元素周期表第二课时教学实录

【人教版选修3】：《物质结构 元素周期律》教学设计（第一课时）

【原子结构的基础知识】: 熟练掌握前4周期（即：1---36号元素）名称、序数、结构

1. 原子核外电子的排布规律：

①能量最底原理的涵义；

②各电子层最多容纳的电子数是2n2；

③最外层电子数不超过8个（K层：不超过2个）；

④次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。

电子层：

一（能量最低）

二

三

四

五

六

七

对应表示符号：

K

L

M

N

O

P

Q 2. 元素、核素、同位素

元素：具有相同核电荷数（即：质子数）的同一类原子的总称。

核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(针对：原子)

特点：①

②

③

④

“涉及的计算”：

原子（分子）的相对原子质量：

元素的相对原子质量：

元素的近似相对原子质量：

【周期表的编排原则、结构、各周期元素种类、各主族元素组成】: “7个横行7周期、3短4长（一不全）；18纵行16族、7主7副第Ⅷ零”

主族：ⅠA～ⅦA共7个主族

族

副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族

（18个纵行）

第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间

（16个族）

零族：稀有气体

“各个纵行-----元素族的具体对照：

”

①所含元素种类最多的周期_________、族_________；

②全部由金属元素组成的族_________、

全部由非金属元素组成的族_________

；

③分界线元素特点： ④分界线上金属元素的特点：

“各周期的起始元素、终了元素”：

【元素周期律的概念、实质、具体表现】: 1. 同周期元素性质的递变规律（从原子结构的角度分析原因）：

第三周期元素

核外电子排布

原子半径规律

元素主要化合价

金属性非金属性

单质与水或酸置换反应的难易

氢化物的化学式

与H2化合的难易

氢化物的稳定性

最高氧化物化式

最高价氧化物对应水化物

化学式

酸碱性

规律

Na2O NaOH Mg(OH)2 强碱

中强碱

冷水

剧烈

＋1 ＋2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加

原子半径依次减小

＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 —

—

—

—

HCl —

—

—

Cl2O7 HClO4 很强酸

—

—

—

—

金属性减弱，非金属性增加

热水与

与酸反

酸快

应慢

——

——

——

MgO Al2O3

SiO2 SiH4

PH3

——

H2S 由难到易

稳定性增强

P2O5 SO3 Al(OH)3 H2SiO3

两性

弱酸

H3PO4 H2SO4 中强酸

强酸

碱性减弱，酸性增强

第ⅠA族碱金属元素：Li

Na

K

Rb

Cs

Fr （Fr是金属性最强的元素，位于左下方）

第ⅦA族卤族元素：F

Cl

Br

I

At

（F是非金属性最强的元素，位于右上方）

2. 同主族元素性质的递变规律（从原子结构的角度分析原因）：

性质对比表一：

金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素）

与酸或水反应：从难→易

碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素）

单质与氢气反应：从易→难

氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI 最高价含氧酸的酸性：

性质对比表二：

金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子性)：Li＞Na＞K＞Rb＞Cs＋＋＋＋＋

非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 还原性：F＜Cl＜Br＜I

酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI －－－－

（单质氧化性、单质还原性的概念辨析、对比）

性质对比表三：同主族元素的物质性质递变规律归纳

①同主族的金属元素：

②同主族的非金属元素：

③同主族的气态氢化物：

【元素位置的确定方法、元素原子序数差异的确定方法】: ⑴．“元素原子序数”确定主族元素位置:

⑵．“零族定位法”确定主族元素位置:

“比大小定周期、求差值定族数”（与零族元素对比）

周期

原子序数

一

2 二

10 三

18 四

36 五

54 六

86 七

118 ⑶“对角线相似”的规则应用：

①

②