高中化学第一章元素周期表及元素周期律化学键教案新人教版.doc

元素周期表及元素周期律
课题
元素周期表及元素周期律
设计教师

授课教师

时间

课型
新授课
课时
2课时
教学目标
1：掌握元素周期表的结构和元素周期律。
2：掌握元素在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。
3：了解元素周期律和元素周期表的应用。。
教学重点
熟练掌握周期表的结构；位—构—性之间的关系
教学难点
会进行元素的推断和确定几种元素形成化合物的形式
教 法
自学、复习、启发引导、讲练结合
教 学 过 程 设 计
教 材 处 理

第四章 元素周期表及元素周期律
一、元素周期表
1、周期：元素周期表共有　　　个横行，每一横行称为一个　　　　　，
故元素周期表共有　　个周期
①周期序数与电子层数的关系：　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
②周期的分类
元素周期表中，我们把1、2、3周期称为 ， 周期其期称为长周期，第 周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。
填表：
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

长周期

不完全周期

2、族：元素周期表共有　　个纵行，除了　　　　三个纵行称为Ⅷ外，其余的每一个纵行称为一个　　　，故元素周期表共有　　　个族。族的序号一般用罗马数字表示。
①族的分类
元素周期表中，我们把 个纵行共分为 个族，其中 个主族，
个副族，一个 族，一个 族。
a、主族：由 元素和 元素共同构成的族，
用A表示：ⅠA、_______________________________________________________
b、副族：完全由 元素构成的族，用B表示：
ⅠB、_______________________________________________________________
c、第Ⅷ族： 三个纵行
d、零族：第 纵行，即稀有气体元素
②主族序数与最外层电子数的关系：
③族的别称
ⅠA称为 元素 ⅡA称为 元素
ⅦA称为 元素 零族称为 元素
二、元素的性质与原子结构
1、碱金属
（1）、与非金属的反应
Li＋O2 ________________ Na＋O2________________
K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。 Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。
（2）、与水的反应
K＋H2O____________________ Rb＋H2O_________________________
除Na、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H２。
小结：2M＋2H２O == 2MOH＋H２↑ 碱性:
（3）、碱金属的物理性质的比较
2、卤素
（1）单质的物理性质
颜色:_______________ 状态：________________ 密度：___________________
熔沸点:_______________ 在水中的溶解性：___________________
（2）卤素单质与氢气的反应
卤素和H2的反应可用通式H2＋X2 = 来表示，反应时按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，反应条件越来越 ，反应程度依次 ，形成的卤化氢的稳定性也依次 。
（3）卤素单质间相互置换反应：
Cl2＋ NaBr = ____________________ Cl2＋ Br- =_____________________
Cl2＋ KI = _______________________________________ Cl2＋ I－ =_____________________
注意:F2不能置换出NaCl溶液中的Cl2，因为F2在水溶液中发生如下反应：
2F2＋ 2H2O = 4HF + O2
三、元素周期律
1：化合价的周期性变化
原子序数
最高正价或最低负价的变化
1~2

3~10

11~18

结论：随着原子序数的递增，元素 呈现周期性变化。
2：原子半径的周期性
元素符号
H

He
原子半径nm
0.037

元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
原子半径nm
0.152
0.089
0.082
0.077
0.075
0.074
0.071

元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
原子半径nm
0.186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
0.099

总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。
拓展：微粒半径大小的比较
A、原子半径大小的比较
同主族，从上到下，原子半径逐渐 。
同周期，从左到右，原子半径逐渐 。
B、离子半径大小的比较
（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 ，半径 。
（2）同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。
（3）同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径 ，高价阳离子半径 低价离子半径。
3：元素性质的周期性
（1）元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
性质
强弱判断依据

金属性

非金属性

（2）第三周期元素性质变化规律

Na
Mg
Al
与冷水反应
现象

化学方程式

与酸反应
现象

化学方程式

结论

最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH
Mg(OH)2中强碱
Al(OH)3

Si
P
S
Cl
单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸（比H2SO4酸性强）
结论

第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
同周期元素性质递变规律，同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。
4：元素周期律（1）定义： 。
（2）实质： 。
四：元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
1：认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。

金属性逐渐

IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA

0
1
非金属性逐渐

非金属性逐渐

2

3

4

5

6

7
金属性逐渐

位
构
性

2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
主族元素最高正化合价＝ ＝ ＝
五、元素周期律、元素周期表的应用
1、预测未知物的位置与性质
2、寻找所需物质
在 能找到制造半导体材料，如 ；
在 能找到制造农药的材料，如 ；
在 能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
　六、化学键
1、分类：

2．化学反应的本质：
反应物中的 和生成物中的
3、离子键和共价键
（1）离子键：

（2）共价键：

4、离子键和共价键的异同

七、分子间作用力
1．定义：把 的作用力，又称 。
2．特点
(1)分子间作用力比化学键 ；
(2)影响物质的物理性质，如 ，
而化学键影响物质的化学性质和物理性质。
(3)只存在于由共价键形成的多数 和绝大多数
及稀有气体之间，如CH4、O2、Ne等。
3．规律
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力 ，物质的熔、沸点越高。例如：熔、沸点：HCl HBr HI
八、化学键与化合物的关系

九．化学键与物质类别的关系
(1)只含共价键的物质
①同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
②不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
(2)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
(3)既含有离子键又含有共价键的物质，如Na2O2、CaC2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。
(4)无化学键的物质：稀有气体，如氩气、氦气等。

6.电子式
常见化合物的电子式的书写：

用电子式表示化合物的形成过程：

(1)离子化合物：

(2)共价化合物：

3．结构式——适用于共价分子结构表示
成键原子间若共用一对电子，用一短线“—”表示，若共用两对电子用两根短线“===”表示，依次类推。

【板书设计】

【课后反思】

师 生 活 动