【多彩课堂】2015-2016学年高中化学第一章物质结构元素周期律第二节《元素周期律》(第1课时)教程.ppt

* 第一章 元素周期表 第2节 元素周期律 （课时1） 1、掌握原子核外电子的排布规律 2、元素性质与原子结构的关系 本课设计主线：原子结构——原子结构递变规律——元素性质递变规律——课堂检测。首先借用“核外电子运动的视频导入课堂，并发出与本课知识相关的设问，讲述原子核外电子的排布，从电子层、电子的能量及电子排布三个角度共同分析，总结出原子核外电子的排布规律；同时依据材料总结原子的电子层排布、原子半径及化合价的排布规律，从而引出问题：结构与性质的关系，接着通过实验或数据，总结第同一周期或同一主族的元素金属性或非金属的递变规律，最后通过课堂练习巩固本课所学知识。 在讲述金属性及非金属的递变规律时，一定要依据实验或数据，同时强调一定要学生明确判断金属性或非金属性的标准，让学生区别氢化物或最高价氧化物对应水化物的区别。 结论： 1、在一个体积小、相对空间大（但绝对空间小）的原子核外作高速运动（速度接近光速）。 2、电子的运动是有一定规则的。 核外电子运动 人们将电子运动的区域简化为不连续的壳层，称之为“电子层”。 1、电子层 2、电子的能量 所有电子都具有一定的能量，在多电子原子里，各电子所具有的能量不尽相同，能量低的电子在离核较近的区域运动，能量较高的电子在离核较远的区域运动。 3、核外电子的排布规律（分析表1-2） 一、原子核外电子的排布 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q 由内到外，能量逐渐升高 核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。 稀有气体元素原子电子层排布 核电荷数 元素名称 元素符号 各电子层的电子数 K L M N O P 最外层电子数 2 氦 He 2 2 10 氖 Ne 2 8 8 18 氩 Ar 2 8 8 8 36 氪 Kr 2 8 18 8 8 54 氙 Xe 2 8 18 18 8 8 86 氡 Rn 2 8 18 32 18 8 8 各层最多电子数 2 8 18 32 ? ? （1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数不能超过 32 。 （1）各电子层最多能容纳的电子数为 2n2 （2）最外层电子数不能超过 8（当K层为最外层时不能超过 2 ）。 （3）次外层电子数不能超过 18 ，倒数第三层电子数能超过 32 。 （4）核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后由里往外，依次排布在能量较高的电子层里（能量最低原理）。 核外电子的排布规律： a、四条规律相互制约 b、最外电子层中排满 8 个电子（He为2个电子）时，为相对稳定结构，其它为不稳定结构 1、判断下列原子结构示意图是否正确？为什么？ A、 B、 D、 C、 × × × × 2、根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。 （1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；______ （2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；______ （3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________ 硅 硼 氖 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 最外层电子数1→2 最外层电子数1→8 最外层电子数1→8 二、元素周期律 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 原子半径 大→小 原子半径 大→小 结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化。 表5-5 1~18号元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价 主要化合价：正价+1→0 主要化合价：正价+1→+5，负价：-4 →-1 → 0 主要化合价：正价+1→+7，负价：-4 →-1→0 结论：随着原子序数的递增，元素主要化合价呈现周期性变化。 为什么随原子序数的递增,元素原子的电子层排布、原子半径、化合价呈现周期性变化呢？ 随原子序数的递增,元素原子核外电子排布的周期性变化,决定了原子半径、化合价呈现周期性变化。 元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性变化呢？ 元素的金属性和非金属性的强弱根据什么来判断？ ①金属与水或酸反应越容易，金属性越强； ②最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物） 碱性越强，金属性越强； ③金属单质与某些盐溶液反应置换另一金属。 元素金属性强弱判断依据: ①非金属与H2化合越容易，非金属性越强； ②气态氢化物越稳定, 非金属性越强；