1、不忘初心第一章 物質結構元素周期律第一節元素周期表 第1課時一、學習目標：1.知道質子數、核電荷數、核外電子數的關系。2.知道周期與族的概念，能描述元素周期表的結構。認識元素在周期表中的位置與其原子的電子層結構的關系。二、學習重、難點： 元素周期表的結構和元素在周期表中位置的表示方法三、學習過程（預習教材P4P5，找出疑惑之處）一、元素周期表（一）原子序數1.定義：按照元素在周期表中的 給元素編號，得到原子序數。2.原子序數與元素的原子結構之間存在著如下關系： 原子序數 （二）元素周期表 1.編排規則將 相同的元素，按 的順序從左到右排成一橫行，每一橫行稱為一個，故元素周期表共有個周期。 周期

2、序數與電子層數的關系：周期序數 把 相同的元素，按 的順序從上到下排成一縱行，稱為。族的序號一般用羅馬數字表示，主族用A表示；副族用B表示；第族是 三個縱行；零族即稀有氣體元素主族序數與最外層電子數的關系：主族序數 族的別稱：A稱為 元素 A稱為 元素 零族稱為 元素2.元素周期表的結構 短周期（第 周期）周期： 個（共 個橫行）長周期（第 周期）周期表 主族 個：A-A 族： 個（共 個縱行）副族 個：IB-B 第族 個（3個縱行） 族1個（稀有氣體元素）知識點一 元素周期表的結構活動1、已知碳、鎂和溴元素的原子結構示意圖，說出它們在周期表中的位置。活動2、畫出硫原子的原子結構示意圖，并說出

3、硫元素在周期表中的位置。遷移應用1.有短周期元素A、B、C，其中A、B同周期，B、C同主族，且最外層電子數之和為17，核電荷數之和為31，則A、B、C為 A. C、N、SiB. N、P、O C. N、O、SD. C、Si、S知識點二 元素在周期表中位置的推斷活動3、說出每一周期所具有的元素種類數目，并說出稀有氣體元素的原子序數。 周期序數第一周期二三四五六七元素種類2種稀有氣體HeNeArKrXeRn原子序數2活動4、元素X 、Y為同一主族的兩種元素，則它們的原子序數可能相差多少？知識拓展: 零族定位法確定元素的位置1明確各周期零族元素的原子序數周期一二三四五六七原子序數21018365486

4、1182.比大小定周期比較該元素的原子序數與0族元素的原子序數大小，找出與其相鄰近的兩種0族元素，那么該元素就和序數大的0族元素處于同一周期。3求差值定族數(1)若某元素原子序數比相應的0族元素多1或2，則該元素應處在該0族元素所在周期的下一個周期的A族或A族。(2)若比相應的0族元素少15時，則應處在同周期的AA族。(3)若差其他數，則由相應差值找出相應的族。遷移應用22007年3月21日，全國科學技術名詞審定委員會公布111號元素(符號為Rg)的中文名稱為钅侖，該元素所在周期是()A第七周期 B第五周期C第六周期 D第四周期 學習評價 自我評價 你完成本節導學案的情況為（ ）. A. 很好

5、 B. 較好 C. 一般 D. 較差 當堂檢測（時量：6分鐘 滿分：10分）計分：1.A、B、C為短周期元素，在周期表中所處的位置如圖所示。A、C兩元素的原子核外電子數之和等于B原子的質子數。B原子核內質子數和中子數相等。(1)寫出A、B、C三種元素名稱：_、_、_。(2)B位于周期表中第_周期第_族。第2課時 元素的性質與原子結構一、學習目標：以IA和VIIA族為例，知道同一主族內元素性質遞變規律與原子結構的關系。二、學習重、難點： 同一主族元素性質的遞變規律，能用實驗的方法去驗證，學會從原子結構的角度進行解釋。三、學習過程（預習教材P6P9，找出疑惑之處）一、堿金屬元素 1、包括元素的名稱

6、和符號： 。 2、原子結構：通過完成課本P5表格，歸納：原子結構 相似性：最外層電子數相同，都為 個遞變性：從上到下，隨著核電核數的 ，電子層數 原子半徑 。 3、單質的物理性質：閱讀課本P7第二自然段和表11，請總結堿金屬物理性質有什么共性、遞變性？Li Na K Rb Cs相似性顏色、狀態熔沸點硬度、密度導電、導熱性遞變性密度變化熔沸點變化二、鹵族元素 1、包括元素的名稱和符號： 。 2、原子結構： 原子結構 相似性：最外層電子數相同，都為 個遞變性：從上到下，隨著核電核數的 ，電子層數 原子半徑 。 3、單質的物理性質：閱讀課本P8“資料卡片”，請總結鹵素單質物理性質有什么共性、遞變性？

7、【預學中的疑難問題知識點一 堿金屬的原子結構及單質性質的相似性和遞變性活動一、說出堿金屬元素原子結構的異同。活動二、教材P6觀看鉀、鈉與氧氣反應實驗，請總結出堿金屬與氧氣的反應有什么相似性、遞變性？LiO2 NaO2 K+O2K、Rb等堿金屬與O2反應，會生成超氧化物。 Rb、Cs在室溫時，遇到空氣會立即燃燒。相似性： 。遞變性：周期表中堿金屬從上往下，與氧氣的反應越來越 。活動三、教材P6 根據鉀、鈉與水反應的實驗，請請總結出堿金屬與水反應有什么相同點、不同點？生成的堿性氫氧化物的堿性如何變化？KH2O RbH2O除Na、K外，其他堿金屬元素也都可以和水反應生成相應的堿與H。相同點：堿金屬與

8、水反應都生成 和 。不同點：周期表中堿金屬從上往下，與水的反應越來越 ，生成氫氧化物的堿性越來越 。遷移應用1鉀的金屬活動性比鈉強，根本原因是()A鉀的密度比鈉的小 B鉀原子的電子層數比鈉原子多一層C鉀與水反應比鈉與水反應劇烈 D加熱時，鉀比鈉更易氣化知識點二 鹵素的原子結構及單質的相似性和遞變性活動四、以與氫氣為例，說出鹵素單質性質與反應條件、難易程度、生物物穩定性間的關系。活動五、根據鹵素間的置換反應，比較鹵素單質的氧化性的強弱。活動六、討論：同族元素的性質為何存在相似性和遞變性？同主族從上到下，隨著核電核數的增加，電子層數逐漸 ，原子核對最外層電子的引力逐漸 ，原子得電子的能力 ，失電子

9、的能力 ，即非金性逐漸 ，金屬性逐漸 。遷移應用3砹(At)是原子序數最大的鹵族元素，對砹及其化合物的敘述，正確的是()A與H2化合的能力：At2I2B砹在常溫下為白色固體C砹原子的最外層有7個電子D砹易溶于水，難溶于四氯化碳 學習評價 當堂檢測（時量：6分鐘 滿分：10分）計分：1下列關于堿金屬元素的原子結構和性質的敘述不正確的是()A堿金屬原子最外層都只有1個電子，在化學反應中容易失去B堿金屬單質是強還原劑C堿金屬單質都能在氧氣里燃燒生成過氧化物D堿金屬單質都能與水反應生成堿2在盛有少量氯水的試管中加入過量的溴化鉀溶液，再加入少量四氯化碳，振蕩靜置后可觀察到的現象是()A溶液呈橙色不分層

10、B溶液分兩層，上層呈橙色C溶液分兩層，下層呈橙色 D溶液呈紫色不分層3鐳是元素周期表中第七周期第A族元素，關于其敘述不正確的是()A鐳的金屬性比鈣弱 B單質能與水反應生成氫氣C在化合物中呈2價 D碳酸鐳難溶于水第3課時核素同位素一、學習目標：1了解原子結構與同位素、使學生懂得質量數和AZX的含義。2初步學會元素周期表的位置與元素組成微粒的結構聯系起來運用能力。二、學習重、難點： 知道元素、核素、同位素、質量數的涵義和AZX的含義三、學習過程看表分析：質量/kg相對質量電性和電量/C質子167310-271007+160210-19中子167510-2710080電子910910-311/183

11、6-160210-19【思考】1、構成原子粒子所帶的電性及電荷大小？2、質子帶正電，電子帶負電，而原子不顯電性的原因？3、原子的質量主要取決于哪種微粒？（一）原子的構成： 1.原子 總結: 原子是由居于原子中心的帶正電的 和核外帶負電的 構成的。原子核由 和 構成。2.質量數質量數（A）= + 【探究1】填寫下表，總結A與相對原子質量的關系。原子質子數（Z）中子數（N）質子數中子數（A）相對原子質量F1018998Na1222990Al14269823. 原子符號的意義 【探究2】完成下表元素符號原子符號原子名稱核電荷數中子數電子數101111121（二）核素和同位素1、元素的種類是由原子核內

12、的 決定的。元素是具有 （即 ）的同一類原子的總稱。2、核素：是具有一定數目的 和一定數目的 的 原子。絕大部分的元素，都具有不同的核素。如氫有 、 、 等三種常見的核素；碳有 、 、 等常見的核素。用做原子彈或原子反應堆材料的鈾有 、 、 等核素，氯的兩種常見核素是 、 。3、同位素的概念： 4元素的相對原子質量概念 。知識點一 質量數的應用及計算活動一、原子形成離子之后構成原子的微粒哪些發生了變化？如何改變？質量數呢符號質子數中子數質量數電子數121212204018總結和比較：和 中的質子數、中子數、質量數和電子數。遷移應用1據報道，某些花崗巖會產生具有放射性的氡(Rn)，從而對人體造成

13、傷害，該核素核內中子數與質子數之差為()A86 B136C50 D222知識點二 核素、同位素活動二、在周期表中收入了112種元素，是不是就只有112種原子呢？活動三、已知Cl元素有兩種天然同位素 、。在形成的Cl2分子中，會有 種不同的分子，它的相對分子質量分別為 、 、 。遷移應用22010年以來我國嚴格抑制了稀土資源的開發和出口，從而引起了美國等西方國家的不滿和恐慌。下列有關稀土資源和的說法正確的是()A. 和互為同位素 B. 和的質量數相同C. 和是同一種核素 D. 和的核外電子數和中子數均為62知識拓展 元素、核素、同位素之間的區別和聯系(1) 元素、核素、同位素的比較元素核素同位素

14、概念具有相同核電荷數的同類原子的總稱具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同原子互稱為同位素范圍宏觀概念，指同類原子，既可是游離態又可是化合態微觀概念，指某種原子微觀概念，指某種元素的幾種原子之間的關系特點只與質子數有關，與中子數、核外電子數無關不同的核素間質子數、中子數、電子數可能有相同處，也可能均不同同位素間質子數相同，化學性質相同，質量數不同，物理性質不同實例O、O、O2都屬氧元素H、H、H、K、Ca不同核素H、H、H為氫的同位素 學習評價 自我評價 你完成本節導學案的情況為（ ）. A. 很好 B. 較好 C. 一般 D. 較差 當堂檢測（時

15、量：6分鐘 滿分：10分）計分：1.H、H、H、H、H2是()A氫的5種同位素 B5種氫元素C氫的5種同素異形體 D氫元素的5種不同粒子2下列敘述錯誤的是()A13C和14C屬于同一種元素，它們互為同位素B1H和2H是不同的核素，它們的質子數相等C14C和14N的質量數相等，它們的中子數不等D6Li和7Li的電子數相等，中子數也相等3.2007年諾貝爾化學獎得主Gerhard Ertl對金屬Pt表面催化CO氧化反應的模型進行了深入研究。下列關于Pt和Pt的說法正確的是()A.Pt和Pt的質子數相同，互稱為同位素B.Pt和Pt的中子數相同，互稱為同位素C.Pt和Pt的核外電子數相同，是同一種核素

16、D.Pt和Pt的質量數不同，不能互稱為同位素第二節 元素周期律 第1課時一、學習目標： 1、了解原子核外電子的排布；2、掌握元素化合價隨原子序數的遞增而呈現出的周期性變化規律；3、微粒半徑及大小的比較。二、學習重、難點： 元素化合價，原子半徑隨原子序數的遞增的變化規律，原子及微粒半徑大小比較三、學習過程相關知識點的回顧1、原子核外電子是 排布的。現在發現元素原子核外電子最少的有 層，最多的有 層。最外層電子數最多不超過 個（只有1層的不超過 個）。元素的性質與原子核外電子的排布，特別是 上的電子數目有密切關系。287+172、右圖是某元素的原子結構示意圖，該原子的核電荷數為 ， 核外有 個電子

17、層，最外層有 個電子，化學反應中這種 原子容易 （填“得”或“失”）電子。（預習教材P13P14，找出疑惑之處）一、原子核外電子的排布 1、原子核外的電子由于能量不同，它們運動的區域也不同。通常能量低的電子 在離核 的區域運動，能量高的電子在離核 的區域運動。 2、表示方法：電子層(n)1234567對應符號3、排布規律：電子總是盡可能地先從 排起，當一層充滿后再填充下一層。【預學中的疑難問題】知識點一 原子核外電子的排布探求新知1認真閱讀課本第13頁表格12，探究如下問題：1、核外電子的排布規律（1）電子一般總是盡先排在能量最 的電子層里，即最先排第 層，當第 層排滿后，再排第 層，等等。（

18、2）第1層最多只能排 個電子，第2層最多排 個電子。（3）除K層外，不論原子有幾個電子層，其最外層中的電子數最多只能有 個(K層最多有 個)。（4）每層最多容納的電子數為2n2 (n代表電子層數)。2、電子的能量高低與離核遠近的關系：電子層 1 2 3 4 n電子層符號 K L M N 離核距離 近 遠電子的能量 （ ） （ ）最多能容納的電子數 2 8 18 32 2n23、分析原子最外層電子數隨原子序數變化情況，你能得出什么結論？結論：隨著原子序數的遞增， 。遷移應用1、 下列原子結構示意圖是否正確？如有錯誤，指出錯誤的原因。293+14277+162821229+1128+9知識點二 元

19、素周期律探求新知2認真完成課本第14頁“科學探究”中兩個表格的填空，然后思考與交流如下問題：1、化合價的遞變規律分析元素主要化合價的變化，你能得到什么結論？結論：隨著原子序數的遞增， 。且同一元素化合價有以下量的關系：最高正價+負價= 。2、原子半徑的遞變規律分析原子半徑的數據變化，你能得到什么結論？結論：隨著原子序數的遞增， 。且有規律：同一周期元素（即電子層數相同的元素）的原子隨原子序數的增加，半徑逐漸 。知識拓展 1.粒子半徑大小比較(1)電子層數相同的原子的半徑，隨核電荷數的增加逐漸減小(稀有氣體除外)。如r(Na)r(Mg)r(Al)。即同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大，自左至右

20、逐漸減小。(2)稀有氣體元素的原子半徑比與它相鄰的鹵素原子的原子半徑大。如r(Ar)r(Cl)。(3)最外層電子數相同的元素的原子半徑，隨電子層數(或核電荷數)的增多而增大。如r(F)r(Cl)r(Br)r(I)。即同主族元素的原子半徑隨電子層數的增多而增大。(4)核外電子排布相同的粒子的半徑，隨核電荷數的增多而減小。如核外是18個電子的離子的半徑大小是r(Ca2)r(K)r(Cl)r(S2)。(5)不同周期、不同主族元素原子半徑大小的比較。先找參照元素，使其建立起同周期、同主族的關系，然后進行比較。比較S與F的原子半徑大小，先找O做參照，因為O與F同周期，r(F)r(O)；而O與S同主族，r

21、(O)r(S)，所以r(F)r(S)。遷移應用3、下列元素原子半徑最大的是（ ）ALi BF CNa DCl 學習評價 自我評價 你完成本節導學案的情況為（ ）. A. 很好 B. 較好 C. 一般 D. 較差當堂檢測1、若aAn+與bB2兩種離子的核外電子層結構相同，則a的數值為( )Ab+n+2 Bb+n2 Cbn2Dbn+2第2節 元素周期律 第2課時一、學習目標： 1、掌握元素的金屬性和非金屬性隨原子序數遞增而呈現周期性變化規2、通過實驗操作，培養學生實驗技能。二、學習重、難點： 1、元素的金屬性和非金屬性隨原子序數的遞增而呈現周期性變化的規律 2、元素周期律的本質三、學習過程【相關知

22、識點的回顧】1、金屬單質與水或酸反應（非氧化性酸）置換出氫氣越容易（反應的程度越劇烈），表明元素的金屬性 ，最高價氧化物對應水化物的堿性越強，元素金屬性 。2、非金屬單質與氫氣化合越容易，形成氣態氫化物越穩定，表明元素非金屬性 ，非金屬元素的最高價氧化物對應水化物的酸性越強，表明元素非金屬性 。【預學能掌握的內容】教材P15P16一、第三周期元素性質變化規律1、金屬性的遞變（1）請畫出Na、Mg、Al的原子結構示意圖：Na、Mg、Al的主要化合價分別是Na Mg Al 。（2）寫出Na、Mg和水的反應的化學方程式： （3）寫出Mg、Al與稀鹽酸反應化學方程式：2、非金屬性的遞變（1）請畫出Si

23、、P、S、Cl四種非金屬的原子結構示意圖Si、P、S、Cl的主要化合價：元素SiPSCl主要化合價 （2）比較下列含氧酸的酸性大小：H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 二、元素周期律：元素的性質隨著 的遞增而呈 的變化。【預學中的疑難問題】知識點一 同周期元素性質的遞變規律 （1）金屬性的變化規律分析推測1金屬鈉、鎂、鋁的結構和性質：（1）金屬鈉、鎂、鋁在化學反應中常表現出還原性，你能用原子結構的知識對這一事實進行解釋嗎?（2）推測：金屬鈉、鎂、鋁的原子結構中 相同，但原子半徑逐漸 ，原子核對最外層電子的作用力逐漸 ，所以它們的失電子能力逐漸 ，金屬性逐漸 。方案設計1（3）金屬

24、性強弱的判斷依據有 ； 。由此，我們為了證明金屬鈉、鎂、鋁的金屬性變化，可以設計的實驗方案有： ； 。實驗探究1（4）完成課本第15頁“科學探究”1和2中實驗內容，并填寫課本中表格。歸納結論1（5）從以上實驗得知，三種金屬化學活潑性順序為 ，判斷的依據是：Na、Mg、Al與水或酸反應越來越 ；對應最高價氧化物的水化物堿性NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3，故金屬性逐漸 。（2）非金屬性的變化規律分析推測2非金屬硅、磷、硫、氯的結構和性質：（1）推測：非金屬硅、磷、硫、氯的原子結構中 相同，但原子半徑逐漸 ，原子核對最外層電子的作用力逐漸 ，所以它們的得電子能力逐漸 ，非金屬性逐漸 。方案

25、設計2（2）非金屬性強弱的判斷依據有 ； ； 。由此，我們為了證明非金屬硅、磷、硫、氯的非金屬性變化，可以設計的實驗方案有： ； ； 。 實驗探究2（3）閱讀課本第16頁“科學探究”3中的內容表格，思考：可以用什么反應實驗事實證明H2SiO3、H3PO4、H2SO4的酸性強弱？歸納結論2（4）Si、P、S、Cl的單質與氫氣化合越來越 ；Si、P、S、Cl四種氫化物的化學式分別為 ，它們的穩定性依次 ；Si、P、S、Cl的對應最高價氧化物的水化物酸性大小為H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4，故非金屬性逐漸 。小結第三周期元素Na、 Mg 、Al、 Si 、P、 S、 Cl，金屬性逐

26、漸 ，非金屬性逐漸 。即同周期從左到右，金屬性逐漸 ，非金屬性逐漸 。知識拓展 元素金屬性和非金屬性強弱的比較(1)金屬性強弱的比較比較金屬性的強弱，其實質是看元素原子失去電子的能力，越易失電子，金屬性越強。從元素原子結構判斷a當最外層電子數相同時，電子層數越多，原子半徑越大，越易失電子，金屬性越強。b當電子層數相同時，核電荷數越多越難失電子，金屬性越弱(以后學)。從元素單質及其化合物的相關性質判斷a金屬單質與水或酸反應越劇烈，元素金屬性越強。b最高價氧化物對應水化物的堿性越強，元素金屬性越強。根據金屬活動性順序表判斷一般來說排在前面的金屬元素其金屬性比排在后面的強。離子的氧化性強弱判斷離子的

27、氧化性越強，則對應金屬元素的金屬性越弱。特別提醒金屬性強弱的比較，關鍵是比較原子失去電子的難易，而不是失去電子的多少。如Na失去一個電子，而Mg失去兩個電子，但Na的金屬性比Mg強。(2)非金屬性強弱的比較比較元素非金屬性的強弱，其實質是看元素原子得到電子的難易程度，越易得電子，非金屬性越強。從元素原子結構判斷a當電子層數相同時，核電荷數越多，非金屬性越強；b當最外層電子數相同時，核電荷數越多，非金屬性越弱。從元素單質及其化合物的相關性質判斷a單質越易跟H2化合，生成的氫化物也就越穩定，氫化物的還原性也就越弱，其非金屬性也就越強。b最高價氧化物對應水化物的酸性越強，其非金屬性越強。如H2SO4

28、的酸性強于H3PO4，說明S的非金屬性比P強。c非金屬單質間的置換反應，例如：Cl22KI=2KClI2，說明氯的非金屬性比碘強。d元素的原子對應陰離子的還原性越強，元素的非金屬性就越弱。如S2的還原性比Cl強，說明Cl的非金屬性比S強。特別提醒(1)金屬性和非金屬性討論的對象是元素，具體表現為該元素的單質或特定化合物的性質。(2)氧化性和還原性討論的對象是具體物質或某物質中的特定粒子，具體表現在該物質中某元素得失電子的能力。遷移應用1下列敘述中，能肯定A金屬比B金屬活潑性強的是()AA原子的最外層電子數比B原子的最外層電子數少BA原子的電子層數比B原子電子層數多C1 mol A從酸中置換出的

29、H2比1 mol B從酸中置換出的H2多D常溫時，A能從冷水中置換出H2，而B不能 學習評價 自我評價 你完成本節導學案的情況為（ ）. A. 很好 B. 較好 C. 一般 D. 較差 當堂檢測（時量：6分鐘 滿分：10分）計分：1原子電子層數相同的X、Y、Z三種元素，若最高價氧化物的水化物酸性強弱為H3XO4H2YO4HZO4，則下列判斷正確的是()A非金屬性強弱為XYZB原子半徑為XYZC陰離子的還原性為X3Y2ZD氣態氫化物的穩定性為H3XH2YHZ第二節第3課時元素周期表和元素周期律的應用一、學習目標：（1）、掌握元素周期表和元素周期律的應用。（2）、了解周期表中金屬元素、非金屬元素分

30、區。（3）、掌握元素化合價與元素在周期表中的位置關系。二、學習重、難點： “位、構、性”的推導，周期表、周期律的應用三、學習過程【相關知識點的回顧】1、原子結構與元素在周期表中位置的關系：周期序數 ，主族序數 。2、元素性質與周期表中位置的關系：同周期元素從左至右，元素的金屬性 ，非金屬性 ；同主族元素自上而下，元素的金屬性 ，非金屬性 。【預學能掌握的內容】教材P17P18一、元素的金屬性、非金屬性與元素在周期表中位置的關系認真觀察下表，填空并畫出金屬與非金屬的交界線，標出其附近的元素符號。金屬性逐漸 IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA01非金屬性逐漸 非金屬性逐漸 234567金屬

31、性逐漸 由此可推知， 元素的金屬性最強（不包括放射性元素），位于元素周期表中的位置是 ； 元素的非金屬性最強，位于元素周期表中的位置是 。二、元素的化合價與元素在周期表中位置的關系 1、主族元素最高正化合價 2、非金屬元素中，最高正價+負價= 。三、元素周期表的重要意義元素周期律和元素周期表的誕生是19世紀化學科學的重大成就之一，具有重要的哲學意義、自然科學意義和實際應用價值。1、元素周期表是學習和研究化學的重要工具；2、指導科學研究，如發現新元素，并為預測它們的原子結構和性質提供了線索；3、指導生產實踐，如尋找新材料、催化劑、制冷劑、探礦等；在 能找到制造半導體材料，如 ；在 能找到制造農藥

32、的材料，如 ；在 能找到作催化劑，耐高溫，耐腐蝕的合金材料。 知識點一 元素“位、構、性”之間的關系元素“位、構、性”之間的關系反映位 置周期序數 = _主族序數 _決定原子結構反映決定性 質主要化合價得失電子能力合作探究1根據元素周期表120號元素的性質和遞變規律，回答下列問題。（1）屬于金屬元素的有 種，金屬性最強的元素與氧反應生成的化合物有 (填兩種化合物的化學式)；（2）屬于稀有氣體的是 (填元素符號，下同)；（3）形成化合物種類最多的兩種元素是 ；（4）第三周期中，原子半徑最大的是(稀有氣體除外) ；（5）推測Si、N最簡單氫化物的穩定性 大于 (填化學式)。合作探究21、某元素的最

33、高正價與最低負價的代數和為4，則該元素原子的最外層電子（ ）A4 B5 C .6 D7 2、元素X最高價氧化物對應水化物的化學式HXO4，則其氣態氫化物化學式 ；若其水溶液呈現酸性，且能與AgNO3溶液反應生成白色沉淀，則它在元素周期表中的位置是_。遷移應用1、鍺(Ge)是第四周期第A族元素，處于元素周期表中金屬區與非金屬區的交界線上，下列敘述正確的是（ ）A鍺是一種金屬性很強的元素 B鍺的單質具有半導體的性能C鍺化氫(GeH4)穩定性很強 D鍺酸(H4GeO4)是難溶于水的強酸知識拓展“位”、“構”、“性”之間的關系在解題中的應用(1)“位”、“構”、“性”的關系元素的原子結構、其在周期表中

34、的位置及元素的性質(位、構、性)三者之間的關系可用下圖表示：可以從下列三個方面理解這個關系圖：從元素的原子結構推測元素在周期表中的位置及有關性質；從元素在周期表中的位置推測元素的原子結構及相關性質；元素的一些主要性質又能反映元素的原子結構和元素在周期表中的位置。(2)結構與位置互推問題是解題的基礎掌握四個關系式：a電子層數周期序數b質子數原子序數c最外層電子數主族序數d主族元素的最高正價族序數，最低負價主族序數8熟練掌握周期表中的一些特殊規律，如各周期元素種數；稀有氣體的原子序數及在周期表中的位置；同族上下相鄰元素原子序數的關系等。(3)性質與位置互推問題是解題的關鍵熟悉元素周期表中同周期、同

35、主族元素性質的遞變規律，主要包括：元素的金屬性、非金屬性。氣態氫化物的穩定性。最高價氧化物對應水化物的酸、堿性。特別提醒很多規律方法只適用于主族元素，而不適用于副族元素，解題時注意不要隨意將其適用范圍擴大化。 學習評價 自我評價 你完成本節導學案的情況為（ ）. A. 很好 B. 較好 C. 一般 D. 較差 當堂檢測（時量：6分鐘 滿分：10分）計分：1現有部分短周期元素的性質或原子結構如下表：元素編號元素性質或原子結構TM層上有6電子X最外層電子數是次外層電子數的2倍Y常溫下單質為雙原子分子，其氫化物水溶液呈堿性Z元素最高正價是7價(1)元素X的一種同位素可測定文物年代，這種同位素的符號是

36、_。(2)元素Y與氫元素形成一種離子YH，寫出該微粒的電子式_(3)元素Z與元素T相比，非金屬性較強的是_(用元素符號表示)，下列表述中能證明這一事實的是_。a常溫下Z的單質和T的單質狀態不同bZ的氫化物比T的氫化物穩定c一定條件下Z和T的單質都能與氫氧化鈉溶液反應(4)探尋物質的性質差異性是學習的重要方法之一。T、X、Y、Z四種元素的最高價氧化物的水化物中化學性質明顯不同于其他三種酸的是_，理由是_ 第三節 化學鍵 第1課時 離子鍵一、學習目標：1、學習離子鍵及離子化合物。2、學習電子式的書寫。二、學習重、難點： 離子化合物形成過程。電子式的書寫。三、學習過程【相關知識點的回顧】初中我們學習

37、離子的概念時，學過了鈉原子和氯原子是如何結合形成化合物NaCl，你還能記得嗎？思考：1、為什么一百多種元素可形成一千多萬種物質？2、食鹽是由什么微粒構成的？食鹽晶體不能導電，但在熔融狀態或溶于水后能導電，說明了構成食鹽的_離子之間存在著相互作用。 3、氫分子是由氫原子構成的，要想使氫分子分解成氫原子需要加熱到溫度高達2000，它的分解率仍不到1，這就說明在氫分子里_之間存在相互作用。科學探究完成課本實驗“12”，填寫課本P21有關表格內容。小組討論1、如何原子結構觀點解釋NaCl是怎樣形成的？2、在氯化鈉晶體中，陰陽離子結合在一起，彼此電荷是否會中和呢？Na+和Cl 間存在哪些作用？知識點一

38、離子鍵1、離子鍵的形成和概念 氯化鈉的形成分析（1）概念：_作用叫做離子鍵（2）成鍵條件成鍵微粒： ； 成鍵本質： ；成鍵元素： 。 2、離子化合物： 叫離子化合物。合作探究1根據NaCl的形成思考：KCl、Na2S是否是離子化合物？通常情況下，哪些元素之間最易形成離子化合物? 哪些類型物質能含有離子鍵？師生互動常見離子化合物（含離子鍵的物質）：（1）活潑金屬與活潑非金屬形成的化合物。如 等；（2）強堿：如 等；（3）大多數鹽：如 ；（4）銨鹽： 。遷移應用1下列敘述不正確的是()A活潑金屬與活潑非金屬化合時，能形成離子鍵B陰、陽離子通過靜電引力所形成的化學鍵叫做離子鍵C離子所帶的電荷的符號和

39、數目與原子成鍵時得失電子有關D陽離子半徑比相應的原子半徑小，而陰離子半徑比相應的原子半徑大2下列說法正確的是()A非金屬元素的原子間不能形成離子化合物B所有金屬與所有非金屬之間都能形成離子鍵C在化合物CaCl2中，兩個氯離子之間也存在離子鍵D含有離子鍵的化合物一定是離子化合物知識點二 電子式表示原子、離子和離子化合物的形成過程自主學習閱讀課本P21“資料卡片”。電子式概念的理解：概念：在 周圍用 來表示原子的 ，這種式子叫做電子式。師生互動1、原子的電子式： （1）書寫電子式時，一般將原子的最外層電子均勻分散寫在元素符號的上、下、左、右四個位置；（2）多于四個電子時，每多1個電子，則寫成一個電子對，如6個電子，則寫成2個電子對和2個單電子的形式，8個電子，則寫成4個電子對的形式。2、離子的電子式：（1）金屬陽離子的電子式就是其離子符號；（2）陰離子和復雜離子的電子式要畫出最外層電子數，而且還應用于括號“ ”括起來，并在右上角標出“n”電荷字樣。3、離子化合物的電子式：由陰、陽離子的電子式組成，但對相同離子不能合并。 4、用電子式表示離子化合物的形成過程時，應防止如下錯誤：離子漏標電荷數。 離子所帶正負電荷與元素的化合物表示法分辨不清。