综合1同周期同主族元素性质的递变
综合实验1 同周期、同主族元素性质的递变
实验目的：
1．结合所学知识了解实验方案的意义，巩固对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。2．掌握常见药品的取用、液体的加热以及萃取等基本操作。
3．能准确描述实验现象，并根据现象得出相应结论。
实验原理：
同周期元素从左到右，金属性渐弱，非金属性渐强。同主族元素从上到下，非金属性渐弱，金属性渐强。元素金属性的强弱可以从元素的单质跟水或酸溶液反应置换出氢气的难易，或由元素最高氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；元素非金属性的强弱可以从元素最高氧化物水化物的酸性强弱，或跟氢化合生成气态氢化物的难易以及氢化物的稳定程度来判断，另外也可以由非金属单质是否能把其它元素从它们的化合物里置换出来加以判断。
实验器材：
仪器：试管、小烧杯、酒精灯、胶头滴管、试卷夹。
试剂：钠块、镁条、铝片、氯水（新制）、溴水、氯化钠溶液、溴化钠溶液、碘化钠溶液、稀盐酸（1mol/L）、酚酞试液
其它材料：镊子、滤纸、砂纸、玻璃片、火柴（或打火机）。
实验步骤
1．同周期元素性质的递变
（1）取100mL小烧杯，向烧杯中注入约50mL水，然后用镊子取绿豆大小的一块钠，用滤纸将其表面的煤油擦去，放入烧杯中，盖上玻璃片，观察现象。反应完毕后，向烧杯中滴入2~3滴酚酞试液，观察现象。
（2）取两支试管各注入约5mL的水，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中。若前面两支试管反应缓慢，可在酒精灯上加热，反应一段时间再加入2~3滴酚酞试液，观察现象。
（3）另取两支试管各加入2mL 1mol/L盐酸，取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去氧化膜，分别投入两支试管中，观察现象。
2. 同主族元素性质的递变
（1）在三支试管里分别加入约3 mL氯化钠、溴化钠、碘化钠溶液，然后在每一支试管里分别加入新制备的氯水2mL，观察溶液颜色的变化。再各加入少量四氯化碳，振荡试管，观察四氯化碳层的颜色。
（2）在三支试管里分别加入约3 mL氯化钠、溴化钠、碘化钠溶液，然后在每一支试管里分别加入溴水2mL，观察溶液颜色的变化。再各加入少量四氯化碳，振荡试管，观察四氯化碳层的颜色。
现象记录和结论
实验评价与改进：
1．实验2中使用的氯水为何要新制备的？加四氯化碳试剂的目的是什么？
2．如何设计实验证明同周期的硫、氯元素的非金属性强弱？
3．如何设计实验证明同主族的钠、钾元素的金属性强弱？
综合实验2 乙酸与乙醇的性质乙酸乙酯的制备
实验目的：
1．掌握观察液态有机物颜色、状态、气味的基本方法。
2．掌握向试管中添加液体试剂、实验仪器的装配、给试管中的液体加热等基本操作。
3．了解制备乙酸乙酯的基本原理，能确定产物的生成。
实验原理：
1．CH 3COOH CH3COO —+ H +，
2CH3COOH + Na2CO32CH3COONa + H2O + CO2↑；
2．2CH3CH2OH + O2 2CH3CHO + 2H2O ；
3．CH3CH2OH + CH3COOH CH3COOCH2CH3 + H2O 。
实验器材：
仪器：试管、大烧杯、酒精灯、胶头滴管、铁架台（带铁夹）、单孔塞、导管若干。
试剂：无水乙醇、冰醋酸、粗铜丝、热水、稀醋酸溶液、饱和Na2CO3溶液、石蕊试液、浓硫酸。
其它材料：火柴（或打火机）。
实验步骤
1．乙酸的性质
向两支试管中各加入3mL稀醋酸溶液，分别滴加石蕊试液、饱和Na2CO3溶液。
2. 乙醇的性质
向试管中加入3 ~ 4mL无水乙醇，浸入50℃左右的热水中。将铜丝下端弯成螺旋状，用酒精灯外焰烧热至表面变黑后，迅速插入无水乙醇中。反复多次，观察并感受铜丝颜色和乙醇气味的变化。
3．乙酸乙酯的制备
（1）在一支试管中加入3mL无水乙醇，然后边摇动试
管边慢慢加入2mL浓硫酸和2mL冰醋酸。在另一支试
管中加入饱和Na2CO3溶液。按右图所示连接好装置。
（2）用酒精灯小心均匀地加热试管3 ~ 5 min ，使混合
液保持微沸，产生的蒸气经导管冷凝后通到饱和Na2CO3
溶液的液面上，注意观察液面上的变化。
（3）取下盛有Na2CO3溶液的试管（小心不要被烫着），
并停止加热。
（4）振荡盛有Na2CO3溶液的试管，静置，待溶液分层后，观察上层的油状液体，并注意闻气味。现象记录和结论
1．在乙醇氧化生成乙醛的实验中，铜起什么作用？加热铜丝以及将它插入乙醇中的操作为什么要反复进行几次？
2．在乙酸乙酯的制备实验中，浓硫酸和饱和Na2CO3溶液的作用分别是什么？
3．在加热试管内浓硫酸、乙醇、乙酸混合液制备乙酸乙酯时极易发生暴沸。为了防止暴沸，你认为可以采取哪些措施？
综合实验3 硫酸亚铁铵晶体成分的分析与检验
实验目的：
1．初步掌握结晶水和NH4+、Fe2+、SO42- 等离子的检验方法。
2．掌握固体的加热、物质的溶解、试纸的使用等基本操作。
实验原理：
硫酸亚铁铵[ (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O ] 为浅绿色晶体，商品名为摩尔盐，是一种复盐，易溶于水，不溶于乙醇。硫酸亚铁铵的性质比一般亚铁盐稳定，不易被氧化，价格便宜，工业上可用做废水处理的混凝剂，农业上又可做农药及肥料。中学化学实验室在定性检验硫酸亚铁铵晶体中的结晶水和NH4+、Fe2+、SO42- 等离子时，其实验原理一般可表示为：
CuSO4（白色）+ 5H2O === CuSO4·5H2O（蓝色）；
2Fe2++ Cl2=== 2Fe3++ 2Cl—，Fe3++ 3SCN—=== Fe(SCN)3；
NH4++ OH—NH3↑+ H2O ；
Ba2++ SO42—=== BaSO4↓。
实验器材：
仪器：试管、试管夹、酒精灯、药匙、滴管、铁架台（带铁夹）、干燥管、玻璃棒、镊子、单孔塞、导管若干。
试剂：硫酸亚铁铵晶体、无水CuSO4粉末、蒸馏水、BaCl2溶液、稀HCl溶液、红色石蕊试纸、10%的NaOH溶液、KSCN溶液、新制氯水。
其它材料：脱脂棉、火柴（或打火机）。
实验步骤
1．检验结晶水
取一支试管，用药匙加入2 g硫酸亚铁铵晶体，并在
试管口塞上蘸有少量无水CuSO4粉末的脱脂棉。按右图连
接好装置后，点燃酒精灯加热试管。
2．SO42- 、Fe2+、NH4+离子的检验
取一支试管，用药匙加入1 g硫酸亚铁铵晶体，然后加入6mL蒸馏水，充分振荡，至固体恰好溶解。再取两支试管，将所配得的硫酸亚铁铵溶液分为三份，分别完成下列实验。
（1）检验SO42- :取一支盛有硫酸亚铁铵溶液的试管，然后滴加几滴BaCl2溶液和稀HCl溶液，观察现象。
（2）检验Fe2+ : 取一支盛有硫酸亚铁铵溶液的试管，滴加KSCN溶液，观察现象。继续滴加几滴新制氯水，再观察现象。
（3）检验NH4+ : 取一支盛有硫酸亚铁铵溶液的试管，加入2mL 10%的NaOH溶液，加热试管，将湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，观察现象。
现象记录和结论
实验评价与改进：
1．现有(NH4)2CO3、(NH4)2SO4、Na2CO3、Na2SO4 四种白色粉末，请设计实验加以鉴别。2．检验Fe2+ 离子的实验中，能否先滴加新制氯水，然后滴加KSCN溶液？试说明原因。3．除了上述方法外，你认为还有哪些方法可用来检验硫酸亚铁铵溶液中的Fe2+ 离子？
4．通过上面的实验结论，我们能否得出硫酸亚铁铵晶体的化学式为(NH4)2SO4·FeSO4·6H2O ？
元素周期表中各元素名称及性质
— / [ *
、
…
氢（H） [ 主要性质和用途 熔点为℃，沸点为℃，密度为0. 089 88 g/L(10 ℃)。无色无臭气体，不溶于水，能在空气中燃烧，与空气形成爆炸混合物。工业上用于制造氨、环已烷、甲醇等。 发现 1766年由卡文迪许（）在英国判明。 氦(He) ; 主要性质和用途 熔点为℃（加压），沸点为－℃，密度为 5 g/L（0 ℃）。无色无臭气体。化学性质不活泼。用于深海潜水、气象气球和低温研究仪器。 发现 1895年由拉姆塞（Sir ）在英国、克利夫等（和在瑞典各自独立分离出。 锂(Li)
。 主要性质和用途 熔点为℃，沸点为1 347 ℃，密度为g／cm3（20 ℃）。软的银白色金属，跟氧气和水缓慢反应。用于合金、润滑油、电池、玻璃、医药和核弹。发现 1817年由阿尔费德森（. Arfvedson）在瑞典发现。 铍(Be) 主要性质和用途 ~ 熔点为1 278±5 ℃，沸点为2 970 ℃(加压下)，密度为g/cm3(20 ℃)。较软的银白色金属，在空气和水中稳定，即使在红热时也不反应。用于与铜和镍制合金，其导电性和导热性极好。 发现 1798年由沃克兰（）发现 硼(B) 主要性质和用途 * 熔点为2 300 ℃,沸点为3 658 ℃，密度为g/cm3（β-菱形）(20 ℃)。具有几种同素异形体，无定形的硼为暗色粉末，跟氧气、水、酸和碱都不起反应，跟大多数金属形成金属硼化物。用于制硼硅酸盐玻璃、漂白和防火。 发现 1808年由戴维（Sir Humphrey Davy）在英国、盖-吕萨克（）和泰纳）在法国发现。 碳(C)
《元素性质的递变规律》同步习题3
《元素性质的递变规律》同步习题 一、选择题(本题包括12个小题，每题4分，共48分，每小题有1～2个选项符合题意) 1.下列说法正确的是( ) A.s电子绕核旋转，其轨道为一圆圈，而p电子是走∞字形 B.主量子数为1时，有自旋相反的两条轨道 C.主量子数为3时，有3s、3p、3d、3f四条轨道 D.角量子数l决定了原子轨道(电子云)的形状 (核磁共振)、可用于测定蛋白质、核酸等生物大分子的空间结构， Kurt Wuithrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。下面有关13C、15N的叙述正确的是( ) A.13C与15N有相同的中子数 B.13C电子排布式为1s22s22p3 C.15N与14N互为同位素 D.15N的电子排布式为1s22s22p4 3.下列原子构成的单质中既能与稀硫酸反应又能与烧碱溶液反应，都产生H2的是( ) A.核内无中子的原子 B.价电子构型为3s23p1 C.最外层电子数等于倒数第三层上的电子数的原子 D.N层上无电子，最外层上的电子数等于电子层数的原子 4.按照第一电离能由大到小的顺序排列错误的是( ) A.Be、Mg、Ca B.Be、B、C、N C.He、Ne、Ar D.Li、Na、K 5.M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结 构时，放出的能量M大于N，由此可知( ) A.M的氧化性弱于N B.M的氧化性强于N C.N2-的还原性弱于M2- D.N2-的还原性强于M2- 6.A、B、C、D、E五种元素按原子序数递增(原子序数为5个连续的自然数)的顺序排列， 下列说法正确的是( ) A.E元素的最高化合价为+7时，D元素的负化合价可为-2 B.A(OH)n为强碱时，B(OH)m也一定为强碱
元素性质的周期性变化的规律
一、原子半径同一周期（稀有气体除外），从左到右，随着原子序数的递增，元素原子的半径递减；但由于阴离子是电子最外层得到了电子而阳离子是失去了电子所以, (同种元素) (1) 阳离子半径<原子半径(2) 阴离子半径>原子半径(3) 阴离子半径>阳离子半径。短周期中电子填充到最外电子层，同层电子间屏蔽效应弱，因此有效核电荷增加显著，而电子层数不变，核对外层电子吸引力逐渐变大，所以短周期元素原子半径从左到右递减较快。长周期元素中，从第3（ⅢB）族开始，电子填充至到次外层上，这新增加到次外层上的电子对外层电子屏蔽作用强。因此，随核电荷的增加而有效核电荷却增加不多。同一族元素中，由上至下虽然核电荷增加较多，但相邻两元素之间依次增加一个电子层因而屏蔽作用也较大，结果有效核电荷增加不显著。同一族中，从上到下，随着原子序数的递增，元素原子半径递增。主族中从上到下核电荷明显增大，但随电子层数的增加，屏蔽作用增加，因而有效核电荷增加不明显，由于电子层数的增加，原子半径明显增大；副族的过渡元素，第一过渡系与第二过渡系由于有效核电荷增大不及电子层增加的作用，原子半径增大。但由于镧系收缩，使第二、第三过度系同族元素的半径几乎不变，有的甚至减小。 二、电离能同周期主族元素从左到右作用到最外层电子上的有效核电荷逐渐增大，半径逐渐减小，电离能也逐渐增大，稀有气体由于具有稳定的电子层结构，其电离能最大，故同周期元素从强金属性逐渐变到非金属性，直至强非金属性。同周期副族元素从左至右，由于有效核电荷增加不多，原子半径减小缓慢，有电离能增加不如主族元素明显。由于最外层只有两个电子，过渡元素均表现金属性。同一主族元素从上到下，原子半径增加，有效核电荷增加不多，则原子半径增大的影响起主要作用，电离能由大变小，元素的金属性逐渐增强。同一副族电离能变化不规则。 三、电子亲和能变化趋势与电离能相似，具有大的电离能的元素一般电子亲和能也很大 四、电负性一周期从左至右，有效核电荷递增，原子半径递减，对电子的吸引能力渐强，因而电负性值递增；同族元素从上到下，随着原子半径的增大，元素电负性值递减。过渡元素的电负性值无明显规律。就总体而言，周期表右上方的典型非金属元素都有较大电负性数值，氟的电负性值数大（4.0）；周期表左下方的金属元素电负性值都较小，铯和钫是电负性最小的元素（0.7）。一般说来，非金属元素的电负性大于2.0，金属元素电负性小于2.0。
(完整版)高二化学认识同周期元素性质的递变规律
第三节元素周期表的应用 认识同周期元素性质的递变规律 第1课时 【教学目标】 1. 以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释； 2. 通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力； 【教学重点】 同周期元素性质递变规律 【教学难点】 同周期元素性质递变规律 【教学方法】 1. 通过“活动·探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2. 通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力； 【教师具备】 1.实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液 2.多媒体课件 【教学过程】
【转折】我们通过设计实验方案、实施实验方案验证了我们对Na、Mg、Al失电子能力 的推测，那么，Si、P、S、Cl的得电子能力是否如我们所预测的一样依次增强？ 【投影】方法导引 【讲解】分析方法导引内容。 【阅读】教材P21页“阅读探究” 【概括】请完成表格 【投影】表格 【板书】硅、磷、硫、氯四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。 【小结】这节课，大家通过自行设计实验方案，实施实验方案，探索出Na、Mg、Al失电子能力的强弱；通过阅读探究的方式得出Si、P、S、Cl得电子能力的强弱。 【投影】完成填空阅读方法导引的内 容，获得判断非金 属元素得电子能力 强弱的判断依据。 学生代表回答 学生集体回答 培养学生由材料获得 知识的能力。 使学生充分理解理论 指导的内容，能在归 纳整理阅读材料时有 一个准确的把握。 培养学生自学能力以 及获取并整合信息的 能力。 巩固本节所学内容。 10分钟 【课堂练习】 1. 判断下列说法是否正确： (1) C、N、O、F原子半径依次增大 (2) PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强 (3) HClO比H2SO4酸性强。 (4)甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。【课堂练习】答案： 1、错 2、对 3、错 4、错 5分钟
第二单元元素性质的递变规律讲解
第二单元元素性质的递变规律 第1课时 原子核外电子排布的周期性 ●课标要求 了解元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布规律。 ●课标解读 1.掌握核外电子排布与周期划分的关系。 2．掌握核外电子排布与族划分的关系。 3．了解元素周期表的分区。 4．能确定元素在元素周期表中的位置。 ●教学地位 用原子结构知识揭示元素或相关物质的性质的中间载体为元素周期表，要使用元素周期表解决元素或物质的性质，必须将元素有效的放入周期表中。本课时的内容主要解决该方面的问题。 ●新课导入建议 据美国《科学新闻》杂志报道，美国劳伦斯·伯克利国家实验室的Victor Ninov领导的研究小组，用大约100万万亿(即1018)个氪离子对一个铅靶轰击10多天，终于得到118号元素的3个原子，后者又很快衰变成116号、114号和其他元素。这一结果令科学家们兴奋不已，他们说预计还将有更多的超重元素被发现。看到这些令人吃惊的成果，伯克利实验室的Ken Gregorich预计，该实验室和德国重离子研究中心以及俄罗斯的研究人员不久将会用氪离子来轰击铋靶，以获得119号元素。由于119号元素会衰变成尚未发现的117、115和113号元素，所以科学家有可能一次就获得4种新元素！ (1)根据元素周期表的结构，118号元素应该位于其中什么位置？ (2)类比同族的元素的性质，118号元素性质的活泼性会怎么样？ 课标解读重点难点 1.进一步理解元素周期律。 2.理解元素性质随原子序数递增的周期性变 化的本质是核外电子排布的周期性变化。 理解元素性质随原子序数递增的周期性变化 的本质是核外电子排布的周期性变化。(重点)
同周期元素性质的递变规律习题
课时提升作业(四) 认识同周期元素性质的递变规律 (30分钟50分) 一、选择题(本题包括6小题,每小题5分,共30分) 1.(2015·武汉高一检测)元素的原子结构决定其性质和在元素周期表中的位置。下列说法正确的是( ) A.元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价 B.多电子原子中,在离核较近的区域内运动的电子能量较高 C.P、S、Cl得电子能力和最高价氧化物对应水化物的酸性均依次增强 D.元素周期表中位于金属和非金属分界线附近的元素属于过渡元素 【解析】选C。对于主族元素来说,元素原子的最外层电子数等于元素的最高化合价(O、F除外),故A错误；在离核较近的区域内运动的电子能量较低,故B错误；非金属性：P 属性一定比乙强,①对；甲、乙两元素原子的最外层电子数相同,说明甲、乙为同一主族元素；甲的原子半径小于乙,说明甲在乙的上面,故金属性甲小于乙, ②错；甲、乙两短周期元素原子的电子层数相同,且甲的原子序数小于乙,说明甲、乙同周期且甲在乙的左面,故金属元素甲的金属性一定比乙强,③对；元素的最高价氧化物对应水化物的碱性甲大于乙,说明金属元素甲的金属性一定比乙强,④对；两单质分别与氯气反应生成简单阳离子时,甲失去的电子数比乙多,说明甲的化合价比乙的高,失去电子数的多少与金属性强弱无关,⑤错。 3.(2015·吉林高一检测)R、W、X、Y、Z为原子序数依次递增的同一短周期元素,下列说法一定正确的是(m、n均为正整数)( ) A.若R(OH)m为强碱,则W(OH)n也为强碱 B.若HXO m为强酸,则Y是活泼非金属元素 C.若Y的最低化合价为-2,则Z的最高正化合价为+6 D.若X的最高正化合价为+5,则五种元素都是非金属元素 【解析】选B。由题意可知,R、W、X、Y、Z为第2或第3周期元素。A项,若R(OH)m为强碱,可能是NaOH、LiOH,则W(OH)n可能为Mg(OH)2、Al(OH)3、Be(OH)2,而Al(OH)3不是强碱,错误；B项,若HXO m为强酸,则X是活泼非金属元素,且Y 的活泼性>X的活泼性,因此Y是活泼非金属元素,正确；C项,若Y的最低化合价为-2,则Y位于ⅥA族,后面的Z元素,其最高正价可能为+7(氯元素)；D项,若X的最高正化合价为+5,即X位于ⅤA族,则R位于ⅢA族,可能为硼也可能为铝,故五种元素都是非金属元素的说法是错误的。 【补偿训练】X、Y为同周期元素,如果X的原子半径大于Y的原子半径,则下列判断不正确的是( ) A.若X、Y均为金属元素,则X的失电子能力比Y强 B.若X、Y均为金属元素,则X的阳离子的氧化性比Y的阳离子的氧化性强 C.若X、Y均为非金属元素,则Y的气态氢化物比X的气态氢化物稳定 D.若X、Y均为非金属元素,则Y的最高价氧化物对应水化物的酸性比X的最高 专题2 原子结构与元素的性质 第二单元元素性质的递变规律 [学习目标] 1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律 2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律 4．了解电离能、电负性的简单应用 [课时安排] 5课时 第一课时 [学习内容] 回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现 （1）含义 （2）本质：核外电子排布的周期性变化 （3）具体体现 ①、核外电子排布的周期性变化 ②、元素化合价的周期性变化 ③、原子半径的周期性变化 ④、元素金属性和非金属性的周期性变化 一、原子核外电子排布的周期性 1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化 2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区 （1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子 （2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。除氢以外的所有非金属元 素都在p区 （3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。 （4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素 （5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。 思考： （1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？ （2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？ 包括元素外围电子排布化学性质 s区ⅠA ⅡA族ns1~2除氢外，都是活泼金属 p区ⅢA~ⅦA 0族ns2np1~6非金属性增强、金属性减弱 d区ⅢB~ⅦB Ⅷ族(n-1)d1~9ns1~2均为金属，d轨道上的电子可参与化 学键的形成 ds区ⅠB ⅡB族(n-1)d10ns1~2均为金属，d轨道上的电子不参与化 学键的形成 f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d0~2n 镧系元素化学性质相似 锕系元素化学性质相似 （3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ ns2 ns2np5 (n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2 (4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？ （5）已知某元素的原子序数是50。试写出它的原子核外电子排布式。该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？ 第二、三课时 [学习内容] 二、元素第一电离能的周期性变化 （一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。 注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子 （二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子 （三）I1的周期性变化 1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大 2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小 第七章元素与元素性质的周期性 【习题】 7.1指出下列各对元素中，谁的第1电离能更高？ （a）Li与Cs，（b）Li与F，（c）Cs与F，（d）F与I 7.2 指出下列各对元素中，谁的电子亲和能更高? （a）C与F，（b）F与I，（c）Te与I 7.3 按离子半径递增的顺序，排列下列两组离子： （a）Y3＋、Ba2＋、Al3＋、Co3＋、Cs＋、La3＋、Ir3＋、Fe3＋ （b）Cl－、H－、I－、Te2－、Ar＋ 7.4 试说明下列原子基态电子构型“不规则”的原因：Cr：[Ar]4s13d5；Pd：[Kr]4d10。 7.5 写出下列元素原子的基态电子构型（示例，F：[He]2s22p5） Re、La、Cr、Fe、Cu、Ta、Po、Gd、Lu 7.6 写出下列离子的基态电子构型（示例，F－：[He]2s22p6），并指出它们的未成对电子数：K＋、Ti3＋、Cr3＋、Fe2＋、Cu2＋、Sb3＋、Sn4＋、Ce4＋、Eu2＋、Lu3＋ 7.7 为什么＋4氧化态的铅的氧化性比＋4氧化态的锡强很多？ 7.8 指出In、Sn、Se和Te的最常见的两种氧化态。 7.9 四氯化碳跟水不反应，但三氯化硼在潮湿的空气中容易水解，为什么？ 7.10 举例说明镧系收缩对于第6周期过渡元素性质有何影响？ 7.11 第4、第6周期元素性质变化有哪些“反常性”？ 7.12 何谓惰性电子对效应？举例说明对p区重元素化学性质有何影响？ 7.13 何谓对角线关系？试举3对例子说明之。 7.14 何谓交换能？试举一例说明它对原子电子结构的影响。 7.15 解释第3周期元素下列每种性质的递变规律： （a）电离能，（b）电子亲和能，（c）电负性 7.16 对Nb和Ta这两个第5族元素具有相同金属半径这一事实作解释。 7.17 第4周期部分元素的第二电离能（eV）如下： Ca Sc Ti V Cr Mn 11.87 12.80 13.58 14.15 16.50 15.64 试确定它们分别对应于哪个轨道上电子的电离并解释上述数值的变化趋势。 7.18 讨论第2周期自锂至氟电负性变化趋势，你能对该趋势与电离能变化趋势之间的差异做出解释吗？ 第七章元素与元素性质的周期性 【习题答案】 7.1指出下列各对元素中，谁的第1电离能更高？ （a）Li与Cs，（b）Li与F，（c）Cs与F，（d）F与I 解：（a）Li的第1电离能更高。 （b）F的第1电离能更高。 （c）F第1电离能更高。 （d）F的第1电离能更高。 7.2 指出下列各对元素中，谁的电子亲和能更高? （a）C与F，（b）F与I，（c）Te与I 解：（a）F的电子亲和能更高。 （b）F的电子亲和能更高。 （c）I的电子亲和能更高。 7.3 按离子半径递增的顺序，排列下列两组离子： （a）Y3＋、Ba2＋、Al3＋、Co3＋、Cs＋、La3＋、Ir3＋、Fe3＋ （b）Cl－、H－、I－、Te2－、Ar＋ 解：在配位数相同的情况下，（a）Co3＋< Fe3＋< Ir3＋< Al3+< Y3＋< La3＋< Ba2＋< Cs＋。 （b）H－< Cl－< I－< Te2－< Ar＋。 7.4 试说明下列原子基态电子构型“不规则”的原因：Cr：[Ar]3d54s1；Pd：[Kr]4d10。 解：Cr：[Ar]3d54s1，4s轨道与3d轨道均为半满，半充满结构。Pd：[Kr]4d10，4d轨道为全满，亚层轨道全充满结构。 7.5 写出下列元素原子的基态电子构型（示例，F：[He]2p52s2） Re、La、Cr、Fe、Cu、Ta、Po、Gd、Lu 解：Re：[Xe]4f145d56s2；La：[Xe]5d16s2；Cr：[Ar]3d54s1；Fe：[Ar]3d64s2；Cu：[Ar]3d104s1； Ta：[Xe]5d36s2；Po：[Xe]6s26p4；Gd：[Xe]4f75d16s2；Lu：[Xe]4f145d16s2 7.6 写出下列离子的基态电子构型（示例，F－：[He]2s22p6），并指出它们的未成对电子数：K＋、Ti3＋、Cr3＋、Fe2＋、Cu2＋、Sb3＋、Sn4＋、Ce4＋、Eu2＋、Lu3＋ 解：K+：[Ar]，0；Ti3＋：[Ar]3d1，1；Cr3＋：[Ar]3d3，3；Fe2＋：[Ar]3d6，4；Cu2＋：[Ar]3d9，1；Sb3＋：[Kr]5s2，0；Sn4＋：[Kr]，0；Ce4＋：[Xe]，0；Eu2＋：[Xe]4f 7，7；Lu3＋：[Xe]4f 14，0。 7.7 为什么＋4氧化态的铅的氧化性比＋4氧化态的锡强很多？ 解：因为惰性电子对效应使铅保留6s2电子的趋势比上一周期的锡强很多。 7.8 指出In、Sn、Se和Te的最常见的两种氧化态。 解：In：＋1、＋3；Sn：＋2、＋4；Se：＋4、＋6；Te：＋4、＋6 7.9 四氯化碳跟水不反应，但三氯化硼在潮湿的空气中容易水解，为什么？ 解：四氯化碳很稳定，与水不反应，BCl3为缺电子化合物，为路易斯酸，所以在潮湿的空气中容易水解。 7.10 举例说明镧系收缩对于第6周期过渡元素性质有何影响？ 解：镧系收缩使第6周期过渡元素的原子半径和离子半径与同族的第5周期元素的原子半径相近，因此同族元素的晶格能、溶剂化能、配合物形成常数等接近。例如Zr和Hf、Nb 和Ta在自然界矿物中共生，且难于分离。 7.11 第4、第6周期元素性质变化有哪些“反常性”？ 解：Ga的金属性不如Al，Ga（OH）3的酸性比Al（OH）3强；砷、硒和溴的最高氧化态不稳定；PCl5和SbCl5稳定存在，但是AsCl5最近才制得，而AsBr5和AsI5是否能存在至今仍不知道。 Tl＋、Sn2＋、Bi3＋比上一周期元素的相应氧化态物种稳定，而Tl3＋、Sn4＋、PbO2、NaBiO3表现出强氧化性。 第七章元素与元素性质的周期性 【补充习题及答案】 1．请写出下列原子的电子构型：Sc、Fe、P、Cs、Eu、Pt、Xe、Br、Se。 答案：Sc：[Ar]3d14s2；Fe：[Ar]3d64s2；P：[Ne]3s23p3；Cs：[Xe]6s1；Eu：[Xe]4f76s2；Pt：[Xe]4f145d96s1；Xe：[Kr]4d105s25p6；Br：[Ar]3d104s24p5；Se：[Ar]3d104s24p4 2．金属离子Al3＋、Zn2＋、Ga3＋、In3＋、Be2＋、Th4＋、Zr4＋、Sc3＋与有机芳香配体所形成的配合物是电致发光材料研究的重要研究对象。写出这些离子的电子构型。 答案：Al3＋：[Ne]3s23p1；Zn2＋：[Ar]4s23d10；Ga3＋：[Ar]4s24p1；In3＋：[Kr]5s25p1；Be2＋：[He]2s2；Th4＋：[Rn]7s26d2；Zr4＋：[Kr]5s24d2；Sc3＋：[Ar]4s23d1。 3．请指出下列各组中半径最小的原子或离子： （a）Li、Na、K （b）P、As、Bi （c）O＋、O、O－（d）S、Cl、Kr （e）Pd、Ni、Cu 答案：（a）Li原子。 （b）P原子。 （c）O＋离子。 （d）Cl原子。 （e）Ni原子。 4．请按原子或离子半径递减的顺序排列下列各组元素。 （a）Cu、Cu＋、Cu2＋；（b）Ni2＋、Pd2＋、Pt2＋；（c）O2－、S2－、Se2－； （d）La3＋、Eu3＋、Gd3＋、Yb3＋；（e）Te2－、I－、Xe、Cs＋、Ba2＋、La3＋答案：（a）Cu > Cu＋ > Cu2＋。 第三节 【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准 确的预测的吗？ 2 分钟 化学元素周期表性质 1元素周期表中元素及其化合物的递变性规律 1.1原子半径 （1）除第1周期外，其他周期元素（惰性气体元素除外）的原子半径随原子序数的递增而减小； （2）同一族的元素从上到下，随电子层数增多，原子半径增大。 1.2元素化合价 （1）除第1周期外，同周期从左到右，元素最高正价由碱金属+1递增到+7，非金属元素负价由碳族-4递增到-1（氟无正价，氧无+6价，除外）； （2）同一主族的元素的最高正价、负价均相同 1.3单质的熔点 （1）同一周期元素随原子序数的递增，元素组成的金属单质的熔点递增，非金属单质的熔点递减；（2）同一族元素从上到下，元素组成的金属单质的熔点递减，非金属单质的熔点递增 1.4元素的金属性与非金属性 （1）同一周期的元素从左到右金属性递减，非金属性递增； （2）同一主族元素从上到下金属性递增，非金属性递减。 1.5最高价氧化物和水化物的酸碱性 元素的金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强；元素的非金属性越强，最高价氧化物的水化物的酸性越强。 1.6非金属气态氢化物 元素非金属性越强，气态氢化物越稳定。同周期非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液一般酸性越强；同主族非金属元素的非金属性越强，其气态氢化物水溶液的酸性越弱。 1.7单质的氧化性、还原性 一般元素的金属性越强，其单质的还原性越强，其氧化物的氧离子氧化性越弱；元素的非金属性越强，其单质的氧化性越强，其简单阴离子的还原性越弱。 2.推断元素位置的规律 判断元素在周期表中位置应牢记的规律： （1）元素周期数等于核外电子层数； （2）主族元素的序数等于最外层电子数； （3）确定族数应先确定是主族还是副族，其方法是采用原子序数逐步减去各周期的元素种数，即可由最后的差数来确定。最后的差数就是族序数，差为8、9、10时为VIII族，差数大于10时，则再减去10，最后结果为族序数。 一、教学目标 知识与技能： ①以第3周期为例使学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论解 释递变规律 ②了解元素“位、构、性”之间的关系 过程与方法目标 ①通过“钠、镁、铝失电子能力的递变”实验探究活动，培养学生的实验能力及对实验结 果的分析，处理、总结能力 ②通过“硅、磷、硫、氯得电子能力的递变”阅读探究活动培养学生获取并整合信息的能 力。 情感态度与价值观目标 ①通过对门捷列夫的预言和一些化学史的学习，让学生体验科学研究的艰辛与喜悦 ②体会化学对人类生活、社会发展和科学研究的贡献，树立将化学知识应用于生产生活实践的意识 二、教学重难点： 重点：同周期元素性质的递变规律及“位、构、性”之间的关系 难点：将概念抽象化，具体化 三、教学过程： 在方法上引导学生学会用原子结构的理论分析第3周期元素原子得失电子能力的相对强弱，然后设计实验验证结论钠、镁、铝失电子能力逐渐减弱，最后通过阅读自学，获取并整合信息，找出硅、磷、硫、氯得电子能力逐渐增强的依据，整节课以学生探究为主线，突出学生的主体地位，注重培养学生科学的学习方法。 （一）、新课导入我是大侦探 【展示图片】大家认识福尔摩斯么？福尔摩斯凭借其敏锐的洞察力在侦探界叱咤风云，今天我们也来做一次福尔摩斯，在元素周期表中找到类硅的位置。 【问题思考】要想找到类硅的位置，我们需要哪些知识储备 （二）、课堂探究探究同周期元素性质的递变规律 【温故知新】我们以常见的第三周期元素为例，分析第三周期元素的金属性和非金属性 从第三周期元素的金属性和非金属性，我们的得出结论，利用钠、镁、铝探究金属性的递变规律，利用硅、磷、硫、氯探究非金属性的递变规律。 【学而常思】问题：判断元素失电子能力的强弱有哪些方法 【课本探究】学生：1、单质跟水（或酸）反应置换出氢的难易，越容易反应，失电子能力 越强2、最高价氧化物的水化物(氢氧化物)的碱性强弱碱性越强， 失电子能力越强 【实验探究】问题：我们如何利用上述两个判据设计实验探究钠、镁、铝的失电子能力【小组探究】设计实验方案 【小组展示】学生展示小组讨论结果，最终确定实验方案 【小组实验】开启任务卡一，根据最终确定的优化方案，以小组为单位进行实验探究，指导学生规范实验以及注重实验现象的记录 实验内容实验现象结论 取一小段镁、铝条，用砂纸磨去表面的氧化膜，放 入试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞 溶液。观察现象。过一会儿加热试管至水沸腾。观 察现象。 取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去表面的氧化 膜，分别放入两支试管中。向试管中各加入 2mL1mol/L盐酸。 【成果展示】小组展示实验成果，讲述实验现象以及实验结论，其他小组进行补充 第七章 元素与元素性质的周期性 7.1 元素的起源与分布 大多数科学家能够接受的元素起源的假设是：质子聚变和中子俘获是宇宙中形成化学元素的两个主要过程。这种假设认为，宇宙中所有元素都起源于氢，它在非常高的温度下，发生聚变反应，形成较重的原子核，首先是氦，其次是轻元素（锂、硼、铍等），这一过程是质子聚变。氦原子轰击轻元素的原子，就会产生中子，这些中子被轻元素的原子核俘获，就形成较重的元素，从碳、氮、铁一直到原子序数为82和83的铅和铋，这一过程是中子俘获。这两种产生元素的过程仍在恒星内部继续进行。 元素在自然界的分布情况一般用其丰度表示。一种元素的丰度是指它在自然界中的平均相对含量。地壳元素的丰度又称为克拉克值，通常用质量百分比或原子百分比表示。 7.2周期表中元素的分区及各区元素的特征 现代的化学元素周期律是19世纪俄国人门捷列夫发现的。他将当时已知的63种元素以表的形式排列，把有相似化学性质的元素放在同一直行，这就是元素周期表的雏形。虽然已有上百种各式各样的元素周期表被提出，但被化学家普遍接受的元素周期表是建立在以原子电子结构变化的规律的基础上。该表有行列构成，左边是 s 区，中间是 d 区，右边是 p 区，而底下两行则是 f 区；与原子结构对应：同一行元素原子电子层数相同，同一列元素原子价电子结构相似。 元素起源与分布周期表中元素的分区电子构型 构造原理 电子构型的特例 及其解释元素的性质 周期性 反常性氢和第2周期元素的特殊性 对角线关系第四周期p 区元素性质变化的反常 性 惰性电子对效应 第五、六周期重 过渡元素的相似 性 1) s 区: , 最后的电子填在ns上, 包括IAIIA, 属于活泼金属, 为碱金属和碱土金属; 2) p 区:, 最后的电子填在np上, 包括IIIA-VIIA以及0族元素, 为非金属和少数金属; 3) d 区:, 最后的电子填在(n-1)d上, 包括IIIB-VIIB以及VIII族元素, 为过渡金属; 4) ds区:, (n-1)d全充满, 最后的电子填在ns上, 包括IB-IIB, 过渡金属(d和ds区 金属合起来,为过渡金属); 5) f 区: , 包括镧系和锕系元素, 称为内过渡元素或内过渡系. 7.3原子结构的周期性，构造原理，电子构型的特例及其解释 在结构化学中，我们学过基态原子的电子构型可以借助所谓的“构造原理”来确定，在多电子原子中，相对轨道能量不再只是由主量子数n 值决定，而是由n+l 值确定。故一般有下列电子填充顺序 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-5d-7p 大部分元素原子的电子构型符合构型原理，但部分元素的原子的电子构型，特别是过渡元素和内过渡中部分元素的原子电子构型偏离上述原理。我们称不符合构型原理的电子构型为结构特例。构造原理是基于连续轨道间具有较大的能级差，而电子-电子排斥作用相对较小为前提的，当这些条件不满足时，电子构型就可能偏离构造原理。这里我们可以用交换能的相对大小来讨论提前到达半满或全满相对稳定电子构型的原因。 交换能实质上是由于自旋相同的电子之间的自旋相关引起的相互排斥能减小的那一部分。即交换作用的结果是减小静电互斥能，使电子构型稳定性增加。对于不同电子构型的相对交换能的大小可以用自旋平行电子对数乘以k来计算。 E ex=kxP，其中k是常数，p是平行电子对数。 等价轨道半充满比较稳定，因为等价轨道中的电子彼此之间的屏蔽很差，因此随着亚层的逐步填充，有效核电荷不断增加。另一方面，半充满时自旋平行的电子数目最多，交换能贡献达到最大。而半充满后，虽然有效核电荷还在增加，但交换能的贡献却在减小。综合这两个因素，总结果是半充满结构显得比较稳定。应用这个原理可以解释Cr的电子构型为4s13d5,而非4s23d4，Nb的电子构型为5s14d4,而非5s24d3。而当亚层全充满的时候特别稳定。这是因为在向同一亚层填充电子时，该亚层上的电子感受到的有效核电荷随之增大，全满时达极大值，故轨道半径小，从亚层中移走一个电子所需能量达到极大值。同时，下一个电子必须填到下一个亚层中去，而由于亚层之间的能量相差比较大，以及电子云呈球形对称分布的全充满亚层对这一电子屏蔽的特别好，使得该电子能量比较高，因而容易失去。既难 实验活动三同周期、同主族元素性质的递变 教师活动 教师：之前的课时中，我们已经学习了 一些有关同周期、同主族元素性质递变规律 的内容。 教师提问：那么除了这些比较基本的规 律，还有哪些规律呢？让我们一起通过实验， 来进一步探索同周期，同主族元素的递变规律吧。 教师：引出本节课学习内容 教师利用多媒体设备向学生投影出下面 新课讲解：比较氯、溴和碘的非金属性强弱 教师：（1）在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制的氯水。观察颜色变化，并与氯水的颜色进行比较。写出反应的化学方程式。 新课讲解：比较氯、溴和碘的非金属性强弱 教师：（2）在点滴板的2个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI溶液中各滴入3滴溴水。观察颜色变化，并与溴水的颜色进行比较。写出反应的化学方程式。 思考讨论：教师：实验中所用的氯水为什么要用新制的？ 答案：因为氯水中溶解的氯气部分能够与水反应，生成盐酸和次氯酸，次氯酸不稳定，受光易分解产生氧气，最终氯水变为盐酸。 思维启迪：氯、溴和碘的非金属性强弱 现象：Cl2能从NaBr中置换出Br2，从NaI中置换出I2 结论：因此Cl2的非金属性强于Br2，也强于I2 现象：Br2能从NaI中置换出I2 结论：因此Br2的非金属性强于I2 最终结论：他们的非金属性由强到弱的排序为：Cl2＞Br2＞I2 新课讲解：比较钠、镁和铝的金属性强弱 教师：①回忆钠与水反应的实验，写出实验现象和化学方程式。 新课讲解：比较钠、镁和铝的金属性强弱 ②回忆镁与冷水、热水的反应，观察并记录实验现象。 思考讨论：教师：实验中为什么要将镁条用砂纸打磨至光亮？ 答案：因为Mg是强氧化剂，放在空气中有MgO生成，MgO是氧化物。氧化反应的速度比较慢，所以，把镁条打磨光是为了让单质镁能够以最大的面积接触空气中的氧气。 新课讲解：比较钠、镁和铝的金属性强弱 教师：（2）通过MgCl2、AlCl3与NaOH 的反应，比较Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性强弱。 化学：1.3.1《认识同周期元素性质的递变规律》教案（鲁科版必修2） ————————————————————————————————作者：————————————————————————————————日期： 第三节元素周期表的应用 认识同周期元素性质的递变规律 第1课时 【教学目标】 1. 以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用 原子结构理论初步加以解释； 2. 通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的 分析、处理和总结能力； 【教学重点】 同周期元素性质递变规律 【教学难点】 同周期元素性质递变规律 【教学方法】 1. 通过“活动·探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2. 通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并 整合信息的能力； 【教师具备】 1.实验器材药品Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液 2.多媒体课件 【教学过程】 教师活动学生活动设计意图 【引课】前面我们学习了元素周期律和元素 周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家 知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类 只发现了六十多种元素，因此他做过很多大胆的预测，如他就预测在硅和锡之间存在一种元素—-“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。激发学生的学习欲望,引导他们关注元素周期表的重要作用 【设问】你知道门捷列夫是如何做出如此准 确的预测的吗？2分钟 【回顾】元素周期表的结构。要想深入的理 解元素周期表元素之间的内在联系，需搞清 楚同周期元素和同主族元素性质的递变规 律。本节课共同探索同周期元素性质的递变。 【板书】第三节元素周期表的应用 一、同周期元素性质的递变 【转折】为了研究问题的方便，以第三周期的元素为例来研究同周期元素得失电子能力的递变。 【板演】请写出第3周期元素的名称和元素符号。 【媒体展示】第3周期元素原子结构示意图。【提问】第三周期元素原子结构存在哪些相同点和递变性？ 【板书】1. 第三周期元素原子结构 相同点：电子层数相同。 递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数依次增多；原子半径依次减小。写出第三周期的 元素符号，画出原 子结构示意图。 总结出第三周期 元素原子结构的 相同点和递变性。 学生代表发言 回忆旧知识，为新课做 知识上的铺垫。 培养学生协作及归纳总 结能力。 训练学生组织语言及表 达能力。 8分钟 【讨论】由第三周期元素的原子结构的递变 推测第三周期元素得失电子能力的递变【转折】理论推测需实验来验证，本节课的重点内容是设计实验方案，实施实验方案来验证我们的预测。 【设问】如何用实验验证你的结论？ 【阅读】教材P21页“方法导引”。分组讨论 阅读方法导引，获 得判断金属元素 失电子能力强弱 的判断依据。 激发学生的学习兴趣， 培养学生的逻辑推理能 力。 获得信息，为设计实验 做好准备。 使学生充分理解理论指 导的内容，能在设计实 第七章元素与元素性质的周期性 1．周期表与元素 周期表的分区：按原子最后一个电子占据的轨道，周期表中元素可分为5个区。s区的价电子构型为ns1～2，p区的价电子构型为ns2np1～6，d区的价电子构型为(n-1)d1～9ns1～2，ds区的价电子构型为(n-1)d10ns1～2，f区的价电子构型为(n-2)f0～14(n-1)d0～2ns2。 构造原理：基态多电子原子的电子填充原子轨道的一般次序为 1s→2s→2p→3s→3p→4s→3d→4p→5s→4d→5p →6s→4f→5d→6p→7s→5f→6d→7p 构造原理的前提条件是连续轨道间具有较大的能级差，而电子间的排斥作用相对较小。对于d区元素与f区元素，由于价轨道间能级差较小，当电子间排斥作用超过轨道间能级差时，原子的价电子构型就会出现提前到达全满、半满的不符合构造原理的特殊构型。通常，亚层轨道为全满或半满时比较稳定。 2．原子性质的周期性 (1)原子半径一般规律：同一族元素，从上到下原子半径依次增大；同一周期主族元素，从左到右原子半径依次减小。 镧系收缩：从镧到镥，原子半径和三价离子半径逐渐减小。镧系收缩造成镧系后第三系列过渡元素的原子半径比一般的增大幅度小，与第二系列过渡同一族元素的原子半径接近。 d电子也具有较差的屏蔽效应，造成d区元素半径收缩。 原子半径存在不同的类型，主要有金属半径、离子半径、共价半径、van der Waals半径，使用时需要注意。 (2)电离能元素第一电离能的一般规律：同一族元素，从上到下逐渐减小； 同一周期元素，从左到右大体上依次增大。元素第一电离能最小的元素为周期表左下角的Cs，元素第一电离能最大的元素为周期表右上角的He。该规律一般可 的变化规律来解释。 用原子有效核电荷Z eff (3)电子亲和能电子亲和能的周期性变化比较复杂，变化趋势不很清晰。粗略的规律为：同一周期元素，从左到右原子电子亲和能依次增大，这可用原子有效核电荷Z 的变化规律来解释。 eff 同族元素的电子亲和能变化幅度不大。第1族元素的电子亲和能从上到下依次减小。13族，14族，16族，17族元素，同一族元素的电子亲和能是第3周期元素最大，并且由此向下依次减小。第2周期的B和O的电子亲和能在本族中最小，C和F位于本族第3周期元素之下。主族元素Be，Mg，N及18族元素的电子亲和能为吸收的能量。第2族与第15族元素的电子亲和能由吸能变为放能，并且从上到下依次增大。 (4)电负性一般规律：同一周期元素，从左到右电负性依次增大；同一族元素，从上到下电负性变小。电负性大的元素位于周期表的右上角，电负性小的元素位于为周期表的左下角。 电负性也存在不同的定义与标度，例如Pauling电负性，Mulliken电负性，Allred—Rochow电负性，Allen电负性，使用时也需注意数据的一致性。 3．主族元素性质变化的一般规律 (1)单质 熔点和沸点：同族元素从上到下，金属熔点和沸点趋向于依次降低，非金属熔点和沸点趋向于依次上升。 单质晶体结构：周期表从左到右晶体结构由金属晶体逐渐过渡到分子晶体。 (2)氧化态 s区元素：价电子构型为ns1～2，常见氧化态为M+，M2+。元素性质的递变规律教案(精品篇)
第7章元素与元素性质的周期性-习题
第7章元素与元素性质的周期性-习题答
中级无机化学_朱文祥_第7章元素与元素性质的周期性-习题答案
高中化学《认识同周期元素性质的递变规律》教案1【精品教案】
元素周期表的应用
认识同周期元素性质的递变规律
第 1 课时 【教学目标】 1. 以第 3 周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论 初步加以解释； 2. 通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总 结能力； 【教学重点】 同周期元素性质递变规律 【教学难点】 同周期元素性质递变规律 【教学方法】 1. 通过“活动· 探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法； 2. 通过“阅读探究”、“交流· 研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能 力； 【教师具备】 1. 实验器材 药品 Na、Mg、Al 及 MgCl2、AlCl3 溶液 NaOH 溶液 2. 多媒体课件 【教学过程】 教师活动 【引 课】前面我们学习了元素周期律和元素 周期表，它对我们化学有什么作用呢？大家 知道，门捷列夫在编制元素周期表时，人类 只发现了六十多种元素，因此他做过很多大 胆的预测，如他就预测在硅和锡之间存在一 种元素—-“类硅”， 15 年后该元素被德国化学 家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命 名为“锗”。
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学生活动
设计意图
激发学生的学习欲望 , 引导他们关注元素周期 表的重要作用
【回 顾】元素周期表的结构。要想深入的理 解元素周期表元素之间的内在联系，需搞清 楚同周期元素和同主族元素性质的递变规 律。 本节课共同探索同周期元素性质的递变。 【板书】 第三节 元素周期表的应用 写出第三周期的 元素符号， 画出原 子结构示意图。 回忆旧知识，为新课做 知识上的铺垫。
一、同周期元素性质的递变 【转 折】为了研究问题的方便，以第三周期 的元素为例来研究同周期元素得失电子能力 的递变。 【板演】请写出第 3 周期元素的名称和元素 符号。
总结出第三周期
培养学生协作及归纳总 结能力。
【媒体展示】 第 3 周期元素原子结构示意图。 元素原子结构的 【提 问】第三周期元素原子结构存在哪些相 同点和递变性？ 【板 书】1. 第三周期元素原子结构 相同点：电子层数相同。 递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数 依次增多；原子半径依次减小。 学生代表发言 相同点和递变性。
训练学生组织语言及表 达能力。 8 分钟
【讨论】由第三周期元素的原子结构的递变 推测第三周期元素得失电子能力的递变 【转 折】理论推测需实验来验证，本节课的 重点内容是设计实验方案，实施实验方案来 验证我们的预测。 【设问】如何用实验验证你的结论？ 【阅读】教材 P21 页“方法导引”。 阅读方法导引， 获 得判断金属元素 失电子能力强弱 的判断依据。 分组讨论
激发学生的学习兴趣， 培养学生的逻辑推理能 力。 获得信息，为设计实验 做好准备。 使学生充分理解理论指 导的内容，能在设计实
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