2020高中化学第1章原子结构元素周期律第2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.docx

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1、第1课时　元素周期律核心素养发展重点学业要求结合有关数据(半径、化合价)认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。能用原子结构解释元素性质(半径、化合价)及其递变规律。学生自主学习1.原子序数元素在元素周期表中的序号，其数值等于原子核内的质子数或原子核外的电子数。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)元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化：最外层电子数由1递增到8(若K层为最外层，则由1递增到2)。(2)随着原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化。在核外电子层数相同的情况下，随着原子序数的递增原子半径逐渐

2、减小。(3)随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性变化。最高正化合价从＋1到＋7(O无最高正价、F无正价)，最低负化合价从－4到－1(H、He除外)。3．元素周期律的实质元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布呈周期性变化的必然结果。课堂互动探究一、原子核外电子排布、原子半径的变化规律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？提示：原子核带正电荷，电子带负电荷，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。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

3、)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，原子半径逐渐增大：r(Li)r(Cl)；r(Fe3＋)

4、子半径越小：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。知识拓展(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。1．下列有关原子序数的说法不正确的是(　　)A．原子序数＝原子核内的质子数＝原子核外的电子数B．简单阳离子的原子序数＝阳离子核外电子数＋电荷数C．简单阴离子的原子序数＝阴离子核外电子数－电荷数D．原子序数＝相对原子质量－中子数答案　D解析　根据原子序数的定义可知，A正确；原子失去电子形成阳离子，故简单阳离子的原子序数＝阳离子核外电子数＋电荷数，B

5、正确；原子得到电子形成阴离子，故简单阴离子的原子序数＝阴离子核外电子数－电荷数，C正确；原子序数＝质子数＝质量数－中子数，D错误。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>DB．离子半径：C2－>D－>B＋>A2＋C．原子序数：d>c>b>aD．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－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

6、>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　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

7、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。1．元素化合价与原子结构的关系(1)随着原子序数的递增，主族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＋

8、最低负化合价

9、＝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

10、元素只有正价，无负价；非金属元素既有正