第二节元素周期律第2课时学案.doc

专题五 元素周期律 元素周期表

【学法导航】

学生在解决此专题的时候可关注如下几个要点：

考查主要集中在8（或18等）电子结构的判断，电子式的书写，微粒半径的比较，晶体熔沸点高低的判断，化学式的推导以及简单计算等，在体现基础知识再现的同时，侧重观察、分析、推理能力的考查。高考题主要以元素推断题出现，旨在考查考生的分析推断能力。对有突破口的元素推断题，可采用题目暗示的突破口，联系其他条件，顺藤摸瓜，各个击破，推出结论，对无明显突破口的元素推断题，可利用提示条件的限定，逐渐缩小推断范围，大胆尝试、猜测、充分考虑各元素的相互关系予以推断21

【典例精析】

1.（08广东卷）2007年诺贝尔化学奖得主Gerhard Ertl对金属Pt表面催化CO氧化反应的模型进行了深入研究。下列关于20278Pt的说法正确的是 （ ）

A． 20278Pt和19878Pt的质子数相同，互称为同位素

B． 20278Pt和19878Pt的中子数相同，互称为同位素

C． 20278Pt和19878Pt的核外电子数相同，是同一种核素

D． 20278Pt和19878Pt的质量数不同，不能互称为同位素

【解析】同位素定义：质子数相同，中子数不同的核素称为同位素。

【答案】A

2.（09全国卷Ⅱ9）某元素只存在两种天然同位素，且在自然界它们的含量相近，其相对原子质量为152.0，原子核外的电子数为63。下列叙述中错误．．的是

A. 它是副族元素 B. 它是第六周期元素

C. 它的原子核内有63个质子 D. 它的一种同位素的核内有89个中子

【答案】D

【解析】核外电子数等于其质子数，C项正确；用质子数分别减去各周期所含有的元素种类，63-2-8-8-18-18=9，显然其属于第六周期，从左到右的第9种，而第六周期中包含镧系，所以它应属于副族，A项、B项均正确；由于存在同位素，所以相对原子质量应是同位素的平均值，而不代表其中一种元素的质量数，故中子数不能用152-63=89来计算，D项错。

第1页 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>a

C．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。

1 【学案】

学第二节 元素周期律（第1课时）

课前预习学案

一、 预习目标：了解原子结构和原子表示方法。

二、 预习内容：

⑴原子是由居于_____________的带__________的__________和______带________的______构成的。

⑵原子核是由带____________的_________和_____________的_________构成的。

⑶原子符号“xAZ”中，Z表示_____________，A表示____________，核内中子数用______表示。

（4）写出1-20号原子结构示意图

课内探究学案

一、学习目标：

知识目标：

1、知道元素原子核外电子排布规律；

2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。

能力目标：

提高学生们归纳整理的能力。

情感、态度、价值观目标：

学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。

学习重点难点：

重点：元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化。

难点：知道元素原子核外电子排布规律。

二、学习过程：

探究一：核外电子排布规律

（1）各电子层最多容纳_______个电子；

（2）最外层电子数不超过____个电子(K层为最外层时不超过_____个)；

（3）次外层电子数不超过______个电子；

（4）核外电子总是尽先排布在能量____ 的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_____的电子层。

分组讨论：

１、写出１至２０号元素的原子结构示意图．

２、总结１至１８号原子结构的特殊性。

（１）原子中无中子的原子：

2 （2）最外层有1个电子的元素：

（３）最外层有２个电子的元素：

（4）最外层等于次外层电子数的元素:

（５ ）最外层电子数是次外层电子数２倍的元素：

（６）最外层电子数是次外层电子数３倍的元素：

（７）最外层电子数是次外层电子数４倍的元素：

1 第二节 原子结构与元素性质

第3课时 元素周期律(二)

核心素养发展目标

1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。

2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。

3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。

知识梳理

一、电负性

1．有关概念与意义

(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2．递变规律

(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．应用

(1)判断元素的金属性和非金属性强弱

①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价 2 ①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化合物的类型

如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

特别提醒 电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。