归纳与整理教学设计实例

元素周期表专题

四川省荣县第一中学校

应梅利

【考纲要求】

1.了解元素、核素和同位素的含义。

2.了解原子的构成，了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系。

3.了解原子核外电子排布规律，掌握原子结构示意图的表示方法。

4.了解化学键的定义，了解离子键、共价键的形成。

5.了解相对原子质量、相对分子质量的定义，并能进行有关计算。

6.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

7.以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

8.以ⅠA和ⅦA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。

9.了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。

【重点难点】

1.掌握元素周期律的实质；了解元素周期表(长式)的结构(周期、族)及其应用。

2.掌握同一周期及主族内元素性质的递变规律与原子结构的关系。

【教学过程】

原子序数=核电荷数(Z)=质子数=核外电子数

质量数（A）=

质子数（Z）+

中子数（N）

阳离子：核电荷数=核内质子数=核外电子数+离子电荷数

阴离子：核电荷数=核内质子数=核外电子数-离子电荷数

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构造原理：

随原子核电荷数递增，绝大多数原子核外电子的排布遵循如右图的排布顺序，这个排布顺序被称为构造原理。

构造原理：

1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；

5s 4d 5p; 6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d

核外电子排布规律：

(1) 能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量较

低的电子层，然后再由里向外，依次排布在能量逐

步升高的电子层。

(2)最外电子数不超过8个电子(K层为最外层不超过2个)；

(3)次外层电子数不超过18个电子；

(4)倒数第三层电子数不超过32个电子；

(5)各电子层最多容纳2n2个电子；

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s区和p区的共同特点是：最后1个电子都排布在

，除零族外，最外层电子的总数等于该元素的

。除零族外，s区和p区的元素都是主族元素。

※原子结构与族的关系

①主族(ⅠA～ⅦA)和副族ⅠB、ⅡB：族序数＝原子最外层电子数(ns＋np和ns)。

②副族ⅢB～ⅦB：族序数＝最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。

③零族：最外层电子数等于8或2。

④Ⅷ族：最外层(s)电子数＋次外层(d)电子数。若之和分别为8、9、10，则分别是Ⅷ族第1、2、3列。

【课堂训练】

1、已知某元素在周期表中位于第五周期、ⅥA族位置上。试写出该元素基态原子的价电子排布式、电子排布式并分析该元素在哪区？

2、某元素的价电子结构为3d54s2，试确定其在周期表中的位置？

3、试确定32号元素在周期表中的位置？

4、判断处于第三周期，ⅣA族元素的价层电子结构、原子序数？

元素周期律

（1）影响因素:

（2）一般规律：

①电子能层数不同时，电子层数越多，原子半径越大；

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②电子能层数相同时，核电荷数越大，原子半径越小；

③电子层结构相同的微粒，核电荷数越大，半径越小。

2、电离能

①气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。用符号Ｉ1表示，单位：kJ/mol。从一价气态基态正离子中再失去一个电子所需要的能量叫做第二电离能。符号Ｉ2。

②第一电离能的意义：

衡量气态原子失去电子难易的物理量。元素的电离能越小，表示气态时越容易失去电子，即元素在气态时的金属性越强。

3、电负性

（1）基本概念

用来描述不同元素的原子对键合电子的吸引力的大小。电负性越大，对键合电子的吸引力越大。

（2）电负性的变化规律



同一周期，主族元素的电负性从左到右逐渐增大，表明其吸电子的能力逐渐增强（非金属性，氧化性增强）。



同一主族，元素的电负性从上到下呈现减小的趋势，表明其吸引

电子的能力逐渐减弱（金属性、还原性增强）。

【小结】

元素周期律的内容包括：原子半径

、元素的金属性和非金属性、元素化合价、电离能和电负性等的周期性的变化。

元素周期律的实质：元素性质变化的周期性取决于元素原子核外电子排布的周期性变化。

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