物质结构元素周期律二节元素周期律

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1、第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律知识与技能：1、了解元素原子核外电子的排布规律。2、掌握元素原子半径和主要化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性的变化。3、掌握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的变化的规律。4、掌握元素周期表和元素周期律的应用。5、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。6、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。过程与方法1、归纳法、比较法。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。2自主分析化合价与元素在周期表中位置的关系。情感、态度与价值观1培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。2培养

2、学生辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。3培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。要点提示：重点：1、原子的构成。2、掌握原子序数、核电荷数、质子数、核外电子数，以及质量数与质子数、中子数之间的相互关系。3、元素周期律的实质。4、位置、结构、性质三者之间的关系。难点：位置、结构、性质三者之间的关系。1、原子的构成:原子{原子核核外电子{质子中子原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数元素种类原子(核素)种类元素的化学性质}决定决定决定质量数（A）＝质子数（Z）＋中子数（N）一、知识要点：2.原子核外电子的排布①

3、分层排布：分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示）；②在离核较近的区域运动的电子能量较低，在离核较远的区域运动的电子能量较高，原子核外的电子总是尽可能地先从内层排起；1234567KLMNOPQ由内到外，能量逐渐升高3.核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳2n2个电子；(2)最外层电子数不超过8个电子(K层为不超过2个)；(3)次外(倒数第三)层电子数不超过18(32)个电子；（4）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原

4、理)。以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价最外层电子数1→2最外层电子数1→8最外层电子数1→8表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价原子半径大→小原子半径大→小表5-51~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价主要化合价：正价+1→0主要化合价：正价+1→+5，负价：-4→-1→0主要化合价：正价+1→+7，负价：-4→-1→04、元素周期律元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。5、元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子

5、结构周期性变化的必然结果，这就是元素周期律的实质。6、同周期、同主族元素结构、性质的递变规律及金属元素、非金属元素的分区：分界线左边是金属元素，分界线右边是非金属元素，最右一个纵行是稀有气体元素。见下图：1BAlSiGeAsSbTe234567ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0PoAt非金属性逐渐增强金属性逐渐增强金属性逐渐增强非金属性逐渐增强非金属区金属区零族元素1、①根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是————,位于第6周期第ⅠA族（），非金属性最强的元素是————,位于第2周期第ⅦA族（）。②位于————的元素既有一定

6、的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等。（1）最高正价数＝主族序数＝最外层电子数（2）最低负价数＝主族序数－8＝最外层电子数－8铯（Cs）左下角氟（F）右上角分界线附近2、元素的化合价与位置、结构的关系7.元素周期表和元素周期律的应用1.元素的位、构、性三者之间的关系及其应用结构位置性质决定反映（1）结构决定位置：原子序数＝核电荷数周期序数＝电子层数主族序数＝最外层电子数决定反映决定反映最外层电子数和原子半径原子得失电子的能力元素的金属性、非金属性强弱单质的氧化性、还原性强弱（2）结构决定性质：最外层电子数＝主族元素的最高正价数＝8－

7、负价数（3）位置决定性质：同周期：从左到右，递变性同主族{相似性从上到下，递变性（1）元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。（2）可预测或推测元素的原子结构和性质（3）在科学研究和生产上也有广泛的应用见课本P.18（4）在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。2.元素周期律的其他应用和意义判断依据金属性非金属性金属单质与水或酸反应置换出H2的难易最高价氧化物对应的水化物碱性强弱非金属单质与H2化合的难易及气态氢化物的稳定性最高价氧化物对

8、应的水化物（最高价含氧酸）的酸性强弱规律小结：比较微粒半径大小的规律⑴同周期元素的原子半径从左到右逐渐减小⑵同主族元素的原子或离子半径从