高中化学 《元素周期律》学案5页

《第二节 元素周期律》学案
学习目标：
1、知识与技能目标：
（1）了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。
（2）认识元素性质的周期性变化是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。
2、过程和方法目标：
（1）自主学习，自主归纳比较元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养探究能力。
3、情感态度与价值观目标：
培养辨证唯物主义观点：量变到质变规律
学习过程：
1、预习必会
（1）碱金属元素在原子结构上有哪些相似性和递变性？
（2）同族元素金属性和非金属性如何变化？
（3）元素周期表的结构怎样？第三周期有哪些元素呢？
（4）元素金属性强弱的判断依据是什么？
（5）元素非金属性强弱的判断依据是什么？
（6）设计什么实验来验证元素的金属性强弱？
2、进入新课
二、元素周期律
思考：同周期元素原子结构和性质存在怎样的关系？又作怎样的变化呢？
【科学探究 1】
1．在下表中写出元素周期表前三周期元素（1～18 号）的符号及原子的核外电子排布（用原子结构
示意图表示）
原子序数 1 2
元素名称 氢 氦
元素符号
核外电子排布

原子半径
nm
0.037 __
主要化合价 +1 0
原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖
元素符号
核外电子排布
原子半径
nm
0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 __
主要化合价
+1 +2 +3
+4
-4
+5
-3
-2 -1 0
原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18
元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩
元素符号
核外电子排布
原子半径
nm
0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 __-
主要化合价
+1 +2 +3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
0
2．观察上面的表格，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、元素
的原子半径、元素的化合价各呈什么规律性的变化？
原子序数 电子层数 最外层电子数
原子半径的变化
（不考虑稀有气体元素）
最高或者最低化
合价的变化
1～2 1 1→2 —— ＋1→0
3～10
0.152nm→0.071nm
大→小
+1→+5
－4→－1→0
11～18
结论
思考：同周期元素原子从左到右半径依次减小的原因是什么？
【科学探究 2】
1. 实验
(1) 回忆钠与水反应的现象,并写出化学方程式
现 象
化学方程式
(2) 利用提供的实验器材完成镁、铝与盐酸的反应的实验
Mg Al
现 象

化学方程式
2．讨论：
⑴ 结合钠与水反应的现象，比较钠和镁与水反应的难易程度。
⑵ 比较镁和铝与盐酸反应的难易程度。
⑶ 比较钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
Na Mg Al
单质与水（或酸）
反应
与冷水反应： 与冷水反应缓慢，与沸水反
应迅速，放出氢气；与酸
反应剧烈，放出氢气；
与酸反应：
最高价氧化物对应
水化物碱性强弱
NaOH
()
Mg(OH)2
()
Al(OH)3
()
⑷ 通过以上实验和讨论，你能推断出钠、镁、铝的金属性强弱吗？
Na Mg Al
金属性逐渐：
3．阅读：
Si P S Cl
单质与氢气化合
的难易
高温，极难化合 高温下磷蒸气
能与氢气发生
反应
加热 光照或点燃时发生
爆炸而化合
气态氢化物的稳
定性
SiH4很不稳定 PH3不稳定 H2S 不很稳定 HCl 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酸性强）
结论
4．通过以上对第三周期元素性质的比较,我们可以得出的结论：
Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐：，非金属性逐渐：。
对其它周期元素进行研究，也可以得出类似的结论。
元素周期律：
元素周期律的实质：
3、课堂小结：
4、布置作业：
【课堂检测】

1、下列递变情况不正确的是：
A. Na、Mg、Al 最外层电子数依次增多，其单质的还原性依次减弱
B. P、S、Cl 最高正价依次升高，对应气态氢化物稳定性增强
C. C、N、O 原子半径依次增大
D. Na、K、Rb 氧化物的水化物碱性依次增强
2、同一周...