第一章物质结构元素周期律学案.docx
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第一章物质结构元素周期律学案
第一节 元素周期表
第一课时 元素周期表
【重点】元素周期表的结构
一、元素周期表的发展史
1、1869年,俄国化学家制出第一张元素周期表。
2、原子序数
定义:
按照元素在周期表中的给元素编号,得到原子序数。
3.原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系:
原子序数= = =
二、元素周期表
1.编排规则
在元素周期表中,把相同的元素,按递增的顺序从左到右排成横行,再把不同横行中相同的元素,按递增的顺序从上而下排成纵行。
2.元素周期表的结构
(1)阅读教材P4-5填写下表:
周期表的有关知识
类别
周期序数
起止元素
包括元素种数
核外电子层数
短周期
1
H—He
2
Li—Ne
3
Na—Ar
长周期
4
K—Kr
5
Rb—Xe
6
Cs—Rn
不完全周期
7
Fr—112号
归纳总结:
(2)分析元素周期表中从ⅢB到ⅡB之间的元素名称,它们的偏旁均为“金”,说明它们均为。
元素周期表的中部从族到族个纵行,包括第族,通称为过渡元素。
(3)族的别称:
ⅠA称为元素ⅡA称为元素ⅣA称为元素ⅤA称为元素
ⅥA称为元素ⅦA称为元素零族称为元素
(4)根据原子序数确定元素在周期表中的位置
、对于主族元素,根据周期表的编排原则,周期的序数就是该周期元素具有的电子层数,族序数就是最外层电子数,所以只要根据核外电子排布规律,画出原子结构示意图就知道它在周期表中的位置。
、根据原子序数以0族为基准给元素定位。
【课堂练习】1.原子序数为17的元素,在元素周期表中位于周期第族;原子序数为11的元素在元素周期表中位于周期第族。
位于第二周期第VIA族的元素符号为。
第56号元素位于周期表中,第116号元素位于周期表中
第一节 元素周期表
第二课时 元素的性质与原子结构
【重点】元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系
一、碱金属元素
碱金属元素是指周期表中族元素(除元素外),元素名称和符号分别为。
1、碱金属的原子结构
(1)观察P5碱金属的原子结构示意图,填写表格并分析碱金属原子结构的共同之处。
①相同点:
碱金属元素原子结构的 相同,都为 。
②递变性:
从Li到Cs,碱金属元素的原子结构中, 依次增多。
原子半径依次 。
2、碱金属的化学性质
(1)与非金属的反应
Li+O2Na+O2
K+O2
Rb、Cs在室温时,遇到空气会立即燃烧反应生成更复杂的氧化物。
(2)与水的反应
K+H2ORb+H2O
碱金属元素都可以和水反应生成相应的碱与H2。
通式:
2M+2H2O==2MOH+H2↑碱性:
[小结]碱金属元素均具有较强的还原性从上到下(Li、Na、K、Rb、Cs),随着核电荷数的增加,碱金属元素原子的电子层数逐渐,最外层电子离原子核的距离逐渐,因此原子核对最外层电子的引力逐渐,原子失去电子的能力逐渐,既还原性逐渐。
所以,碱金属元素的性质也有差异,从锂到铯金属性逐渐。
具体表现在:
a.与水或酸反应置换出氢的难易程度,从锂到铯越来越(填“易”或“难”)
b.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱,从锂到铯越来越(填“强”或“弱”)
c.与氧气反应的产物越来越复杂。
锂与氧气反应只能生成氧化锂,
3、碱金属的物理性质的比较(见课本第7页)
颜色:
银白色(铯略带)、质、密度从锂到铯呈的趋势、熔沸点逐渐
【课堂练习】1:
碱金属钫(Fr)具有放射性,它是碱金属元素中最重的元素,下列预言错误的是()
A.在碱金属中它具有最大的原子半径
B.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱
C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物
D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸
4、元素金属性强弱判断依据:
(1)根据金属单质与水或与酸反应置换出氢的难易程度。
置换出氢越容易,则金属性越强。
(2)根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。
碱性越强,则原金属元素的金属性越强。
(3)可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱,则元素金属性越强。
【课堂练习】
2.①已知金属A可与冷水反应,金属B和热水才能反应,金属C和水不能反应,判断金属A、B、C金属性强弱
②已知NaOH为强碱、Mg(OH)2为中强碱、Al(OH)3为两性氢氧化物,则Na、Mg、Al的金属性强弱
③氧化性 Al3+﹥Mg2+﹥Na+,则元素金属性顺序为
3.下列事实不能用于判断金属性强弱的是()
A.金属间发生的置换反应B.1 mol金属单质在反应中失去电子的多少
C.金属元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱
D.金属元素的单质与水或酸置换出氢气的难易
二卤族元素
卤族(ⅦA)元素:
1.在结构上:
最外层都有个电子,化学性质相似.
随着核电荷数的增加,原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐,非金属性逐渐。
2.卤族元素单质的物理性质的变化规律(随原子序数的递增)(见课本第8页)
①颜色:
浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色颜色逐渐
②状态:
气态~液态~固态 ③熔沸点:
逐渐
④密度:
逐渐⑤溶解性:
逐渐
3.卤素单质的化学性质
(1)与氢气反应P8
①卤素单质与H2反应的剧烈程度:
逐渐.即F2>Cl2>Br2>I2
②生成氢化物的稳定性:
逐渐。
即氢化物稳定性次序为HF>HCl>HBr>HI,反应通式:
(2)卤素单质间的置换反应:
;;
随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:
F2Cl2Br2I2
氧化性逐渐非金属性逐渐
3.均能与水不同程度反应,其通式(除F2外)为:
;F2+H2O=
4.非金属性强弱判断依据:
(1)非金属元素单质与H2化合的难易程度,化合越容易,非金属性也。
(2)形成气态氢化物的稳定性,气态氢化物越稳定,元素的非金属性也。
(3)最高氧化物对应水化物的酸性强弱,酸性越强,对应元素的非金属元素性也。
【课堂练习】4.各组性质比较的表示中,正确的是()
A.生成由易到难:
HF>HCl>HBr>HIB.稳定性:
HF C.酸性: HF>HCl>HBr>HID.酸性: HClO4 5.X、Y是元素周期表第ⅦA族中的两种元素。 下列叙述能说明X的非金属性比Y强的是() A.X原子的电子层数比Y的多B.X的最高价含氧酸的酸性比Y的弱 C.X的气态氢化物比Y的稳定D.Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 第一节 元素周期表第三课时核素同位素 【重点】同位素、质量数和 X的含义 一.质量数构成原子的粒子及其性质 构成原子的粒子 电子 质子 中子 电性和电量 1个电子带1个单位负电荷 1个质子带1个单位正电荷 不显电性 质量/kg 9.109×10-31 1.673×10-27 1.675×10-27 相对质量 1/1836(电子与质子质量之比) 1.007 1.008 原子的质量主要由质子和中子决定,主要集中在原子核上,质子和中子的相对质量都近似为1,如果忽略电子的质量,将核内所有质子和中子的相对质量取近似值加起来,所得的数值叫做质量数(用符号表示)。 若质子数用表示,中子数用表示。 则它们之间的关系为: 质量数(A)= 说明: 原子的质量数与原子的相对原子质量近似相等。 在非精确计算时可以用原子的质量数来代替原子的相对原子量。 二.原子的表示方法 在化学上,我们为了方便地表示某一原子。 在元素符号的左下角标出其质子数,左上角标出质量数 X如下所示: [课堂练习] 1.若有某种新元素,它的原子核内有161个中子,质量数为272。 该元素的原子序数与原子核内中子数的关系是() A.大于B.小于C.等于D.不能肯定 2.已知氢元素的原子核中,中子数不相同,如下表,请用上式表示氢元素的不同原子 氢元素的原子核 原子名称 原子符号 X 质子数(Z) 中子数(N) 1 0 氕 1 1 氘 1 2 氚 3.关于 F-微粒叙述正确的是 A.质量数为19,电子数为9B.质子数为9,中子数为10 C.质子数为9,电子数为9D.中子数为10,电子数为8 三.核素 由上表可知,同种元素原子的原子核中,不一定相同。 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素。 氢元素有种核素,分别为、、。 思考: 同一元素的不同核素相同,不同,在周期表中的位置是否相同? ()为什么? 四.同位素 相同而不同的同一元素的不同原子互称同位素。 “同位”指核素的质子数相同,在元素周期表中占相同的位置。 许多元素都有同位素,如氧有、、三种同位素;碳有、、等同位素;铀有、、等多种同位素 【课堂练习】4.课后练习P11第5题 (元素、核素、同位素的比较和关系) 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中子的一种原子。 即: 原子=核素 同位素 具有相同质子数不同中子数的同一种元素的不同种原子(核素),互称同位素。 【新知巩固】 1.下列微粒: ①质子②中子③电子,在所有原子中一定含有的微粒是()。 A.仅有①B.①和③C.①和②D.①②③ 2.最近医学界通过用具有放射性的14C试验,发现C80的一种羧酸的衍生物在特定条件下可通过断裂DNA杀死病毒,从而抑制艾滋病(AIDS)的传播。 有关14C的叙述中正确的是()。 A.与C80中普通碳原子的化学性质不同B.与12C互为同位素 C.与12C的中子数相同D.与C80互为同素异形体 3.下列关于40K和40Ca的叙述中正确的是()。 A.40K和40Ca具有相同的中子数B.40K+和40Ca2+具有相同的电子层结构 C.39K和40K互为同素异形体D.39K2O的摩尔质量为94 4.下列叙述错误的是()。 A.13C和14C属于同一种元素,它们互为同位素B.1H和2H是不同的核素,它们的质子数相等 C.14C和14N的质量数相等,它们的中子数不等D.6Li和7Li的电子数相等,中子数也相等 5.1.8gH218O中含有的中子数等于gD216O里所含的中子数。 第二节元素周期律(第一课时) 【重点】核外电子排布的规律核外电子排布的表示方法 一、原子核外电子排布 1、电子的能量及电子层的定义 (1)电子的能量在多电子的原子里,电子的能量是;离核较近的区域内运动的电子能量,在离核较远的区域内运动的电子能量。 (2)电子层的定义: 在多电子原子里,的区域简化为的壳层 观察P13表1-2和稀有气体元素原子核外电子排布,并总结出原子核外电子排布的规律。 2、核外电子排布的规律 (1)电子是在原子核外距核由___及____、能量由___至____的不同电子层上分层排布;电子一般总是尽先排在能量最____的电子层里。 (2)每层最多容纳的电子数为______(n代表电子层数)。 (3)最外层最多能容纳的电子数目为(K层为最外层,不超过个电子),次外层电子数目不超过,倒数第三层不超过个电子。 注意: 这几条规律是相互联系的,不能孤立理解,必须同时遵循这几条规律。 3、电子的能量高低与离核远近的关系: 电子层(序号n)1234n 电子层符号KLMN…… 离核距离近远 电子的能量()() 最多能容纳的电子数2818322n2 二、核外电子排布的表示方法——结构示意图 结构示意图包括原子结构示意图和离子结构示意图。 结构示意图是用小圆圈和圆圈内的符号及数字表示原子核及核内质子数,弧线表示各电子层,弧线上的数字表示该电子层上的电子数。 如: 钠离子的结构示意图可表示为 原子结构示意图中,核内质子数等于核外电子数;离子结构示意图中,二者则不等。 【课堂练习】 (1)10个电子的粒子: 分子有,阳离子有,阴离子有。 (2)与Ar原子电子层结构相同的微粒有。 【新知巩固】 1.下列所画原子结构示意图正确的是() A、 B、 C、 D、 2.某元素原子核外有三个电子层,其最外层电子数是次外层电子数的一半,则此元素是() A.SB.CC.SiD.Cl 3.已知aXm+和bYn-的电子层结构相同,则下列关系式正确的是() A.a=b+m+nB.a=b-m+nC.a=b+m-nD.a=b-m-n 4.下列粒子中与NH 具有相同质子数和电子数的是() A.OH-B.F-C.Na+D.NH3 5.核外电子层结构相同的一组粒子是() A.Mg2+、Al3+、Cl-、NeB.Na+、F-、S2-、Ar C.K+、Ca2+、S2-、ArD.Mg2+、Na+、Cl-、S2- 6.一种粒子的质子数和电子数与另一种粒子的质子数和电子数相等,则下列关于两种粒子之间的关系说法错误的是() A.它们可能是同位素B.可能是不同分子 C.可能是相同的原子D.可能是一种分子和一种离子 7.下列叙述中,正确的是() A、两种微粒,若核外电子排布完全相同,则其化学性质一定相同 B、凡单原子形成的离子,一定具有稀有气体元素原子的核外电子排布 C、两原子的核外电子排布相同,则一定属于同种元素 D、不存在两种质子数和电子数均相同的阳离子和阴离子 8.下列说法正确的是() A、最外层有2个电子的原子都是金属原子 B、最外层有5个电子的原子都是非金属原子 C、短周期元素中电子层数与最外层电子数相等的元素只有2种 D、短周期元素中内层电子总数是最外层电子数2倍的元素只有2种 9.有X、Y两种原子,X原子的M层比Y原子的M层少3个电子,Y原子的L层电子数恰好是X原子L层电子数的二倍,则X为,Y为。 10.1-18号元素中,最外层电子数是次外层电子数二倍的元素是,原子结构示意图,能与氧形成的氧化物的化学式、。 第二节元素周期律(第二课时) 【重点】随原子序数递增,元素化合价、元素金属性和非金属性呈周期性变化的规律; 【难点】微粒半径及大小的比较;元素金属性、非金属性强弱的判断。 一、元素原子结构与元素性质的周期性变化 以1-18号元素核外电子排布为例(分析归纳),随原子序数递增: 二、元素周期律及实质 1、元素周期律的内容: 的规律。 2、元素周期律的实质是: 。 三、粒子半径大小的比较 1、同周期元素原子半径递变规律同一周期内,随原子序数的递增,原子半径逐渐 练习: r(Na)r(Mg)r(Al)r(Si)r(P)r(S)r(Cl) 2、同一主族元素原子半径递变规律同一主族内,随电子层数递增原子半径逐渐 r(Li)r(Na)r(K)r(Rb)r(Cs) 3、同种元素的粒子半径: 阴离子原子,原子阳离子;低价阳离子高价阳离子 练习: r(Cl-)r(Cl);r(Fe)r(Fe2+)r(Fe3+) 4、电子层结构相同的简单粒子,核电荷数越大,半径 练习: r(O2-)r(F-)r(Ne)r(Na+)r(Mg2+)r(Al3+) 四、元素金属性、非金属性强弱的判断 1、元素金属性强弱的判断依据 ①单质与水或酸反应置换出氢的难易(置换氢越,则金属性); ②最高价氧化物的水化物(即碱)的碱性强弱(氢氧化物碱性越,其金属性越)。 ③置换反应(金属性的能把金属性的元素从其相应的化合物中置换出来) ④金属单质还原性的强弱(金属还原性越强,其金属性越强); 金属离子的氧化性强弱(离子的氧化性越强则对应的金属元素的金属性越弱) 2、元素非金属性强弱的判断依据: ①单质与氢气化合的难易及氢化物的稳定性 (非金属与氢气越,生成的气态氢化物越,则其非金属性越); ②最高价氧化物的水化物(即最高价含氧酸)酸性的强弱 (最高价含氧酸的酸性越,则其非金属性越) ③置换反应(非金属性的元素能把非金属性的元素从其化合物中置换出来) ④非金属单质氧化性的强弱(非金属单质氧化性越强,其非金属性越强) 非金属阴离子还原性强弱(阴离子的还原性越强,则其非金属性越弱) 五、两性氧化物和两性氧化物 1、两性氧化物: 既能与酸反应又能与碱反应生成的氧化物。 氧化铝分别与盐酸和NaOH溶液反应的化学反应方程式和离子方程式为: 2、两性氧化物: 既能与酸反应又能与碱反应生成的氢氧化物。 先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3 mL 1 mol/LH2SO4溶液和6mL1 mol/L NaOH溶液反应.化学反应方程式和离子方程式: 【课堂练习】 1、下列各组中,顺序排列错误的是 A、离子半径: Na+>Mg2+>Al3+>F-B、热稳定性: HCl>H2S>PH3>AsH3 C、酸性强弱: H3AlO3<H2SiO3<H2CO3<H3PO4 D、碱性强弱: KOH>NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3 2、能说明氯的非金属性比硫强的事实是 A、氯气与氢气反应生成氯化氢,而硫与氢气反应生成硫化氢 B、向硫化氢的水溶液中通入氯气可得到淡黄色的硫 C、氯气能与水反应而硫不能 D、氯原子最外电子层上有7个电子而硫最外电子层上有6个电子 第二节元素周期律(第三课时) 【重点】“位、构、性”的推导。 【说明】元素周期表中每一周期、每一主族的元素,其性质总是呈规律性的变化, 所以元素周期表是我们学习化学的重要工具 一、元素在周期表中位置与结构、性质的关系 1、主族元素在周期表中的位置与原子结构之间的关系 电子层数=序数最外层电子数=序数 2、原子结构与元素性质之间的关系 (1)原子结构与元素主要化合价之间的关系 主族元素的最高正化合价=最低负价=-8 一般有,最高正价与最低负价绝对值之和等于 注: 最外层电子数≥4,则出现负价(氢除外);稀有气体化学性质不活泼,通常情况下难以与其它物质发生化学反应,因此化合价看作价。 (2)元素主要化合价与元素在周期表中的位置的关系 主族元素的最高正化合价=序数最低负价=序数-8 (3)元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系(金属元素与非金属元素的分区) 元素周期表中,沿着周期表中 、 、 、 、 跟 、 、 、 之间画一条虚线,虚线的面是金属元素,面是非金属元素。 由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线,因此,位于分界线的元素,既能表现出一定的金属性,又能表现出一定的非金属性。 稀有气体在最后一列。 过渡元素(包括副族和Ⅷ族共10个纵行),最外层电子数≤2,全部是金属元素。 二、元素金属性和非金属性的递变 1、同一周期,从左到右,核电荷数逐渐,而原子半径逐渐,故核对电子的引力;失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素的金属性逐渐,其对应碱的碱性;非金属性逐渐(不包括稀有气体元素),其对应最高价的含氧酸的酸性。 2、同一主族,从上到下,核电荷数逐渐,原子半径逐渐,故核对电子的引力;失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素的金属性逐渐,其对应碱的碱性;非金属性逐渐,其对应最高价的含氧酸的酸性上。 3、除稀有气体元素和放射性元素外,周期表中金属性最强的元素是,非金属性最强的元素是,因为 三、元素周期律、元素周期表的应用 1、根据元素在周期表中的位置,预测未知物的与。 2、根据元素的,推测它在周期表中的位置。 3、根据新元素的发现及预测它们的。 4、指导其他与化学相关的科学技术。 寻找所需物质: 在能找到制造半导体材料;在能找到制造农药的材料; 在中能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。 【课堂练习】 1、X元素的阳离子和Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构,下列叙述正确的是 A、X的原子序数比Y的小B、X原子的最外层电子数比Y的大 C、X的原子半径比Y的大D、X元素的最高正价比Y的小 2、A、B、C、D四种元素,A元素所处的周期数,主族序数,原子序数均相等;B的原子半径是其所在主族中最小的,B的最高价氧化物对应水化物的化学式为HBO3;C元素原子的最外层电子数比次外层少2个;C的阴离子与D的阳离子具有相同的电子排布,两元素可形成化合物D2C。 (1)B元素的名称,________B在周期表中的位置________,原子结构示意图________; (2)A,B形成的化合物的化学式________; (3)C的元素符号________,C的最高价氧化物的化学式________; (4)D的阳离子的结构示意图________,D的最高价氧化物的化学式________。 第三节 化学键 第一课时 离子键 【学习目标】掌握离子键的概念、离子键的形成过程和形成条件,并能熟练应用电子式表示离子化合物及其形成过程 【学习探究】 一.离子键 情景: NaCl的形成: 写出Na原子、Cl原子的结构示意图: 、; Na、Cl原子要达到8电子稳定结构,Na原子需要,而Cl原子则要电子。 用图示表示如右: 1.离子键: 之间的叫做离子键。 (1)成键微粒: 和。 (2)成键实质: 相互作用(包含吸引和排斥): 接近到某一定距离时,和作用达到平衡就形成了离子键。 (3)成键条件: 通常是活泼金属元素(ⅠA、ⅡA)与活泼非金属元素(ⅥA、ⅦA)间。 2.离子化合物: 像NaCl这种只要含离子键的化合物叫做离子化合物。 (1)常见的离子化合物: ①活泼金属氧化物: 如CaO、Na2O、Na2O2、K2O等; ②强碱: 如NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等; ③绝大多数盐: 如Na2CO3、BaSO4、NH4Cl等。 (2)物理性质主要特点: 通常有熔、沸点,硬度,熔化后导电。 (3)规律: 离子键只存在离子化合物中,离子化合物中一定含有离子键 【练习】: 1.下列原子序数所对应的元素组中,两者能以离子键结合成稳定化合物的是() A.1和17B.12和9C.14和6D.15和8 2.下列物质由离子构成的是() A.Cl2B.CO2C.HClD.MgCl2 3.电子式
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- 第一章 物质 结构 元素周期律