）【学习目标】1、理解离子键的形成过程与形成条件2、掌握离子键、离子化合物的概念3、能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程【重点难点】理解离子键的形成过程、离

42、子化合物的概念；能用电子式表示离子化合物的形成【课前预习】离子键是指带 离子之间的 作用；由 构成的 叫做离子化合物。电子式是指 ；例如： 等。离子化合物的形成，可以用电子式表示，如氯化钠的形成过程可表示为： 。【学习探究】一、离子键演示实验1-2，注意观察实验现象，并写出化学方程式，填写下面的表格。现象化学方程式从宏观上看，钠和氯气发生了化学反应，生成了新物质氯化钠。如若从微观的角度，又应该怎样理解上述反应呢?下面我们一起讨论NaCl的形成过程，并完成下表：原子结构示意图通过什么途径达到稳定结构用原子结构示意图表示NaCl的形成过程NaCl【思考】1、Na、Cl之间存在那些作用力？只存在阴阳

43、离子间的吸引力吗？ （参考答案：Na、Cl之间存在着：阴、阳离子间的吸引、原子核间的排斥、电子之间的排斥，总的称为静电作用） 2、阴、阳离子是否会无限接近，最后中和电荷？ （参考答案：不会，到一定距离时，吸引和排斥就会达到平衡，再靠近，排斥力起主要作用；要离开，吸引力起主要作用，故达到一定距离时，可形成稳定的化合物）【小结】离子键：这种带相反电荷离子之间的相互作用叫做离子键。强调：相反电荷离子：指的是阴阳离子；相互作用：静电作用（包含吸引和排斥）。【思考】形成离子键的微粒是什么？成键的原因是什么？哪些元素间在形成化学键时易形成离子键？【小结】离子键成键微粒：阴阳离子； 成键的原因：电子的得失；

44、成键性质：静电作用； 形成的条件：通常为活泼金属和活泼非金属之间【思考】所有物质中都存在离子键吗？举例说明。二、离子化合物：离子化合物是指由离子键构成的化合物【思考】离子化合物包括哪些物质？参考答案：一般含金属元素的物质（如强碱NaOH、大多数盐）与铵盐，如NH4Cl【练习1】下列说法正确的是 （ ）A含有金属元素的化合物一定是离子化合物BA族和A族原子化合时，一定生成离子键C由非金属元素形成的化合物一定不是离子化合物D含有离子键的物质一定属于离子化合物三、电子式电子式：在元素符号周围用小黑点(或)来表示原子的最外层电子（价电子）的式子叫电子式。关键词：元素符号周围、最外层电子数阅读课本21页

45、资料卡片，理解Na、Cl、Mg、S原子电子式的写法。【练习2】写出H、O、C、N、F、Li原子的电子式【过渡】这样，我们就可以很方便地用电子式来表示出离子化合物氯化钠的形成过程。【强调】左边为原子的电子式；右边为NaCl的电子式，中间用“”连接。箭头左边的弧线表示电子的转移方向。【强调】左边离子化合物的电子式中注意：简单阳离子的电子式即是离子符号，阴离子的电子式加方框和电荷；阴阳离子的电子式挤在一起即为物质的电子式。【练习3】请大家用电子式表示离子化合物氯化镁的形成过程【小结】1、用电子式表示离子化合物形成过程注意事项：（1）离子须标明电荷数； （2）相同的原子可以合并写，相同的离子要单个写；

46、（3）阴离子要用方括号括起；（4）不能把“”写成“”；（5）用箭头标明电子转移方向(也可不标)；2、用电子式表示离子化合物与用电子式表示离子化合物的形成过程不是一回事儿，不能混淆。例如：溴化镁的电子式应写为： 用电子式表示MgBr2的形成过程应为： 【课堂总结】（投影） 1、离子键、离子化合物：略 2、用电子式表示离子化合物及其形成过程： 【当堂达标】 1、具有下列价最外层电子数的原子，最难形成离子的是（）AL层6个 BL层4个 CM层2个 DM层7个 2、下列离子化合物中，阳离子与氩原子具有相同的电子层结构，而阴离子与氖原子具有相同的电子层结构的是 （ ） A. Na2O B. CaCl2

47、C. Na2S D. K2O 3、M元素的一个原子失去两个电子转移到N元素的两个原子中去，形成离子化合物R。下列说法正确的是 （ ） A. R的化学式为M2N B. R一定溶于水C. R可能为盐 D. R中阴、阳离子的电子层结构相同 4、下列关于离子化合物的叙述中正确的是 （ ） A. 离子化合物中都含有离子键 B. 离子化合物中的阳离子只能是金属离子C. 离子化合物都能溶于水 D. 酸、碱、盐等都是离子化合物 5、X元素位于A族，原子核内有12个中子，它在最高价氧化物中的质量分数为60%；Y元素的原子核外有9个电子，X与Y能形成稳定的化合物W。则W的化学式为 ，W是X和Y通过 键结合的，用电

48、子式表示W的形成过程： 。【反思总结】附参考答案：【练习】1、D 2、略 3、略； 【当堂达标】1、B 2、D 3、C 4、A5、MgF2 离子 用电子式表示MgF2形成过程：略。第三节 化学键 （第二课时）【学习目标】1、理解共价键的形成过程、条件及分类2、理解共价键、化学键、共价化合物等概念3、能用电子式表示共价化合物的形成过程4、能从化学键的角度理解化学反应的微观本质【重点难点】理解共价键、化学键等概念；能熟练的用电子式表示共价化合物的形成过程【课前预习】共价键是指 通过 形成的 作用；依据成键元素的性质，可将共价键分为 和 ；共价化合物是指 的化合物。化学键是指 或 的作用力；一般物质则主