专题一第一单元原子核外电子排布与元素周期律

AlCl3＋3H2↑结论镁的金属性比铝强※讨论①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3※规律：金属性Na>Mg>Al（减弱）【探究活动2】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照爆炸点燃反应气态氢化物稳定性极不稳定，在空气中自燃很不稳定不稳定稳定最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2SO4酸强）结论同周期从左到右，非金属性逐渐增强※规律：第三周期元素：NaMgAlSiPSCl，（从左到右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。用结构观点解释：同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.※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的变化，这一规律叫做元素周期律。（2）实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。第3课时元素周期表及其应用教学目标（一）知识与技能了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；了解周期、主族序数和原子结构的关系（二）过程与方法通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力（三）情感与价值观通过精心设计的问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣教学重点:周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系教学难点:周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系教学过程：一、元素周期表的结构1．编排依据：元素周期律。2．排列原则（①按原子序数递增的顺序从左到右排列。 ②将电子层数相同的元素排成一个横行。 ③将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。具在相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。）(1)横行：电子层数相同，每个横行称为周期。(2)纵行：最外层电子数相同，纵行称为族。3.结构特点：核外电子层数元素种类稀有元素的序号第一周期12种元素2短周期第二周期28种元素10周期第三周期38种元素18元（7个横行）第四周期418种元素36素（7个周期）第五周期518种元素54周长周期第六周期632种元素86期第七周期（不完全周期）7未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族（有短周期和长周期共同构成）族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（完全有长周期元素构成）（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体注意：A.周期序数＝电子层数B.原子序数＝质子数C.主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D.主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数二、同主族和同周期元素性质的递变1．同周期元素性质的递变同周期元素(除稀有气体元素外)中，随着核电荷数增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（气态氢化物稳定性→逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性→逐渐增强，碱性→逐渐减弱）2．同主族元素性质的递变同主族元素中随着核电荷数增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引能力逐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3．金属元素和非金属元素的分区(1)分界线元素性质随周期和族的变化规律：a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱(2)性质的递变①金属性最强的元素处于周期表的左下角，它是铯(Cs)元素。②非金属性最强的元素处于周期表的右上角，它是氟(F)元素。③周期表中金属、非金属之间并没有严格的界线。临近虚线两侧的元素既表现出一定的金属性，又表现一定的非金属性。三、元素周期表的应用1．位、构、性之间的关系a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置b.原子结构决定元素的化学性质c.以位置推测原子结构和元素性质2．应用(1)根据元素在周期表中的位置，推测元素的原子结构，预测其主要性质。(2)研究合成新物质：=1\*GB3①在金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如Si、Ge、Se等；=2\*GB3②在氟、氯、硫、磷等位置靠近的区域能找到制造农药的材料，如含砷、磷的有机农药；=3\*GB3③在过渡元素中寻找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。【知识拓展】1.依据元素在周期表中的位置特征推断出属何种元素，进而确定其在周期表中的位置及性质(1)族序数等于周期数(即电子层数)的元素：H、Be、Al。(2)最外层电子数与次外层电子数的差等于周期数的元素：C。(3)周期数是族序数2倍的元素：Li。(4)族序数等于周期数2倍的元素：C、S。(5)族序数等于周期数3倍的元素：O。(6)周期数是族序数3倍的元素：Na。(7)最高正价不等于族序数的元素：O、F。(8)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。(9)最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。(10)电子层数是最外层电子数一半的短周期元素：C、S、He。(11)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：Li、Si。2．依据元素性质、存在、用途等方面的特殊性质推断其是何种元素，进而确定其位置和性质(1)形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。(2)地壳中含量最多的元素，或氢化物在常温下成液态的元素：O。(3)空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。(4)地壳中含量最多的金属元素：Al。(5)最活泼的非金属元素或无正价的元素：F。(6)最活泼的金属元素：Cs(不包含放射性元素)。(7)焰色反应呈黄色、紫色(透过蓝色钴玻璃)的元素：Na、K。(8)常温下呈液态的单质的组成元素：Br、Hg。常温下呈液态的非金属单质的组成元素：Br。(9)最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：Be、Al、Zn。(10)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素：N。(11)元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素：S。(12)元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。3.同周期的ⅡA和ⅢA族元素的原子序数差:第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；第4、5周期（短周期）元素原子序数都相差11；第6、7周期（短周期）元素原子序数都相差25；4.原子序数差规律(1)ⅠA——ⅡA族元素：同一主族上下相邻两元素的原子序数之差与上面的元素所在周期的元素数目相同。(2)ⅢA－－ⅦA族元素：同一主族上下相邻两元素的原子序数之差与下面的元素所在周期的元素数目相同。[例5]ⅠA周期元素数目第一周期1H2种原子序数差：2第二周期3Li8种原子序数差：8第三周期11Na8种[例6]ⅦA周期元素数目第二周期9F8种原子序数差：8第三周期17Cl8种原子序数差：18第四周期35Br18种5.主族元素的电子排布规律（判断主族）①最外层37个电子的：是与最外层电子数相应的主族元素；②最外层12个电子的：不能确定，再看次外层：若次外层8个电子：是与最外层电子数相应的主族元素；若次外层918个电子：是过渡元素。[例4]下列元素中，一定属于主族元素的有（ADE）元素AB