第三单元　人类对原子结构的认识设计意图

第二节

元素周期律

教学目标：

①使学生了解元素原子核外电子排布规律。

②使学生掌握元素主要性质的周期性变化规律。

③使学生理解元素周期律的实质。

①培养学生抽象思维能力和提出问题、分析归纳、概念辨析及应

用能力。

教学重点：

元素周期律的涵义和实质。

教学难点：

元素性质与原子结构的关系。

教学方法：

比较、探究、归纳、总结

教学准备：

多媒体课件

教学过程：

第一课时

［引言］从前面我们所学习原子结构和元素的性质关系可知，核电荷数不同的碱金属及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？

第二节 元素周期律

一、原子核外电子的排布

首先，请同学们看彩图—电子层模型示意图，得出电子层的概念。

（1）电子层

在含多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们通常把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。

①定义：

把电子在原子核外能量不同的运动区域叫做电子层。

说明：电子的分层运动也称为分层排布。

②电子层的划分方法：

电子层由里到外，可以分别用阿拉伯数字(用n表示)和字母表示为：

序号

符号

1

K

2

L

3

M

4

N

5

O

6

P

7

Q

③电子层的能量

在多个电子的原子中，电子的能量是不同的。通常能量低的电子在离原子核较近的区域运动，能量高的电子在离原子核较远的区域运动。

离核距离：

近———→远 能量高低：

低———→高

（2）核外电子的排布规律：

〖探索发现〗电子在原子核外的运动是有规律的。请同学们利用1-20号元素及稀有气体的核外电子排布情况，探索原子核外电子的排布规律。

稀有气体元素原子电子层排布的情况：

核电元素

元素

K

2

2

2

2

2

2

各电子层的电子数

L

M

N

O

8

8

8

8

8

8

18

18

18

8

18

32

8

18

荷数

名称

符号

2

10

18

36

54

86

氦

氖

氩

氪

氙

氡

He

Ne

Ar

Kr

Xe

Rn

P

8

【探索发现】

1、请同学们利用上述原子结构示意图，探索电子在原子核外各电子层排布的顺序。

【探究结论】①电子在核外电子排布时，总是尽可能先排布在能量低的电子层，当能量低的电子层排满后，再逐渐排布在能量高的电子层上。

2、请同学们探索，最外电子层最多能排多少个电子？

【探究结论】②最外层电子数不超过8个;K层是最外层时，最多不超过2个。

3、经分析稀有气体原子结构示意图及查阅资料可知，1～5电子层最多能容纳的电子数分别为2、8、18、32、50 。若用n表示电子层数，请同学们探索其中的规律，分析第n电子层最多能容纳多少个电子？

【探究结论】③每个电子层最多容纳的电子数是2n2。

4、根据表你认为随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布有什么变化规律？

根据在初中学习的部分元素原子结构示意图的知识,讨论核电荷数1～20的元素原子核外电子排布的情形以及核外电子排布的一般规律,并将讨论的结果分别填入表中。

［分析］从上可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现的现象，我们称之为周期性。由此，可得出如下结论：

【探究结论】④随着元素原子序数的递增，元素的原子核外电子层排布呈周期性的变化。

〖过渡〗原子半径与核外电子排布有着密切关系，我们来探索元素原子半径的变化规律。

二、元素原子半径的变化规律

[讨论] 1、请同学们根据表中数据分析，你认为随着原子序数的递增，元素原子半径有什么规律性的变化（稀有气体元素暂不考虑）？

【探究结论】①随着元素原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性的变化。

三、元素的化合价的变化规律

[讨论]根据表中各元素的化合价，你认为随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现什么规律性的变化？

【探究结论】②随着元素原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性的变化。

【过渡】从以讨论中，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布，原子半径和化合价均呈周期性的变化。元素的化学性质是由原子结构决定的，那么元素的金属性与非金属性是否也将随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，我们下面进行讨论。

四、元素的金属性和非金属性的变化规律

【讲述】首先，我们探索一下第三周期元素的金属性和非金属性的变化规律。

讨论：元素的金属性和非金属性的强弱可根据哪些事实加以判断？

〖科学探究〗1、钠镁铝是常见的金属元素，请同学们自己设计简单容易操作的实验，验证钠镁铝金属性的递变规律。

【方法指导】

元素的金属性强弱的判断依据：

①利用单质与水反应置换出氢的难易程度判断；

②利用单质与酸反应置换出氢的难易程度判断；

③利用最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性强弱判断。

④利用单质之间的置换反应判断。

【我的设计】

序号

1

2

实验原理

实验现象

实验结论

〖讨论〗通过分析以下实验，推断钠、镁、铝金属性的强弱。

反应

钠

镁

铝

金属

与水反应

与冷水剧烈反应

与冷水缓慢反应，与沸与冷水很难反应，水迅速反应

与热水缓慢反应

剧烈反应

MgO为碱性氧化物

Mg(OH)2为中强碱

迅速反应

Al2O3为两性氧化物

Al(OH)3为两性氢氧化物

与酸反应

氧化物

对应碱

非常剧烈反应

Na2O和Na2O2

NaOH为强碱

【探究结论】①钠、镁、铝的金属性逐渐减弱。

〖科学探究〗2、硅、磷、硫、氯均为非金属元素，请同学们自己设计简单容易操作的实验，验证硅、磷、硫、氯三种非金属性的递变规律。

【方法指导】

元素非金属性强弱的判断依据：

①利用非金属单质与氢气反应生成氢化物的难易程度；

②利用非金属元素氢化物的稳定性判断；

③利用最高价氧化物对的水化物的酸性强弱判断；

④利用单质之间的置换反应判断。

【我的设计】

序号

1

2

实验原理

实验现象

实验结论

〖讨论〗通过阅读课本16页的内容推测硅磷硫氯的性质递变规律。

【探究结论】②硅、磷、硫、氯均的非金属性逐渐增强。

【归纳总结】从第三周期11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

Na Mg Al Si P S Cl Ar

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

〖小资料〗对其它周期的元素进行同样的研究，也得出了类似的结论。

【探究结论】③随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化。

【归纳与总结】

随着原子序数的递增，元素的原子半径、元素化合价、元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。

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，这一规律称为元素周期律。