2020高中化学第一章原子结构与元素周期律第二节元素周期律和元素周期表第1课时元素周期律教案鲁科版必修2 5页

第1课时　元素周期律 ‎[学习目标]　1.通过分析1～18号元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化，总结出它们的递变规律，并由此认识元素周期律。2.理解元素周期律的实质。‎ 一、原子核外电子排布、原子半径的变化规律 ‎[自主学习]‎ ‎1．原子序数 ‎(1)概念：按照元素在元素周期表中的序号由小到大的顺序给元素编号，这种序号叫做原子序数。‎ ‎(2)关系：原子序数＝质子数＝核电荷数＝核外电子数。‎ ‎2．原子核外电子排布的周期性变化 以原子序数为1～18的元素为例，探究原子最外层电子数的变化，图示如下：‎ 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从1到8的周期性变化(第1周期除外)。‎ ‎3．原子半径的周期性变化 规律：随着原子序数的递增，同周期主族元素的原子半径呈现从大到小的周期性变化。‎ 对于电子层数相同的原子，为什么其核电荷数越多，原子半径越小？‎ - 5 -‎ 提示：原子核带正电荷，核电荷数越多，原子核对核外电子的引力越大，原子半径越小。‎ ‎[点拨提升]‎ 微粒半径大小的比较 微粒半径大小主要是由电子层数、核电荷数和核外电子数决定的。‎ ‎(1)同周期——“序大径小”(稀有气体元素除外)‎ ‎ 同周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子半径逐渐减小：‎ r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。‎ ‎(2)同主族——“序大径大”‎ 同主族，从上到下，随着原子序数的递增，原子半径、离子半径均逐渐增大：‎ r(Li)r(Cl)。‎ ‎②同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”‎ 带电荷数越多，粒子半径越小：‎ r(Fe3＋)r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。‎ 注意：(1)氢原子的半径在所有原子半径中最小。‎ ‎(2)稀有气体元素原子半径的测量依据与其他原子半径的测量依据不同，数据没有比较的价值。‎ ‎[练习与活动]‎ ‎1．在氧、钠、氯、氟四种元素中，原子半径最大的元素是(　　)‎ A．氧 B．氟 C．钠 D．氯 答案　C 解析　O和F、Na和Cl的电子层数分别相同，原子序数越大，原子半径越小，即原子半径O>F、Na>Cl；最外层电子数相等，电子层数越多，原子半径越大，比较O和Na的原子半径时可找一对照元素S，原子半径Na>S，S>O，所以Na>O。‎ ‎2．已知1～20号元素的离子aA2＋、bB＋、cC2－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是(　　)‎ A．原子半径：A>B>C>D B．离子半径：C2－>D－>B＋>A2＋‎ C．原子序数：d>c>b>a D．原子最外层电子数：A>B>D>C 答案　B 解析　原子序数＝核电荷数＝原子核外电子数，aA2＋、bB＋、cC2－、dD－‎ - 5 -‎ 的电子层结构相同，即核外电子数相同，根据离子电荷的多少及正负，推知原子电子层数：A＝B>C＝D，原子序数：a>b>d>c，原子最外层电子数：BC＝D，所以原子半径：B>A>C>D。当电子层结构相同时，核电荷数越多，离子半径越小，推知离子半径C2－>D－>B＋>A2＋。综上可知只有B正确。‎ 规律方法 微粒半径比较要三看：首先看层，层少半径小；同层看核，核大半径小；同核看价，价高半径小。‎ 二、元素化合价的变化规律 ‎ [自主学习]‎ ‎1．以原子序数为1～18的元素为例，探究元素化合价的变化，图示如下：‎ 规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，最低负价：－4→－1。‎ ‎2．元素周期律 元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化的规律。‎ ‎1．分析1～18号元素的最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差是6、4、2时分别是什么元素？‎ 提示：最高正化合价＝原子最外层电子数(O、F除外)，最高正化合价＋最低负化合价的绝对值＝8。最高正化合价与最低负化合价的绝对值之差是6、4、2时分别对应的元素为Cl、S、N和P元素。‎ ‎2．元素的性质为什么会随着元素原子序数的递增而呈周期性变化？‎ 提示：元素性质周期性变化是核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。‎ - 5 -‎ ‎[点拨提升]‎ ‎1．元素化合价与原子结构的关系 ‎(1)随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性的变化(正价＋1→＋7，负价－4→－1)。‎ ‎(2)主族元素最高正化合价数＝原子最外层电子数(O、F除外)。‎ ‎(3)非金属元素：最低负化合价＝原子最外层电子数－8(H、稀有气体除外)。‎ ‎(4)非金属元素：最高正化合价＋|最低负化合价|＝8(氢元素是2，稀有气体、O、F除外)。‎ ‎2．一些典型元素的化合价 ‎(1)H元素的化合价有＋1、－1、0价。如H2O、NaH、H2。‎ ‎(2)F元素、O元素没有正价。‎ ‎(3)金属元素只有正价，无负价；非金属元素既有正价，又有负价(F、O除外)。‎ ‎(4)若主族元素原子的最外层电子数(元素族序数)为奇数，则变价元素的化合价一般为一系列的奇数，如：Cl有－1、＋1、＋3、＋5、＋7价；N有－3、＋1、＋3、＋5价，但还有＋2、＋4价。‎ ‎(5)若主族元素原子的最外层电子数(元素族序数)为偶数，则变价元素的化合价一般为一系列的偶数，如：S有－2、＋4、＋6价；C有－4、＋2、＋4价。‎ ‎(6)多数非金属有变价，如O元素常见化合价为－2、－1、0价。‎ ‎3．元素周期律的实质 ‎(1)除原子半径和元素的化合价以外，元素的其他性质，如金属单质的还原性、非金属单质的氧化性、气态氢化物的稳定性等也呈现周期性变化。‎ ‎(2)原子核外电子排布的周期性变化决定了元素性质的周期性变化，即元素周期律的实质是元素性质周期性变化，是核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。‎ ‎[练习与活动]‎ ‎3．某主族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数为(　　)‎ A．4 B．5 C．6 D．7‎ 答案　C 解析　设该元素的最高正价为x，最低负价为y，则 ，解得x＝6，y＝－2，因此该原子的最外层电子数为6。‎ ‎4．X元素的最高化合价和最低化合价的绝对值之差为6，Y元素原子的次外层电子数与X元素原子的次外层电子数均为8个，X、Y的离子具有相同的电子排布，X、Y形成的化合物是(　　)‎ A．MgF2 B．MgCl2 C．CaCl2 D．CaBr2‎ 答案　C 解析　根据题意知X元素最高化合价与最低化合价的关系有，得最高化合价为＋7，X是最外层为7个电子，次外层为8个电子的元素，即氯元素。题中与Cl－具有相同电子层排布的Y元素的离子可能为Ca2＋、K＋，结合选项可知X、Y形成的化合物是CaCl2。‎ - 5 -‎ 规律方法 ‎(1)在短周期元素中，元素原子的最外层电子数等于元素的最高正化合价，氧、氟除外。‎ ‎(2)非金属元素都有负化合价，其最高正化合价和最低负化合价的关系：|最低负化合价|＋最高正化合价＝8(氢、硼、氧、氟除外)。‎ 本课归纳总结 - 5 -‎