一、2第2课时元素周期律

《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第2课时）【课标要求】1、通过实验操作，培养学生实验技能。

2、掌握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规律。

【重点难点】1、从原子结构角度预测和解释元素的某些性质2、形成依据“位-构-性”关系研究元素周期律的方法【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、第三周期元素性质变化规律[实验一] Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

过一会儿，分别用酒精灯给两试[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较[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、非金属性越强，其最高价氧化物对应的水化物的酸性也越。

三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

四、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

【自我测试】1．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、C1元素最高正价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多2．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子A．4 B．5 C .6 D．7 ( )3．某元素x的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 ( )A．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO34．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变 B．元素的原子半径呈周期性变化C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化5．下列递变规律正确的是 ( )A．O、S、Na、K原子半径依次增大 B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强6．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多 C．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.D．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多7．超重元素“稳定岛”的预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。

第2课时元素周期律[明确学习目标] 1.能说出元素电离能、电负性的含义。

2.掌握元素原子半径、电离能、电负性周期性变化的规律。

3.能应用元素的电离能、电负性说明元素的某些性质。

学生自主学习一、原子半径1．影响原子半径大小的因素2．变化规律05逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径□06逐同周期主族元素，从左到右原子半径□渐增大。

二、电离能1．第一电离能03最低(1)定义：□01气态电中性基态原子失去□02一个电子转化为气态基态正离子所需要的□能量叫做第一电离能，常用符号I1表示，常用单位是kJ·mol－1。

(2)变化规律：如下图所示04增大趋势(有例外)。

①同周期：从左往右，第一电离能呈□05减小趋势。

②同主族：从上到下，第一电离能呈□2．逐级电离能(1)定义：原子的＋1价气态基态离子再失去1个电子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。

可以表示为M(g)===M ＋(g)＋e －I 1(第一电离能) M ＋(g)===M 2＋(g)＋e －I 2(第二电离能) M 2＋(g)===M 3＋(g)＋e －I 3(第三电离能) (2)变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即I 1＜I 2＜I 3＜…，这是由于原子失去一个电子变成＋1价阳离子后，半径变小，核电荷数未变而电子数目变少，核对外层电子的吸引作用增强，因而第二个电子比第一个电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。

同理，I 3＞I 2、I 4＞I 3…I n ＋1＞I n 。

三、电负性与对角线规则 1．电负性2．对角线规则在元素周期表中，某些主族元素与其□06右下方的主族元素的电负性接近，性质□07相似，被称为“对角线规则”。

如：1．“对于元素周期表中的一切元素，均满足同周期从左到右原子半径逐渐减小，同族从上到下原子半径逐渐增大”这句话是否正确？为什么？提示：不正确。

此规律仅适用于主族元素，而对于副族元素、第Ⅷ族元素、0族元素原子半径大小须另作研究。

第2课时元素周期律1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是()A．原子半径X最大，Z最小B．非金属性X最强，Z最弱C．气态氢化物中HX最不稳定D．原子序数：Z>Y>X答案 B解析由最高价氧化物对应水化物酸性强弱可知三种元素非金属性强弱顺序为X>Y>Z，则三种元素的原子序数大小关系为X>Y>Z，由同周期元素性质的递变规律可知：原子半径的大小顺序为Z>Y>X，气态氢化物的稳定性为HX>H2Y>ZH3。

2．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C答案 C解析对电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，由题可判断：aA2＋＝Mg2＋，bB＋＝Na＋，cC3－＝N3－，dD－＝F－，故原子半径：Na>Mg>N>F，原子序数：a>b>d>c，离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，还原性：Na>Mg>N>F。

3．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能答案 D解析本题的关键是要弄清金属性强弱的实质是原子失电子的难易程度，原子越容易失电子，其金属性越强，与原子失电子数目无关；其次得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。

必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学的重要内容，在本节中，通过学习这部分知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。

学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些内容将为本节的学习奠定了一定的基础。

通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。

本节内容以第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律的概念。

二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的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。

（2）通过实验操作，培养学生实验技能和动手操作能力。

2、过程与方法：（1）通过学生的自主探究学习归纳总结元素周期律。

（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。

3、情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。

三、教学重点难点：重点：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。

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，探究能力的培养。

四、学情分析：元素周期律是元素性质呈现周期性变化实质的揭示，也是高中化学的基础理论内容，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合、实现由感性认识上升到理性认识。

元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出结论，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生自己动手进行探究实验（钠、镁、铝元素的化学性质的比较）得出结论，具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。

元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料自己去分析卡片（Si、P、S、Cl元素的性质事实）资料获取信息或观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。

(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。

微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。

NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。

探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。

问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。

提示:A、B、C、D不在同一周期。

A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。

问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。

问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。

问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。

②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。

③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。

微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。

( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。

专题一 第一单元教学案 原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第二课时）课程学习目标：（1）了解同一周期和同一主族元素性质的递变规律。

（2）掌握元素金属性和非金属性的变化规律、比较方法。

（3）掌握理解元素原子结构对元素性质的影响，并能尝试运用这一规律预测元素的性质。

（4）运用元素周期表，理解位置、结构、性质三者的关系，培养分析和推理能力。

（5）通过对元素周期表的学习，了解相关的实际应用，树立爱科学、用科学、为科学努力学习的高贵品质。

知识体系梳理：原子的最外层 原子半径 元素性质随 电子数从1个 主要化合价 原子序数的 增加到饱和 原子得失电子能力 递增而呈现 （2个或8个） 金属性和非金属性 周期性变化 的稳定结构 课前预习：一、我们以第三周期为例，通过实验探究元素的金属性和非金属性的递变规律。

科学探究：钠、镁、铝与水（或酸）的反应 金属镁与沸水的反应：（填表）镁、铝与盐酸的反应此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2、11—17号元素最高化合价和最低化合价的变化规律是：。

3、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

课程达标检测：1、X、Y、Z三种非金属元素具有相同的电子层数，它们的气态氢化物的稳定性强弱顺序是：HZ＞ H2Y ＞H3X，下列说法中正确的是（）A、原子序数： X＞Y＞ZB、非金属性：X＜Y＜ZC、原子半径： X＜Y＜ZD、离子半径：X3-＜Y2-＜ Z-2、已知HNO3的酸性强于H3PO4,则N元素的非金属性于P元素的非金属性。

3、已知：Ca(OH)2的碱性强于Mg(OH)2,则Ca 元素的金属性强于镁元素的金属性。

4、元素的以下性质，随着原子序数的递增不呈现周期性变化的是（）A、化合价B、原子半径C、元素的得电子能力和失电子能力D、相对原子质量课后练习：1．下列递变规律正确的是 ( ) A．O、S、Na、K原子半径依次增大B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强 C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强2．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.3．下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强4．下列叙述正确的是( )A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大 B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等。

第二节元素周期律第1课时原子核外电子的排布元素周期律[目标导航] 1.了解原子的核外电子能量高低与分层排布的关系。

2.了解核外电子分层排布的规律。

3.了解元素的原子结构和元素性质的周期性变化。

4.理解元素周期律的内容和实质。

一、原子核外电子的排布1．核外电子的分层排布在多电子的原子里，电子的能量并不相同。

能量低的，通常在离核近的区域运动；能量高的，通常在离核远的区域运动。

核外电子的分层运动，又叫核外电子的分层排布。

其关系如下：电子层(n)符号1234567 K L M N O P Q离核远近由近远能量高低由低高2.原子核外电子的排布规律3．(1)原子(离子)结构的表示方法，如下所示：(2)原子结构示意图中，核内质子数等于核外电子数，而离子结构示意图中，二者则不相等。

如：Na＋Cl－阳离子：核外电子数小于核电荷数。

阴离子：核外电子数大于核电荷数。

点拨①电子层实质上是一个“区域”，或者说是一个“空间范围”，它与宏观上层的含义完全不同。

②核外电子排布的规律是互相联系的，不能孤立地理解。

如钙原子由于受最外层电子数不超过8个的限制。

其原子结构示意图为而不应该是。

【议一议】1．判断正误(1)锂的原子结构示意图是。

()(2)某原子M层电子数为L层电子数的4倍。

()(3)某离子M层和L层电子数均为K层的4倍。

()(4)离子的核电荷数一定等于其核外电子数。

()答案(1)×(2)×(3)√(4)×二、元素周期律1．原子结构的周期性变化(1)元素原子核外电子排布的周期性变化。

规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。

(2)元素原子半径的周期性变化。

规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。

2．元素性质的周期性变化(1)元素主要化合价的周期性变化规律：随着原子序数的递增，元素的最高正化合价呈现＋1→＋7，最低负化合价呈现－4→－1的周期性变化。