1、1 第二节 元素周期律（第二、三课时） 【知识准备】 常见元素原子的核外电子排布，钠、氯的主要性质 【自学目标】 1以第三周期元素为例，掌握同一周期内元素性质的递变与原子结构的关系 2知道元素化合价与元素在周期表中的位置的关系 3掌握元素周期律的含义和实质 二、元素周期律 【知识建构】 1、元素原子的最外层电子排布 分析教材第12页表1-2的内容 从H到He，K层（第一层）的电子数由 到 从Li到Ne，L层（第二层）的电子数由 到 从Na到Ar，M层（第三层）的电子数由 到 随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈 2、元素主要化合价的变化 分析教材第13页下表的内容，找出化合价的变化规律
2、从H到He，最高正化合价由 到 从Li到Ne，最高正化合价由 到 ，最后为 ； 最低负化合价由 到 最后为 从Na到Ar，最高正化合价由 到 ，最后为 ； 最低负化合价由 到 最后为 随着原子序数的递增，元素主要化合价呈 且有以下量的关系: 最高正价+负价= 2 元素化合价随原子序数变化图 -5 0 5 10 1 3 5 7 9 11 13 15 17 原子序数 元素化合价 3、元素金属性的变化 以第三周期金属元素为例 元素 钠 镁 铝 单质与水反应 与冷水剧烈反应 与冷水反应缓慢， 与热水反应迅速 不反应 单质与盐酸反应 剧烈反应 剧烈反应，但较镁 慢 化学式 最高价氧化物 对应水化物 碱性
3、 【实验回忆】 新制的Mg(OH) 2 加入盐酸,现象： ，加入NaOH溶液，现象： 。 新制的Al(OH) 3 加入盐酸,现象： ，加入NaOH溶液，现象： 。 从Na到Al，金属性逐渐 ，对其它周期元素性质进行研究也可以得到类似的结论。 随着原子序数的递增，元素的金属性呈 4、元素非金属性的变化以第三周期非金属元素为例 元素 硅 磷 硫 氯 单质与氢气反应条件 化学式 气态氢化物 稳定性 化学式 最高价氧化物 对应水化物 酸性 从Si到Cl，非金属性逐渐 ，对其它周期元素性质进行研究也可以得到类似的结论。3 随着原子序数的递增，元素的非金属性呈 5、元素周期律 什么是元素周期律： 【思考交
4、流】 谈谈自己对元素周期律的理解 【疑点反馈】 【科学视野】 （一） 、同一周期内原子半径的递变规律 元素符号 H He 原子半径nm 0.03 7 元素符号 Li Be B C N O F Ne 原子半径nm 0.15 2 0.08 9 0.08 2 0.07 7 0.07 5 0.07 4 0.07 1 元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar 原子半径nm 0.18 6 0.16 0 0.14 3 0.11 7 0.11 0 0.10 2 0.09 9 规律：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。 练习1、比较Na、S原子半径的大小。2、比较Na、
5、O原子半径的大小。 （二） 、同一主族内原子半径的递变规律 规律：同一主族，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐 ，呈现周期性变化。 （三） 、粒子半径大小的比较 1、原子半径大小的比较 同主族，从上到下，原子半径逐渐 ；同周期，从左到右，原子半径逐渐 。LiNaKRbCs FClBrI NaMgAlSiPSCl 2、离子半径大小的比较 同主族离子半径大小的比较4 元素周期表中从上到下，电子层数逐渐 ，离子半径逐渐 。Li + Na + K + Rb + Cs +F - Cl - Br - I -同一元素的不同离子的半径大小比较 同种元素的各种离子，核外电子数越多，半径 ，即高价阳离子半径 低
6、价离子半径。 Fe 3+ Fe 2+具有相同电子层结构的离子半径大小的比较 电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力 ，半径 。 O 2- F - Na + Mg 2+ Al 3+【随堂练习】 1金属还原能力大小主要是由下列哪些因素决定的 ( )A金属原子失去电子的多少 B1mol金属失去电子的多少C. 原子失去电子能力的大小D1mol金属与水反应放出氢气的多少一 2M、N两种元素的原子，当它们分别获得两个电子形成稀有气体元素的电子层结构时，放出 的能量M大于N，由此可知： ( )AM的氧化性小于N BM的氧化性大于N CN 2- 的还原性小于M 2-DN 2- 的还原性大于M 2-
