中小学1对1课外辅导专家

优博教育学科导学案

教师: 樊杰风 学生: 于心诺 日期: 2013-3-17星期: 日 时段: 13：00-14：30 课 题 学习目标与 考点分析 第一章第二讲：元素周期表与元素周期律的学习 1、认识元素周期律和元素周期表的关系 2、通过对元素原子结构、位置间的关系的推导，培养学生的分析和推理能力 3、使学生初步掌握元素周期表的结构以及周期、族等概念 学习重点、难点 同周期、同主族性质的递变规律；元素原子的结构、性质、位置之间的关系 学习方法 启发引导、抽象和具体 教学 学习内容与过程 一、复习内容 1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＝ ＝ ＝ 2元素周期表的编排原则： 1869年，俄国化学家 编制出第一张元素周期表，他的编制排原则是将元素按照 由大到小依次排列，将 的元素放在一个纵行；当原子结构的奥秘被发现后，人们又将 改为了 。 （1）按 的顺序从左到右排列。 （2）将 相同的元素排列成一个横行。 （3）把 相同的元素按 递增顺序从上到下排成一个纵行。 3元素周期表的结构 1）、周期 周期序数＝原子的 个周期 短周期 第 周期， （ 个横行） 长周期 第 周期， 不完全周期 第 周期。 1 优博教育鞍山训导部

中小学1对1课外辅导专家 2）、族 主族序数＝原子的 主族（A）：共 个，分别为 个族 副族（B）：共 个，分别为 （ 个纵行） 第Ⅷ族： 共 个 包括第 三个纵行 0族： 共 个 最外层电子数为 （He为 ），化合价定为 二、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的．．．．．．．．．．．．．．．．．．．必然结果。 2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同，最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 －4 ＋5 －3 ＋6 －2 ＋7 －1 — —— — — — (4)金属性、非金属性 (5)单质与水或酸置换难易 (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 (8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高价氧化物(11)酸碱性 对应水化物 (12)变化规律 (10)化学式 金属性减弱，非金属性增加 冷水 剧烈 热水与 酸快 —— —— —— Na2O MgO Al2O3 与酸反 应慢 SiH4 由难到易 稳定性增强 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 PH3 H2S HCl — — — — NaOH Mg(OH)2 强碱 中强碱 Al(OH)3 两性氢 氧化物 H2SiO3 弱酸 H3PO4 中强 酸 H2SO4 强酸 HClO4 很强 的酸 — — 碱性减弱，酸性增强 — 2 优博教育鞍山训导部

中小学1对1课外辅导专家 第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方） 第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法： （1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。 （2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。 （Ⅰ）同周期比较： 金属性：Na＞Mg＞Al 与酸或水反应：从易→难 碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 （Ⅱ）同主族比较： 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs（碱金属元素） 非金属性：F＞Cl＞Br＞I（卤族元素） 与酸或水反应：从难→易 碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH （Ⅲ） 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 非金属性：F＞Cl＞Br＞I 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 单质与氢气反应：从易→难 氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 单质与氢气反应：从难→易 氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl 酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4 氧化性(得电子能力)：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋ 还原性：F－＜Cl－＜Br－＜I－ 酸性(无氧酸)：HF＜HCl＜HBr＜HI 比较粒子(包括原子、离子)半径的方法：（1）先比较电子层数，电子层数多的半径大。 （2）电子层数相同时，再比较核电荷数，核电荷数多的半径反而小。 三、化学键 化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。 1. 离子键与共价键的比较 3 优博教育鞍山训导部

键型 概念 叫离子键 成键方式 成键粒子 成键元素 中小学1对1课外辅导专家 离子键 共价键 阴阳离子结合成化合物的静电作用原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键 通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 非金属元素之间 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 活泼金属与活泼非金属元素之间（特殊：NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成，但含有离子键） 离子化合物：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。（一定有离子键，可能有共价键） 共价化合物：原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。（只有共价键） 极性共价键（简称极性键）：由不同种原子形成，A－B型，如，H－Cl。 共价键 非极性共价键（简称非极性键）：由同种原子形成，A－A型，如，Cl－Cl。 2.电子式： 用电子式表示离子键形成的物质的结构与表示共价键形成的物质的结构的不同点：（1）电荷：用电子式表示离子键形成的物质的结构需标出阳离子和阴离子的电荷；而表示共价键形成的物质的结构不能标电荷。（2）[ ]（方括号）：离子键形成的物质中的阴离子需用方括号括起来，而共价键形成的物质中不能用方括号。 四、例题解析 1、考查原子结构 下列离子中，电子数大于质子数且质子数大于中子数的是（ ） A. D3O+ B. Li+ C. OD- D. OH- 解析：对于中性微粒，质子数等于电子数；对于阳离子，由于失电子，造成质子数大于电子数；对于阴离子，质子数小于电子数。“电子数大于质子数”的只可能为C、D，但能满足“质子数大于中子数”的只有D。答案为D 评析：电子数与质子数的大小关系，不需要看具体的数据，只需看离子所带电荷的性质。对于中性的分子或原子来说，质子数与电子数相等；对于阳离子来说，质子数大于电子数；对于阴离子来说，质 4 优博教育鞍山训导部