(人教版)高中化学必修二(全册)配套学案汇总

（人教版）高中化学必修二（全册）

配套学案汇总

学习目标： 1.初步掌握周期表的结构。

2.初步掌握元素性质与原子结构的关系。

学习重点：周期表的结构与核素的定义。

学习难点：周期表的结构。

一、元素周期表

按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。原子序数与原子结构间存在什么关系？（结合1－18号元素原子结构）

1、元素周期表的结构

⑴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

请大家根据元素周期表，完成下表内容。

【思考】如果不完全周期排满后，应为几种元素？

⑵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

a 、主族：由短周期元素和长周期元素共同构成的族，用A 表示：ⅠA 、ⅡA 、ⅢA 、

ⅣA 、ⅤA 、ⅥA 、ⅦA

b 、副族：完全由长周期元素构成的族，用B 表示：ⅠB 、ⅡB 、ⅢB 、ⅣB 、ⅤB 、ⅥB 、ⅦB

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 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

【练习】画出具有下列原子序数的元素原子结构示意图，并指出其在周期表中的位置。 9、16、14、5、18

二、核素

原子核

中子

核外电子

原子

质子

1、原子结构：

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

2、质量数

定义：___________________________________________________ _______. 质量数与质子数和中子数间的关系为：

________________ _____________

3、核素表示方法：

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表出其质子数，左上

角标出质量数A

Z X。符号A

Z

X表示1个为Z，为A的原子，其中子数为

练习：

粒子符号质子数（Z）中子数（N）质量数（N）用A

Z

X表示为

①O8 18

②Al14 27

③Ar18 22

④Cl35

17

Cl

⑤H1

1

H

4、核素

科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。我们把具有一定数目的质

子和一定数目的中子的一种原子叫核素。如氢元素有1

1H、2

1

H、3

1

H三种不同核素。

三种不同的氢原子：

5、同位素

⑴ 相同而 不同的同一元素的不同原子互称为同位素，如氢元素的三

种不同核素11H 、21H 、3

1H 互为同位素。

⑵同位素的特点：

①各同位素原子的化学性质相同，物理性质不同

②天然存在的各同位素原子，他们所占的原子百分数保持不变 ⑶同位素的用途：见必修2 P 10页

例：以下互为同位素的是 A 、金刚石与石墨 B 、D 2与H 2 C 、40 19X 与 40 20Y

D 、35 17Cl 与37

17Cl E 、水和重水（D 2O ） F 、纯碱和烧碱 G 、氕和氘

课堂练习：

1、元素周期表是一座开放的“元素大厦”，元素大厦尚未客满。请你在元素大厦中为119号元素安排好它的房间（ ）

A ．第八周期第IA 族

B ．第七周期第 ⅦA 族

C ．第七周期第0族

D ．第六周期第ⅡA 族

2、1999年，世界重大科技成果之一是超铀元素的发现，它有力地支持了“稳定岛”假说，原

子293118X 的中子数与电子数之差为（ ）

A ．0

B ．57

C ．118

D ．175 3、跟9g O H 2中所含有的中子数相等的O D 2的质量为（ ） A ．4.4g B ．6.7g C ．8.0g D ．10g 4、核内质子数不同，核外电子数相同的两种微粒，它们可能是（ ） A ．同种元素的两种离子 B ．同种元素的原子和离子 C ．不同种元素的离子 D ．不同种元素的原子和离子

5、已知自然界氧的同位素有16O 、17O 、18O ，氢的同位素有H 、D ，从水分子的原子组成来看，自然界的水一共有 （ ） A.3种 B.6种 C.9种 D.12种

6、某元素M

n+

核外有a 个电子，该元素的某种原子的质量数为A ，则该原子的核内中子数

为( )

A.A-a+n

B.A-a-n

C.A+a-n

D.A+a+n

7、已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？

8、用符号A ：质子数；B ：中子数；C ：核外电子数；D ：最外层电子数；E ：电子层数，填写下列各空。

（1）原子种类由________决定。 （2）元素种类由________决定。（3）质量数由________决定。 （4）元素的化合价主要由______ 决定。（5）元素的化学性质主要由______决定。（6）核电荷数由_______决定。

9、带有2个单位正电荷的微粒“

2A Z X ”，其中A 是137，中子数是81。那么该微粒的核电荷数是________；核外电子数是________。

10、由H 2

1和O 188组成的11g 水中，含有中子数为多少摩尔?含有电子数为多少个?

参考答案：

一、1、（1）7 周期 7 周期序数=电子层数 元素种类数分别为2 8 8 18 18 32 26 核外电子层

数分别为 1 2 3 4 5 6 7 【思考】32

（2）18 8 9 10 族 16 8 9 10 18 主族序数=最外层电子数 碱金属（除H 外） 碱土

金属

碳族 氮族 氧族 卤族 稀有气体【练习】略

二、2.质量数：将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数

值叫

做质量数 质量数=质子数+中子数 3.质子数 质量数 A-Z 【练习】略 4.略 5.（1）质子数 中子数 （3）例 ：选DG 课堂练习参考答案：

1.选A 解析： 因为有周期表可知， 118号元素为第其周期0族，则119号为第八

周期第IA 族，故选A

2.选B 解析：此原子的电子数=质子数=118 中子数=293-118=175

3.选C 解析：9g O H 2的物质的量为0.5mol ，所含中子的物质的量4mol ，则与其

所含有的中子数相等的O D 2的物质的量为0.4mol ，则O D 2的质量为0.4×20=8.0g

4.选CD 解析：例如Na +

和F -都含有10个e -

，但质子数不同,属于不同元素的离子；

Ne 和Na +

质子数不同，电子数都是10个，属于不同种元素的原子和离子

5.选C 略

6. 选 B 解析：M n+的质子数=a+n ,所以中子数=A-（a+n ）

7.X ：第四周期第IA 族；Y ：第五周期第VIIA 族 8.AB A AB D D A 9.56 54

10. 6mol 5mol 解析：11g H

2

12O 188

的物质的量为0.5mol ，中子的物质的量为

0.5×12=6mol，电子的物质的量为0.5×10=5mol

二、元素的性质与原子结构

1、碱金属元素

（1）碱金属的原子结构

观察碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。

锂钠钾铷铯

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。

【思考】物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？

（2）钠、钾分别跟O2和H2O的反应实验

【实验1】取一小块钾，擦干表面的煤油后放在石棉网上加热，观察现象。同钠与氧气的反应比较。（完成下表）

【实验2】在小烧杯中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到小烧杯中，观察现象。同钠与水的反应进比较。（完成下表）

钠钾

与氧气反应剧烈燃烧，火焰呈色，生

成色的固体

剧烈燃烧，火焰呈色

与水反应（绿豆大一

块）

在水面上、成银白色

小球、在水面上四处、

滴入酚酞溶液呈色

在水面上、成银白色小球、

在水面上四处、滴入酚酞溶液

呈色，有微弱爆炸

【思考与交流】根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？

【结论】（1）碱金属元素原子的最外层都有1个电子，它们的化学性质相似

①与O2的反应

②与水的反应

碱金属（R）与水反应规律相同,但反应程度（从Li到Cs）

2R ＋2H2O =

【例】某碱金属3.9g与足量水反应，生成氢气0.1g，则该金属是什么？

（2）碱金属元素从上到下（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，原子核对的引力逐渐减弱，原子失电子的能力逐渐。

元素的金属性逐渐，与水和氧气的反应越来越，生成的氧化物越来越。最高价氧化物对应水化物的碱性越来越。（3）【知识拓展】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。【例】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、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。

【例】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、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。【例】氧化性Al3+﹥Mg2+﹥Na+，则元素金属性顺序为

（4）碱金属的物理性质及其递变规律

（学生查看课本P7表1－1碱金属的主要性质，填写下表）

碱金属的物理性质的比较

【小结】碱金属随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。但一般之中有特殊。由此可见同一主族元素性质具有一定

的相似性和递变性。

2.卤族元素

分析课本第7页卤素单质的物理性质表：讨论典型的非金属的性质有原子结构间是否存在联系？

1、根据列表，请总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变

规律。

颜色：

状态：

密度：

熔沸点：

在水中的溶解性：

请观察卤族元素的原子结构所示：

2、根据卤素的原子结构，试着推测一下氟、氯、溴、碘在化学性质上所表现的相似性和递变性。

F2Cl2Br2I2反应条件暗处光照或点燃加热不断加热

反应程度爆炸剧烈缓慢缓慢

氢化物的稳定性很稳定稳定较稳定不稳定

卤素单质与氢气的反应通式：

【小结】按照F2、Cl2、Br2、I2的顺序：

a、与氢气反应的剧烈程度：

b、生成的氢化物的稳定性：

⑵卤素单质间的置换反应

【实验1】将少量新制的饱和氯水分别注入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后，再注入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层的颜色变化。

现象：

化学方程式：

【实验2】将少量的溴水注入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后，再注入少量的四氯化碳。

观察四氯化碳层和水层颜色的变化。

现象：

化学方程式：

【思考】如果将上述两个实验中的四氯化碳换成苯，则实验现象有何不同？

【小结】

a、氟、氯、溴、碘四种非金属元素的非金属性强弱：

b、四种卤素单质的氧化性强弱：

c、卤化氢的稳定性强弱：

(3)元素非金属性强弱判断依据：【知识拓展】

①根据非金属单质与氢气反应的难易程度或氢化物的稳定性强弱判断，越容易与氢气反应或氢化物的稳定性越强，则非金属性越强。

②根据非金属元素最高价氧化物对应水化物酸性强弱判断，酸性越强，则原非金属元素的非金属性越强。

③可以根据相互置换反应判断。

【课堂练习】

1、下列关于碱金属元素叙述中正确的是（）

A、原子的最外层电子数都是1，次外层电子层都是8

B、单质的化学性质活泼，易失电子发生氧化反应

C、除锂外均以化合态存在于自然界中

D、单质的密度都小于1

2、元素周期表中，碱金属的右边一列金属叫做碱土金属。从上到下依次为铍，镁，钙，锶、钡（镭）等金属。判断，在这五种金属中，最活泼的单质是（）

A、铍

B、镁

C、钡

D、钙

3、铷和另一种碱金属的合金46g，与水完全反应，放出2g的氢气，则合金中另一种金属是

( )

A、Li

B、Na

C、K

D、Cs

4.鉴别Cl－、Br－、Ｉ－可以选用的试剂是（）

A.碘水，淀粉溶液

B.氯水，四氯化碳

C.淀粉，KI溶液

D.硝酸银溶液，稀HNO3

5.砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是

A、砹易溶于某些有机溶剂

B、砹化氢很稳定不易分解

C、砹是有色气体

D、砹化银不溶于水或稀HNO3

6、在HI溶液中滴加淀粉溶液无明显变化，但加入某种物质后，溶液立即变蓝。该物质可能是

A、FeCl3

B、K2SO3

C、KNO3

D、Na2S

参考答案：

二、（1）最外层电子数1 电子层数【思考】相似不完全相同

（2）钠：黄淡黄浮熔化游动红钾：紫浮熔化游动红

【思考与交流】有关系略

【结论】（1）略【例】钾（2）增多最外层电子增强

（3）1. A＞B＞C 2. Na＞Mg＞Al 3. Na＞Mg＞Al

（4）略

2、略

【课堂练习】

1.选 B 解析：A项应除H原子以外；B项正确；C项不正确，碱金属元素在自然界中均以

化合态存在；D项不正确，Rb和Cs的密度都比1大

2.选C 解析：同主族元素，越往下元素的金属性就越强

3.选 A 解析：用摩尔电子质量法解题，由题意知转移1mole-时需要合金的平均质量为

23g，转移1mole-时，所需Li 、Na、K、Rb、Cs的质量分别为7g、 23g、 39g、

86g、 133g,而合金中已经含有铷，所以另一种金属的摩尔电子质量应小于23g，

故选A、Li

4.选D

5.选BC 解析：根据卤族元素的递变性，B项中砹化氢比碘化氢更不稳定，更容易分解；C

项中砹应是比碘单质颜色更深的固体

6.选AC 解析；只要加入氧化剂能将I-氧化为I2即可

【教学目标】

1、在初中有关原子结构知识的基础上，了解元素的原子核外电子排布。

2、认识元素周期律的涵义和实质。

3、掌握元素性质与原子结构的关系。

【重点难点】元素性质与原子结构的关系。

一、原子核外电子的排布

1、电子层：不同的能量区域

电子层（n） 1 2 3 4 n

电子层符号K L M N ……

离核距离近远

电子的能量低高

最多能容纳的电子数 2 8 18 32 2n2

2、离核近的电子能量，离核远的电子能量

，电子总是尽可能的从

排起，当一层充满后再填充下一层。

3、核外电子的排布规律

(1)电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布；

(2)各电子层最多容纳的电子数是

个(n表示电子层)

(3)最外层电子数不超过

个(K层是最外层时，最多不超过2个)

；

次外层电子数目不超过

个，倒数第三层不超过个。

(4)核外电子总是尽先排布在能量的电子层，然后由里向外从能量的电子层

逐步向能量的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。

【迁移与应用】

（1）、下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?

（2）、下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。

【思考】分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？

最外层个电子(只有K层时为__ _个电子)的结构，称为相对稳定结构

．．．．．．。一般不与其他物质发生化学反应。当元素原子的_______ ____(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

金属元素的原子最外层一般个电子，在化学反应中比较容易电子达到8个电子的相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般个电子，在化学反应中容易电子而达到8个电子的相对稳定结构。

4

、离子结构示意图

Mg2+F-Br-Ca2+

二、元素周期律

1、电子层排布的周期性：『看书P14科学探究，完成表格。』

随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性：

2、元素原子半径的周期性

观察下图，总结同周期、同主族元素原子半径的周期性变化规律

结论：随着原子序数的递增，

元素原子呈现周期性变化。【思考】影响原子半径的因素：

（1）电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？

（2）最外层电子数相同时，其影响因素是什么？

【迁移与应用】原子与离子半径比较：

a．先看电子层数：电子层数越多，

b．电子层数相同时，看核电荷数：

c．核电荷数相同时，看核外电子数：

【练习】根据以上原则，试比较以下微粒半径大小：

（1）Na、K、Mg

（2）Si、P、S、Cl S2-、Cl-、K+、Ca2+

（3）Cl、Cl-Fe、Fe2+、Fe3+

3、元素化合价的周期性变化

原子序数 1 2 元素符号H He 最高正化合价或

+1 O 最低负化合价

原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10 元素符号Li Be B C N O F Ne 主要化合价+1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 -2 -1 0 原子序数11 12 13 14 15 16 17 18

元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar 最高正化合价或

+1 +2 +3 +4、-4 +5、-3 +6、-2 +7、-1 0 最低负化合价

结论：随着原子序数的递增，元素呈现周期性变化。

据上表回答，主族元素的族序数与元素原子的最外层电子数及最高正化合价有什么关系？。

【结论】主族序数＝＝

注意：氧元素一般是-2价，氧和氟元素没有正化合价。金属元素只有正化合价而无负价。

【思考】非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？

★随着原子序数的递增，元素原子的、和都呈现周期性的变化。

★元素性质的周期性变化是呈现周期性变化的必然结果。

【小结】：

以1-18号元素核外分析归纳最外层电子数随原子序数

电子排布为例递增呈周期性变化

决定①元素原子半径的周期性变化总结归纳元素周期律

②元素主要化合价的周期性变化元素周期律实质

【课堂练习】

1、下列元素的负化合价由-1到-4依次排列的是（）

A Li、Na、Mg、Al

B Cl、S、P、Si

C C、N、O、F

D F、Cl、Br、I

2、下列微粒中，属于典型非金属元素的是（）

3、下列各组微粒中，核外电子总数相等的是（）

A．K+与Na+ B.CO2与NO2 C.Ca2+与HS- D. CH3OH与NO

4、下列元素原子半径最大的是（）

A、Li

B、F

C、Na

D、Cl

5、下列各组元素中按微粒半径递增顺序排列的是（）

A、Li Na K

B、Ba2+ Ca2+ Mg2+

C、Ca2+ K+ Cl-

D、N O F

6、A原子L层上的电子数等于次外层上的电子数、电子层数，A是元素。

7、某元素气态氢化物的分子式为H2R,该元素的最高价氧化物的分子式为________.

参考答案

一、

2、较低较高内层

3、(2) 2n2(3) 8 18 32

(4) 低较低较高

【迁移与应用】

（1）、O Na+Cl Cl-

（2）、正确错误，最外层超过8电子错误，原子核未标正号错误，L层超过了8电子

【思考】稀有气体的最外层电子数除氦外都是8电子稳定最外层电子数稳定，一般不发生化学反应

8 2 最外层小于8 小于4 失大于等于4 得

4、略

二、元素周期律

1、不同周期间，最外层电子数呈现周期性变化

2、同周期从左往右依次减小，同主族从上往下依次增大半径

【思考】：（1）核电荷数，核电荷数越大，半径越小

（2）电子层数，电子层数越多，半径越大

a．半径越大 b．核电荷数，核电荷数越大，半径越小

c．核外电子数越多，半径越大

【练习】：（1）K＞Na＞Mg

（2）Si＞P＞S＞Cl S2-＞Cl-＞K+＞

Ca2+

（3）Cl＜Cl-Fe、＞Fe2+＞Fe3+

3、主族序数＝最外层电子数＝最高正价

【思考】非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8

★核外电子排布原子半径化合价

★核外电子排布

【课堂练习】

1.B

2.B

3.C

4.C

5.AC

6.Be

7. RO3

【学习目标】

1、了解元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、了解元素周期表和元素周期律的意义。

3、掌握元素周期表和元素周期律的应用。

【重点难点】

元素周期表和元素周期律的意义、元素周期律的应用

【复习】1、元素原子核外电

子排布规律有哪些？

2、元素的主要化合

价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？

4、元素的金属性与非金属性变化规律『以11～18号元素为例』

◆Na 、Mg 、Al 三种金属元素的金属性强弱比较

【结论】Na 、Mg 、Al 的金属性强弱顺序

◆ 硅、磷、硫、氯

四种非金属元素的非金属性强弱比较

【练习】

（1）下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯原子弱的是（）

A．硫酸比盐酸稳定 B.氯化氢比硫化氢稳定 C.盐酸酸性比氢硫酸强 D.硫酸酸性比高氯酸弱

（2）卤族元素的原子最外层上的电子数是，其中，非金属性最强的是。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是(以X表示卤素)。

（3）电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（）

（A）原子半径X＞Y＞Z （B）气态氢化物稳定性X＞Y＞Z

（C）元素原子得电子能力X＞Y＞Z （D）单质与氢气反应由易到难X＞Y＞Z

【结论】Na Mg Al Si P S Cl

同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

即元素的金属性与非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。

★★元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

三、元素周期表和元素周期律的应用

1、元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系

【观察】附录中的元素周期表。

元素周期表中，我们可以很明显地区别出金属元素和非金属元素，沿着周期表中、、

、、跟、、、之间画一条线，线的左面是金属元素，右面是非金属元素。但由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的，又能表现出一定的。

元素金属性和非金属性的递变

(1)同一周期从左到右元素的逐渐减弱，逐渐增强(不包括稀有气体元素)。

(2)同一主族从上到下元素的逐渐增强，逐渐减弱(不包括稀有气体元素)。

【思考】参考元素周期表，分析除稀有气体元素外，在周期表中什么元素的金属性最强？

什么元素的非金属性最强？为什么？他们分别位于元素周期表中的什么位置？

2、元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

价电子定义：阅读课本P17 ①

主族ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA

元素符号Na Mg Al Si P S Cl 最外层电子数

最高正价

最低负价-- -- --

【结论】1.主族序数＝最外层电子数＝最高正化合价。

2.非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8.

【小结】元素在周期表中的位置，与原子结构、元素性质之间的关系

元素性质

原子结构周期表中的位置

3、元素周期律和元素周期表的意义

1、利用元素的性质，它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导

我们对化学的学习和研究。

2、是学习和研究化学的一种重要工具。

3、为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。

4、启发人们在周期表中一定的区域内，寻找新的物质。

例：

（1）预见，铷和铯与水的反应一定剧烈得很，所以，做实验时首先要做好安全保护工作

（2）人们为113、115、117号元素留下了空位，并根据其相邻元素的性质去发现和研究它们。（3）根据农药多数是含F、Cl、S、P等元素的化合物，而在一定区域内寻找新的农药。（4）在周期表里金属与非金属的分界处寻找半导体材料，如Ge、Si、Ga、Se等。

（5）在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

【达标检测】元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。

A B A B

①找半导体材料（a）过渡元素①（c）

②制催化剂与耐高温材料

（b）F、Cl、S、P等②

的元素

③制农药的元素（c）金属与非金属元素分界线附近③

参考答案：

4.【结论】金属性：Na＞Mg＞Al

【结论】非金属性：Si＞P＞S＞Cl

【练习】（1）BD（2）7 F HXO4（3）A

三、1、 B Si As Te At Al Ge Sb Po 金属性非金属性

（1）金属性非金属性（2）金属性非金属性【达标检测】（c）（a）（b）

『教学目标』1.理解离子键概念。2.了解离子化合物特点。3.学会用电子式表示离子键形成

过程。

『重点难点』电子式的书写及用电子式表示形成过程

一、离子键

离子化合物——氯化钠的形成。

【实验】课本实验1—2钠在氯气中燃烧

现象： 化学方程式： 【思考】1．食盐是由哪几种元素组成的？

2．氯原子和钠原子为什么能自动结合成氯化钠？

1、离子键成键过程：

【讨论】 在食盐晶体中Na +与CI - 间存在有哪些作用？

2、形成条件：

活泼金属 M M n+

化合 离子键

X X m- 活泼非金属

原子形成离子键以后离子间吸引和排斥作用达到平衡，成键后体系能量降低。

3、___________________ 叫做离子化合物。离子化合物的构成粒子： ____________。

★总结：能提供阴、阳离子的物质：

①活泼的金属元素（IA ，IIA ）和活泼的非金属元素（VIA ，VIIA ）之间的化合物。 ②活泼的金属元素和酸根离子形成的盐

+me -

吸引、排斥

达到平衡

-ne -