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元素周期律（第一课时学案） 【学习目标】 1．了解元素周期表的简单分区。 2．认识周期表是元素周期律的具体表现形式。 【目标一】元素性质的周期性变化 1．元素化合价的周期性变化
2．元素金属性与非金属性的周期性变化 （1） Na、Mg、Al金属性强弱的比较  （2） 同周期元素性质的递变规律 随着原子序数的递增 【目标二】元素周期律 1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈_____________变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是_______________呈周期性变化的必然结果。 【思考感悟】 1．和酸反应时1mol Mg和1mol Al分别失去2mol e－和3mol e－，能否说明Al的金属性大于Mg？ 2．H2SO3的酸性强于HClO，能否说明S的非金属性大于Cl？ 【合作探究】 要点一：周期表中元素性质的变化规律
【强调】元素的性质与元素原子的核外电子排布的关系：元素原子的核外电子排布决定着元素的主要性质。 （1）一般来说，当最外层电子数少于4个时，易失去电子，表现出金属性；当最外层电子数多于4个时，易得到电子，表现出非金属性。 （2）当最外层为8个电子（氦为2个电子）时，原子处于稳定结构，化学性质稳定。 要点二：粒子半径（用r表示）“四同”比较 1．同周期 （1）规律：同周期，左→右，原子半径逐渐减小。 （2）举例：第三周期中：r（Na）＞r（Mg）＞r（Al）＞r（Si）＞r（P）＞r（S）＞r（Cl）。 2．同主族 （1）规律：同主族，上→下，原子（或离子）半径逐渐增大。 （2）举例：碱金属：r（Li）＜r（Na）＜r（K）＜r（Rb）＜r（Cs）；r（Li＋）＜r（Na＋）＜r（K＋）＜r（Rb＋）＜r（Cs＋）。 3．同元素 （1）规律：r（阴）＞r（原）＞r（阳），r（低价阳离子）＞r（高价阳离子）。 （2）举例：r（Cl－）＞r（Cl），r（Na）＞r（Na＋），r（Fe）＞r（Fe2＋）＞r（Fe3＋）。 4．同结构 （1）规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 （2）举例：r（O2－）＞r（F－）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）＞r（Al3＋）。 【强调】粒子半径大小比较是考试中的热点，通常题目中进行粒子大小比较时用以上“四同”比较即可，但有时用以上方法不能直接解决时，可借助参照物，例如：比较r（K＋）与r（Mg2＋）可选r（Na＋）为参照物，可知：r（K＋）＞r（Na＋）＞r（Mg2＋）。 【导练】 1．（2011年大连高一检测）下列叙述正确的是（ ）。 A．电子的能量越低，运动区域离原子核越远 B．核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动 C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子 D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子 2．（2011年高考天津卷改编题）以下有关原子结构及元素周期律的叙述正确的是（ ）。 A．第ⅠA族元素铯的两种同位素137Cs比133Cs多4个质子 B．同周期元素（除0族元素外）从左到右，原子半径逐渐减小 C．第ⅦA族元素从上到下，其氢化物的稳定性逐渐增强 D．同主族元素从上到下，金属性逐渐减弱 3．（2011年天津高一检测）已知短周期元素的离子aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）。 A．原子半径：r（A）＞r（B）＞r（D）＞r（C） B．原子序数：d＞c＞b＞a C．离子半径：r（C3－）＞r（D－）＞r（B＋）＞r（A2＋） D．单质的还原性：A＞B＞D＞C (责任编辑：admin) |
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