第二节元素周期律教案分课时

1、第 二 节 元素周期律 第1课时教学目标：知识与技能：掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较。过程与方法：1、归纳法、比较法。 2、培养学生抽象思维能力。情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。重点与难点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较。教学过程设计：【引入】我们已经了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？复习前面的知识。提问金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？板书一、元素周期律（一）元素周期律板书1、电子层排列的周期性科学探究1写出118号元素的名称、原子结构示意图。根

2、据原子结构示意图总结并找出规律。原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1211 223101118结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。板书2、化合价的周期性变化科学探究2标出118号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化12+1310+1 +4 +5-4 -11118+1 +4 +5 +7-4 -1结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。板书3、原子半径的递变规律元素符号hhe原子半径nm0.037元素符号libebcnofne原子半径nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071元素符号namga

3、lsipsclar原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，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、o原子半径的大小。过渡以上我们学习了原子半径大小的比较，那么离子半径的大小怎么比较呢？（二）、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。2、离子半径大小的比较（1）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增强，半径减小。（2）同主族离子半径大小的

4、比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳离子半径小于低价离子半径。【小结本课】【反馈练习】1a族元素单质的沸点( );第三周期元素的最高正化合价( );ia族元素单质熔点( );f-,na+,mg2+,al3+四种离子的离子半径( );同周期短周期元素的原子半径( ).2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )a.cl,s,p b.n,o,f c.al3+,mg2+,na+ d.k,na,li3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )(a)al3+,al,na,k (b)f

5、,cl,s2- ,s(c)s2-,cl - ,k + ,ca 2+ (d)mg,si,p,k 4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )a.a>b>c b.b>a>c c.c>a>b d.c>b>a【教后记】第二节 元素周期律 第2课时教学目标：知识与技能：1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。 2、通过实验操作，培养学生实验技能。过程与方法：1、自主学习，自主归纳比较元素周期律。 2、自主探究，通过实验探究，培

6、养学生探究能力。情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。重点与难点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。 教学媒体及教具：实验仪器等 教学过程设计：【引入】上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性变化呢？这节课，我们就以第三周期为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。 提问元素的金属性、非金属性强弱判断依据。性质强弱判断依据金属性1、 2、非金属性1、2、3、过渡从金属性和非金属性强弱的判断依据里，我们来设计实验探究第三周期元素

7、的金属性和非金属性强弱。板书（三）元素周期律1、第三周期元素性质变化规律实验一mg、al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入23 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。namgal与冷水反应现象化学方程式与沸水反应现象mg带表面有气泡；mg带表面变红化学方程式mg + 2h2o=mg(oh)2 + h2结论na与冷水剧烈反应，mg只能与沸水反应，al与水不反应最高价氧化物对应的水化物碱性强弱naohmg(oh)2中强碱al(oh)3实验二mg、al与稀盐酸反应比较mgal现象反应迅

8、速，放出大量的h2反应方程式结论mg、al都很容易与稀盐酸反应，放出h2，但mg比al更剧烈总结na、mg、al与水反应越来不越剧烈，对应氧化物水化物的碱性越来越弱，金属性逐渐减弱。过渡我们再研究第三周期的非金属si、p、s、cl的非金属性的强弱。资料sipscl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱h2sio3弱酸h3po4中强酸h2so4强酸hclo4强酸（比h2so4酸性强）结论第三周期的非金属si、p、s、cl的非金属性逐渐增强总结第三周期元素na mg al si p s cl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增

9、强。过渡 如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论：元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。板书2、同周期元素性质递变规律从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。思考写出118号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。讲解原子结构周期性变化（核外电子排布、原子半径）决定元素性质周期性变化（元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性）可归纳出元素周期律板书3、元素周期律（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期律。（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。【反馈练习】1x、y、z三种元素的原子具有相同的电子层数

10、，而y的核电荷数比x大2，z的质子数比y多4，1摩尔x的单质跟足量的酸起反应能置换出1克氢气，这时x转为具有氖原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：(1)x        y        z          ；(2)x、y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式分别为 ， 。 2运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是(a)铍(be)是一种轻金属,它的氧

11、化物的水化物可能具有两性(b)砹是一种有色固体,hat很不稳定,agat是有色难溶于水且感光性很强的固体(c)硫酸锶(srso4)是难溶于水和盐酸的白色固体(d)硒化氢(h2se)是无色,有毒,比h2s稳定的气体【小结本课】【教后记】第二节 元素周期律 第3课时 教学目标：（一） 知识与技能1、 掌握元素周期表和元素周期律的应用。2、 了解周期表中金属元素、非金属元素分区。3、 掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。（二） 过程与方法1、归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。2、自主学习。自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。（三） 情感、态度与

12、价值观 培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。教学重点 周期表、周期律的应用教学难点 “位、构、性”的推导教学过程【引入】元素周期表、元素周期律是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。【板书】 三、元素周期表、元素周期律的应用【讲述】元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。【设问】 请根据学过的碱金属元素(a)，卤族元素(a)的性质递变规律思考：1、哪种元素的金属性最

13、强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？2、哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?【分析】【板书】 1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系【分析】【过渡】我们已经知道化合价是元素的重要性质，前面也学习了同周期元素化合价随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢？【板书】2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系【设问】 1、标出下列有下划线元素的化合价：nacl mgcl2 alcl3 h2sio3 h3po4 h2so4 hclo42、总结最高正化合价与什么有直接关系？【分析】【板书】（1）主族元素最高正化合价族序数最外层电子数价电子数【知识拓展】 1、价电子数：2、 上述规律只对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。【过渡】 写出下列化合物中有下划线元素的化合价：na2co3与ch4 h2so4与h2s hcl与hclo4 分析最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。【分析】【板书】（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。【反馈练习】 某元素x的最高价氧化物对应水化物的化学式为hxo4，则其气态氢化物的化学式为：