高中化学必修1课件

第1节元素周期表第1课时元素周期表的结构第一章物质结构元素周期律1.了解元素周期表的发展历程；2.掌握元素周期表的编排原则及结构（重点）；3.能描述元素在周期表中的位置（难点）。

本课首先在课前让学生分小组查找关于元素周期表发展史的相关资料，制作成幻灯片相互交流，培养学生勇于创新、不断探索的科学品质。在课堂上教师对学生的实践活动进行点评，之后讲授元素周期表的结构，归纳总结记忆方法，通过观看《元素周期表之歌》让学生感受学习的快乐、化学与生活的密切相关。在讲授元素周期表的结构时，采用启发式教学，引导学生发现周期表中的规律，通过精选典型习题练习、解题方法介绍让学生掌握本节课重、难点知识：周期表的结构、元素在周期表中的位置。层式元素周期表形形色色的元素周期表元素周期表的发展史从18世纪中叶到19世纪中叶100年间，一系列的新元素接连不断地被发现，关于这些元素的物理化学性质也积累的非常丰富，但是一个更大的黑洞吸引着科学家，这些元素之间有怎样的内在联系呢？

1869年，俄国化学家门捷列夫将元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵行，制出了第一张元素周期表，揭示了化学元素间的内在联系，使其构成了一个完整的体系。门捷列夫还预言了一些未知元素的性质都得到了证实。但是由于时代的局限，门捷列夫揭示的元素内在联系的规律还是初步的，他未能认识到形成元素性质周期性变化的根本原因。元素周期表逐渐成为化学家研究元素及其化合物所不可缺少的工具，也为他们探索发现新元素提供了思路，成为化学发展史上重要的里程碑之一。到1905年，维尔纳（1913年诺贝尔获奖得者）制成了现代形式的元素周期表，而当时还不知道原子序数的实在物理意义。1913年，英国物理学家莫斯莱发现，门捷列夫周期表里的原子序数原来是原子的核电荷数。那么，我们现在普遍使用的元素周期表有怎样的结构？表中的各元素之间又有怎样的内在联系？究竟还有多少种元素没有被发现？元素周期表的终点又在哪里呢？下面让我们一起走进教材第一节元素周期表的学习吧！请同学阅读“一、元素周期表”的教材内容，时间5分钟1.什么是原子序数？一个原子的原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数之间有什么关系？原子序数核电荷数质子数核外电子数NaCl1111111117171717原子中：原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数规律：2.现在使用的元素周期表是依据什么原则编排的？把相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序从左到右排列在一个横行里，把最外层电子数相同的元素按照电子层数递增的顺序由上而下排在同一纵行3.元素周期表的整体结构情况如何？（1）现有的元素周期表共有

行

列；（2）横行称作______；纵行称作____；（3）现有的元素周期表有_____个周期，_____族。七十八周期族七十六周期序数12345678短周期长周期1.周期（横行）21018365486118每周期最后一元素的原子序数32周期序数=电子层数32IIIB151550?系33元素种数2881818一、元素周期表VIII

0副族7个IA

主族7个IIAIIIAIVAVAVIAVIIAIBIIBIIIBIVBVBVIBVIIB1个第八族2.族（纵行）

用罗马数字表示序数1个0族“A”表示主族；“B”表示副族！由短周期元素和长周期元素组成！完全由长周期元素组成！第Ⅷ族的Ⅷ后没有A或BVIII

0IA

IIAIIIAIVAVAVIAVIIAIBIIBIIIBIVBVBVIBVIIB123456789101311121415161718列族主族列序121314151617族序IAIVAVAVIAVIIA副族列序345671112族序VBVIBVIIBIIB第VIII族第

，共3个纵行0族第

纵行ⅠBⅣBⅢBⅢAⅡA8、9、1018主族序数=最外层电子数=最高正化合价①除9、10、18纵行(列序)外，族序数=列序个位数。(记忆方法)②18个纵行，只16个族；0族和第VIII族不属主族，也不属副族。族的别称第ⅠA族称为

__元素;第ⅡA族称为

___元素;第ⅣA族称为

元素;第ⅤA族称为

元素;第ⅥA族称为

元素;第ⅦA族称为

元素;零族称为

__元素.

碱金属碱土金属碳族氮族氧族

卤族稀有气体HLiNaKRbCsFrFClBrⅠAtⅠAⅦAⅡABeMgCaSrBaRaⅢABAlGaInTlⅣACSiGeSnPbⅤANPAsSbBiⅥAOSSeTePo0HeNeArKrXeRn种类ⅢBⅣBⅤBⅥBVIIB

VIIIIBIIB10个5个1.下面的线框中每一列、每一行相当于周期表的每一纵行和每一周期，但它的列数和行数都多于元素周期表。请在下面的线框中用色笔画出周期表的轮廓。并标出族序数，写出七个主族元素(可参考课本）和0族元素的元素符号。1234567周期2.请推测原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。答案：

6——第二周期第ⅣA族13——第三周期第ⅢA族34——第四周期第ⅥA族53——第五周期第ⅦA族88——第七周期第ⅡA族方法一：根据原子结构示意图，看电子层数及最外层电子数方法二：与稀有气体原子序数比较，看差值3.下列有关元素周期表的说法不正确的是（）。

A.只有IIA族元素的原子最外层有2个电子B.元素周期表含元素种数最多的族是第IIIB族C.第IVA族元素形成的化合物种数最多D.第15列某元素能形成碱性气体A4.已知A为ⅡA族元素，B为ⅢA族元素，它们的原子序数分别为m和n，且A、B为同一周期元素。下列关系式错误的是（）。

A．n=m+1B．n=m+11

C．n=m+25D．n=m+10D5.已知X、Y、Z是短周期元素，它们在周期表中的位置如图所示。试回答:

（1）X元素单质的化学式是________。（2）Y元素的原子结构示意图是________（3）Z与钠反应的化学反应方程式为：________________。XYZHeS+2Na=Na2S△+9271.熟悉周期表的大致轮廓。2.熟记1～20号元素原子序数和符号。3.熟记7个主族和0族元素原子序数、名称和符号。第1节元素周期表第2课时碱金属元素的性质与原子结构第一章物质结构元素周期律1.掌握碱金属单质的主要性质及其递变规律。2.初步掌握主族元素原子结构与元素性质的内在联系。本课设计主线：原子结构——化学性质——物理性质——总结升华。课题以设问的形式引导学生观察碱金属原子结构的异同点，并根据结构推测化学性质，接着用实验、资料分析的方法验证其相似性及递变性；从而总结出碱金属元素化学性质的相似与递变规律。之后阅读教材碱金属的物理性质，归纳物理性质的相似和递变规律。最后采用表格的形式归纳总结碱金属的结构、性质的递变规律，并设计精选习题培养学生应用知识的能力。

碱金属化学性质的学习，注重从结构决定性质的角度入手，结合结构推测其化学性质，并用实验、资料分析的方法验证其化学性质的相似性及递变性。碱金属物理性质的学习采用学生自主学习阅读教材并归纳，有助于锻炼学生比较、分析归纳总结的能力。碱金属元素单质LiNaKRbCsFr1.元素的原子结构和元素的性质之间有什么关系呢？2.我们把ⅠA族(除氢)称为碱金属，为什么要把它们编在一个族呢？1.碱金属元素观察碱金属元素的原子结构示意图有何异同？元素名称元素符号核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数原子半径(nm)碱金属元素锂0.152钠0.186钾0.227铷0.248铯0.265LiNaKRbCs3111937551111123456(1)碱金属原子结构锂钠钾铷铯原子结构的异同：1.相同点：碱金属元素原子结构的______________相同，都为____，都易失去电子，具有强还原性。2.递变性：从Li到Cs，碱金属元素的原子结构中，_________依次增多，___________依次增大。最外层电子数1个电子层数原子半径结构决定性质，可否从碱金属原子的结构角度推测其化学性质如何？又是否完全相同？+37281881+5528181881+321+192881+11281失去1个电子+1价阳离子表现出还原性可与非金属、水等反应(2)碱金属单质的化学性质(A)与氧气反应现象钠钾与氧气反应剧烈燃烧，火焰呈

色，生成

色的固体反应方程式黄淡黄2Na+O2Na2O2△K+O2KO2△-112-剧烈燃烧，火焰呈

色紫钾与氧气的反应实验元素条件现象产物结论LiNa加热燃烧，剧烈Na2O2

K

稍加热燃烧，更剧烈更复杂的氧化物KO2

Rb

Cs从Li到Cs，随电子层数的递增，还原性(金属性)逐渐增强.加热燃烧，较不剧烈Li2O接触空气不加热剧烈更复杂的氧化物接触空气不加热剧烈更复杂的氧化物(B)与水反应钠与水反应反应方程式浮、熔、游、响、红浮、熔、游、响、红，有微弱爆炸

2Na+2H2O2NaOH+H2↑2K+2H2O2KOH+H2↑钾钠、钾与水反应的实验对比请描述钠与水反应的实验操作及现象；元素现象产物结论LiNa剧烈反应，有“浮、熔、游、响、红”现象K更剧烈，气体会燃烧，轻微爆炸RbCs从Li到Cs，随电子层数的递增，还原性（金属性）逐渐增强。会反应，比Na缓慢

遇水燃烧，甚至爆炸

对应的碱和氢气2M+2H2O2MOH+H2↑(M=Li,Na,K,Rb,Cs)(B)与水反应碱性逐渐增强(1)碱金属元素结构和化学性质的相似性和递变性LiNaKRbCs1.相似性：最外层上都只有一个电子化学性质相似1)易失去电子，表现出强还原性2)化合物中均显+1价2.递变性：核电荷数↑电子层数↑原子半径↑核对最外层电子的引力↓失电子能力↑还原性↑金属性↑牢记规律在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次______，原子半径逐渐______，失电子能力逐渐______，金属性逐渐______。还原性：Li<Na<K<Rb<Cs氧化性：Li+<Na+<K+<Rb+<Cs+易失难得增多增大增强增强KRbCs(1)碱金属单质的物理性质阅读P7，试着归纳碱金属物理性质的相似性和递变性Li碱金属单质颜色和状态密度(g.cm3)熔点(℃)沸点(℃)Li银白色，柔软0.534180.51347Na银白色，柔软0.9797.81882.9K银白色，柔软0.8663.65774Rb银白色，柔软1.53238.89688Cs略带金属光泽，柔软1.87928.40678.4表1-1碱金属的主要性质最轻的金属，保存在石蜡里密度反常，比钠的密度小熔沸点逐渐降低碱金属物理性质的递变规律碱金属单质LiNaKRbCs

相似点颜色硬度密度熔沸点导电导热性递变性密度变化熔沸点变化柔软较小较低强逐渐增大（K特殊）逐渐降低均为银白色（Cs略带金色）碱金属元素的递变规律碱金属单质原子结构化学性质物理性质核电荷数电子层数原子半径核对最外层电子的吸引力金属性对应碱的碱性密度熔沸点LiNaKRbCs增加增加增加减弱增强增大(K除外)降低增强1.锂是世界上最轻的金属，它属于碱金属的一种。下列关于碱金属的说法正确的是()A.和锂同一主族的都是金属元素B.Na+比Li多一个电子层C.Li+、Na+、K+、Rb+的最外层都有8个电子D.Li是碱金属中原子半径最小的原子HDNa+有两个电子层，Li有两个电子层Li+最外层只有2个电子2.下列对碱金属性质的叙述中正确的是(

)A.碱金属元素的单质具有强还原性，可置换出硫酸铜溶液中的铜单质B.单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物C.碱金属单质与水反应生成碱和氢气D.单质熔、沸点随着原子序数递增而升高CLi燃烧后生成物只有Li2O熔、沸点在逐渐降低碱金属单质还原性强，会首先与水反应2M+2H2O2MOH+H2↑(M=Li,Na,K,Rb,Cs)3.下列关于碱金属某些性质的排序中，正确的是()A.还原性：Li>Na>K>Rb>CsB.密度：Li<Na<K<Rb<CsC.熔点、沸点：Li<Na<K<Rb<CsD.原子半径：Li<Na<K<Rb<Cs从上到下，随着原子半径的逐渐增大，还原性逐渐增强从上到下，密度逐渐增大(K除外)碱金属从上到下，熔沸点逐渐降低D4.碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是()A.在碱金属中它具有最大的原子半径B.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸.C氧化物种类增多第1节元素周期表第3课时1.掌握卤族元素单质的主要性质及递变规律。2.掌握主族元素原子结构与元素性质的内在联系。本课设计主线：卤素物理性质——原子结构——化学性质。采用回忆碱金属的递变规律引导学生思考卤素之间是否存在类似的递变规律，以明确本课目标。首先阅读资料卡片归纳卤素的物理性质递变规律，并补充介绍溴、碘单质的特性。接着观察卤素原子结构的异同推测化学性质。重点介绍与氢气化合、卤素单质间的置换反应及与水反应。并归纳卤素氧化性的强弱关系，总结递变规律。最后采用表格的形式梳理卤素的结构、性质的递变规律，并升华总结本节元素性质与结构之间关系——结构决定性质。并设计精选习题培养学生应用知识的技能。卤素化学性质的学习，注重从结构决定性质角度入手推测化学性质的递变规律。与氢气化合，采用阅读教材表格归纳递变规律，有助于提高学生的总结归纳能力；卤素之间的置换反应配有相关视频，通过观察实验，并用氧化还原知识分析氧化性、还原性强弱关系。做到理论与实践相结合，加深理解；接着设置疑问引入卤素单质与水的反应，总结化学性质递变规律。F2Br2I21.卤素单质的物理性质

单质

颜色、状态密度熔点/℃沸点/℃F2淡黄绿色气体1.69g/L-219.6-188.1Cl2黄绿色气体3.124g/L-101-34.6Br2红棕色液体3.119g/cm37.258.78I2紫黑色固体4.93g/cm3113.5184.4阅读P8资料卡片，总结卤素单质物理性质的递变规律。密度逐渐增大熔点逐渐升高沸点逐渐升高颜色逐渐加深均为双原子分子(1)相似性：(2)递变性：有颜色颜色:状态:密度:熔沸点:逐渐加深气—液—固逐渐增大逐渐升高与碱金属相比较？无水苯或汽油(上层)CCl4(下层)Cl2黄绿色浅黄绿色黄绿色Br2深红棕色橙黄色橙红色I2紫黑色棕黄色紫红色溶剂溶质①卤素单质在水中的溶解度较小，但是易溶于有机溶剂苯、CCl4、汽油等②卤素单质的特性A.溴的特性深红棕色液体，是常温下唯一呈液态的非金属单质有刺激性气味、有毒易挥发，溴蒸气为红棕色会腐蚀橡胶，用玻璃塞。密闭保存，加水液封B.碘的特性碘是一种紫黑色固体，碘的蒸气呈紫色易升华，用于分离、提纯碘晶体碘（I2）单质遇淀粉变蓝色——用于碘、淀粉相互检验碘的升华观察卤族元素的原子结构示意图，思考并讨论：①卤素的原子结构有什么异同点？②根据原子结构，试推测卤素在化学性质上所表现的相似性和递变性。+532818187+927+3528187+17287FClBrI+532818187+927+3528187+17287相似性：递变性：核电荷数递增电子层数递增原子半径依次增大易得一个电子表现氧化性氧化性逐渐减弱最外层7个电子得电子能力逐渐减弱2.卤族元素的原子结构(1)与H2反应3.卤素单质的化学性质H2+F2=2HF暗处剧烈反应并爆炸；HF很稳定H2+Cl2=2HCl光照或点燃反应；HCl较稳定H2+Br2=2HBr加热500℃，HBr不稳定

H2+I22HI需不断加热，HI同时分解阅读教材P8，归纳卤素与氢气反应的相似性及反应条件、产物稳定性等的递变规律■单质氧化性减弱，体现递变性■都能跟氢气反应，体现相似性反应通式：H2+X2=2HX

(X=F、Cl、Br、I)单质的氧化性(非金属性)：F2>Cl2>Br2>I2与H2反应条件生成的氢化物的稳定性单质的氧化性F2Cl2Br2I2逐渐变难逐渐减弱逐渐减弱A、HX的稳定性：B、HX的还原性：C、HX水溶液的酸性：HF>HCl>HBr>HIHF<HCl<HBr<HIHF<HCl<HBr<HI【实验1-1】根据实验判断氧化性和还原性的强弱关系以强制弱实验操作实验现象化学(离子)方程式溶液分层，上层

，下层

..溶体分层，上层

，下层

.

.无色橙红色无色紫色2NaBr＋Cl2=2NaCl＋Br22KI＋Cl2=2KCl＋I22Br-

＋Cl2=2Cl-＋

Br22I-

＋Cl2=2Cl-＋I2氧化性：Cl2>Br2还原性：Br->Cl-氧化性：Cl2>I2还原性：I->Cl-(2)卤素单质间的置换反应实验-氯水置换溴和碘实验操作实验现象化学(离子)方程式静置后，液体分层，上层

，下层

。

结论紫色

无色

2KI＋Br2=I2＋2KBr

氧化性：Cl2>Br2>I22I-＋Br2=I2＋2Br-

氧化性：Br2>I2还原性：I->Br-还原性：I->Br->Cl-溴和碘化钾溶液的反应实验小结：氧化性：F2>Cl2>Br2>I2还原性：F->Cl->Br->I-注意：F2不能在溶液中置换后面的卤素单质2F2+2H2O=4HF+O2氧化性：F2>Cl2>Br2>I2。

Cl2可从溴、碘的盐溶液中置换出相应的卤素单质，F2与氯、溴、碘的盐溶液可以置换出相应的卤素单质吗？Cl2+H2O=HCl+HClOBr2+H2O=HBr+HBrOI2+H2O=HI+HIO反应通式：2F2+2H2O=4HF+O2(特例)F没有正价，只有0价和-1价相似性：递变性：与水反应的能力依次减弱(能反应)(很弱)(极弱)反应越来越弱(3)与水反应X2

+H2O=HX+HXO（X≠F）3.卤素单质的化学性质与H2化合与H2O反应置换F2→I2反应难易程度：增大剧烈程度：减小氧化性：F2>Cl2>Br2>I2还原性：F->Cl->Br->I-卤族元素的递变规律卤素单质原子结构化学性质物理性质核电荷数电子层数原子半径核对最外层电子的吸引力得电子能力非金属性(氧化性)氢化物的稳定性密度熔沸点F2Cl2Br2I2从上到下增加增加增加减弱减弱增大升高减弱减弱

主族元素随原子核外电子层数增加，它们得失电子能力、金属性、非金属性递变趋势。规律：电子层数原子半径核对最外层电子的吸引力失电子能力金属性得电子能力非金属性同主族元素从上到下1.下列关于F、Cl、Br、I元素性质的比较，不正确的是()A.它们的原子核外电子层数随核电荷数的增加而增多B.被其他卤素单质从其卤素化物中置换出来可能性随核电荷数的增加而增大

C.单质的颜色随核电荷数的增加而加深D.它们的氢化物的稳定性随核电荷数的增加而增强D卤离子的还原性逐渐增强F2淡黄绿色，Cl2黄绿色，Br2红棕色，I2紫黑色×√√√非金属性越强，氢化物越稳定2．下列说法不正确的是(

)A．HBr比HCl的还原性强B．卤素是较强的非金属元素，故其单质只有氧化性C．碘难溶于水，易溶于有机溶剂D．碘单质能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝还原性：F->Cl->Br->I-√Cl2+H2O=HCl+HClO，Cl元素既体现出氧化性，也体现出还原性×√√B第4课时核素第1节元素周期表1.了解原子的构成；2.了解核素、同位素、质量数的概念；3.掌握质量数与质子数、中子数之间的相互关系。本课以《如何去鉴定物品的年代》的视频导入，提取与本课有关关键词，进而导入新课，从原子结构入手，确定原子组成；然后讲述原子内微粒间的数量关系，进而拓展到原子离子内微粒间的数量关系；最后系统讲解元素、核素及同位素的关系。在讲述元素、核素及同位素的关系时，要从原子核本身内部组成入手，同时通过练习巩固解说。如何去鉴定物品的年代(核素导入）视频中涉及如下关键词：C-14同位素

质子中子。。。一、原子的结构及组成氦原子结构示意图：22＋e-e-质子电子中子形象化原子虽小，但还可以再分。1.结构原子原子核核外电子

质子中子{{2.组成二、微粒间的数量关系1.原子核内微粒间的数量关系将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)2.构成原子或离子的微粒间的数量关系原子：没有得失电子，显电中性离子：得到或失去电子，带负电或正电性质子、中子、电子的电性和电量情况？1个质子带一个单位正电荷1个电子带一个单位负电荷中子不带电1.原子核所带的电荷数=质子所带的电荷数核电荷数=质子数2.质子数与核外电子数的关系（2）离子中：核外电子数≠质子数=核电荷数=原子序数（1）原子中：核外电子数=质子数=核电荷数=原子序数阳离子的核外电子数=质子数-离子所带电荷数阴离子的核外电子数

=质子数+离子所带电荷数氢元素的三种原子这三种微粒是同一种原子吗?是同一种元素吗?氕氘 氚H

D

T

重氢

超重氢2.核素:具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子叫

做核素

1.元素:具有相同核电荷数(质子数)的同一类原子。同种元素:原子的原子核中质子数______。同种元素:原子的原子核中中子数可以_______。同种元素:可以有______种不同原子。相同不相同几如:C12C13三、元素、核素、同位素C14元素种类与原子种数一样多吗?质子数(Z)中子数(N)质量数(A)原子名称原子符号101氕1H或H112氘1H或D123氚1H或T1233.同位素

质子数相同而不同中子数的同一元素的不同原子互称为同位素。即:两同(同质子数、同一元素)两不同(中子数不同、原子不同)其特点为：(1)同位素在周期表里占据同一位置。(2)同位素的化学性质几乎完全相同，物理性质略有差异。

B同位素的应用：同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要的用途。用于制造氢弹；利用育种，治疗癌症和肿瘤。放射性元素是造原子弹及核反应堆的材料；92U235是原子量的标准；6C12如：考古时利用测定一些文物的年代；A——代表质量数；Z——代表核电荷数；c——代表离子所带的电荷数；d——代表化合价；e——代表一个分子中的原子个数。AZ+dXc+--e--A、Z、c、d、e各代表什么？四、微粒的表示方法1.“16O”与“O”所表示的意义是否相同？816O表示原子核内有8个中子的具体的氧原子，而O除表示一个氧原子外，还可表示氧元素。82.填写下表中空白粒子符号质子数(z)中子数（N）质量数(A)AX表示O8181427Ar1822Cl35ClH1HZ17110134017183510118Ar4013Al278O18Al3.是不是任何原子核都是由质子和中子构成的？不是，如上述练习中1H原子，核内无中子，仅有一个质子。

第一章元素周期表第2节元素周期律（课时1）1.掌握原子核外电子的排布规律2.元素性质与原子结构的关系本课设计主线：原子结构——原子结构递变规律——元素性质递变规律——课堂检测。首先借用“核外电子运动的视频导入课堂，并发出与本课知识相关的设问，讲述原子核外电子的排布，从电子层、电子的能量及电子排布三个角度共同分析，总结出原子核外电子的排布规律；同时依据材料总结原子的电子层排布、原子半径及化合价的排布规律，从而引出问题：结构与性质的关系，接着通过实验或数据，总结第同一周期或同一主族的元素金属性或非金属的递变规律，最后通过课堂练习巩固本课所学知识。

在讲述金属性及非金属的递变规律时，一定要依据实验或数据，同时强调一定要学生明确判断金属性或非金属性的标准，让学生区别氢化物或最高价氧化物对应水化物的区别。结论：1.在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动（速度接近光速）。2.电子的运动是有一定规则的。核外电子运动人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。1.电子层2.电子的能量

所有电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，能量低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。

3.核外电子的排布规律（分析表1-2）一、原子核外电子的排布1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐升高核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。稀有气体元素原子电子层排布核电荷数元素名称元素符号各电子层的电子数KLMNOP最外层电子数2氦He2210氖Ne28818氩Ar288836氪Kr28188854氙Xe2818188886氡Rn2818321888各层最多电子数281832??（1）各电子层最多能容纳的电子数为2n2（2）最外层电子数不能超过8（当K层为最外层时不能超过2）。（3）次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数不能超过32。（1）各电子层最多能容纳的电子数为2n2（2）最外层电子数不能超过8（当K层为最外层时不能超过2）。（3）次外层电子数不能超过18，倒数第三层电子数能超过32。（4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。核外电子的排布规律：a.四条规律相互制约b.最外电子层中排满8个电子（He为2个电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构1.判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？

A、

B、D、C、××××2.根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；______（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；______（3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________

硅硼

氖表5-51～18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→8二、元素周期律结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

表5-51～8号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价原子半径大→小原子半径大→小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。表5-51～18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→0结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？

随原子序数的递增,元素原子核外电子排布的周期性变化,决定了原子半径、化合价呈现周期性变化。元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？元素的金属性和非金属性的强弱根据什么来判断？①金属与水或酸反应越容易，金属性越强；②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强；③金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。元素金属性强弱判断依据:①非金属与H2化合越容易，非金属性越强；②气态氢化物越稳定,非金属性越强；③最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强；④非金属与某些盐溶液反应置换另一非金属。元素非金属性强弱判断依据:∴镁的金属性比钠弱。

1.实验现象化学方程式（1）镁与冷水和热水反应比较钠比镁与水反应剧烈（1）比较钠比镁与水反应的难易程度？加热前，镁条表面附着

，加热沸腾后有

冒出，溶液变

色。少量无色气泡较多无色气泡粉红Mg+2H2O==Mg(OH)2+H2△镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应比铝剧烈。∴镁的金属性比铝强。（2）镁与铝与盐酸反应比较MgAl现象化学方程式有大量气泡产生，试管烫手，反应速度很快。有大量气泡产生，试管烫手，反应速度快。2Al+6HCl=2AlCl3+3H2Mg+2HCl=MgCl2+H2比较镁和铝与盐酸反应的难易程度？NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应:.....与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速,与酸反应剧烈，放出氢气。与酸反应：

.....最高价氧化物对应水化物碱性强弱

NaOH(

)

Mg(OH)2Al(OH)3(

)浮于水面，熔成小球，四处游动，嘶嘶作响，溶液变红；与酸反应更为剧烈。强碱中强碱两性氢氧化物

所以：NaMgAl

金属性逐渐

.减弱

常温下和加热时，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出无色气体。

2.讨论上述实验证明，第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:

NaMgAlSiPSCl

金属性逐渐

，非金属性逐渐

。对其他周期元素性质进行研究,也可以得到类似的结论。∴同一周期元素,从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。4.结论减弱增强比较第三周期非金属与氢气反应条件及含氧酸的酸性强弱(P16)3.阅读元素周期表中元素性质递变规律内容同周期元素（自左向右）同主族元素（自上而下）电子层数最外层电子数1.原子半径2.元素主要化合价3.金属性、非金属性4.得失电子能力5.氧化性与还原性6.最高价氧化物对应水化物的酸碱性7.气态氢化物的生成与稳定相同增多从1-2或1-8相同从大到小从小到大从+1--+7或-4---1相同减弱增强增强减弱失减弱，得增强失增强，得减弱氧化性增强，还原性减弱还原性增强，氧化性减弱碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱生成由难渐易稳定性逐渐增强生成由易渐难稳定性逐渐减弱元素周期律方式元素性质变化趋势结论随着原子序数的递增元素原子的最外层电子排布1→8(H,He)元素原子半径大→小元素化合价+1→+7-4→-1→0元素金属性与非金属性金属性减弱非金属性增强呈现周期性变化随着原子序数的递增，元素的性质呈现周期性变化，这叫做元素周期律。1.某元素原子核外L层电子数是其它层电子数之和的2倍，则该元素的核电荷数为()A.6B.8C.12D.16AC2.下列变化的比较,不正确的是()A.酸性强弱:HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3

B.原子半径大小:Na>S>OC.碱性强弱:KOH>NaOH>LiOH

D.

还原性强弱:F->Cl->I-D

第2节元素周期律课时2第一章元素周期表1.了解两性元素2.了解元素最高化合价与元素周期表位置的关系3.了解元素周期表及周期律在其他方面的应用

本课首先利用结构、位置与性质三者之间的关系导入新课，进而引出元素周期表及周期律在其他方面的应用；首先巩固元素周期表及周期律在元素位置、性质及结构方面的应用，然后再说明在元素金属性及非金属性方面的应用；再而介绍在元素的化合价判断方面的应用。最后简单介绍在其他领域的应用决定位置结构性质决定反映反映决定反映元素周期表及周期律具体又有哪些应用呢？一、元素的位、构、性三者之间的关系应用1.结构决定位置原子序数＝核电荷数周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数2.结构决定性质最外层电子数＝主族元素的最高正价数＝8－负价数最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱3.位置决定性质同主族{相似性从上到下，递变性二、金属与非金属性分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：同周期：从左到右，递变性氧化性增强非金属性逐渐增强金属性逐渐增强原子半径逐渐增大金属性逐渐增强还原性逐渐增强原子半径逐渐减小非金属性逐渐增强原子半径依次减小原子半径依次减小原子半径依次增大原子半径依次增大失电子能力依次增强失电子能力依次增强得电子能力依次增强得电子能力依次增强非金属性依次增强金属性依次增强金属性依次增强非金属性依次增强什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强它们分别位于元素周期表中的什么位置？三、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系(1)主族元素:最高正价数=主族序数=最外层电子数(2)非金属元素:

｜最高正价｜+｜最低负价｜=8四、其他应用（P18）（1）预言未知元素并证实.（2）分界处找半导体材料.（3）在非金属区域找制农药元素.（4）过度区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料.1.硒是人体肝脏和肾脏的组成元素之一，现在含有元素硒(Se)的保健品已经进入市场,已知它与氧元素同族,与K同周期,关于硒的说法中不正确的是（）A.原子序数为34

B.最高价氧化物的水化物的分子式为H2SeO4C.Se的非金属性比Br弱

D.气态氢化物的稳定性比硫化氢气体强D2.有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素，V和Z元素原子的最外层都只有一个电子，W和Y元素原子的最外层电子数相等，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍，X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半。由此可推知（填元素符号）：

V是____、W是____、X是_____、Y是____、Z是_____H

OAlSK第一章物质结构元素周期律第3节化学键（第1课时离子键）1.了解离子键的概念。2.掌握离子键的形成过程和形成条件。3.能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程。本课首先从元素周期表中出发，让学生回忆目前的元素种类，并指明目前的化合物种类，引导学生分析元素形成化合物时需要一种作用，进而引入“化学键”的概念；然后从Na与Cl2的实验入手，分析Na元素与Cl元素的形成过程，最终确定活泼金属与活泼非金属之间形成的化学键——“离子键”，并归纳形成“离子键”的微粒、条件及其存在。

在讲“电子式”时，注意从原子的“电子式”入手，结合稳定结构分析原子的得失电子情况，从而过渡到阴、阳离子的“电子式”，再根据“离子化合物”的构成微粒，确定“离子化合物”的“电子式”，注重对相同离子的处理。最后用“电子式”表示出“离子化合物”的形成过程。118种元素3800万种物质元素组成原子分子构成化学键实验1-2课本P21【钠在氯气中燃烧】现象化学方程式钠剧烈燃烧,发出___色火焰，出现大量白___(烟？雾？)2Na+Cl2==2NaCl△黄烟钠在氯气中燃烧NaCl的形成转移1e—不稳定稳定更稳定

能量低Na×Na+Cl静电引力(异性相吸如正负电荷相吸)Na+Cl－静电斥力(同性相斥如电子与电子，原子核与原子核)Cl×离子键离子化合物NaClCl×Na+离子键(静电作用)离子键：带相反电荷的离子之间的相互作用。离子键在氯化钠晶体中，Na+和Cl-

之间存在哪些作用力？1.Na+离子和Cl-离子间的静电相互吸引作用。3.因阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的化学键。2.阴阳离子间电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用。一、离子键带相反电荷的(阴阳)离子之间的相互作用称为离子键成键方式成键粒子键的本质成键元素(判断依据)离子键得失电子阴阳离子静电作用活泼金属+

活泼非金属包括:正价原子团如：NH4+包括:负价原子团如：OH-

注意:并非所有金属元素和非金属元素组成的都是离子键，如AlCl3等。1.离子键2.离子化合物由离子键构成的化合物叫做离子化合物。下列哪些物质中存在离子键？Na2OMgCl2SO2HClNa2O2NaOHKNO3

NH4ClNa2OMgCl2Na2O2NaOHKNO3NH4Cl1.概念：在元素符号周围用·或×表示原子的____________的式子。2.原子的电子式3.阳离子的电子式最外层电子

(1)简单阳离子电子式就是离子符号(2)复杂阳离子

H+Na+(尽可能对称，电子尽可能分布在元素符号的上、下、左、右4个位置，每个位置不超过2个电子）H

NaMgAlCNOFH

NaMgAlCNOF××××二、电子式5.离子化合物的电子式

把阴、阳离子的电子式写出并遵偱阴、阳离子交替的原则排布。举例：NaClMgCl2

练习：CaSNa2O4.简单阴离子的电子式在元素符号周围标出最外层电子，用“[]”括起来，并在右上角注明所带电荷数。Cl×O2举例：Cl-O2-

6.用电子式表示离子化合物形成过程Na1Cl1确定原子的个数Na+Cl写出电子式写出电子式Na×Cl+Cl×Na+Na2S1确定原子的个数2Na+S写出电子式写出电子式2Na×S+S×

×Na+2Na×S+Na×+S×

×Na+2Na+S×

×Na+2Na+二、用电子式表示下列物质形成过程1.MgCl22.Na2S一、写出下列物质的电子式1.NaBr

2.CaF2

3.CaO1.下列说法正确的是（）A.离子键就是阴阳离子间的静电引力B.所有金属元素与所有非金属元素间都能形成离子键C.钠原子与氯原子结合成氯化钠后体系能量降低D.离子化合物CaCl2中，两个氯离子间也存在离子键C3.下列性质中，可以证明某化合物内一定存在离子键的是（）A.溶于水 B.熔点较高C.水溶液能导电

D.熔融状态能导电2.下列不是离子化合物的是（）A.H2O

B.Na2SC.KOH

D.NH4NO3AD4.下列各数值表示有关元素的原子序数，能以离子键相互结合成稳定化合物的是（）A.10与19

B.6与16C.11与17

D.14与85.化学科学需要借助化学专用语言描述，下列有关化学用语正确的是（）A.Na2O的电子式：B.质量数为37的氯原子：C.Br-的电子式：D.Ar的结构示意图：CC第一章物质结构元素周期律第3节化学键（课时2）1.知道共价键的概念和共价化合物的概念。2.掌握共价键的形成条件条件。3.能熟练地用电子式表示简单共价化合物的形成过程。

本课首先从复习离子键的形成出发，让学生回忆活泼金属与活泼非金属之间形成的化学键，然后提出问题：非金属元素与非金属元素之间能否形成“离子键”，然后用图示表示H原子与Cl原子形成化学键的过程，最后归纳总结“共价键”的微粒、条件、分类及其存在。

在讲共价化合物的表示形式时，要注意“电子式”和“结构式”的对应，引导学生分析原子的最外层电子数，进而结合8电子稳定结构判断所形成的共价键的数目，从而可快速写出“结构式”，再写出“电子式”的方法。在表示“共价键”的形成过程时，要注意与“离子键”的区别。然后通过分析，掌握“离子键”与“共价键”在物质中的存在情况。最后归纳总结“化学键”的概念、分类等知识。⑴用电子式表示氧化镁的形成过程⑵用电子式表示硫化钾的形成过程箭头左方相同的原子可以合并，箭头右方相同的微粒不可以合并。注意·O·····[O]2-····：：·Mg·＋→Mg2+·S·····2K·＋→K+[S]2-····：：K+共价键

H·和原子形成HCl过程中，能否形成离子键？为什么？HCl分子不是通过离子键来形成，是通过什么方式结合的呢？不能，因非金属元素的原子均有获得电子的倾向。

Cl·

······我只有一个电子，太少了我也少一个电子eＨ原子Cl原子eeeeeee二位好！我有一个好办法．你们每人拿出一个电子共用，就象共同分享快乐一样共同拥有，行吗？e好呵谢谢好呵谢谢eeeeeee愿意愿意H原子，你愿意拿出一个电子共用吗？Cl原子，你愿意拿出一个电子共用吗？eeeeeeee不稳定共用1对e—稳定共价化合物HCl更稳定

能量低HClHCl共价键共价键HCl共价键共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。在化学上，常用一根短线表示一对共用电子对。HCl的形成共价键成键方式成键粒子键的本质成键元素(判断依据)离子键共价键得失电子阴阳离子静电作用活泼金属+活泼非金属包括:正价原子团如：NH4+包括:负价原子团如：OH-1.共价键概念：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

共用电子对原子静电作用非金属元素+非金属元素【不活泼金属元素】判断下列物质中哪些仅含有共价键？KFCH4MgCl2H2OH2O2Na2O2个例：AlCl3CH4H2OH2O2

概念

构成粒子

键的种类组成元素(判定依据)离子化合物共价化合物只要有离子键的化合物阴阳离子一定有离子键,可能有共价键2.共价化合物只有共价键的化合物，原子通过共用电子对形成分子的化合物分子只有共价键

活金属元素+活非金属元素（除氯化铝）非金属元素+非金属元素(共价化合物只含共价键，熔融时不发生电离，故液态时不导电）从元素种类角度判断，下列物质：属于离子化合物有___________；共价化合物有_________。①He②H2③CaO④CO2⑤CaF2⑥MgS⑦AlCl3⑧Na2SO4

⑨HNO3

⑩Mg(OH)2③

⑤⑥⑧⑩

④⑦⑨3.共价键的分类共用电子对不偏移共用电子对偏移有不同种非金属元素形成有同种非金属元素形成非极性键极性键共价键极性键与非极性键ClClHCl判定依据:(不显电性)(吸电子能力强的显负电性，吸电子能力弱的显正电性)00+1-1看成键元素是否相同。4.用电子式表示共价化合物形成过程H2O1确定原子的个数2H+O写出电子式写出电子式2H×O+O×

×HHH1Cl1确定原子的个数H+Cl写出电子式写出电子式H×Cl+Cl×HH—O—HO=C=O5.结构式在化学上，常用一根短线表示一对共用电子对。四、化学键1.概念：使_____相结合或______相结合的作用力。离子原子离子键共价键2.分类注意：稀有气体是单原子分子，所以稀有气体中不存在化学键。3.从化学键角度理解化学反应：

①若只有化学键的断裂或只有化学键的形成一定是化学反应吗？②所以必须__________________________才是化学反应。既有旧键断裂，又有新键形成化学键共价键离子键非极性键极性键离子化合物共价化合物反应物化学键断裂(分子变成原子)，生成物化学键形成(原子结合成分子)过程。通过共用电子对方式形成共价键通过得失电子方式形成离子键达到8电子稳定结构形成阴阳离子构成离子化合物形成分子构成共价化合物1．下列叙述正确的是（）A．离子化合物可能含有共价键B．常温下的气体分子中一定含有共价键C．共价化合物中可能含有离子键D．单质分子中不存在化学键A2．下列分子的电子式书写正确的是（）A．氨B．四氯化碳C．氮气D．二氧化碳C3．下表物质所含化学键类型、所属化合物类型完全正确的一组是（）A4．按要求写出下列化学式。（1）由非金属元素组成的离子化合物___________（2）含金属元素的共价化合物_________________（3）含极性键的离子化合物___________________（4）含非极性键的离子化合物_________________（5）含极性和非极性键的共价化合物____________NH4ClAlCl3

NaOHNa2O2

H2O2

第一章物质结构元素周期律

知识点梳理物质结构与性质原子核核素同位素原子结构化学键核外电子排布元素周期表元素周期律同主族元素性质相似性和递变性同周期元素性质变化规律离子键共价键内容结构：（一）元素周期表1.1869年，化学家门捷列夫（R）制出第一张元素周期表。2.原子序数=核电核数=质子数=核外电子数3.周期：元素周期表的七个横行叫做周期。第一、二、三周期称为短周期，其它周期称为长周期。4.族：元素周期表的18个纵行叫做族。族分为主族（A）、副族（B）、第Ⅷ族和0族。一、元素周期表

1.

碱金属元素的性质名称相似性递变性最外层电子数物理性质化学性质电子层数熔点沸点密度化学性质锂钠钾铷铯逐渐增多逐渐降低逐渐降低逐渐增大金属性逐渐增强1软,亮.轻.低(熔点).略带金色单质都具有强的还原性（二）元素的性质与原子结构名称相似形递变性最外层电子数物理性质化学性质电子层数熔点沸点密度化学性质氟氯溴碘7单质的熔,沸点较低,颜色较深单质具有强的氧化性逐渐增多逐渐升高逐渐升高逐渐增大非金属性逐渐减弱2.卤素的性质单质的熔,沸点较低,颜色较深卤素的化学性质1.与氢气反应H2+X2=2HX（X=F、Cl、Br、I）从氟到碘，反应从易到难，反应剧烈程度越来越弱。生成的氢化物稳定性：HF>HCl>HBr>HI2.卤素单质氧化性：F2>

Cl2>

Br2>

I2总结

通过比较碱金属单质与氧气、与水的反应，以及卤素单质与氢气的反应、卤素单质间的置换反应，得出结论：

元素的性质与________有密切的关系，主要与____________________，特别是______________有关。原子结构原子核外电子的排布最外层电子数思考

同主族元素随着电子层数的增加，即在元素周期表中，同一主族从上到下，递变规律都有哪些？得电子能力：失电子能力：金属性：非金属性：a——代表质量数；b——代表核电荷数；c——代表离子的价态；d——代表化合价；e——代表原子个数abe+dXc+--a、b、c、d、e各代表什么？（三）核素3.核素：把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。4.同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子互称为同位素。（同一种元素的不同核素互称为同位素）2.质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来，该数值即为质量数。质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）如：1H、2H、3H；12C、14C1.元素：具有相同质子数的一类原子的总称。……元素核素核素同位素（1）元素、核素与同位素的关系：（2）同位素的性质：

同位素的各核素的质子数相同，在元素周期表中占。相同的位置天然同位素相互间保持一定的比率。（3）同位素的应用：同位素在日常生活、工农业生产和科学研究中有着重要的用途，如考古时利用（）测定一些文物的年代，（）用于制造氢弹，利用（）育种，治疗癌症和肿瘤。1.若短周期中的两种元素可以形成原子个数比为2：3的化合物，则这两种元素的原子序数之差不可能的是（）

A.1B.

3C.

5D.

62.33号元素是第__________周期元素；族序数是_______;最高正价是________。若用A表示该元素，其气态氢化物的化学式是________。第四VA+5价AH3D3.在短周期元素中，原子最外电子层只有1个或2个电子的元素是（）

A．金属元素

B．稀有气体元素

C．非金属元素

D．无法确定为哪一类元素D练习：二、元素周期律电子层的代号n各电子层序号1234567KLMNOPQ与原子核的距离从小到大能量从低到高(一）原子核外电子的排布1.电子层K、L、M、最多能容纳的电子数为2、8、8，最外层电子数最多为8。

3.原子核外电子排布的规律1.从内层向外层，2.原子核外最外层电子数不超过。能量由低向高。8个（当K层为最外层时不超过2个）

原子核外次外层电子数不超过18个；倒数第三层电子数不超过32个。3.每层最多容纳的电子数2n2个。n=1,2,3,4时，最多可容纳的电子数分别是：2，