人教版高一化学必修2全册精品表格教案(105页)

1、编号 001课题第一节 元素周期表(第1课时) 三维目标知识与技能初步掌握元素周期表的结构过程与方法引导学生自主学习，认识元素周期表的结构情感态度与价值观通过化学史的学习，培养学生勇于创新的的品质教学重点元素周期表的结构教学难点原子结构与元素周期表的位置相互推断教学方法比较、归纳教学媒体多媒体教学内容师生活动修改建议【引入课题】元素周期律使人们认识了杂乱无章的化学元素之间相互联系和变化规律，如何把这种规律具体地表现出来呢？【板书】一、元素周期表【阅读思考】阅读教材P4P5页，思考周期表中周期和族划分的依据是什么？【小结、板书】同一周期：电子层数相同，原子序数递增的元素从左到右为同一周期；同一族

2、：最外层电子数相同，原子序数逐渐增大的元素从上到下为同一族。【阅读思考】阅读教材P4页1，思考周期表中有多少周期？每周期有多少种元素？【概括总结】 1周期，共2种元素短周期 2周期 共8种元素周期 3周期，共8种元素（七个横行） 4周期，共18种元素长周期 5周期，共18种元素 6周期，共32种元素不完全周期 7周期，目前已发现26种元素【阅读、思考】在周期表中有两个特殊的位置，镧系和锕系，阅读课文P14倒数第二段，说出这些元素在周期表中什么位置？结构上有何特点？【总结陈述】在第六周期中，从57号镧（La）到71号元素镥（Lu），共15种元素，它们的最外层和次外层电子层结构及元素的化学性质十分

3、相似，这15种元素总称为镧系元素。排在周期表第六行，第三列。 与此类似，在第七周期中，89号元素锕（Ac）到103号铹（Lr）这15种元素总称为锕系元素，排在第七行，第三列。【观察与思考】在周期表中共有多少列？分为哪些族？【概括总结】主族，包括长周期和短周期元素主族（A）：共7个副族（B）：共7个副族只包括长周期元素族（18个纵行） 第VIII族：包括8、9、10三个纵行的元素0族：稀有气体元素【观察与思考】在周期表的个纵行个族中，各族从左到右的排列顺序如何？【展示】元素周期表【陈述】在元素周期表中，各族从左到右的依次是：IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIII IB

4、IIB IIIA IVA VA VIA VIIA 0。【观察与思考】在所有族中，元素最多的族是哪一族？共有多少种元素？【结论】在所有族中，第IIIB族包括镧系和锕系元素，因此元素最多，共有32种元素。【理解应用】据周期表结构，推测原子序数为85号的元素在周期表中的哪一周期？哪一族？【案例分析】推测元素在哪一周期：85-2-8-8-18-18=31，减5次后小于32，为第6行，第六周期；推测在哪一族：第六行的最后一列元素应为第32个，从减出的数据为31可以推出它是在第17列，为第VIIA族。【阅读思考】 阅读教材P13页倒数第一自然段，通过周期表，我们还可以了解元素的哪些信息？【交流】（1）通过

5、周期表，我们可以了解元素的原子序数、元素的位置、元素名称、元素符号、元素的类别、相对原子质量、价层电子排布、是否人造元素、是否放射性元素等信息。（2）通过周期表，我们还可以对元素进行分区，如硼、硅、砷、碲、砹和铝、锗、锑、钋的交界处画一条虚线，虚线的左侧为金属元素，右侧为非金属元素；位于虚线附近的元素，既表现金属元素的性质，又表现为非金属元素的性质。（3）通过周期表，还可以根据元素在周期表中的位置认识它们的性质。【随堂练习】1原子序数= = = ，这个关系只能用于 情况周期：与行是什么关系？ 按照什么原则划分？ 族：与列是什么关系？ 按照什么原则划分？ 2写出Al、C、O三种原子的结构示意图，

6、在分别找出它们在元素周期表中的位置，发现什么规律了吗？请你整理好之后用文字表达出来。 3写出K、Na与水反应的方程式 、 （思考）两者性质有什么相似之处和不同之处？是哪一个比较活泼？与原子结构有关吗？4下列离子中，所带电荷数与该离子的核外电子层数相等的是（ ）AAl3+ BMg2+ CBe2+ DH+5已知某元素R原子的质量数是A，其阴离子Rn-含有x个电子，则m g Rn-中含有中子的物质的量是 mol。在原子中：原子序数=质子数=核电荷数=核外电子数镧系和锕系都有15中元素。含有的元素种类=32-1个0族-7个主族-6个副族-3最外层的电子逐渐递增IIIB族包括镧系和锕系元素推测114号元

7、素在元素周期表中的位置：方法1用原子结构示意图 法2逆推主族元素的序数=最外层的电子数布置作业P11 第1题和 第5题板书设计短周期（一、二、三行）（元素有2、8、8种） 周期 长周期（四、五、六行）（元素有18、18、32种） 不完全周期（七行）（元素有26种）元素周期表结构 主族（1、2、13、14、15、16、17列）A族 族 副族（3、4、5、6、7、11、12列）B族 零族（18列） 第VIII族（8、9、10列） 课后反思通过元素周期表结构的了解，让学生理解元素周期表与原子核外电子的排布规律，理解原子核外电子的排布的周期性，从而为学生学习元素性质的周期律埋下伏笔。108 编号002

8、课题第一节 元素周期表(第二课时) 三维目标知识与技能1、会写简单的碱金属与氧气、水反应的化学反应方程式，并进行相关的计算；2、运用原子结构的理论解释同主族元素性质的递变规律；3、知道结构决定性质。过程与方法1、由原子结构理论分析推导出元素性质的递变规律。2、让学生亲自动手实验来研究物质化学性质的变化规律。3、理论联系实际。情感态度与价值观1、辩证唯物主义理论联系实践的观点及方法。由实践得出理论，并由理论指导实践。2、加深学生对物质世界对立统一规律的认识。3、用辩证唯物主义量变质变的观点，在本节内容中有着最恰当的体现。教学重点元素的性质与原子结构的关系；碱金属原子结构与性质的关系教学难点金属族

9、的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律教学方法比较、归纳 了解假说模型等科学研究方法和科学研究的历程。教学媒体多媒体教学内容师生活动修改建议【引入】活泼的金属元素Na的性质是我们所熟知的，现象是本质的反应，宏观是微观的体现。现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。【板书】二、元素的性质与原子结构的关系（一）、碱金属元素科学探究1请同学们看书本P5，并完成该表。由此可以得出什么结论？1核电荷数从Li到Cs逐渐增多。2最外层电子数都相同为1。3电子层数依次增多，从2层增大到6层。 实验1取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。观察实验的现象。现象钾首先熔化

10、（熔点低），先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。板书1、碱金属与氧气的反应思考与交流请写出钠与氧气在加热条件下的化学反应方程式，并尝试的写出锂、钾与氧气在加热条件下的化学反应方程式。碱金属与氧气的化学反应方程式（加热）锂钠钾提问从钾、钠与氧气的反应实验中，请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性？答相似性：碱金属都能与氧气反应。递变性：周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越剧烈。过渡我们知道金属钠除了与氧气反应外还能与水发生反应。实验2钾、钠与水的反应：取两烧杯，放入相同量的水，然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放入两烧杯中，观察实验的现象。现象钾燃烧，先消失；钠熔化，后消失

11、。板书2、碱金属与水的反应提问根据钾、钠与水反应的实验，请请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点？生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化？答相同点：碱金属与水反应都生成氢氧化物和氢气。 不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。 生成氢氧化物的碱性越来越强。过渡以上我们学习的是碱金属的化学性质，下面我们来学习碱金属的物理性质。板书3、碱金属的物理性质科学探究2根据碱金属的物理性质表格，请总结碱金属的物理性质有什么共性、递变性？碱金属单质颜色和状态密度（g/cm-3）熔点（。C）沸点（。C）原子半径（nm）Li银白色，柔软0.534180.513470.152Na银白色，柔软0.979

12、7.81882.90.186K银白色，柔软0.8663.657740.227Rb银白色，柔软1.53238.896680.278Cs银白色，柔软1.87928.40678.40.265总结随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。提问碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？答因为，原子结构的最外层电子，原子半径的递变，有性质的递变。 随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。板书4、结构决定性质讲解金属性：金属原子失电子的能力。金属性强弱的比较依据：1、金属与水或

13、者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；2、最高价氧化物对应水化物氢氧化物的碱性强弱来比较。随堂练习1通过课本的演示实验，总结整个碱金属的性质规律有哪些？（1） （2） （3） 2如何比较元素金属性的强弱写出铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式 写出铜与硝酸银溶液反应的离子方程式 你认为，金属活泼性应该是Fe Cu Ag3下列那个选项不能说明金属A比金属B活泼（ ）AA常温下可以与水反应，B不与水反应。 BB 不能从任何含A的盐中置换出金属AC用氨水可以制取B对应的碱，却不能制取A对应的碱 DA在空气中比B耐腐蚀4下列对铯的性质预测正确的是（ ）A它的熔点很高 B它只存在一种氧化物 C它的碳酸盐不易溶于水

14、D氯化铯易溶于水5随着电子层数的增加，碱金属元素的原子核对外层电子的吸引力 ，原子的 电子能力增强，元素的还原性 ，金属活泼性 。通过碱金属性质相似性和规律性的总结，请你推测卤素的相似性和规律性随着电子层数的增加，原子核对于外层电子的吸引力 ，原子的 电子能力减弱，元素的氧化性 ，卤族元素的化学性质 。原子半径逐渐减小反应越来越剧烈，氧化物越来越复杂递变性比较现象说明金属性越来越强递变规律：随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。强调最高价氧化物的水化物布置作业p11 9板书设计【板书设计】第一节 元素周期表 （一）、碱金属元素1、碱金属与氧气的反应2、碱金属与水的反应3、碱金

15、属的物理性质随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。4、结构决定性质金属性强弱的比较依据：1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；2、最高价氧化物对应水化物氢氧化物的碱性强弱来比较。课后反思金属性强弱的比较方法有1让活泼金属与水反应，看反应剧烈程度2中等活泼金属利用置换反应或与酸反应看产生氢气快慢程度3不活泼金属利用置换反应4看其最高价氧化物水化物碱性强弱编号003课题第一节 元素周期表（第三课时）三维目标知识与技能掌握卤族元素的性质与原子结构的关系过程与方法1、归纳、比较法：归纳总结卤族元素性质。2、自主探究：探究卤族元素性质递变规律。情感态度与价值观1、通过探究、分

16、析，培养学生创新思维能力。2、培养理论联系实践的能力。教学重点金属族的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律教学难点金属族的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律教学方法探究法、实验法教学媒体多媒体教学内容师生活动修改建议【引入】借鉴上节课推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，现在我们来进一步学习卤族元素，并比较与Cl2的相同与不同之处。板书四、元素的性质与原子结构的关系（二）卤族元素科学探究1根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。元素名称元素符号核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数原子半径卤族元素氟071n

17、m氯099nm溴114nm碘133nm相似性：最外层电子数相同，均为7；递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。讲解非金属性：非金属得到电子的能力。 非金属性强弱的判断依据：1、非金属单质与H2化合的难易程度； 2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。过渡下面我们根据对卤素性质的推测来验证卤族元素性质的相似性和递变性。板书1、卤素的物理性质科学探究2根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。卤素单质颜色和状态(常态)密度沸点溶点溶解度(100g水中)F2淡黄绿色气体169g/l（15）-188

18、1-2196反应Cl2黄绿色气体3214g/l（0）-346-101226cm3Br2深红棕色液体3119g/cm3（20）5878-72417gI2紫黑色固体493g/cm3184411350029g相似性：都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外），易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理）。递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。板书2、卤族元素的化学性质（1） 卤素单质与H2的反应化学式跟 氢 气 的 反 应反 应 化 学 方 程 式F2在冷、暗处就能剧烈化合而爆炸，生成的氟化氢很稳定F2H22HF(氟化氢)Cl2在光照或点燃下发生反应，生成的氯化氢较稳

19、定Cl2H22HCl(氯化氢)Br2在加热至一定温度下才能反应，生成的溴化氢不如氯化氢稳定Br2H22HBr(溴化氢)I2持续加热，缓慢的化合，碘化氢不稳定同时发生分解I2H22HI(碘化氢)卤素单质与水、碱反应的比较化学式与水的反应与碱的反应F22F22H2O4HFO2（剧烈）很复杂Cl2Cl2H2OHClHClO（能跟水反应）Cl2NaOHNaClNaClOH2OBr2Br2H2OHBrHBrO（比氯气跟水的反应更弱一些）Br2NaOHNaBrNaBrOH2OI2I2H2OHIHIO（只有很微弱的反应）不写 总结卤素与H2、H2O、碱的反应，从氟到碘越来越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了

20、从结构上的递变有结构决定性质。（2） 卤素单质间的置换反应实验1-1完成下列实验，观察现象。写出有关反应的化学方程式。实验现象化学方程式1将少量新制的饱和氯水分别加入盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。122将少量溴水加入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。3 思考与交流分析以上三个反应的电子转移方向和数目，找出氧化剂、氧化产物，比较氧化性强弱。再次证明了，结构决定性质，卤族元素从氟到碘，氧化性逐渐 降低。 随堂练习1.若用X代表F、Cl、Br、I四种卤族元素，下列属于它们共性反应的是 AX2+H2 = 2HXBX2+H2O =

21、 HX+HXOC2Fe+3X2 = 2FeX3DX2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O2.随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是 A单质的熔、沸点逐渐降低 B卤素离子的还原性逐渐增强C单质的氧性逐渐增强 D气态氢化物的稳定性逐渐增强3砹（At）是放射性元素，它的化学性质符合卤素性质的变化规律，下列说法正确的是（ ）AHAt很稳定 BAgAt易溶于水 C砹易溶于有机溶剂 D砹是白色固4下列叙述正确的是( ) A. 卤素离子（X）只有还原性而无氧化性B. 某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化C. 失电子难的原子获得电子的能力一定强D. 负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐

22、渐增强规律：原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱金属性强弱的判断1.和水反应的剧烈程度2.最高阶氧化物对应水化物的碱性。单质易溶于有机溶剂可用四氯化碳等有机溶剂萃取可逆反应通式X2+H2O=HX+HXOCl2+ NaBr=NaCl+Br2说明氧化性强的可以将氧化性弱的从其化合物中置换出来布置作业学案与测评练习板书设计第一节 元素周期表 （二）卤族元素1、卤素的物理性质2、卤族元素的化学性质（1） 卤素单质与H2的反应（2） 卤素单质间的置换反应非金属性强弱的判断依据：1、非金属单质与H2化合的难易程度；2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。 课后反思采用归纳总结的

23、方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；编号004课题第一节 元素周期表（第四课时）三维目标知识与技能掌握原子的构成，会用质量数表示原子的组成对核素和同位数有一定的认识过程与方法会根据原子、阳离子和阴离子的质子数和核外电子数之间的关系进行有关计算。通过同位素的学习，深化元素概念的理解。了解元素的原子在形成单质或化合物分子的过程中的组合方式。情感态度与价值观通过原子中不同电性粒子之间的关系，认识原子是一个矛盾的对立统一体。理解元素与核素、同位素之间的相互联系，初步建立整体与局部的相互

24、联系的意识。教学重点构成原子的粒子之间的关系和数目 元素、核素、同位素之间的关系。教学难点构成原子的粒子之间的关系和数目 元素、核素、同位素之间的关系。教学方法启发归纳应用教学媒体多媒体教学内容师生活动复习回忆 原子的构成： 质子 原子核原子 中子 核外电子分析质量/kg相对质量电性和电量/C质子1673×10-271007+1602×10-19中子1675×10-2710080电子9109×10-311/1836-1602×10-191、构成原子粒子所带的电性及电荷大小。2、质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因。总结原子中：质子数 =

25、 核电荷数 = 核外电子数问原子核的特点？答体积小，原子的质量集中在核上引入由于电子的质量比质子和中子小的多，所以原子的质量集中在原子核内，核外电子的质量可以忽略不计。质子和中子的相对原子质量都近似为1，忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值就叫做质量数。板书一、原子结构（一）、质量数定义 ： 符号：A 计算式：质量数（A） = 质子数（Z）+ 中子数（N）应用：用质量数表示某种原子 思考它表示的含义是什么？科学探究：1、填写下表，总结A与相对原子质量的关系。原子质子数（Z）中子数（N）质子数中子数（A）相对原子质量F1018998Na1222990Al1

26、426982质量数（A） = 质子数（Z）+ 中子数（N）2、原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化？如何改变？质量数呢？总结和比较 和 中的质子数、中子数、质量数和电子数。随堂练习：1、完成表格1符号质子数中子数质量数电子数1212122040182、完成表2元素符号原子符号核电荷数中子数电子数101111121666686过渡精确的测定结果表明，同种元素原子的原子核中中子数不一定相同，例如表2中。把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，如、 就各为一种核素。质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。板书（二）、核素和同位素核素： 同位素： 思考与交流：元

27、素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢？2、Cl元素有两种天然同位素 、。在形成的Cl2分子中，会有 种不同的分子，它的相对分子质量分别为 、 。从原子的组成看，原子的质量数均为整数，但氯元素的相对原子质量却是35.5，这是为什么？回答同位素有的是天然存在的，而且相互间保持一定的比率。元素的相对原子质量就是按照各种同位素原子所占的一定百分比算出的平均值。（三）、元素的相对原子质量的计算公式： M=M1*n1%+ M2*n2%+简单介绍同位素的用途。 随堂练习1、有以下一些微粒： 其中互为同位素的是 和 质量数相等但不能互为同位素的是 和 中子数相

28、等，但质子数不等的是 和 、 和 。2、下列各组中属于同位素的是（ ）A、40K与40Ca B、T2O和H2O C、40K与39K D、金刚石与石墨3、在 中，m、n、p、q表示X的四个角码，若X1和X2的q均为1，m、p的值相等，则X1和X2表示的可能是 （ ）A、不同种元素的原子 B、同种元素的不同种原子C、同种元素不同种原子形成的离子 D、不同元素的离子4、钛（Ti）金属常被称为未来钢铁。钛元素的同位素、中，中子数不可能为（ ）A、28 B、30 C、26 D、245、据报道，可有效地治疗肝癌，该原子核内的中子数与核外电子数之差为A32 B.67 C.99 D.166在原子中：质子数=核

29、外电子数=核电荷数=原子序数带点微粒的判断。A: 质量数Z:质子数N:中子数带点微粒中质子数和电子数的计算区别概念多媒体布置作业【作业】p11 4 5板书设计【板书设计】第一节 元素周期表 一、原子结构（一）、质量数计算式：质量数（A） = 质子数（Z）+ 中子数（N）（二）、核素和同位素（三）、元素的相对原子质量的计算M=M1*n1%+ M2*n2%+同位素的用途课后反思 本节课的重点是原子结构的处理以及用原子结构找元素在元素周期表中的位置，核素和同位素的等一些概念会混淆。多用练习强化。了解元素的相对原子质量的计算方法。编号005课题第 二 节 元素周期律（第一课时）三维目标知识与技能掌握元

30、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。教学重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。教学方法探究法、实验法教学媒体多媒体教学内容师生活动修改建议【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

31、性科学探究1写出118号元素的名称、原子结构示意图。根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。【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

32、所处的位置有什么关系呢？【板书】3、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】4、（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】5、（2）非金属元素，最

33、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： ； 若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是： 。【分析】板书6、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NaMgAlSiPSClAr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

34、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

35、子半径。【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,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

36、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同一周期电子数逐渐增多。最高正价=最外层的电子数=价电子数最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。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。多媒体投影布置作业学案与测评练习板书设计第 二 节 元素周期律一、元素周期律（一）元素周期律1、电子层排列的周期性2、化合价的周期性变化3、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系4、（1）主族元素最高正化合价族序数最外层电子数价电子数5、（2）非金属元素，最高正化

37、合价与最低负化合价绝对值之和等于8。6、原子半径的递变规律同一周期，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。（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。课后反思本

38、节课主要采用的是讨论法教学，在整个教学活动中始终注意学生学习的主动性，突出自主与合作的学习方式，充分调动了学生学习的积极性。编号006课题第二节 元素周期律 第2课时三维目标知识与技能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。教学重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，

39、探究能力的培养。 教学方法启发归纳应用教学媒体多媒体教学内容师生活动【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

40、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

41、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SiPSC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

42、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。【过渡】通过前面的学习，我们已经感觉到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在实际应用中有哪些用途呢？（看书自学）【板书】4、元素周期律、元素周期表的应用（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位

43、置的关系认真观察下表，填空并画出金属与非金属的交界线，标出其附近的元素符号。金属性逐渐 IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA01非金属性逐渐 非金属性逐渐 23467金属性逐渐 位构性【练习】X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（ ） A、 X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、 X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、 X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、 Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来【分析】1、预测未知物的位置与性质【反馈练习】Ra（镭）是原子序数最大的第A族元素，下列说法不正确的是（ ）A、原子半径是第A族中最大的 B、遇冷水能剧烈反应 C、位于第七周期D、Ra(OH)2是两性氢氧化物 2、寻找所需物质在 能找到制造半导体材料，如