課題：第二節(jié) 元素周期律(一) 授課班級
課 時
目的知識
與
技能1、了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的周期性變化，認識元素周期律
2、了解元素“位、構、性”三者間的關系，初步學會運用元素周期表
過程
與
方法通過對元素周期律的探究，培養(yǎng)學生利用各種圖表(直方圖、折線圖)分析、處理數據的能力
情感
態(tài)度
價值觀學習元素周期律，能使學生初步樹立“由量變到質變”、“客觀事物都是相互聯(lián)系和具有內部結構規(guī)律”、“內因是事物變化的依據”等辯證唯物主義的觀點
重 點同一周期金屬性、非金屬性變化的規(guī)律
難 點元素周期律的實質
知識結構與板書設計第二節(jié) 元素周期律(一)
1、隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。
2、隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化
3、隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現(xiàn)周期性變化
4、隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性變化
元素的性質隨元素原子序數的遞增呈現(xiàn)周期性變化，這個規(guī)律叫元素周期律。
元素周期律的實質： 元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。
過程
教學步驟、內容教學方法、手段、師生活動
[復習]1、回憶有關元素原子核外電子的排布規(guī)律；
2、填寫1??18號元素符號以及它們的原子結構示意圖。
[投影]1～18號元素原子結構示意圖。
[問]請大家總結一下，隨著原子序數的遞增，原子核外電子層排布有何規(guī)律性變化。
[板書]第二節(jié) 元素周期律(一)
[投影] 隨著原子序數的遞增，原子核外電子層排布變化的規(guī)律性
原子序數電子層數最外層電子數
1～211～2
3～1021～8
11～1831～8
［講］從上表可以看出，隨著原子序數的遞增，每隔一定數目的元素，會重復出現(xiàn)原子最外層電子從1個遞增到8個的情況，這種周而復始的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。因此，原子核外電子層排布的這種規(guī)律性變化，我們便稱之為周期性變化。
［板書］1、隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。?
［過］元素的性質是與構成元素的原子結構密切相關的，元素原子半徑的大小，直接影響其在化學反應中得失電子的難易程度，那么隨原子序數的遞增。元素的原子半徑會不會像元素的最外層電子排布一樣呈現(xiàn)周期性變化呢？下面，根據我們剛剛畫出1-18號元素的原子結構示意圖來進行討論。
［投影小結］
原子序數原子半徑的變化
3-9大 小
11-17大 小
［講］從上面的分析我們知道，3-9、11-17號元素重復了相同的變化趨勢，由此，我們可以得出如下結論：
［板書］2、隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化
［講］稀有氣體元素的原子半徑并未列出。這是由于其原子半徑的測定與相鄰非金屬元素的依據不同，數字不同有可比性，故不列出
［問］怎樣根據粒子結構示意圖來判斷原子半徑和簡單離子半徑的大小呢？
原子半徑和離子半徑的大小主要是由核電荷數、電子層數和核外電子數決定的。
［投影小結］粒子半徑大小比較規(guī)律
（1）一般而言，電子層數越多，半徑越大
（2）電子層數相同的不同粒子，核電荷數越大，半徑越小。
（3）同種元素的不同粒子，價態(tài)越高，電子越多，半徑越大。
［點擊試題］1、比較Na原子與Mg原子的原子半徑大小
2、比較Na原子與Li原子的原子半徑大小
3、比較Na與Na+的半徑大小
4、比較Cl? 與Cl的半徑大小
5、比較Fe、Fe2+與Fe3+的半徑大小
6、比較Na+與Mg2+半徑大小
7、比較O2? 與F? 半徑大小
［隨堂練習］寫出下列微粒的半徑由大到小的順序：F? 、O2? 、Na＋ 、Mg2＋
［過］從以上的學習我們可以知道，隨著元素原子序數的遞增，元素的原子結構呈現(xiàn)周期性的變化。那么，元素的性質是否也會有周期性的變化呢？我們從元素的化合價(一種元素的原子在和其他元素一定數目的原子化合時所表現(xiàn)出來的性質)和金屬性和非金屬性兩個方面來進行探討。
［投影］
［問］請大家參考1-18號元素的原子結構示意圖，結合上表同內容，能夠發(fā)現(xiàn)哪些有關元素化合價知識的規(guī)律？
［投影小結］
(1) 最高正價與最外層電子數相等
(2) 最外層電子數?4時出現(xiàn)負價
(3) 最高正化合價與負化合價絕對值和為8
(4) 金屬元素無負價
(5) 氟無正價
［講］大家總結很詳細，要熟記這些知識，對于稀有氣體元素，由于他們的化學性質不活潑，在通常狀況下難與其他物質發(fā)生化學反應。因此，把它們的化合價看作是0。
［投影小結］元素主要化合價變化規(guī)律性
原子序數主要化合價的變化
1-2+1 0
3-10+1 +5
-4 -1 0
11-18+1 +7
-4 -1 0
［板書］3、隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現(xiàn)周期性變化
［過］元素的化學性質是由元素的原子結構決定的，原子結構決定了原子在參加化學反應時得失電子的難易程度。請大家根據己學知識分析3-9、11-17號元素，隨原子序數的遞增得失電子的難易程度
3-9、11-17號元素隨原子序數的遞增，原子半徑逐漸變小，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱，
［講］我們知道，原子得失電子能力的強弱決定了元素金屬性與非金屬性強弱。
［板書］4、隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現(xiàn)周期性變化
［講］縱觀以上結論，我們可歸納出這樣一條規(guī)律：
［板書］元素的性質隨元素原子序數的遞增呈現(xiàn)周期性變化，這個規(guī)律叫元素周期律。
元素周期律的實質： 元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。
［總結］由于元素的性質是由組成該元素的原子結構決定的，元素的核外電子排布的周期性變化，決定了元素性質的周期性變化，這也是元素周期律的實質。
［自我評價］
1、下列元素的原子半徑依次減小的是（ AB ）
A. Na、Mg、Al B. N、O、F
C. P、Si、Al D. C、Si、P
2.下列化合物中，陽離子與陰離子半徑比最小的是（ ）
A NaF B LiI C CsF D LiF
3.下列各組元素中，按最高正價遞增順序排列的是（ ）
A．C．N、O、F B．K、Mg、C．S
C．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb
4. A．B均為原子序數1?20的元素，已知A的原子序數為n，A2+離子比B2－離子少8個電子，則B的原子序數是（ ）
A．n+4B．n+6C．n+8D．n+10
5、在Na、K、O、N、C．Li、F、H八種元素中，原子半徑由小到大的順序為_________。
6、下列半徑最大的微粒是 （ ）
A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+
7、A和B是前三周期的元素，它們的離子A2+和B3+具有相同的核外電子層結構，下列說法正確的是 （ ）
A. 原子半徑:A>B B. 原子序數:A>B
C. 離子半徑:A2+>B3+ D. 質量數:A>B
教學回顧：
教 案
課題：第二節(jié) 元素周期律(二) 授課班級
課 時
教
學
目
的知識
與
技能1、通過“實驗探究”，“觀察思考”，培養(yǎng)學生實驗能力以及對實驗結果的分析、處理和總結能力
2、認識元素的周期性變化是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果，從而理解元素周期律的實質
過程
與
方法1、學會運用元素周期律和元素周期表指導探究化學知識的學習方法。
2、通過本節(jié)課的學習，使學生對以前學過的知識進行概括、綜合，實現(xiàn)由感性認識上升到理性認識；同時，也會以理論來指導后續(xù)學習
情感
態(tài)度
價值觀通過自學、思考、對比、實驗等方法培養(yǎng)觀察、分析、推理、歸納等探究式學習能力
重 點元素周期律的涵義
難 點元素周期律的實質
知
識
結
構
與
板
書
設
計第二節(jié) 元素周期律(二)
金屬性：Na>Mg>Al
堿性強弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
非金屬性：Si
元素周期律：元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化
元素周期律的實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。
教學過程
教學步驟、內容教學方法、手段、師生活動
［引］從上一節(jié)我們分析3-9、11-17號元素的得失電子能力強弱可知：當電子層相同時，隨著元素原子序數的遞增，最外層電子數從1增至8，原子半徑逐漸減小，原子核對外層電子的吸引力逐漸減弱，那么元素的金屬性和非金屬性是否也隨著原子序數的變化呈現(xiàn)周期性變化呢？ 假如我們要用實驗來驗證自己的假設，又應從哪些方面著手呢？這就是我們本節(jié)課所要學習的內容。
［板書］第二節(jié) 元素周期律(二)
［講］請大家結合課前預習知識回答，判斷元素金屬性和非金屬性的依據。
［投影小結］判斷元素金屬性強弱的依據
1、單質跟H2O 或H+ 置換出H的難易程度(反應的劇烈程度)反應越易，金屬性就越強
2、最高價氧化物對應的水化物堿性越強，金屬性就越強
3、金屬間的置換反應，單質的還原性越強，金屬性就越強
4、按金屬活動性順序表，金屬性逐漸減弱
5、金屬陽離子的氧化性越強，對應金屬的金屬性就越弱
判斷元素非金屬性強弱的依據
1、單質跟H2 化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩(wěn)定性。越易跟H2 化合，生成氫化物越穩(wěn)定，說明非金屬性就越強
2、最高價氧化物對應的水化物酸性越強，說明非金屬性越強
3、非金屬單質間的置換反應。單質氧化性越強，非金屬性越強
4、對應陰離子的還原性越強，元素的非金屬性就越弱
［過］下面，我們就按照這個標準以11-18號元素為例，來研究元素的金屬性和非金屬性的變化情況，請先填寫下表。
［投影］填寫下列各元素的氣態(tài)氫化物、最高價氧化物及最高價氧化物對應的水化物的化學式：
原子序數1112131415161718
元素符號 NaMgAlSiPSClAr
氣態(tài)氫化物------SiH4PH3H2SHCl---
最高價氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7--
對應的水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4---
［講］一般，對于金屬我們主要研究其金屬性，對于非金屬元素我們主要研究其非金屬性，下面我們通過一系列探究性實驗來探究本節(jié)的研究主題
［投影］實驗1 鈉、鎂、鋁與水反應的實驗
(1) Na與水反應的現(xiàn)象：常溫下，與H2O劇烈反應，浮于水面并四處游動，同時產生大量無色氣體，溶液變紅。
方程式：2Na+2H2O==2NaOH+H2 ↑
(2) 放少許鎂帶于試管中，加2mL水，滴入2滴酚酞試液，觀察現(xiàn)象；過一會加熱至沸，再觀察現(xiàn)象。
現(xiàn)象：鎂與冷水反應緩慢，產生少量氣泡，滴入酚酞試液后不變色。
加熱后鎂與沸水反應較劇烈，產生較多氣泡，溶液變?yōu)榧t色。
方程式：Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑
結論：鎂元素的金屬性比鈉弱
(3) 鋁與水反應現(xiàn)象：在常溫下或加熱條件下，遇水無明顯現(xiàn)象，很難與水發(fā)生反應。
［問］上述現(xiàn)象說明了Na、Mg、Al的金屬性強弱順序怎樣？
［板書］金屬性：Na>Mg>Al
［講］請大家預測一下，Mg、Al分別與稀鹽酸反應時，現(xiàn)象是否會相同呢？若不同，應有什么樣的區(qū)別？
Mg與鹽酸反應要比Al劇烈
［講］實踐是檢驗真理的唯一標準，下面，我們通過實驗來進行驗證。
［投影］實驗2取鋁片和鎂帶，擦去氧化膜，分別和2mL 1mol/L鹽酸反應。
現(xiàn)象：鎂與鋁均能與鹽酸反應產生氣泡。但鎂反應更劇烈
［講］從剛才的實驗現(xiàn)象我們可知，Mg與稀鹽酸的反應，比Al與稀鹽酸的反應要劇烈得多，同時放出大量的熱。說明大家預測的是正確的。根據Na、Mg、Al三者金屬性可推出，Na與鹽酸反應將會更劇烈，甚至發(fā)生爆炸，請大家寫出反應方程式。
［投影］Mg+2HCl==MgCl2+H2 ↑ 2 Al+6HCl==2 AlCl3+3H2 ↑
2Na+2H＋==2Na＋+H2 ↑ Mg+2H＋==Mg2＋+H2 ↑
2 Al+6H＋==2 Al3＋+3H2 ↑
反應速率逐漸減慢
［過］現(xiàn)在我們再來認識一下，Na、Mg、Al的氧化物及其最高價氧化物的水化物的性質。
［問］Na2O、MgO、Al2O3 分別屬于哪類氧化物？為什么？
［投影---知識回顧］
1、堿性氧化物均為金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。
2、判斷堿性氧化物的標準是看該氧化物能否和酸反應生成鹽和水。
3、判斷酸性氧化物的標準是看該氧化物能否和堿反應生成鹽和水。
4、若某氧化物既能和酸反應生成鹽和水，又能和堿反應生成鹽和水，稱其為兩性氧化物。
［講］Na2O、MgO只與酸反應生成鹽和水，屬堿性氧化物。Al2O3既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水，屬兩性氧化物。
［過］Na、Mg、Al對應的最高價氧化物的水化物是NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3。其中NaOH是強堿，Mg(OH)2是難溶于H2O的中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物。
［講］由以上我們可以知道，
［板書］堿性強弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
［過］上面我們研究了11-18號元素中金屬元素的金屬性，下面我們來研究非金屬元素的非金屬性。
［講］請大家根據原子結構的知識，判斷下列元素的非金屬性強弱。
［板書］非金屬性：Si
［投影］
［板書］氫化物的穩(wěn)定性：SiH4
［投影］
［板書］酸性強弱：H4SiO4
［講］綜上所述，可以從11-18號元素性質的變化中得出如下結論
［板書］
［講］如果我們對其他元素進行同樣的研究，也會得出類似的結論，元素的金屬性和非金屬笥隨著原子序數的遞增而呈現(xiàn)周期性變化。
［投影小結］隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化；元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化；元素化合價呈現(xiàn)周期性變化；元素的化學性質呈現(xiàn)周期性變化。
［講］綜上所述，我們可以得到結論：
［板書］元素周期律：元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化
元素周期律的實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。
［投影小結］元素金屬性和非金屬性的遞變
［講］根據同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律可推知：金屬性最強的元素是銫（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金屬性最強的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。位于分界線附近的元素既有一定的金屬性，又有一定的非金屬性，如Al、Si、Ge等
［小結］元素周期律具有重要的應用和意義。首先，元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，是學習化學的一種重要工具。其次，可預測或推測元素的原子結構和性質。再次，在科學研究和生產上也有廣泛的應用。而且，在哲學方面，元素周期律揭示了元素原子核電荷數遞增引起元素性質發(fā)生周期性變化的事實，有力地論證了事物變化的量變引起質變的規(guī)律性。
［投影小結］位、構、性三者之間的關系
［點擊試題］位置決定性質
某主族元素的原子有四個電子層，它的最外層上有兩個電子，下列關于此元素的敘述正確的是
A、原子半徑比鉀的原子半徑大
B、其氯化物難溶于水
C、原子半徑比鎂的原子半徑大
D、其碳酸鹽難溶于水
［知識拓展］解答元素推斷題的規(guī)律和方法
1、原子結構與元素在周期表中的位置關系規(guī)律
核外電子層數==周期數
最外層電子數==主族序數==無數的最高正價
質子數==原子序數==核外電子數==核電荷數
最高正價+負價==8
2、根據原子序數推斷，元素在周期表中的位置，記住稀有氣體的原子序數：2、10、18、36、54、86
3、確定性的方法
○1 先推斷元素在周期表中的位置
○2 族序數---2 == 本族非金屬元素的種數(IA除外)
○3 若主族序數為m，周期數為n，則：
<1時，為金屬，值越小，金屬性越強
>1時，為非金屬，值越大，非金屬性越強
AB
CD
==1 時，兩性元素
4、元素周期表的三大規(guī)律
(1)遞變性規(guī)律
若A、B、C、三種元素位于周期表中所示位置如圖所示：
原子半徑：C>A>B
金屬性：C>A>B
非金屬性：B>A>C
(2)相似性規(guī)律
○1 同族元素性質相似，如A和C
○2 對角線相似，如A和D
(3) “陰前陽小，序大徑小”
○1 即與稀有氣體元素同周期的陰離子，該稀有氣體元素下周期的元素的陽離子，這種稀有氣體元素的原子，三者具有相同的電子層結構
○2 原子序數越大，粒子半徑越小。
［自我評價］
1.下列事實能說明金屬性Na＞Mg的是：
A、Na最外層有一個電子，Mg最外層有2個電子；
B、Na能與冷水反應，而Mg不能；
C、堿性NaOH ＞Mg(OH)2
D、 Na能從MgCl2 的溶液中把Mg置換出來；
2.下列事實能說明非金屬性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易與H2 化合 B、HCl比H2S 穩(wěn)定
C、酸性HCl ＞H2S D、Cl的最高正價為+7，S的最高正價為+6
3、下列遞變規(guī)律不正確的是（ ）
A．Na ．Mg、Al還原性依次減弱B．I2 、Br2 、Cl2氧化性依次增強
C．C、N、O原子半徑依次增大D．P、S、Cl最高正價依次升高
4.堿性強弱介于KOH和Mg(OH)2 之間的氫氧化物是
A．NaOH B．Al(OH)3 C．Ca(OH)2 D．RbOH
5、下列物質中，既能與強酸又能與強堿反應的是（ ）
① Na2CO3 ②NaHCO3 ③Al2O3 ④Al(OH)3
A．①②③④B．①②③ C．①②④D．②③④
6.下列敘述中，肯定a金屬比b金屬活潑性強的是（ ）
A．a原子的最外層電子數比B原子的最外層電子數少
B．a原子電子層數比b原子的電子層數多
C．1mol a 從酸中置換H+生成的H2比1 mol b從酸中置換H+生成的H2多
D．常溫時，A能從水中置換出氫，而B不能
7.已知X、Y、Z元素的原子具有相同的電子層數，且原子序數依次增大，其最高價氧化物對應的水化物酸性依次增強，則下列判斷正確的是（ ）
A、原子半徑按X、Y、Z依次增大
B、陰離子的還原性按X、Y、Z順序增強
C、單質的氧化性按X、Y、Z順序增強
D、氫化物的穩(wěn)定性按X、Y、Z順序增強
8、A和B是前三周期的元素，它們的離子A2+和B3+具有相同的核外電子層結構，下列說法正確的是 （ ）
A. 原子半徑:A>B B. 原子序數:A>B
C. 離子半徑:A2+>B3+ D. 質量數:A>B
本文來自：逍遙右腦記憶 http://yy-art.cn/gaoyi/65329.html
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