职高化学（高教版）教案：元素周期律09.doc

元素周期律09 Ⅰ、教学目标 1.使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。 2.了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。 3.认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 Ⅱ、教学重点 原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。 Ⅲ、教学难点 元素金属性、非金属性变化的规律。 Ⅳ、课时安排 2课时 Ⅴ、教学方法 归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。 Ⅵ、教学用具 投影仪、胶片。金属钠、镁条、铝片、1mol/LHCl、1mol/LAlCl3、3mol/LNaOH、6mol/LNaOH、3mol/LH2SO4、MgCl2溶液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。 Ⅶ、教学过程 第一课时 迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的，那么，核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢？ 从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？ 下面，我们以核电荷数为1～18的元素作为例子，从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。 为了研究方便，我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。显然，原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。 原子序数=核电荷数 请大家按课本P94第一节习题一、2的表格顺序，画出1～18号元素的核外电子排布示意图。并据此完成课本P96表5-6的相关内容。 表5～6 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 达到稳定结构时的最外层电子数 1～2 1 1～2 2 3～10 2 1～8 8 11～18 3 1～8 8 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： 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。 元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。元素原子半径的大小，直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。那么随着原子序数的递增，元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，我们根据我们刚刚画出来的1～18号元素的原子结构示意图来进行讨论。根据表5-5完成表5-7 表5-7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性 原子序数 原子半径的变化 3～9 ① 11～17 ② 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 ③ 的变化。 大→小 ②大→小 ③周期性］ 3～9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的，到11～17号元素时，又重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论： 随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。 根据上述规律，原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。 1.当电子层数及核电荷数均不同时，电子层数越多的，半径越大。如Na与K。 2.当电子层数相同，核电荷数不同时，核电荷数越大的，半径越小。如Na与Mg。 3.当核电荷数相同，电子层数也相同时，核外电子数越多的，半径越大。如Cl与Cl-。 请大家根据以上结论，判断下列粒子的半径大小。 [练习](1)F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl- S2- (1)F＜Cl (2)Cl＜S＜P (3)Na+＞Mg2+＞Al3+ (4)Cl-＜S2- 在表5-5中，稀有气体元素的原子半径并未列出，这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不具有可比性，故不列出。 从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈周期性变化，那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。 大家根据以前学过的知识及经验，标出下表中1～18号元素的最高正价和最低负价， 元素的主要化合价及实例 原子序数 1 2 元素符号 H He 主要化合价 +1 O 实 例 H2O He 原子序数 3 4