02元素周期律一程序.doc

年 级 高一 学 科 化学 版 本 人教新课标版 课程标题 必修2 第一章 第二节 元素周期律（1） 编稿老师 佘平平 一校 林卉 二校 黄楠 审核 王慧姝 一、学习目标： 1. 以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布的规律。 2. 结合有关数据，了解原子核外电子排布、主要化合价、原子半径的周期性变化规律。 3. 以第三周期为例，通过实验探究随着原子序数的递增元素金属性和非金属性的周期性变化。 二、重难点提示： 1. 了解原子核外电子排布、主要化合价、原子半径的周期性变化规律。 2. 认识周期表中元素金属性和非金属性的递变规律。 核外电子的分层排布 英国化学家道尔顿 道尔顿原子模型（实心球） 一切物质都是由最小的不能再分的粒子——原子构成。 原子模型：原子是坚实的、不可再分的实心球。 2．原子并不是构成物质的最小微粒——汤姆生发现了电子（1897年） 英国物理学家汤姆生 汤姆生原子模型（枣糕模型） 电子是种带负电、有一定质量的微粒，普遍存在于各种原子之中。 汤姆生原子模型：原子是一个平均分布着正电荷的粒子，其中镶嵌着许多电子，中和了电荷，从而形成了中性原子。 α粒子散射实验（1909年）——原子有核 英国科学家卢瑟福 卢瑟福的原子行星结构模型 卢瑟福和他的助手做了著名α粒子散射实验。根据实验，卢瑟福在1911年提出原子有核模型。 卢瑟福原子模型（又称行星原子模型）：原子是由居于原子中心的带正电的原子核和核外带负电的电子构成。原子核的质量几乎等于原子的全部质量，电子在原子核外空间绕核做高速运动。 玻尔原子模型（1913年） 丹麦物理学家玻尔 玻尔原子模型（分层模型） 玻尔借助诞生不久的量子理论改进了卢瑟福的模型。 玻尔原子模型（又称分层模型）：当原子只有一个电子时，电子沿特定球形轨道运转；当原子有多个电子时，它们将分布在多个球壳中绕核运动。不同的电子运转轨道是具有一定级差的稳定轨道。 在多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，在离核较近的区域内运动的电子能量较低，在离核较远的区域内运动的电子能量较高，把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层（如图）。电子总是先从内层排起，这又叫核外电子的分层排布。其关系如下表： 电子层（n） 1 2 3 4 5 6 7 符号 K L M N O P Q 离核远近 由近到远 能量高低 由低到高 思考题：用结构示意图表示下列粒子：Na、S、Mg2＋、Cl－。 思路导航：在结构示意图中，“圈”表示原子核及核内质子数，“弧”表示各电子层，弧线上的数字表示该电子层上的电子数。 答案：、、、 二、核外电子排布、原子半径和元素常见化合价的变化规律 （1）元素原子核外电子排布的周期性 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（第一周期从1增至2）。 （2）元素原子半径的周期性变化 稀有气体除外，电子层数相同的同周期原子，随着原子序数的递增原子半径逐渐减小；同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。 （3）元素主要化合价的周期性变化 电子层数相同的原子，随着原子序数的递增，元素的最高正价从＋1递变到＋7，中部元素开始有负价，并从－4递变到－1（注意：氟无正价）。 三、第三周期元素金属性、非金属性变化规律的实验探究 1. 钠、镁、铝的金属性比较 （1）与水或酸的反应 ①2Na＋2H2O（冷水）===2NaOH＋H2↑，反应剧烈，不需要加热。 ②Mg＋2H2O（沸水）Mg（OH）2＋H2↑，冷水反应缓慢，加热至沸腾反应迅速。 ③Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑，反应剧烈。 ④2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑，反应较剧烈。 （2）最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH：使酚酞变红色，属强碱 Mg（OH）2：使酚酞变浅红色，属中强碱 Al（OH）3：不能使酚酞变红色，属两性氢氧化物 （3）实验结论 Na、Mg、Al三种元素的金属性逐渐减弱。 2. 硅、磷、硫、氯的非金属性比较 （1）与H2反应的难易 Si P S Cl 氢化物 SiH4 PH3 H2S HCl 生成条件 高温 磷蒸气 与H2反应 加热 光照或点燃 下剧烈反应 与H2反应逐渐变易 （2）最高价氧化物对应水化物的酸性 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 弱酸 中强酸 强酸 最强酸 最高价含氧酸的酸性逐渐增强 （3）结论 Si、P、S、Cl四种元