1.2 元素周期表与元素周期律（教学设计）-【中职专用】高中化学同步精品课堂（高教版2023·加工制造类）

主题一 原子结构与化学键 第一节 元素周期表和元素周期律（教学设计） 课程标准 能认识元素性质呈周期性变化的规律及其变化的根本原因，了解元素周期表的结构和元素在周期表中的位置。能通过实验探究、了解同周期和同主族元素性质的递变规律，初步形成解释、发现、分析、推理、总结等实验方法及应用能力。能通过元素周期律发现的过程，了解科学家事迹，学习他们探索未知、崇尚真理、严谨求实的科学精神，发展实验探究与创新意识等化学学科核心素养，培育精益求精的工匠精神。教学目标 1. 能认识元素性质呈周期性变化的规律及其变化的根本原因，了解元素周期表的结构和元素在周期表中的位置。 2. 能通过实验探究、了解同周期和同主族元素性质的递变规律，初步形成解释、发现、分析、推理、总结等实验方法及应用能力。能通过元素周期律发现的过程，了解科学家事迹，学习他们探索未知、崇尚真理、严谨求实的科学精神。 教学过程 【创设情境，生成问题】 2019年是门捷列夫发表第一张元素周期表150周年，为此，联合国教科文组织将2019年命名为“化学元素周期表国际年”。现在的元素周期表，已经被正式确认发现的元素有118种。元素周期表除了可以查找元素的信息，还有哪些作用？ 【新课讲授】 一、元素周期表 编排原则 1.科学家们把元素按照核电荷数由小到大的顺序编号，这个序号称为元素的原子序数。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＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数 2.把电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵列，就得到书后插页所示的元素周期表。 【观察与认知】 （1）上图：分别从横向和纵向观察，你有哪些发现呢？ （2）思考下列问题 ① 元素周期表中有几个横行？各横行中，元素的种类是否相同？在同一横行中，各元素的电子层数是否相同？从左到右，原子序数有什么变化特点？ ② 元素周期表中有几个纵列？在同一纵列中，各元素的最外层电子数是否相同？由上而下，电子层数有什么变化特点？ 【精讲环节】 1.周期 元素周期表的横行称为周期。 周期序数 起止元素 包括元素种数 核外电子层数 1 H～He　 2 1 2 Li～Ne 8 2 3 Na～Ar　 8 3 4 K～Kr 18 4 5 Rb～Xe 18 5 6 Cs～Rn 32 6 7 Fr～Og(118号) 32 7 【备注】为了避免元素周期表的横行过长，将元素周期表中的镧系元素(57La~71Lu)和锕系元素(71Ac~103Lr)分别列于元素周期表的下方。 2.族 (1)元素周期表的纵列称为族。从左到右共18个纵列，除第8、9、10三个纵列为一族外，其余每个纵列称为一族，共有16个族。族可分为主族、副族、Ⅷ族和0族。 (2) 常见族的别称 族 别名 第ⅠA族(除氢外) 碱金属元素 第ⅡA族 碱土金属元素 第ⅦA族 卤族元素 0族 稀有气体元素 过渡元素（金属） ⅢB～ⅡB的十个纵行 【实践活动】 查阅资料，了解门捷列夫、梅耶的生平和贡献。从门捷列夫当年在元素周期表上给未发现元素预留位置、预言新元素，到来自不同国家的三位科学家分别发现“镓”“钪”和“锗”的故事，结合118号元素的介绍，体会元素周期表对新元素发现的指导作用。以小组为单位在班级交流。 二、元素周期律 【思考】随着科学技术的发展，人们发现的元素种类也在不断地增加，在众多的元素中是否存在着内在联系或某种规律呢？ 1.观察图1-2-1、表1-2-1，思考下列问题： (1)在同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，原子的核外电子排布呈现什么变化？元素的原子半径呈现什么变化？元素的主要化合价（最高正化合价和最低负化合价）呈现什么变化？ (2)在同一主族，由上而下，元素的原子半径呈现什么变化？ 表 1-2-1  1～18 号元素原子核外电子排布与主要元素性质 原子序数 1 2 元素名称 氢 氦 元素符号 H He 电子层数 1 1 半径 /nm 0.037 0.122 主要化合价 +1/-1 0 元素性质 非金属 稀有气体 原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10 元素名称 锂 铍 硼 碳 氮 氧 氟 氖 元素符号 Li Be B  C N O F Ne 电子层数 2 2 2 2 2 2 2 2 半径 /nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071 0.160 主要化合价 +1/—  +2/— +3/— +4/-4 +5/-3 —/-2 —/-1 0 元素性质 活泼金属 金属 不活泼非金属 非金属 非金属 很活泼非金属 很活泼非金属 稀有气体 表 1-2-1  1～18 号元素原子核外电子排布与主要元素性质(续表) 原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18 元素名称 钠 镁 铝 硅 磷 硫 氯 氩 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 电子层数 3 3 3 3 3 3 3 3 最外层电子数 1 2 3 4 5 6 7 8 半径 /nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099 0.191 主要化合价 +1/— +2/— +3/— +4/-4 +5/-3 +6/-2 +7/-1 0 元素性质 很活泼金属 活泼金属 金属 不活泼非金属 非金属 活泼非金属 很活泼非金属 稀有气体 【总结】 元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价等元素的性质都与原子序数的递增有密切关系。 原子半径表现出周期性变化 随着元素原子序数的递增，元素的原子半径呈周期性变化。主族元素原子半径周期性变化如图1-2-2所示。 周期序号 原子序数 原子半径(nm) 结论 第一周期 1→2 …… 同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体) 第二周期 3→9 0.152→0.071___大→小 第三周期 11→17 0.186→0.099_大→小 【规律】随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化 附：粒子半径大小比较一般规律 （1）一般而言，电子层数越多，半径越大；如：同主族从上到下原子半径逐渐增大。 （2）当电子层数相同时，质子数越大，半径越小；如：同周期从左到右原子半径逐渐减小。 （3）粒子得电子后半径增大，失电子后半径减小。如： Na＞Na+ Cl—＞Cl Fe 2+ ＞Fe3+ 2.元素主要化合价的周期性变化 周期序号 原子序数 主要化合价 结论 第一周期 1→2 ＋1→0 ①同周期由左向右元素的最高正 价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA族的－4价逐渐升高至ⅦA族的－1价； ③最高正价＋|最低负价|＝8 第二周期 3→9 最高价＋1→＋5 (不含O、F)  最低价－4→－1 规律：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 3. 元素金属性和非金属性的周期性变化 (1)金属性：原子失去电子形成阳离子的性质 (2)原子越容易失去电子，生成的阳离子越稳定，该元素的金属性越强。 (3)元素的非金属性：原子得到电子形成阴离子的性质 (4)原子越容易得到电子，生成的阴离子越稳定，该元素的非金属性越强。 (5)同周期自左向右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 (6)同主族自上而下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 (7)同主族元素原子半径的周期性变化示意图。即随着原子序数的递增，元素的金属性和非金属性也呈现周期性的变化。 【规律总结】 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。这个规律称为元素周期律。 3、 元素周期律 1.同周期中主族元素性质的递变规律 【实验探究】 钠、镁、铝同属第三周期，它们的金属性有什么差异?下面通过实验进行分析和探究。 (1)实验 ①将1粒绿豆大小并吸干表面液体石蜡(或煤油)的金属钠投入盛有5 mL水的大试 管中;再将少量镁粉加入另一支盛有5mL水的试管中，如果反应不明显，可进行加热 观察现象并完成表1-2-2。 表1-2-2 现象记录 加入金属 钠（Na） 镁（Mg） 现象 冷水 沸水 化学方程式 ②取2支试管，各加入2 mol盐酸2~3 mL。再取一小段镁条和一小片铝片，用砂 纸擦去表面氧化膜后，分别放入试管中，观察现象并完成表1-2-3。 表1-2-3 加入金属 钠（Na） 镁（Mg） 现象 化学方程式 【规律总结】 实验①表明，钠与水剧烈反应，放出气体;镁与水在加热条件下才能发生明显反应有少量气体产生。钠、镁与水反应的化学反应方程式为 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ Mg+2H2O 2Mg(OH)2+H2↑ 实验②表明，镁和铝都能与盐酸反应，放出气体，且镁与盐酸的反应更剧烈。镁、铝 与盐酸反应的化学反应方程式为 Mg+2HC1=MgCl2+H2↑ 2A1+6HC1=2A1C1+3H2↑ 镁与盐酸反应剧烈，说明镁置换氢气的能力强于铝，可以判断镁的金属性强于铝。 通过上述两组实验结果，可以得出:钠、镁、铝的金属性依次减弱。 金属钠很活泼，通常保存在煤油或液体石蜡中，使用时须用镊子夹取，并用滤纸吸 干表面的煤油或液体石蜡。 【交流与讨论】 仔细阅读表1-2-4，分 析 硅、磷、 硫、氯四种元素的非金属性由弱到强的顺序: 表 1-2-4 硅、磷、硫、氯四种元素的最高价氧化物对应的水化物及其酸性 元素 硅 磷 硫 氯 最高价氧化物对应的水化物及其酸性 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强酸 H2SO4 强酸 HClO4 最强酸 【结论】 同一周期元素从左到右，随着原子序数的递增原子半径减小，原子核对电子的吸引力增大，得到电子的能力增强，则元素的金属性逐渐减弱，如Na>Mg>A1;非金属性逐渐增强，如P<S<C1。 同一周期金属元素的最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱，如NaOH>Mg(OH)₂>AI(OH)3;同一周期非金属元素的最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强，如H3PO4<H2SO4<HC1O4(高氯酸)。对其他处于相同周期元素的性质进行研究，也可以得到类似的结论。 1.同主族中元素性质的递变规律 【观察与认知】 观察表1-2-5、表1-2-6列出的碱金属(IA族)元素、卤族元素(ⅦA族)的性质对于同一主族元素，随着原子序数的递增，金属性与非金属性有什么变化? 表 1-2-5 碱金属元素性质的比较 元素 原子半径 ( 10-10m ) 颜色和状态 单质与水反应 生成物 反应条件(常温)和有关情况 Li 1.52 银白色，柔软 LiOH + H2 发生置换反应，释放出热量 Na 1.86 银白色，柔软 NaOH + H2 反应较剧烈，放出大量热，能使钠熔化成小球 K 2.32 银白色，柔软 KOH+H2 反应剧烈，放出热能使H,着火燃烧 Rb 2.48 银白色，柔软 RbOH+H2 反应很剧烈，会引起爆炸 Cs 2.65 银白色，柔软 CsOH+ H2 反应最剧烈，引起爆炸 表1-2-6 卤族元素性质的比较 元素 原子半径 ( 10-10m ) 颜色和状态 单质与氢的反应 单质与金属钠的反应 生成物 反应条件(常温)和有关情况 生成物 反应条件和有关情况 F 0.64 淡黄绿色 气 HF 在冷暗处就能 剧烈化合而爆炸 NaF 常温下相遇就化合 Cl 0.99 黄绿色 气体 HCl 在光照射下 剧烈化合而爆炸 NaCl 熔化的钠与氯气 才能化合 Br 1.14 深棕色 液体 HBr 加热时化合，较慢 NaBr 钠要在溴蒸气中加热才能化合 I 1.33 深棕色 液体 HI 持续加热慢慢化合,同时发生分解 NaI 钠和碘加热到较高的温度时才化合 【规律总结】 同一主族元素自上面下随着原子序数的增加，原子半径增大，原子核对电子的吸引力减小。失去电子的能力增强，则元素的金属性逐渐增强，如Li<Na<K;非金属性逐渐减弱，如Cl>Br 金属性：氧化物对应的水化物的碱性逐渐增强，如LiOH<NaOH<KOH； 非金属性：最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐减弱，如HClO4>HBrO4 2.元素金属性和非金属性的递变规律 【交流与讨论】 根据元素周期表中元素性质的递变规律，讨论并找出适宣作为半导体材料的主要 元素。 【规律总结】 阶梯线左下方均为金属元素，阶梯线右上方均为非金属元素。其中，左下角为金属性最强的元素，右上角为非金属性最强的元素，阶梯线附近为既表现出某些金属性又表现出某些非金属性的两性元素。 【拓展延伸】 过渡元素位于元素周期表中部，包括从ⅢB族到Ⅷ族的元素以及IB族和IB族的元素。 铁、铜、银、锌、铬都属于过渡元素。过渡元素也称过渡金属，它们一般具有金属光泽，良好的导电性、导热性和延展性。 例如，金有突出的延展性，可拉成细丝或压成薄片;银有出色的导电性，可在高端精密仪器中用做导线。此外，过渡元素具有熔点高、点高、硬度大、密度大等特性，而且不同的过渡金属之间可以形成多种合金，为制造特定需求的器件提供强大的材料支。例如钨可以与铬、钴、铜等金属形成各种特殊性能的合金，用于制造火箭推进器的喷嘴、切削金属的刀片、钻头等。过渡金属特有的结构和性质，使它们成为科学家们寻找优良催化剂，制作耐高温、耐腐蚀、耐磨损材料最理想的选择。 课堂小结 原创精品资源学科网独家享有版权，侵权必究！8 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 学科网（北京）股份有限公司 $$