元素周期律导学案

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，电子层的能量电子层n电层序数1234567各符号KLMNOPQ与原子核的距离（近）（远）能量高低（低）（高）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。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（口）的关系？核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数(K)(,,5(O)6(P)2氦He210氖Ne28

18氩Ar28836氪Kr2881854氙Xe288181886氡Rn28813818各电子层最多容纳的电子数288135【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)，次外层电次外层电子数目不超过18倒数第三层不超过32个电子。注木：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原子结构示意图。如Mg请同学们说明各部分所代表的含义。、原子半径的变化规律【思考】观察下面表格，总结规律。元素符号HHe原子半径（nm）0.037元素符号LiBeBCNOFNe原子半径（nm）0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071元素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径（nm）0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099【结论】同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。三、元素主要化合价的变化规律

最高正价最低负价主族A1n山wVw皿元素符号NaMASPSC最外层电子数1234567最高正价最低负价【结论】最高正价=最外层电子数=主族序数I最高正价I+I最低负价I=_8__。（每周期：最高正价：+1—+8（第二周期为+5）,负价：-4--1-0）。随着原子序数的递增，元素主要化合价呈^性_变化。【总结】随着原子序数的递增，元素的原子半径、主要化合价呈性变化。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、主要化合价呈周期性变化。【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？1、第三周期元素金属性的变化规律NaMgAl判断元素金属性强弱的依据：①金属单质与水（或酸）反应置换出肉的难易程度（越易置换出氢气，说明金属性二原子序数电子层数最外层电子数原子半径的变化（零族元素除外）主要化合价的变化1~211一2+1—03〜1021一_8随着原子序数的递增而_减小+1—+5；—4——1-011〜183~_8随着原子序数的递增而_减小+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周期性变化；②元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。③元素的主要化合价呈周期性变化。强）。②最高价氧化物的水化物--氢氧化物的碱性强弱（碱性越强，则金属性越强）。③金属单质之间的置换（金属性强的置换金属性弱的）。④金属阳离子氧化性的强弱（对应金属阳离子氧化性越弱，金属性强）。实验探究一：课本15页科学探究1.实验（1）现象镁带跟冷水反应缓慢，只在表面产生很小的气泡,溶液颜色浅红，当加热至水沸腾时，镁带表面迅速产生气泡，溶液变为红色。化学方程式Mg+2H2O±Mg(OH)2+Hj实验探究二：课本16页科学探究1.实验（2）MgAl现象与酸剧烈反应，有气泡产与酸较剧烈反应，有气泡产生生化学方程式Mg+2HCl=MgCl2+H2T2Al+6HCl=2AlCl3+3H2T实验结论：

NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应：剧烈反应。与冷水反应缓慢与沸水反应上速与酸反应剧烈与酸反应：较剧烈反应最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al（OH）3两性氢氧化物结论NaMgAl►金属性逐渐增强^、第三周期兀素非金属性的变化规律SiPSCl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，则非金属性越强）。②最高价氧化物的水化物一最高价含氧酸酸性的强弱（酸性越强，说明非金属性越强）。③非金属单质之间的置换（非金属性强的置换非金属性弱的）。

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，非金属性越强）。SiPSCl单质与氢气反应的条件高羽温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物的化学式SiO2P2O5SO.3Cl2O7最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱H2SiO3弱酸H3P。4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2sO4酸性强）结论Si__P_S_►Cl非金属性逐渐增强总结：1.第三周期元素Na一Mg一Al一Si一P一S一fl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。.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。.实质: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。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，电子层数相同，随核电荷数增多，原子半径卫小，核对最外层电子的引力越弱，原子失电子能力越强，得电子能力越弱，金属性越强、非金属性越弱。(2)同主族元素，从上到下，电子层数增多，原子半径增大，核对最外层电子的引力越越弱，原子失电子能力越强，得电子能力越弱，金属性越强、非金属性越弱。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。

期周金属性逐IAIIAIIIAIVAVAVIAIIAV渐增强非金属性逐渐受强非金属性逐渐234567金属性逐渐占强Y【■■■】(1)金属性最强的元素(不包括放射性元素)是铯;(2)最活泼的非金属元素是氟；(3)最高价氧化物对应水化物的酸性最强的元素是氯(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)是铯(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BS,A处于B的右边(左或右)^的原子半径比A大；若8的最外层有2个电子，则A最外层有3个电子。(6)处于同周期的相邻两种元素A和B,4的最高价氧化物的水化物的酸性比B弱，A处于B的左边(左或右)；B的原子半径比A小；若B的最外层有6个电子，则A最外层有」个电子。元素化合价与元素在周期表中位置的关系价电子：元素原子的最外电子层中的电子主族序数=最外层电子数=最高正价非金属：最高正价+1最低负价I=&元素位、构、性三者关系(1)结构^定位置，位置反映结构核电荷数二原子序数电子层数二周期序数最外层电子数」主族序数(2)结构决定性质，性质反映结构最外层电子数主族元素的最高正价数I负价数I+最外层电子数=8同主族:相似性递变性(从上至下，金属性逐渐占强，非金属性逐渐减弱)同周期:递变性(从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐同周期:递变性(从左到右金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强)(3)性质反映位置，位置决定性质:核阻荷数、原子序数核外电子4.元素周期律的应用