第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律 【课标要求】 以第三周期元素为例，结合已有知识和实验探究，从宏观上认识元素性质的周期性变化，从结构上理解周期性变化的本质，总结同周期、同主族元素原子结构、性质的规律，发展宏观辨识与微观探析、科学探究与创新意识化学学科核心素养。 【学业质量水平及学业要求】 水平2： 能从原子结构视角说明元素的性质递变规律，并能结合实验及事实进行说明；能观察并如实记录实验现象和数据，进行分析和推理，得出合理的结论。 【学习目标】 结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 以第三周期的钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期主族元素性质的递变规律。 【教学内容】 学习任务一、1～18号元素性质的周期性变化规律 （一）原子核外电子排布的周期性变化 1、原子核外最外层电子数与原子序数变化的关系图 2、规律：随着原子序数的递增，同周期元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。 （二）元素化合价的周期性变化 1、元素化合价与原子序数变化的关系图 2、规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期， 最高正价：＋1到＋7；最低负价：－4到－1。 【总结】①主族元素的最高正价=最外层电子数=族序数 ②最高正价+|最低负价|= 8 ③金属无负价，F无正价，O无最高正价，H：0、+1、-1。 （三）原子半径的周期性变化 1、元素的原子半径与原子序数变化的关系图 2、规律：随着原子序数的递增，同周期元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。同主族，由上到下，原子半径逐渐增大；同周期，从左至右，原子半径逐渐减小。 【总结】粒子半径的比较方法： ①优先比较电子层数，电子层数越大，半径越大； ②电子层数相同，则比较核电荷数，核电荷数越大，半径越小； ③电子层数与核电荷数相同时，比较电子数，电子数越大，半径越大。 （四）同周期元素的金属性和非金属性变化 【点拨】金属性、非金属性强弱的比较方法 金属性 非金属性 金属和水、酸反应置换出氢气的难易程度 非金属与氢气化合的难易程度、或氢化物的稳定性 最高价氧化物对应水化物的碱性 最高价氧化物对应水化物的酸性 置换反应，性质强的可置换出性质弱的 离子的一种性质越强，相对应单质的另一种性质就越弱 1、钠、镁、铝金属性的递变规律 元素 钠 镁 铝 判断依据 与水反应 与冷水反应剧烈2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 与沸水缓慢反应 常温或加热下遇水无明显现象 与酸反应 与酸反应极为迅速2Na+2H+ = 2Na+ + H2↑ 与酸反应剧烈Mg+2H+ = Mg 2+ + H2↑ 与酸反应较快2Al+6H+ = 2Al3++3H2↑ 最高价氧化物对应水化物的碱性 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3两性氢氧化物 结论 Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱 【复习】Al(OH)3的制备与两性 ①制备：AlCl3溶液中加足量氨水，化学方程式为_Al3++3NH3·H2O===Al (OH)3↓+3NH4+__。 ②两性：Al(OH)3与盐酸、NaOH溶液反应的离子方程式分别为 _ Al(OH)3 + 3H+ = Al3+ +3H2O _、 Al(OH)3 + OH- = AlO2- + 2H2O_____。 2、硅、磷、硫、氯非金属性的递变规律 元素 Si P S Cl 判断依据 与氢气化合的条件 高温 磷蒸气与氢气反应 加热 光照或点燃 最高价氧化物对应水化物及其酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸 (酸性比H2SO4强) 结论 硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强 学习任务二、元素周期律 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 第2课时 元素周期表和元素周期律的应用 课程解读 课标要点 学科素养 元素周期表 认识元素周期表是学习、研究和应用化学的一种重要工 ... ...
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