专题一第一单元原子核外电子排布与元素周期律

1专题一：微观结构与物质的多样性第一单元：原子核外电子排布与元素周期律第一课时原子核外电子排布教学目标：（一）知识与技能目标原子核外电子排布规律（二）过程与方法目标掌握原子核外电子排布规律，通过1-20号元素的原子和离子结构示意图的学习，扩展到主族元素的电子排布规律的认识，初步体会归纳与演绎的学习方法。（三）情感态度与价值观目标通过原子核外电子排布规律，了解物质运动的复杂性和特殊性教学重点：了解原子的结构，能画出1~18号元素的原子结构示意图教学难点：核外电子排布规律教学方法：问题探究法、讲解法教学过程：一、原子结构：注意：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数二、原子结构示意图三、原子核外电子的排布：1.核外电子是分层排布的电子层：1、2、3、4、5、6、7符号：K、L、M、N、O、P、Q电子的能量：由低到高离核距离：由近到远2.原子核外电子的排布规律：(1)电子尽量先排布在能量最低的电子层里。(2)各电子层最多能容纳2n2个电子(n为电子层数)。(3)最外层电子数不超过8个(当K层为最外层时不超过2个)。(4)次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。特别提醒：(1)核外电子排布的规律是相互联系的，不能孤立地理解，如当M层不是最外层时，最多可以排布18个电子，而当它是最外层时，最多可以排布8个电子。(2)电子不一定排满M层才排N层，如K和Ca的核外电子排布情况分别为：原子AZX原子核质子Z个中子N个=（A－Z）个核外电子Z个2四、考点总结：1、具有相同电子层排布的微粒（1）具有相同电子层排布的微粒的含义：电子层数相同，各层电子数也相同的单个原子或离子。（2）与He原子具有相同电子层排布的微粒(2电子微粒)：H－、Li＋、Be2＋与Ne原子具有相同电子层排布的微粒(10电子微粒)：N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋与Ar原子具有相同电子层排布的微粒(18电子微粒)：P3－、S2－、Cl－、K＋、Ca2＋2.等质子数的粒子及常见的“2电子”“10电子”、“18电子”的微粒离子：9个质子的离子：F－、OH－、NH2－11个质子的离子：Na＋、H3O＋、NH4＋17个质子的离子：HS－、Cl－分子：14个质子：N2、CO、C2H216个质子：S、O23、短周期元素粒子的特殊性核电荷数为1～18的元素原子核外电子层结构的特殊性：(1)原子中无中子的原子：1H。(2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：Li、Si。(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：Be、Ar。(4)最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素：C。(5)最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：O。(6)最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：Ne。(7)最外层有1个电子的元素：H、Li、Na。(8)最外层有2个电子的元素：He、Be、Mg。(9)电子层数与最外层电子数相等的元素：H、Be、Al。(10)电子总数为最外层电子数2倍的元素：Be。(11)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：Li、P。第2课时元素周期律核外电子数分子阳离子阴离子2He、H2Li＋、Be2＋H－10Ne、HF、H2O、NH3、CH4Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋OH－、NH2－、N3－、O2－、F－18F2、HCl、H2S、PH3、Ar、H2O2、C2H6、N2H4、CH4O、SiH4K＋、Ca2＋S2－、HS－、Cl－、P3－3教学目标（一）知识与技能1．掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小比较。2．通过实验操作，培养学生实验技能。（二）过程与方法1．运用归纳法、比较法，培养学生抽象思维能力2．通过实验探究，自主学习，归纳元素周期律，培养学生探究能力（三）情感与价值观培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质；培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。教学重点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较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。教学难点：元素周期律教学过程：一、原子序数(1)概念：按照核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号。(2)数值：等于该元素原子的核电荷数。二、元素周期律（随着原子序数的递增）１．核外电子层排布呈现周期性变化：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（K层由1－2）2.原子半径呈现周期性变化：具有相同的核外电子层数的原子，随着原子序数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。影响原子半径大小的因素：①电子层数：电子层数越多，原子半径越大（最主要因素）②核电荷数：核电荷数增多，吸引力增大，使原子半径有减小的趋向（次要因素）③核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的倾向判断微粒半径大小的总原则是：1．电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；2．电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；3．电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）r（Fe3+）4．核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；5．若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。微粒半径大小的比较（1）原子半径大小比较：根据元素周期表中的位置判断①同一周期从左到右：原子半径减小；②同一主族从上到下：原子半径增大。※讨论：电子层数（n值）越大，原子半径一定越大吗？（答：不一定）[例1]原子半径：LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl半径均比Li小4（2）离子半径①阳离子半径小于相应的原子半径。②阴离子半径大于相应的原子半径。③同一主族从上到下：离子半径增大。④同一周期：阴离子半径大于阳离子半径。⑤电子层结构相同的离子：核电荷越大，半径越小。[例2]比较半径，按由大到小排序：S、Cl、Ca：CaSCl；S2－、Cl－、Ca2＋：S2－Cl－Ca2＋；Na、Mg、Al、S、Cl：NaMgAlSCl；Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－、Cl：S2－Cl－Na＋Mg2＋Al。[例3]aXm+、bYn+、cZn-、dRm-（mn）四种微粒的电子层结构相同。原子序数由大到小的顺序：abcd；离子半径由达到小的顺序：dRm-cZn-bYn+aXm+。a与b的关系：a===b+m－n；a与c的关系：a===c+m+n；b与d的关系：b===d+m+n。3.元素的主要化合价呈现周期性变化随着元素核电荷数的递增，元素最高正化合价由+1价递增到+7价（除氧、氟外），负化合价由-4价递增到-1价。注意：①O、F无正价，金属无负价②最高正化合价：＋１→＋７最低负化合价：－４→－１→0③最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数④最高正化合价＋∣最低负化合价∣＝8⑤既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；所有元素都有零价。4.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化元素的金属性、非金属性强弱判断依据。（1）元素金属性强弱的判断依据：①单质跟水或酸起反应置换出氢的难易。②元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。③金属间的置换。（2）元素非金属性强弱的判断依据：①单质与氢气生成气态氢化物的难易及气态氢化物的稳定性。②最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱。③非金属间的置换。【实验探究1】第三周期元素性质的比较【实验1】Na、Mg、Al和水的反应的比较：金属NaMgAl与冷水反应现象剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红不反应不反应与沸水反应现象缓慢反应，产生气泡，溶液变浅红色更缓慢，产生气泡，溶液变浅红色最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性【实验2】Mg、Al与稀盐酸反应的比较：5金属MgAl现象反应剧烈，产生大量气泡不如镁剧烈，产生气泡反应方程式Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑结论镁的金属性比铝强※讨论①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3※规律：金属性NaMgAl（减弱）【探究活动2】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照爆炸点燃反应气态氢化物稳定性极不稳定，在空气中自燃很不稳定不稳定稳定最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2SO4酸强）结论同周期从左到右，非金属性逐渐增强※规律：第三周期元素：NaMgAlSiPSCl，（从左到右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。用结构观点解释：同周期元素从左到右电子层数相同,核电荷数逐渐增多,原子半径逐渐减小,原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强,原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强.※元素周期律：（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。（2）实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。第3课时元素周期表及其应用教学目标（一）知识与技能了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；了解周期、主族序数和原子结构的关系（二）过程与方法通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力6（三）情感与价值观通过精心设计的问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣教学重点:周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系教学难点:周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系教学过程：一、元素周期表的结构1．编排依据：元素周期律。2．排列原则（①按原子序数递增的顺序从左到右排列。②将电子层数相同的元素排成一个横行。③将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。具在相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。）(1)横行：电子层数相同，每个横行称为周期。(2)纵行：最外层电子数相同，纵行称为族。3.结构特点：核外电子层数元素种类稀有元素的序号第一周期12种元素2短周期第二周期28种元素10周期第三周期38种元素18元（7个横行）第四周期418种元素36素（7个周期）第五周期518种元素54周长周期第六周期632种元素86期第七周期（不完全周期）7未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族（有短周期和长周期共同构成）族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（完全有长周期元素构成）（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体注意：A.周期序数＝电子层数B.原子序数＝质子数C.主族序数＝最外层电子数＝元素的最高正价数D.主族非金属元素的负化合价数＝8－主族序数二、同主族和同周期元素性质的递变1．同周期元素性质的递变同周期元素(除稀有气体元素外)中，随着核电荷数增多，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。（气态氢化物稳定性→逐渐增强，最高价氧化物对应水化物酸性→逐渐增强，碱性→逐渐减弱）2．同主族元素性质的递变同主族元素中随着核电荷数增多，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的吸引能力逐减弱，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱。所以元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。3．金属元素和非金属元素的分区(1)分界线7元素性质随周期和族的变化规律：a.同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐变弱，非金属性逐渐增强b.同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强非金属性逐渐减弱(2)性质的递变①金属性最强的元素处于周期表的左下角，它是铯(Cs)元素。