人教版教学设计——元素周期律07

1、第二节第二节 元素周期律元素周期律设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。再根据原子

2、半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律 填写表5-6、5-7、5-81.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果教学小结：教学小结：1.原子序数、元素周期律的概念。2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系作业：作业：P103 习题一：2、3，三提问：原子序数、元素同期律的概念；元素性质同期性变化的形式。金属：

3、与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。非金属性：与氢气化合越容易，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。比较1：钠与水反应（回忆）镁与水反应【实验5-1】发现1：条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快；化学反应方程式：Mg2H2OMg(OH)2+H2；钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；NaOH为强碱，而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。比较2：镁与2mL1mol/L盐酸反应铝与2mL1mol/L盐酸反应发现2：镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；化学反应方

4、程式：Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2。比较3：氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2OAl2O3+2NaOH=NaAlO2+H2O发现3：Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水两性氧化物。比较4：【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/LH2SO4溶液和6mL1mol/LNaOH溶液反应.发现4:Al(OH)3也呈两性两性氢氧化物;化学反应离子方程式:Al(OH)3+3H+=Al3+3H2OAl(OH)3+OH=AlO2+2H2O比较5：SiSiO2H4SiO4（

5、难溶弱酸）SiSiH4（极难生成）PP2O5H3PO4（中强酸）PPH3（很难生成）SSO3H2SO4（强酸）SH2S（较难生成）ClCl2O7HClO4（最强酸）ClHCl（容易生成）组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：发现5：非金属性：ClSPSi结论：1、Ar金属性弱，非金属性强稀有气体元素2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。教学小结：教学小结：1、概念：两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。2、NaMgAlSiPSCl氧化物：Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7水化物：NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4氢化物：SiH4PH3H2SHCl主要化合