第二节元素周期律教案

教案课题：第二节元素周期律(一)授课班级课时教学目的知识与技能1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表过程与方法通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力情感态度价值观学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点重点同一周期金属性、非金属性变化的规律难点元素周期律的实质知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。[投影]1～18号元素原子结构示意图。[问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。[板书]第二节元素周期律(一)[投影]随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～211～23～1021～811～1831～8［讲］从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。［板书］1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布［过］元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。［投影小结］原子序数原子半径的变化3-9大小11-17大小［讲］从上面的分析我们知道，3-9、11-17号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：［板书］2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化［讲］稀有气体元素的原子半径并未列出。这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不同有可比性，故不列出［问］怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。［投影小结］粒子半径大小比较规律（1）一般而言，电子层数越多，半径越大（2）电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。（3）同种元素的不同粒子，价态越高，电子越多，半径越大。［点击试题］1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小3、比较Na与Na+的半径大小4、比较Cl―与Cl的半径大小5、比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小6、比较Na+与Mg2+半径大小7、比较O2―与F―半径大小［随堂练习］写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F―、O2―、Na＋、Mg2＋［过］从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。［投影］［问］请大家参考1-18号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？［投影小结］(1)最高正价与最外层电子数相等(2)最外层电子数≧4时出现负价(3)最高正化合价与负化合价绝对值和为8(4)金属元素无负价(5)氟无正价［讲］大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是0。［投影小结］元素主要化合价变化规律性原子序数主要化合价的变化1-2+103-10+1+5-4-1011-18+1+7-4-10［板书］3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化［过］元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析3-9、11-17号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度3-9、11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，［讲］我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。［板书］4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化［讲］纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律：［板书］元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。［总结］由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。［自我评价］1、下列元素的原子半径依次减小的是（AB）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、P2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（）ANaFBLiICCsFDLiF3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（）A．C．N、O、FB．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、ID．Li、Na．K、Rb4.A．B均为原子序数1—20的元素，已知A的原子序数为n，A2+离子比B2－离子少8个电子，则B的原子序数是（）A．n+4B．n+6C．n+8D．n+105、在Na、K、O、N、C．Li、F、H八种元素中，原子半径由小到大的顺序为_________。6、下列半径最大的微粒是（）A.FB.Mg2+C.Cl-D.Ca2+7、A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是（）A.原子半径:ABB.原子序数:ABC.离子半径:A2+B3+D.质量数:AB教学回顾：教案课题：第二节元素周期律(二)授课班级课时教学目的知识与技能1、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质过程与方法1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。2、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习情感态度价值观通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力重点元素周期律的涵义难点元素周期律的实质知识结构与板书设计第二节元素周期律(二)金属性：NaMgAl碱性强弱：NaOHMg(OH)2Al(OH)3非金属性：SiPSCl氢化物的稳定性：SiH4PH3H2SHCl酸性强弱：H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4根据实验，可得出第三周期元素金属性、非金属性的递变规律:NaMgAlSiPSCl金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强用结构观点解释：电子层数相同核电荷数增多原子半径减小原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强同周期元素从左到右原子核对最外层电子的吸引力增强元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。教学过程教学步骤、内容教学方法、手段、师生活动［引］从上一节我们分析3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1增至8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。［板书］第二节元素周期律(二)［讲］请大家结合课前预习知识回答，判断元素金属性和非金属性的依据。［投影小结］判断元素金属性强弱的依据1、单质跟H2O或H+置换出H的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强3、金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强4、按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱判断元素非金属性强弱的依据1、单质跟H2化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。越易跟H2化合，生成氢化物越稳定，说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。单质氧化性越强，非金属性越强4、对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱［过］下面，我们就按照这个标准以11-18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况，请先填写下表。［投影］填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应的水化物的化学式：原子序1112131415161718数元素符号NaMgAlSiPSClAr气态氢化物------SiH4PH3H2SHCl---最高价氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7--对应的水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4---［讲］一般，对于金属我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性，下面我们通过一系列探究性实验来探究本节的研究主题［投影］实验1钠、镁、铝与水反应的实验(1)Na与水反应的现象：常温下，与H2O剧烈反应，浮于水面并四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2↑(2)放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸，再观察现象。现象：镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。方程式：Mg+2H2O△Mg(OH)2+H2↑结论：镁元素的金属性比钠弱(3)铝与水反应现象：在常温下或加热条件下，遇水无明显现象，很难与水发生反应。［问］上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？［板书］金属性：NaMgAl［讲］请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同呢？若不同，应有什么样的区别？Mg与盐酸反应要比Al剧烈［讲］实践是检验真理的唯一标准，下面，我们通过实验来进行验证。［投影］实验2取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL1mol/L盐酸反应。现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈［讲］从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀盐酸的反应，比Al与稀盐酸的反应要剧烈得多，同时放出大量的热。说明大家预测的是正确的。根据Na、Mg、Al三者金属性可推出，Na与盐酸反应将会更剧烈，甚至发生爆炸，请大家写出反应方程式。［投影］Mg+2HCl==MgCl2+H2↑2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑2Na+2H＋==2Na＋+H2↑Mg+2H＋==Mg2＋+H2↑2Al+6H＋==2Al3＋+3H2↑反应速率逐渐减慢［过］现在我们再来认识一下，Na、Mg、Al的氧化物及其最高价氧化物的水化物的性质。［问］Na2O、MgO、Al2O3分别属于哪类氧化物？为什么？［投影---知识回顾］1、碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。2、判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。3、判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。4、若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和