《元素周期律的应用》设计

《元素周期律的应用》教学设计目标与素养：1.知道元素周期表的简单分区。(宏观辨识)2.进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。(宏观辨识)3.了解元素的原子结构、周期表中的位置与元素性质的关系。(宏观辨识与微观探析)4.体会元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。(科学态度与社会责任)【新课引入】化学史实：门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。镓的性质与门捷列夫推测的一样。门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？【讲解】一、元素周期律的应用1、元素周期律斜线区域的元素：既表现金属元素的性质,又表现非金属元素的性质2.元素周期表和元素周期律的生产应用(1)指导其他与化学相关的科学技术①在周期表中金属与非金属分界处，可以找到半导体材料。②在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。③在元素周期表的右上角，寻找制取农药的元素。二、位—构—性1．元素的“位—构—性”三者关系2．“位”“构”“性”关系的应用(1)结构与位置互推(2)性质与位置互推熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。(3)结构与性质互推①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要原因。②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。3、元素金属性判断方法①金属活动性（Sn、Pb相反）②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤置换反应⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强4、元素非金属性判断方法①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④置换反应⑤元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强【课堂练习】1、镭是第7周期第ⅡA族元素，下列关于镭的性质的描述中不正确的是()A.镭比钙金属性更强B.氢氧化物呈两性C.在化合物中呈+2价D.碳酸盐难溶于水2、下列说法正确的是()A.C、N、O、F原子半径依次增大B.NH3、H2O(g)、HF稳定性依次增强C.HClO比H2SO4酸性强。D.甲、乙两种非金属元素与金属钠反应时，甲得电子的数目多，所以甲活泼。3、已知电子层数相同的三种元素X、Y、Z，其最高价含氧酸酸性：H3XO4<H2YO4<HZO4，则下列说法正确的是()A、原子半径X<Y<ZB、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱C、单质与氢气反应按照X、Y、Z顺序越来越容易D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序减弱4、几种短周期元素的原子半径及主要化合价如表，则下列叙述正确的是()元素代号XYZW原子半径/pm1601437066主要化合价+2+3+5、+3、-3-2、Y元素的