元素周期律第二课时

A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
练习
1.下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，
Mg最外层有2个电子；
BC
B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg（OH）2
D、 Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；
Si
P
S
Cl
从氢化物看
元素
14Si 15P 16S
氢化物 化学式
SiH4 PH3 H2S HCl
单质与氢气 的化合条件
高温下少量反应 磷蒸气，困难 加热反应 光照或点燃
氢化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 较不稳定 稳定
17Cl
非金属性：Si < P < S < Cl
从最高价氧化物的水化物看 元素
14Si 15P
氢氧化 物碱性
硅（Si）、磷（P）、硫（S）、氯（Cl)
非金属性的比较
性质
光照或 磷蒸气 单质与 氢气反 高温 与氢气 须加热 点燃爆 炸 应条件 能反应
含氧酸 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 的酸性 弱酸 中强酸 强酸 最强酸
结论：电子层数相同的原子，随着原子序数的增 加非金属性增强。
①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可 推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周 期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是 氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。 ②位于分界线附近的元素既有一定的金属性， 又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。
2、元素的化合价与位置、结构的关系 （1）最高正价数＝主族序数＝最外层电 子数 （2）最低负价数＝主族序数 － 8 ＝最外层电子数 － 8

如 Li <Na<K；I > Br > Cl
⑵电子层数相同时，核电荷数越大，则半径
。（同主族） 。（同周期）
如 Na > Mg > Al ；F < O < N
⑶电子层数和核电荷数都相同时,核外电子数越多，
则半径
。（同元素）
如 Cl < Cl-
1.看参考书或者到网上搜索常见的10电子和18电子微粒，总结在作业本上。 2.抄题，写本上。
比较C、O、H、Cl、B的 原子半径大小
活动探究3 根据前三周期元素的主要化合价随原子序数的变化情况，绘
制折线图。
B2O3 Li2O BeO
HClO4 H3PO4
CH4
PH3 Mg2Si
-2 H 2O
-1 H2O2
-1 Na 2O 2
二元化合物的化学式书写：（A、B均为短周期元素） 注意划线的陌生物质是存在的，理科生的要求。
⑤特殊：CO、NO、NaH、LiH
根续据一要求写出可能的化学式：（A、B、C均为短周期元素）
+2 -4
特殊
根续据二要求写出可能的化学式：（A、B、C均为短周期元素）
⑤特殊：HN3（叠氮酸）、NaN3（叠氮酸钠）
根续据三要求写出可能的化学式：（A、B、C均为短周期元素）
+4 -1
续四
HCN（氢氰酸）、NaCN（氰化钠）
收敛思维是先进行 发散思维，在此基 础上再进行集中， 从若干种方案中选 出一种最佳方案。
活动探究1 根据前三周期元素原子的最外层电子数随原 子序数的变化情况，绘制柱形图。
活动探究2 根据前三周期元素的原子半径随原子序数的变化情况，绘制 折线图。
知识点：比较原子（或离子）半径大小的方法

第2课时 元素周期律
解析：钾元素的第一电离能小于钠元素的第一电离能， 说明钾原子失电子能力比钠原子强，所以钾的活泼性强于 钠，A正确；同周期元素原子半径随着原子序数的增大而减 小，第一电离能随着原子序数的增大而呈增大趋势，但第 ⅡA族元素第一电离能大于同周期第ⅢA族元素，第ⅤA族 元素第一电离能大于同周期第ⅥA族元素，B错误；最外层 电子排布为ns2np6(若只有K层时为1s2)的原子达到稳定结构， 再失去电子较难，所以第一电离能较大，C正确；对于同一 元素来说，原子的电离能逐级增大，D正确。
第2课时 元素周期律
2．同一周期的主族元素从左到右，原子半径的变化趋 势如何？应如何理解这种趋势？
提示：同一周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减 小，其原因是同周期元素的能层数相同，核电荷数越大， 原子核对核外电子的引力就越大，导致原子半径减小。
第2课时 元素周期律
3．同一主族元素从上到下，原子半径的变化趋势如何？ 如何解释这种趋势？
第2课时 元素周期律
(2)各级电离能：＋1价气态基态正离子失去一个电子， 形成＋2价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第二电 离能，用I2表示；＋2价气态基态正离子再失去一个电子， 形成＋3价气态基态正离子所需要的最低能量叫做第三电 离能，用I3表示；依次类推。
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律
第2课时 元素周期律
2．第一电离能的变化规律及影响因素
(1)变化规律 ①同周期元素随着原子序数的递增，元素的第一电离能 呈现增大的趋势。 ②同族元素从上到下第一电离能逐渐变小。
(2) 影响因素
第2课时 元素周期律
①同周期：一般来说，同周期的元素具有相同的能层数，
从左到右核电荷数逐渐增大，原子半径一反三]

第二课时元素周期律教学目标：1. 知识与技能(1)使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；(2)认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。

2. 过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力。

3.情感态度与价值观：(1)培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。

(2)使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。

教学重点：元素周期律的推导及实质教学难点：元素的金属性、非金属性的变化规律教学方法：学生讨论，性质比较，实验探究，总结归纳教学过程：[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写课本P14 1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

[提问]参照课本上所填内容，请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布、元素的原子半径和元素的化合价有何规律性变化？[板书]二、元素周期律[讲述] 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～2 1 1～23～10 2 1～811～18 3 1～8[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。

这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。

因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。

由此，可得出如下结论：[板书]1、原子核外电子排布的规律性随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。

原子序数原子半径3～9 （0.152nm) (0.071nm) 大小10～17 （0.186nm) (0.099nm) 大小[过渡] 除了元素原子最外层电子排布呈现周期性变化外，我们再来看下元素原子的半径有何变化。