人教版-高中化学必修二全册教案

PAGEPAGE4目录（人教版）目录（人教版）第一章物质结构元素周期律 2第一节元素周期表 2第二节元素周期律 20第三节化学键 33第二章化学反应与能量 39第一节化学能与热能 39第二节化学能与电能 46第三节化学反应速率与限度 55第三章有机化合物 62第一节最简单的有机物——甲烷 62第二节来自石油和煤的两种基本化工原料 75第三节生活中常见的两种有机物 88第四节基本营养物质 93第四章化学与自然自然的开发利用 89第一节开发和利用金属资源与海水资源 89第二节环境保护与资源综合利用 98教案课题：第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表(一)——原子结构授课班级课时教学目的知识与技能1、引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和AZX和含义，掌握构成原子的微粒间的关系；2、知道元素、核素、同位素的涵义；3、掌握核电荷数、质子数、中子数和质量数之间的相互关系过程与方法通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工情感态度价值观1、通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识，了解微观世界的物质性，从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体2、通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程，培养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦重点构成原子的微粒间的关系难点培养分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。知识结构与板书设计第一节元素周期表(一)原子结构一.原子结构原子核的构成核电荷数(Z)==核内质子数==核外电子数==原子序数2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）==近似原子量原子核质子Z个原子核质子Z个中子中子（A-Z）个核外电子Z个原子eq\o(\s\up6(A),\s\do2(Z))X核外电子Z个3、阳离子aWm+：核电荷数＝质子数>核外电子数，核外电子数＝a－m阴离子bYn-：核电荷数＝质子数<核外电子数，核外电子数＝b＋n二.核素、同位素1、定义:核素：人们把具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同核素(原子)互为同位素。2、同位素的特点①化学性质几乎完全相同②天然存在的某种元素，不论是游离态还是化合态，其各种同位素所占的原子个数百分比（即丰度）一般是不变的。教学方法教学回顾：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。教案课题：第一章物质结构元素周期律第一节元素周期表(二)元素周期表的结构授课班级课时教学目的知识与技能会写1-20号元素的符号并会写出其原子结构示意图理解元素周期表的“行”和“列”的编排原则了解元素周期表的结构过程与方法理解元素周期表的“形”与原子结构的’义“的相互关系和探究过程情感态度价值观感受元素周期表的结构美，从周期表的发展过程中体会到科学的本质在于不断的探究重点元素周期表的结构难点元素周期表的结构。知识结构与板书设计第一节元素周期表一、元素周期表的结构1.周期：周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）2.族：主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 (或：主族序数=最外层电子数)18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）教学过程教学步骤、内容教学方法【提问】有那位同学知道到目前位置人类已发现了多少种元素？【回答】112种，【投影】元素周期表。【讲解】丰富多彩的物质世界有100多种元素组成，这些元素性质不同，有的性质活泼，易与其他元素形成化合物，有的性质不活泼，不易与其他元素形成化合物，等等。为什么他们性质不同呢？他们之间存在着什么联系？为解决以上问题，我们今天学习元素周期表。【板书】第一节元素周期表【讲解】宇宙万物是由什么组成的？古希腊人以为是水、土、火、气四种元素，古代中国则相信金、木、水、火、土五种元素之说。到了近代，人们才渐渐明白：元素多种多样，决不止于四五种。18世纪，科学家已探知的元素有30多种，如金、银、铁、氧、磷、硫等，到19世纪，已发现的元素已达54种。人们自然会问，没有发现的元素还有多少种？元素之间是孤零零地存在，还是彼此间有着某种联系呢？

【投影】门捷列夫图象【课外阅读】《门捷列夫与元素周期表》【讲述】门捷列夫发现元素不是一群乌合之众，而是像一支训练有素的军队，按照严格的命令井然有序地排列着，怎么排列的呢？1869年，俄国化学家门捷列夫把当时已发现的60多种元素按其相对原子质量由大到小依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类归纳，制出第一张元素周期表，开创了化学历史新纪元。【引入课题】元素周期表包含了丰富的用用信息，今天我们就来“深入”认识元素周期表【学生活动】默写出1-20号元素的符号并画出其原子结构示意图。【引导启发】大家观察一下元素周期表的位置，它们所在的“行”和“列”与其原子结构的有哪些关系？【观察、归纳】元素周期表的编排原则=1\*GB3①按照原子序数递增的顺序从左到右排列=2\*GB3②将电子层数相同的元素排成一个横行=3\*GB3③把最外层电子数相同的元素（个别除外）按电子层数递增的顺序从上到到下排成列【投影】元素周期表。【讲解】把电子层数目相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；再把不同横行中最外层的电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。这样，就可以得到一个表，这个表就叫元素周期表。元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是我们学习化学的重要工具。下面我们就来学习元素周期表的有关知识。【板书】一、元素周期表的结构【提问】数一数元素周期表有多少个横行？多少个纵行？【回答】有7个横行，18个纵行。【讲解】对。我们把元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。下面，我们先来认识元素周期表中的横行——周期。【板书】1、周期【讲解】元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P5的有关内容。【提问】把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？【回答】依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。【提问】周期序数与什么有关？【回答】周期序数等于该周期元素具有的电子层数。【讲解】如此，我们可以得出如下结论：【板书】周期序数=电子层数【提问】已知碳元素、镁元素和溴元素的原子结构示意图：它们分别位于第几周期？为什么？ 碳有两个电子层，位于第二周期，镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。【讲解】元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。【投影】请大家根据自己绘制的元素周期表，完成下表内容：周期表的有关知识类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1H—He212Li—Ne823Na—Ar83长周期4K—Kr1845Rb—Xe1856Cs—Rn326不完全周期7Fr—112号2

7【板书】七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不完全周期）【讲解】从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。 元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。 【过渡】学完了元素周期表中的横行——周期，我们再来认识元素周期表中的纵行——族。【板书】2、族【讲解】请大家数一下，周期表中共有多少个纵行？(18个。)【讲解】在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？【提问】罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ等表示什么意思？(族序数)【提问】A、B又分别表示什么呢？(A表示主族，B表示副族)【提问】什么是主族？什么是副族？【回答】由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。【提问】元素周期表中共有多少个主族？多少个副族？【回答】7个主族、7个副族。【提问】元素周期表中还有哪些纵行没提到？(零族和第Ⅷ族。)【提问】零族元素都是什么种类的元素？为什么把它们叫零族？ 【回答】零族元素均为稀有气体元素。由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。【提问】第Ⅷ族有几个纵行？(3个)【提问】分析元素周期表中从ⅢB到ⅡB之间的元素名称，它们的偏旁部首有什么特点？说明什么？【回答】其偏旁均为“金”，说明它们均为金属。【讲解】很正确。元素周期表的中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。因为这些元素左边主要是金属元素，而右边主要是非金属元素。用过它们完成了从金属元素到非金属元素的过渡，，所以又把它们叫做过渡金属。【讲解】此即为元素周期表的主要结构。在中学化学里，我们主要学习主族元素的性质。【提问】元素的性质主要是由元素原子的最外层电子数决定的。请大家分析讨论主族元素的族序数与主族元素原子的最外层电子数有什么关系？可参考我们学习过的碱金属、卤族元素以及1～20元素原子的结构示意图。【回答】主族元素的族序数等于其最外层电子数。【讲解】很好！由此我们可得出以下结论：【板书】主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 (或：主族序数=最外层电子数) 18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行）【小结】完成下列表格：【随堂练习】已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？【回答】X位于第四周期、第一主族；Y位于第五周期、第七主族。 能判断它们分别是什么元素吗？可对照元素周期表。X为钾元素，Y为碘元素。【过渡】以上，我们了解了元素周期表的结构。那么，科学家们在完成这张元素周期表时，经历了怎样的一个过程呢？请大家阅读课外材料《元素周期表的发现》内容，并思考以下问题。【投影】阅读思考题：1．周期表的编制是否应完全归功于门捷列夫？【回答】不应该。而是许多科学家不断研究、探索的智慧结晶。【投影】2．通过这些资料，你认为人类认识世界的过程是不是一帆风顺的？所得到的知识是否都为绝对真理？【总结】人类认识世界的过程不是一帆风顺的，而是曲折的、螺旋式前进的。人们得到的知识不一定都是绝对真理，其中多数是处于发展中，并且在发展中不断地被完善。元素周期表的发现就是一个很好的例子。【讲解】元素周期表是根据元素的内在联系编排而成，具体形式可多种多样，根据刚才咱们讲述的元素周期表的编排依据，请同学们分组探究元素周期表的其他编排方式。【探究过程】教师参加，并适时点拨（长短螺旋）各小组交流【投影】几种不同形式的元素周期表【随堂练习】 1、推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。 2、下列各组中的元素用原子序数表示，其中都属于主族的一组元素是（） （A）14、24、34（B）26、31、35（C）5、15、20（D）11、17、183、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（）（A）（B）（C）（D）教学回顾：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。教案课题：第一节元素周期表(三)元素周期表与碱金属授课班级课时教学目的知识与技能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。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难点金属族的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律知识结构与板书设计元素性质与原子结构一、碱金属元素1、在结构上的异同：异：核电荷数：由小→大；电子层数：由少→多；同：最外层电子数均为1个。最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。2、化学性质（1）、碱金属与氧气的反应4Li+O2====2Li2O（白色、氧化锂）2Na+O2====Na2O2（淡黄色、过氧化钠）（2）、碱金属与水反应2Na+2H2O===2NaOH+H2↑2K+2H2O===2KOH+H2↑（3）碱金属元素在化学性质上的规律：=1\*GB3①相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；=2\*GB3②递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大；3、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、元素金属性判断标准（1）、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。置换出氢越容易，则金属性越强。（2）、根据金属元素最高价氧化物对应水化物碱性强弱。碱性越强，则原金属元素的金属性越强。（3）、可以根据对应阳离子的氧化性强弱判断。金属阳离子氧化性越弱，则元素金属性越强。结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。教学过程教学步骤、内容教学方法【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】元素的性质与原子结构的关系一、碱金属元素【科学探究一】请同学们看书本P5，并完成该表。由此可以得出什么结论？填写情况，总结异同点元素名称核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数碱金属元素【板书】1、在结构上的相似性与递变性相同点：最外层电子数都相同为1。不同点：核电荷数从Li到Cs逐渐增多，电子层数依次增多，从2层增大到6层。【讲解】金属性：指气态原子失去电子的能力大小的性质(由电离能的大小确定)。还原性：指含有易失电子元素的物质的性质。具有还原性的不一定有金属性【思考与交流】物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？【结论】最外层都有１个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,金属性逐渐增强。【讲解】因此、碱金属最外层上都只有一个电子，化学反应中易失去一个电子，形成+1价的阳离子，并能与氧气等非金属元素及水发生化学反应。【实验一】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（熔点低），先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。【板书】2、化学性质（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（白色、氧化锂）钠（淡黄色、过氧化钠）钾（橙黄色，超氧化钾）【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？【回答】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。钾与氧气反应生成比过氧化物更为复杂的氧化物（超氧化物）【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。【板书】（2）、碱金属与水反应【探究实验二】钾与水反应实验【投影】视频演示Li、Rb、Cs与水反应的实验，请学生观察,与钠与水反应的现象作比较.钾与水反应钠与水反应【现象】：钾比钠活泼，轻微爆炸.【思考交流】钠与钾性质有什么相似性与不同？这与原子结构有什么关系？【投影】【思考与交流】根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同性。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？其余碱金属的性质又如何？【回答】钠与钾都能与氧气、水发生反应，但反应的剧烈程度不同不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。【归纳】与水反应现象方程式Na在书面上四处游动，发出嘶嘶的声音K剧烈燃烧、轻微爆炸Rb更猛烈、燃烧、爆炸【思考】上述反应有何相似性和不同？【回答】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。【提问】碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因在哪里？【回答】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。【总结】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】3、碱金属元素在化学性质上的规律：eq\o\ac(○,1)相似性：均能与氧气、与水反应,表现出金属性（还原性）；eq\o\ac(○,2)递变性：与氧气、与水反应的剧烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反应的剧烈程度逐渐增大；【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【科学探究二】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）\o"原子"原子\o"半径"半径（\o"纳米"nm）Li银白色，柔软0.534180.513470.152Na银白色，柔软0.9797.81882.90.186K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。元素符号色、态硬度密度熔点沸点Li均为柔软小大高低高低Na银白K银白Rb银白Cs略带金黄【归纳】结论：同一主族的金属具有相似的化学性质,随着金属元素核电荷数的增大,单质的金属性(还原性)逐渐增强。金属性强弱的比较依据：【板书】4、金属性强弱额比较方法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。【小结】碱金属元素作为金属元素代表性的一族，由于其结构的相似性和递变性，导致了碱金属元素性质的相似性和递变性。在学习时要注意，结合钠的性质，然后与其他的碱金属相比较就会体会到从一般到特殊的规律性所在。教学回顾：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教案课题：第一节元素周期表(四)卤族元素授课班级课时教学目的知识与技能1、以VIIA元素为例，掌握非金属元素同族性质递变规律2、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用过程与方法1、通过“活动·探究“，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法2、通过“阅读探究”、“交流·研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力情感态度价值观1、通过对门捷列夫的预言和一些化学元素的发现等化学史的学习，让学生体验科学研究的艰辛与喜悦2、通过对元素周期表在指导生产实践中的作用等知识的学习，让学生体会化学对人类生活、科学研究和社会发展的贡献。培养学生将化学知识应用于生产生活实践的意识重点元素性质与原子核间的关系难点元素周期表的应用知识结构与板书设计二、卤族元素1、在结构上：最外层都有7个电子，化学性质相似；随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。2、卤族元素单质的物理性质的变化规律（随原子序数的递增）eq\o\ac(○,1)．颜色：浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色颜色逐渐加深eq\o\ac(○,2)．状态：气态~液态~固态eq\o\ac(○,3)．熔沸点：逐渐升高eq\o\ac(○,4)．密度：逐渐增大eq\o\ac(○,5)．溶解性：逐渐减小3、卤素的化学性质（1）卤素单质与氢气反应eq\o\ac(○,1)、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2eq\o\ac(○,2)、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为HF>HCl>HBr>HI反应通式：X2+H2===2HX(2)卤素单质间的置换反应：2NaBr+Cl2=2NaCl+Br22NaI+Cl2=2NaCl+I22NaI+Br2=2NaBr+I2随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:F2Cl2Br2I2氧化性逐渐减弱非金属性逐渐减弱4、非金属性强弱判断依据：（1）、非金属元素单质与H2化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。(2)、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。(3)、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。教学过程教学步骤、内容教学方法【过渡】以上我们研究了金属族元素与原子结构关系，下面我们继续研究非金属族元素－卤素【板书】元素的性质与原子结构的关系二、卤族元素【投影】卤素原子结构示意图：【科学探究一】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0．71nm氯0．99nm溴1．14nm碘1．33nm【归纳】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。【板书】1、结构的相似性和递变性（1）在结构上：最外层都有7个电子，化学性质相似；（2）随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。【科学探究二】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。【投影】资料卡片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1．69g/l（15℃-188．1-219．6反应Cl2黄绿色气体3．214g/l（0℃-34．6-101226cm3Br2深红棕色液体3．119g/cm3（20℃58．78-7．24．17gI2紫黑色固体4．93g/cm3184．4113．50．029g【归纳】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、物理性质的变化规律（随原子序数的递增）=1\*GB3①颜色：浅黄绿色~黄绿色~深红棕色~紫黑色颜色逐渐加深=2\*GB3②状态：气态~液态~固态=3\*GB3③熔沸点：逐渐升高=4\*GB3④密度：逐渐增大=5\*GB3⑤溶解性：逐渐减小【板书】2、卤族元素的化学性质卤素单质与H2的反应名称反应条件方程式生成氢化物的稳定性F2冷暗处爆炸光H2+F2====2HF光HF很稳定Cl2光照H2+Cl2=====2HClHCl稳定Br2高温500500△H2+Br2======2HBr△HBr较不稳定I2高温、持续加热H2+I22HBrHI很不稳定【归纳】卤素单质与氢气反应=1\*GB3①、卤素单质与H2反应的剧烈程度:F2>Cl2>Br2>I2=2\*GB3②、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱.即氢化物稳定性次序为：HF>HCl>HBr>HI=3\*GB3③、反应通式：X2+H2===2HX【结论】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，再次证明了从结构上的递变有结构决定性质。【科学探究三】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【演示实验】卤素单质间的置换反应NaBr溶液滴加氯水上层：无色下层：橙红色滴加CCl4【实验NaBr溶液滴加氯水上层：无色下层：橙红色滴加CCl4溶液由无色变成橙黄色【结论】：氯可以把溴从其化合物中置换出来【板书】(2)卤素单质间的置换反应：2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2KI溶液滴加CCl4上层：无色下层：紫红色滴加氯水【KI溶液滴加CCl4上层：无色下层：紫红色滴加氯水溶液由无色变成棕黄色【结论】：氯可以把碘从其化合物中置换出来【板书】2NaI+Cl2=2NaCl+I2KI溶液滴加CCl4上层：无色下层：紫红色滴加溴水【KI溶液滴加CCl4上层：无色下层：紫红色滴加溴水溶液由无色变成棕黄色【结论】溴可以把碘从其化合物中置换出来【板书】2NaI+Br2=2NaBr+I2【讲解】请同学们指出上述三个反应的氧化剂和氧化产物，得出氟氯溴碘的氧化性依次减弱的结论。【板书】（3）随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:F2Cl2Br2I2氧化性逐渐减弱非金属性逐渐减弱【思考与交流】主族元素随原子核外电子层数增加，它们得失电子能力、金属性、非金属性、递变的趋势。【板书】(4)非金属性强弱判断依据：1、非金属元素单质与H2化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。2、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。【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A．X2+H2==2HX B．X2+H2O==HX+HXOC．2Fe+3X2==2FeX3 D．X2+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（）A．HAt很稳定B．AgAt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渐增强6、碱金属钫（Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（）A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径B、它的氢氧化物化学式为FrOH，是一种极强的碱C、钫在空气中燃烧时，只生成化学式为Fr2O的氧化物D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸7、砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是（）A、砹的非金属性在卤素中是最弱的，At-易被氧化B、砹化氢很稳定不易分解C、砹化银不溶于水或稀HNO3D、砹在常温下是白色固体教学回顾：采用归纳总结的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；教案课题：第二节元素周期律(一)授课班级课时教学目的知识与技能1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出1-18号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系过程与方法培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半情感态度价值观引导学生形成正确的物质观重点原子核外电子的排布规律难点原子核外电子的排布规律知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高2、核外电子的排布规律教学过程教学步骤、内容教学方法【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。【板书]】第二节元素周期律【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。【展示】电子层模型示意图【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。【板书】一、原子核外电子的排布【讲解】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。【板书】1、电子层的划分电子层（n）1、2、3、4、5、6、7电子层符号K、L、M、N、O、P、Q离核距离近远能量高低低高【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？【思考】下面请大家分析课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。。核电荷数元素名称元素符号各层电子数KLM1氢H12氦He23锂Li214铍Be225硼B236碳C247氮N258氧O269氟F2710氖Ne2811钠Na28112镁Mg28213铝Al28314硅Si28415磷P28516硫S28617氯Cl28718氩Ar288【讲解并板书】2、核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。【教师】以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。如钠原子的结构示意图可表示为，请大家说出各部分所表示的含义。电子层电子层电子层上的电子数原子核电子层上的电子数原子核核电荷数核电荷数【学生】圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？【答案】(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。2.根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。(1)3Li11Na19K37Rb55Cs(2)9F17Cl35Br53（3）2He10Ne18Ar36Kr54Xe【提问】请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？【学生】除氦为2个外，其余均为8个。【提问】元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？【学生】主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。【教师】我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？【学生】原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。【教师】通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。【教师】原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。【小结】本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。【迁移与应用】1.下列微粒结构示意图表示的各是什么微粒?2.下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。【点评】通过上述应用，使学生加深对核外电子排布的规律的认识，对容易出现的错误，让学生自我发现，以加深印象。【探究与应用】核电荷数为1～18的元素原子核外电子层结构的特殊性：(1)原子中无中子的原子：(2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：(4)最外层电子数等于次外层电子数2倍的元素:(5)最外层电子数等于次外层电子数3倍的元素：(6)最外层电子数等于次外层电子数4倍的元素：(7)最外层有1个电子的元素：(8)最外层有2个电子的元素：(9)电子层数与最外层电子数相等的元素：(10)电子总数为最外层电子数2倍的元素：(11)内层电子总数是最外层电子数2倍的元素：教学回顾：教案课题：第二节元素周期律(二)授课班级课时教学目的知识与技能1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律2、了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会运用元素周期表过程与方法通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图)分析、处理数据的能力情感态度价值观学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义的观点重点同一周期金属性、非金属性变化的规律难点元素周期律的实质知识结构与板书设计第二节元素周期律(一)1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。教学过程教学步骤、内容教学方法【复习】1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。【投影】1～18号元素原子结构示意图。【提问】请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。【板书】第二节元素周期律(一)【投影】随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数1～211～23～1021～811～1831～8【讲解】从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。【板书】1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。【过渡】元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出1-18号元素的原子结构示意图来进行讨论。【投影】元素符号HHe原子半径nm0.037元素符号LiBeBCNOFNe原子半径nm0.1520.0890.

820.0770.0750.0740.071元素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099【投影小结】原子序数原子半径的变化3-9大→小11-17大→小【讲解】从上面的分析我们知道，3-9、11-17号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：【板书】2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化【讲解】稀有气体元素的原子半径并未列出。这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不同有可比性，故不列出【提问】怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？【回答】原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。核电荷数（影响半径次重要的因素）核电荷数（影响半径次重要的因素）核外电子数电子层数（影响半径最关键的因素【投影小结】粒子半径大小比较规律：（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大（2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。（3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势【例题】1、比较Na原子与Mg原子的原子半径大小2、比较Na原子与Li原子的原子半径大小3、比较Na与Na+的半径大小4、比较Cl―与Cl的半径大小5、比较Fe、Fe2+与Fe3+的半径大小6、比较Na+与Mg2+半径大小7、比较O2―与F―半径大小【总结】⑴同一周期，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐______⑵同一主族，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐_______⑶对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径________⑷对于同种元素,电子数越多，半径越大：______①阴离子半径>原子半径>阳离子半径________②阳离子所带正电荷数越多，则离子半径________③阴离子所带负电荷数越多，则离子半径_________【随堂练习】写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F-、O2―、Na＋、Mg2＋【过渡】从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。【投影】原子序数345678910元素符号LiBeBCNOFNe元素主要化合价+1+2+3+4,-4=5，-3-2+7，-10原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSCLAr元素主要化合价+1+2+3+4,-4+5,-3+6,-2+7,-10【结论】随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。【提问】请大家参考1-18号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？【投影小结】(1)最高正价与最外层电子数相等(2)最外层电子数≧4时出现负价(3)最高正化合价与负化合价绝对值和为8(4)金属元素无负价(5)氟无正价【讲解】大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是0。【投影小结】元素主要化合价变化规律性原子序数主要化合价的变

1-2+1→03-10+1→+5-4→-1→011-18+1→+7-4→-1→0【板书】3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化【过渡】元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析3-9、11-17号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度【讲解】3-9、11-17号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，【讲解】我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。【板书】3、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化【讲解】纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律：【板书】4、元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。【总结】由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。【自我评价】1、下列元素的原子半径依次减小的是（AB）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、P2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（）ANaFBLiICCsFDLiF3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （）A．C．N、O、F B．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、I D．Li、Na．K、Rb4、下列半径最大的微粒是（）A.FB.Mg2+C.Cl-D.Ca2+教学回顾：本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。教案课题：第二节元素周期律(三)授课班级课时教学目的知识与技能1、通过“实验探究”，“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质过程与方法1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。2、通过本节课的学习，使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以理论来指导后续学习情感态度价值观通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力重点元素周期律的涵义难点元素周期律的实质知识结构与板书设计第二节元素周期律(二)一、同周期元素原子的结构与性质1、金属性：Na>Mg>Al2、碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)33、非金属性：Si<P<S<Cl4、氢化物的稳定性：SiH4<PH3<H2S<HClNaMgALSiP金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强5、酸性强弱：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4NaMgALSiP金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强二、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化元素周期律的实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。教学过程教学步骤、内容教学方法LiNaKRbCsLiNaKRbCs非金属性增强FClBrI金属性增强【引入】从上一节我们分析通过上一节课的我们对最典型的金属元素（碱金属）、最典型的非金属元素（卤族元素）的学习，3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：同一主族元素，随着元素原子序数的递增，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，那么元素的金属性逐渐增强，而非金属性逐渐减弱，那么同一周期元素的金属性，非金属性变化呈现周期性变化呢？假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。【板书】第二节元素周期律(二)【猜测】大家猜测一下第三周期元素的金属性与非金属性是如何变化的NaMgAlSiP金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强NaMgAlSiP金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强【提问】我们从结构的观点怎样解释上述变化规律呢？【回答】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小→原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强【讲解】请大家结合课前预习知识回答，以及上一节课的学习，如何通过实验判断元素金属性和非金属性的依据。【投影小结】判断元素金属性强弱的依据1、单质跟H2O或H+置换出H的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强3、金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强4、按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱【投影小结】判断元素非金属性强弱的依据1、单质跟H2化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。越易跟H2化合，生成氢化物越稳定，说明非金属性就越强2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强3、非金属单质间的置换反应。单质氧化性越强，非金属性越强4、对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱【过渡】下面，我们就按照这个标准以11-18号元素为例，来研究同一周期元素的金属性和非金属性的变化情况。【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，请先填写下表。【投影】填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应的水化物的化学式：原子序数1112131415161718元素符号NaMgAlSiPSClAr气态氢化物SiH4PH3H2SHCl最高价氧化物Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7--对应的水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4H2SO4HClO4【讲解】一般，对于金属我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性，下面我们通过一系列探究性实验来探究本节的研究主题【板书】一、第三周期元素性质变化规律【投影】实验一钠、镁、铝与水反应的实验【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，放入两支小试中，加入2~3ml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2Na+2H2O==2NaOH+H2↑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NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性(1)Na与水反应的现象：常温下，与H2O剧烈反应，浮于水面并四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。【方程式】2Na+2H2O==2NaOH+H2↑(2)放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸，再观察现象。【现象】镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。【方程式】Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑【结论】镁元素的金属性比钠弱(3)铝与水反应现象：在常温下或加热条件下，遇水无明显现象，很难与水发生反应。【过渡】现在我们再来认识一下，Na、Mg、Al的氧化物及其最高价氧化物的水化物的性质。【提问】Na2O、MgO、Al2O3分别属于哪类氧化物？为什么？【知识回顾】碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和碱反应生成盐和水，称其为两性氧化物。【讲解】Na2O、MgO只与酸反应生成盐和水，属碱性氧化物。Al2O3既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水，属两性氧化物。【过渡】Na、Mg、Al对应的最高价氧化物的水化物是NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3。其中NaOH是强碱，Mg(OH)2是难溶于H2O的中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物。【讲解】由以上我们可以知道，【板书】碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3【提问】上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？【板书】金属性：Na>Mg>Al【讲解】请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同呢？若不同，应有什么样的区别？【回答】Mg与盐酸反应要比Al剧烈【讲解】实践是检验真理的唯一标准，下面，我们通过实验来进行验证。【投影】实验二、取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL1mol/L盐酸反应。【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【讲解】从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀盐酸的反应，比Al与稀盐酸的反应要剧烈得多，同时放出大量的热。说明大家预测的是正确的。根据Na、Mg、Al三者金属性可推出，Na与盐酸反应将会更剧烈，甚至发生爆炸，请大家写出反应方程式。【投影】Mg+2HCl==MgCl2+H2↑2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑2Na+2H＋==2Na＋+H2↑Mg+2H＋==Mg2＋+H2↑2Al+6H＋==2Al3＋+3H2↑【现象】镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈【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】总结【讲解】请大家根据原子结构的知识，判断下列元素的非金属性强弱。【板书】非金属性：Si<P<S<Cl【讲解】请大家根据我们刚学过的判断元素非金属性强弱的依据，分别从几个方面进行分析，首先我们从氢化物的角度分析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【板书】氢化物的稳定性：SiH4<PH3<H2S<HCl【讲解】从最高价氧化物的水化物方面分析【板书】酸性强弱：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4【讲解】因18号元素Ar是一种稀有气体元素，一般情况下难与其他物质发生化学反应，因此，不研究它的性质【讲解】综上所述，可以从11-18号元素性质的变化中得出如下结论第三周期元素NaMgAlSiPSCl，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。【讲解】如果我们对其他元素进行同样的研究，也会得出类似的结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化；元素原子半径呈现周期性变化；元素化合价呈现周期性变化；元素的化学性质呈现周期性变化。【讲解】综上所述，我们可以得到结论：【板书】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【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。【投影小结】元素金属性和非金属性的递变【讲解】根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等【小结】元素周期律具有重要的应用和意义。首先，元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。其次，可预测或推测元素的原子结构和性质。再次，在科学研究和生产上也有广泛的应用。而且，在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。位构性【投影小结位构性【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【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234567金属性逐渐1、Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（）A、原子半径是第ⅡA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、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子；B、Na能与冷水反应，而Mg不能；C、碱性NaOH＞Mg(OH)2D、Na能从MgCl2的溶液中把Mg置换出来；3.下列事实能说明非金属性Cl＞S的是：A、Cl2比S易与H2化合B、HCl比H2S稳定C、酸性HCl＞H2SD、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+64、下列递变规律不正确的是 （）A．Na．Mg、Al还原性依次减弱 B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增强C．C、N、O原子半径依次增大 D．P、S、Cl最高正价依次升高5、.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2之间的氢氧化物是A．NaOHB．Al(OH)3C．Ca(OH)26、下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（）A．a原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．a原子电子层数比b原子的电子层数多C．1mola从酸中置换H+生成的H2比1molb从酸中置换H+生成的H2多D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能7、已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（）A、原子半径按X、Y、Z依次增大B、阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强C、单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强D、氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强8、A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是（）A.原子半径:A>BB.原子序数:A>BC.离子半径:A2+>B3+D.质量数:A>B教学回顾：采用归纳总结的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；教案课题：第三节化学键(一)离子键授课班级课时教学目的知识与技能1、掌握离子键的概念2、掌握离子键的形成过程和形成条件，并能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程过程与方法通过对离子键形成过程中的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力情感态度价值观1、培养学生用对立统一规律认识问题；由个别到一般的研究问题的方法；2、结合教学培养学生认真仔细、一丝不苟的学习精神重点离子键的概念和形成过程难点用电子式表示离子化合物的形成过程知识结构与板书设计第三节化学键一、离子键1.定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。(1)、成键粒子：阴阳离子(2)、成键性质：静电作用(静电引力和斥力)-ne--ne-活泼金属MMn+吸引、排斥吸引、排斥达到平衡化合离子键+me-+me-活泼非金属XXm-3.离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。二.电子式1.表示原子：2.表示简单离子：3.表示离子化合物：4.表示离子化合物的形成过程教学过程教学步骤、内容教学方法活动【引言】从元素周期表我们可以看出，到目前为止，已经发现了一百多元素，元素原子可以相互碰撞形成分子，那是不是所有的原子都可以相互碰撞形成新的物质呢？学生举例说明【讲解】以上例子可知，原子和原子相遇时，有的能够反应有的不能反应。在能够组合的原子之间一定存在某种力的作用，比如说，苹果能掉在地上因为有万有引力的存在。对于微观世界里的物质来说也是一样，也存在力的作用。元素的原子通过什么作用形成物质的呢？这就是化学键，也是我们这节要学习的内容。【板书】第三节化学键【讲解】根据原子和原子相互作用的实质不同，我们可以将化学键分为离子键、共价键、金属键等不同种类。首先我们来学习离子键。【板书】一、离子键【展示】氯化钠样品和氯化钠晶体结构示意图【思考与交流】氯原子和钠原子为什么能自动结合形成稳定的氯化钠呢？【讲解】下面我们带着这个问题来看氯化钠的形成。【视频实验】钠在氯气中燃烧取一块绿豆大小的金属钠（切去氧化层），再用滤纸吸干上面煤油，放在石棉网上，用酒精灯微热，待钠熔化成球状时，将盛有氯气的集气瓶倒扣在钠的上方。【学生】学生观察实验现象【投影】现象：钠燃烧、集气瓶内大量白色烟方程式：2Na+Cl22NaCl【讲解】从宏观上讲钠在氯气中燃烧，生成新的物质氯化钠，若从微观角度考虑，又该如何解释呢？【讲解】在加热的情况下氯气分子先被破坏成氯原子，氯原子在和钠原子组合生成新的物质。【讲解】那么氯原子和钠原子又是以怎样方式结合在一起的？他们之间存在什么样的作用力？【投影】视频演示NaCl的微观形成过程+11+11281+17827e-+1182+17828Na+Cl-【讲解】钠与氯气反应时，由于钠的金属性很强，在反应中容易失去一个电子而形8电子稳定结构；而氯的非金属性很强，在反应中容易得到一个电子而形成8电子稳定结构。当钠原子和氯原子相遇时，钠原子最外层的一个电子转移到氯原子的最外层上，使钠原子和氯原子分别形成了带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子。因此离子通过静电作用，形成了离子化合物。我们把阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。【板书】1.定义：阴阳离子结合形成化合物时的这种静电的作用，叫作离子键。【讲解】从定义上分析离子键形成的条件和构成粒子【板书】(1)、成键粒子：阴阳离子(2)、成键性质：静电作用(静电引力和斥力)【思考与交流】在氯化钠晶体中，Na+和Cl-间存在哪些力？【回答】Na+离子和Cl-离子原子核和核外电子之间的静电相互吸引作用【讲解】阴阳离子间电子与电子、原子核与原子核间的相互排斥作用，当阴阳离子接近到某一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，阴阳离子间形成稳定的化学键。【板书】2、形成条件：活泼金属MMn+化合离子键+me-+me-活泼非金属XXm-【讲解】原子形成离子键以后离子间吸引和排斥作用达到平衡，成键后体系能量降低。【板书】3.离子键的实质：阴阳离子间的静电吸引和静电排斥。【讲解】由离子键构成的化合物叫做离子化合物，所以一般离子化合物都很稳定。【提问】要想形成离子键、就必须有能提供阴、阳离子的物质，那么哪些物质能提供阴、阳离子呢？【投影小结】(1)活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间的化合物。(2)活泼的金属元素和酸根离子形成的盐(3)铵盐子和酸根离子（或活泼非金属元素）形成的盐。【讲解】不是只有活泼的金属元素和活泼的非金属元素之间的化合才能形成离子键，如铵离子与氯离子也能形成离子键、钠离子与硫酸根离子也能形成离子键。【讲解】含有离子键的化合物就是我们初中所学过的离子化合物。大多数的盐、碱、低价金属氧化物都属于离子化合物，所以它们都含有离子键。【提问】（1）所有金属和非金属化合都能形成离子键吗？举例说明。【回答】AlCl3、AlBr3、AlI3化合物中，铝与氯之间所形成的并非离子键，均不是离子化合物【提问】（2）所有非金属化合都不能形成离子键吗？举例说明。【回答】NH4Cl、NH4Br等化合物。NH4＋、CO32―、SO42―、OH―等原子团也能与活泼的非金属或金属元素形成离子键。强碱与大多数盐都存在离子键。【思考与交流】Cl―和Na＋通过离子键形成离子化合物NaCl，那么NaCl晶体到底是不是由NaCl分子构成的呢？【回答】在NaCl晶体中不存在NaCl分子，只有在蒸气状态时才有NaCl分子【讲