教师辅导教案
辅导科目：化 学 学员姓名： 年级:九年级 学科教师： 课 时 数： 3 第____次课 授课主题1、原子核外电子的排布 元素周期律 教学目标 2、元素周期律 3、元素周期表与元素周期律的应用 授课日期及时段 2014年 月 日 ：00－ ：00 教学内容 知识必备 了解原子核外电子排布 掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律 ? 一. 原子核外电子的排布 1、在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布。 2、核外电子的排布规律 （1）核外电子总是尽先排布在能量低的电子层，然后由里向外，依次排布。 (能量最低原理)。 （2）各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层） （3）最外层电子数不超过8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18个；倒数第三层不超过32个。 1
1、（1）补充完成下表：（请把序号①一⑦的答案填在相应的位置上） 元素 元素符号 甲 ① 乙 ② 丙 O 原子结构示意图 ③ ④ 周期 族 三 ⑥ 三 ⅦA ⑤ ⑦ （2）甲元素最高价氧化物对应的水化物呈 性（填“酸、碱”），乙元素对应的水化物的化学式为 （3）甲与乙两元素的单质反应生成物的电子式为 （4）乙单质与丙的氢化物反应的离子方程式为 答案：① Na ② Cl ③ 碱；HClO4 ；2、通过简单地推理或计算填空： ④ ⑤ 二 ⑥ IA ⑦ VIA ； Cl2+H2O?HClO+H++Cl- （1）X原子有两个电子层，它能与最活泼的金属Y形成Y3X的化合物，X是 元素。 （2）若某元素原子的电子层数和Na原子的相同，最外层电子数与F原子相同，则该元素的原子序数是 。 （3）6C元素能够与某非金属元素R形成化合物CRx，已知CRx分子中各原子核外最外层电子总数为32，核外电子数总和为74。则R是 元素，x= 。 答案：（1）N （2）17 （3）Cl 4 3、下列递变情况中，正确的是（ C ） A．Na、Mg、Al原子的最外层电子数依次减少 B．Si、P、S元素的最高正价依次降低 C．C、N、O的原子半径依次减小 D．Li、Na、K的金属性依次减弱 4、核外电子是有规律地进行排布的，它们分层排布在K、L、M、N、O??层上，下列叙述正确的是 （ C ） A．K层上容纳的电子数只能是2个 B．K层上容纳的电子数可以超过2个 C．L层上最多只能容纳8个电子 D．最外层上容纳的电子数可以超过8个 5、下列元素中，最高正化合价数值最大的是（ C ） A．C B．F C．S D．Ne 6、A元素原子M电子层上有7个电子，B元素与A元素位于同一周期，B元素的原子最外电子层只有1个电子。 2
（1）画出B元素的原子结构示意图 （2）A、B两元素形成化合物的名称是 ，该化合物是 （“离子化合物”或“共价化合物”）。 答案：（1） （2）氯化钠；离子化合物 ? 二.元素周期律 1、核外电子层排布的周期性变化 每周期最外层电子数：从1--?8（K层由1--?2） 2、原子半径周期性的变化：同周期原子半径：从左到右逐渐变小；同族原子半径：从上到下逐渐增大 3、主要化合价： 每周期最高正化合价：＋1 --? ＋7 每周期负化合价：－4 --? －1 最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数 O、F无正价，金属无负价 O在过氧化物中显示-1价，其它化合物中为-2价，H在氢化物，如NaH中为-1价，其它化合物中为+1价 C的化合价有-4、0、+2、+4 N的化合价有-3、0、+1、+2、+3、+4、+5 Cl的化合价有-1、0、+1、+3、+4、+5、+7等 S的化合价有-2、0、+4、+6等 4、元素的金属性和非金属性呈周期性的变化。 同周期元素金属性和非金属性的递变性： （1）2Na + 2H2O ＝2NaOH + H2 ↑ (容易) △ Mg + 2 H2O 2Mg(OH)2 + H2 ↑（较难） 金属性：Na > Mg （2）Mg + 2HCl ＝MgCl2 + H2 ↑ (容易) 2Al + 6 HCl ＝ 2AlCl3 +3H2 ↑（较难） 金属性：Mg > Al 根据（1）、（2）得出： 金属性 Na > Mg > Al （3）碱性 NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3 金属性：金属性 Na > Mg > Al Na Mg Al 金属性逐渐减弱 （4）结论： Si P S Cl 3
单质与Ｈ2的反应越来越容易 生成的氢化物越来越稳定 最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强 故：非金属性逐渐增强。 Na Mg Al Si P S Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 （5）随着原子序数的递增，元素的核外电子排布、主要化合价、金属性和非金属性都呈现周期性的变化规律，这一规律叫做元素周期律。 总结 ： 元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。 实质：元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 1、根据元素在周期表中的位置判断，下列元素中原子半径最小的是（ B ） A．氧 B．氟 C．碳 D． 氮 2、X元素最高氧化物对应的水化物为H3XO4，则它对应的气态氢化物为（ D ） A．HX B．H2X C．XH4 D． XH3 3、下列粒子半径之比小于1的是（ A ）。 +-A．r(Na)/r(Na) B．r(Cl)/r(Cl) C．r(Na)/r(Mg) D．r(Ca)/r(Mg) 解析：于同一种元素,得到电子半径增大,失去电子半径减小 4、下列有关元素周期律的叙述中，正确的是（ C ） A．氧化性强弱：F2＜Cl2 B．金属性强弱：K＜Na C．酸性强弱：H3PO4＜H2SO4 D．碱性强弱：NaOH＜Mg(OH)2 5、下列物质中，碱性最强的是（ D ） A．NaOH B．Mg(OH)2 C．Al(OH)3 D．KOH 6、下列气态氢化物中最不稳定的是 （ B ） A．HF B．HI C．HBr D．HCl 7、下列各组中化合物的性质比较，不正确的是（ C ） A．酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4 B．碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 C．稳定性：PH3＞H2S＞ HCl D．非金属性：F＞O＞S 8、下列物质中酸性最强的是（ A ） A．HClO4 B．H2SO4 C．H3PO4 D．H2SiO3 9、某元素原子L层电子数比K层的多5个，该元素的最高正化合价（ D ） A．+5 B．+6 C．+7 D．无最高正化合价 10、元素的性质随着原子序数的递增而呈 的变化，这个规律叫做元素周期律。 答案：周期性 ? 三.元素周期表与元素周期律的应用 1、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是： 4
（1）. 周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。 （2）. 金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是F。 （3）.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。 ①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。 ②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8. 2．元素周期表和元素周期律应用 ①在周期表中的左上角附近探索研制农药的材料。 ②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。 ③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。 3. 元素周期表中元素性质的递变规律 原子半径 电子层排布 失电子能力 得电子能力 金属性 非金属性 主要化合价 同 周 期（从左到右） 逐渐减小 电子层数相同 最外层电子数递增 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 最高正价（＋1 → ＋7） 非金属负价 == ―（8―族序数） 酸性逐渐增强 碱性逐渐减弱 形成由难 → 易 稳定性逐渐增强 同 主 族（从上到下） 逐渐增大 电子层数递增 最外层电子数相同 逐渐增强 逐渐减弱 逐渐增强 逐渐减弱 最高正价 == 族序数 非金属负价 == ―（8―族序数） 酸性逐渐减弱 碱性逐渐增强 形成由易 → 难 稳定性逐渐减弱 最高氧化物的酸性 对应水化物的碱性 非金属气态氢化物的形成难易、稳定性 5