元素周期表教学设计思路

元素周期表

教学目标：

1．掌握元素周期表的结构以及周期、族等概念，了解同位素的概念。

2．掌握同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构知识解释这些递变规律。

3．掌握原子结构、元素性质及该元素在元素周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。

4．了解元素周期律和元素周期表的重要意义及应用。

重点、难点：元素周期表的结构特点和元素的性质与其在周期表中位置的关系。

教学过程：

1．元素周期表

（1）元素周期表的编排原则

①按原子序数递增的顺序从左到右排列。

②将电子层数相同的元素排成一个横行。

③把最外层电子数相同的元素（个别例外）按电子层数递增的顺序从上到下排成纵行。

（2）元素周期表的结构（7个周期、16个族）

横的方面(7个横行)：7个周期(三短、三长、一不完全)

元

7个主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族

素

（ⅠA～ⅦA）

周

纵的方面

期

(18个纵行) 7个副族：仅由长周期元素构成的族（ⅠB～ⅦB）

表

Ⅷ族(3个纵行)：Fe、Co、Ni等9种元素

0族：稀有气体元素

元素周期表中，第1至7周期所包含的元素种数分别为2种（H、He）、8种（Li～Ne）、8种（Na～Ar）、18种、18种、32种、26种（87～112号，现行周期表排到了112号元素）；从左至右各族的排列顺序为：ⅠA→ⅡA→ⅢB→…ⅦB→Ⅷ→ⅠB→ⅡB→ⅢA→…→ⅦA→0。

2．原子结构、元素性质和它在元素周期表中的位置关系

元素的性质以及由它所形成的单质和化合物的性质随核电荷数的递增而周期性的变化。

3．元素周期表反映的主要规律

项目

同周期(左→右) 同主族(上→下)

原

子

结

构

核电荷数

电子层数

原子半径

化合价

逐渐增大

相同

逐渐减小

最高正价+1→+7 负价数=-(8-族序数) 金属性逐渐减弱，

非金属性逐渐增强

还原性减弱，

氧化性增强

碱性减弱，酸性增强

渐增

逐渐增大

逐渐增多

逐渐增大

最高正价、负价数相同

最高正价=族序数

金属性逐渐增强，

非金属性逐渐减弱

氧化性减弱，还原性增强

酸性减弱，碱性增强

渐减

性

质

元素的金属性

和非金属性

单质的氧化性、

还原性

最高价氧化物对应

的水化物的酸碱性

气态氢化物稳定性

（1）表中所列规律的内在联系是：原子结构决定位置，决定性质。

①电子层数越多原子半径越大原子核对核外电子的吸引力越弱失电子能力增强，得电子能力减弱金属半径越小金属性减弱，非金属性增强。

②电子层数相同，质子数越多原子半径越小原子核对核外电子的吸引力越强失电子能力减弱，得电子能力增强金属性减弱，非金属性增强。

（2）判断元素金属性、非金属性强弱的方法（见本章第二节“解题规律与技巧”）。

①若A、B、C三元素位于元素周期表中如图5-3所示位置，则有关的各种性质均可排出顺序（但A、D不能）。如：

a. 原子半径：C>A>B；

b. 金属性：C>A>B；

c. 非金属性：B>A>C。

②在短周期中，直接相邻的“⊥”形位置关系的四种元素原子序数关系，如图5-4所示；直接相邻的“┯”形位置关系的四种关系的四种元素原子序数关系，如图5-5所示。

③在主族元素中，上一周期的非金属元素与下一周期的金属元素的位置关系：例如：若m-n-n+m+aA、bB、cC、dD、eE(m>n)等单核粒子具有相同的电子数，则C是稀的气体原子，它们之间有如下关系：

a. 位置关系：A、B、C同周期，D、E同周期且在A、B、C的下一周期；A、B分别位于第(8-m)、(8-n)主族，C位于0族，D、E分别位于第n、m主族。如表所示：

周期

D

E

A

B

C

族序数

n m

8-m 8-n 0 b. 原子序数关系：a

c. 原子半径关系：D>E>A>B；

d. 离子半径关系：Am->Bn->Dn+>Em+；

e. 核电荷数与电荷数之间的关系：a+m=b+n=c=d-n=e-m。

（4）元素周期表中的相似规律

①同主族元素性质相似（因为最外层电子数相同）。

②元素周期表中位于对角线位置（如图5-5中，A、D位置）的元素性质相似。

③相邻元素性质差别不大。

（5）气态氢化物化学式及最高价氧化物对应的水化物化学式的写法

周期

2

族

ⅠA —

—

NaOH ⅡA —

—

Mg(OH)-2 ⅢA —

ⅣA CH4

ⅤA NH3

PH3

H3PO4

ⅥA H2O H2S H2SO4

ⅦA HF HCl HClO4

SiH4

—

Al(OH)2

H2SiO3

4．元素周期表的应用

（1）预测元素的性质：常见的题目是给出一种不常见的主族元素（如砹、碲、铋、铅、铟、镭、铯等），或尚未发现的主族元素，推测该元素及其单质或化合物所具有的性质。解答的关键是类比该元素所在族的熟悉元素的性质，根据递变规律加以推测判断：

（2）启发人们在一定区域内寻找新物质（农药、半导体、催化剂等）。

5．同位素

23（1）概念：具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素。如11H(H)、1H(D)、1H(T)就互称为同位素。

（2）同位互的特点

①同种元素，可以有若干种不同的原子。至今已发现了116种元素，但发现的原子远多于116种。

②核电荷数相同的不同原子，虽然它们的中子数不同，但是属于同一种元素。

③同一种元素的不同同位素原子其质量数不同，核外电子层结构相同，其原子、单质及其构成的化合物化学性质几乎完全相同，只是某些物理性质略有差异。

（3）元素、核素、同位素之间的关系

元素、核素、同位素这三个概念相近，其相互关系如图5-6所示，应注意如下几点：

①同种元素可以有若干种不同的核素。

②核电荷数相同的不同核素，虽然它们的中子数不同，但属于同一元素，它们的化学性质基本相同。

③同位素是同一元素的不同核素之间的互相称谓，不指具体的原A3A1A2子，即为ZX、ZX、ZX……的互称。

④如不特别指出，所提元素的原子一律指常见的普通原子（如1H、16O、12C等）。

6．元素的相对原子质量[Ar(E)] （1）概念：根据元素天然同位素的相对原子质量和同位素原子所占的原子个数百分比，计算出该元素的相对原子质量。

（2）计算式：Ar(E)=Ar(E1)·a%+Ar(E2)·b%+Ar(E3)·c%+…，式中Ar(E1)、Ar(E2)、Ar(E3)分别为各同位素的相对原子质量，a%、b%、c%分别为自然界中各种天然同位素原子E1、E2、E3所占原子个数的百分比。

如果用各同位素的质量数代替同位素相对原子质量进行以上计算，则得到元素的近似相对原子质量。

7．“六种量”及其含义

（1）质子数：即原子核内质子个数，也为原子序数，它是决定元素种类的重要因素。

（2）中子数：即原子核内中子个数。当质子数相同，而中子数不同时，便提出了同位素的概念。

（3）核外电子数：原子中，质子数等于核外电子数，因此整个原子不显电性。当质子数>核外电子数时，该粒子是阳离子；当质子数<核外电子数时，该粒子为阴离子。

（4）质量数：将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似值之和为质量数，用“A”表示。由于电子质量可忽略不计，质量数可以近似表示相对原子质量的大小。

（5）同位素的相对原子质量：其意义是某同位素的一个原子质量与12C原子质量1的12相对比值。初中化学所学的相对原子质量实质上是同位素的相对原子质量。例如：一个168O-2616的质量为2.657×10-26kg，一个126C的质量为1.993×10kg，则：8O的相对原子质量=2.65710-26kg≈15.9980。

1.99310-26kg(1/12)（6）元素的相对原子质量：其意义是各种天然同位素的相对原子质量与它的原子所占的原子个数百分比的乘积之总和。一般我们计算时所用的相对原子质量，就是元素的平均相对原子质量。如：

氧的平均相对原子质量=15.9949×99.759%+16.9991×0.037%+17.9992×0.204%≈15.9994。

解答元素推断题的规律及方法

解答元素推断题，主要掌握下列一些规律和方法：

1．原子结构与元素在周期表中的位置关系规律

（1）核外电子层数=周期数。

（2）主族元素的最外层电子数=族序数。

（3）质子数=原子序数=核电荷数=原子核外电子数。

（4）主族元素的最高正价=族序数=最外层电子数，负价的绝对值=8-族序数。

2．根据原子序数推断元素在周期表中的位置

记住稀有气体元素的原子序数：2、10、18、36、54、86。用原子序数减去比它小而相近的稀有气体元素原子序数，即得该元素所在纵行数。第1、2纵行为ⅠA、ⅡA族，第3～7纵行为ⅢB～ⅦB族，第8～10纵行为第Ⅷ族，第11、12纵行为ⅠB、ⅡB族，第13～17纵行为ⅢA～ⅦA族，第18纵行为0族（对于短周期的元素，其差即为主族序数）。这种元素的周期数比相近的原子序数小的稀有气体元素的周期数大1。

3．确定元素性质的方法

（1）先推断元素在周期表中的位置。

（2）一般来说，族序数-2=本族非金属元素的种数（ⅠA族除外）。

（3）若主族元素族序数为m，周期数为n，则：

mm<1时，为金属，值越小，金属性越强；

nnmm②>1时，是非金属，越大，非金属性越强；

nn①

③m=1时，是两性元素。

n（4）“阴前阳下，径小序大”，即与稀有气体元素同周期的阴离子，该稀有气体元素下周期的元素的阳离子，这种稀有气体元素的原子，三者具有相同的电子层结构。原子序数大者，粒子的半径小。例如：r(Ca2+)

4．周期表中特殊位置的元素

（1）族序数等于周期数的元素：H、Be、Al。

（2）族序数等于周期数2倍的元素：C、S。

（3）族序数等于周期数3倍的元素：O。

（4）周期数是族序数2倍的元素：Li。

（5）周期数是族序数3倍的元素：Na。

（6）最高正价与最低负价代数和为零的短周期元素：C、Si。

（7）最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素：S。

（8）除H外原子半径最小的元素：F。

（9）短周期中离子半径最大的元素：P。

（10）最高正化合价不等于族序数的元素：O、F（F元素无正化合价）。

5．元素性质、存在、用途的特殊性

（1）形成化合物种类最多的元素或单质是自然界中硬度最大的物质的元素或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。

（2）空气中含量最多的元素或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：N。

（3）地壳中含量最多的元素或气态氢化物的沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：O。

（4）地壳中含量最多的金属元素：Al。

（5）最活泼的非金属元素或无正价的元素或无含氧酸的非金属元素或无氧酸（气态氢化物）可腐蚀玻璃的元素或气态氢化物最稳定的元素或阴离子的还原性最弱的元素：F。

（6）最活泼的金属元素或最高价氧化物对应水化物碱性最强的元素或阳离子氧化性最弱的元素：Cs。

（7）最易着火的非金属元素的单质，其元素是：P。

（8）焰色反应呈黄色的元素：Na。

（9）焰色反应呈紫色（透过蓝色钴玻璃观察）的元素：K。

（10）最轻的单质的元素：H；最轻的金属元素：Li。

（11）常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。

（12）最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应又能与强碱反应的元素：Be、Al。

（13）元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物起化合反应的元素：N。

（14）元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素：S。

（15）元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。

（16）常见的能形成同素异形体的元素有：C、P、O、S，其中一种同素异形体易着火的元素是：P。