资源简介

优秀教案系列
第四章　物质结构　元素周期律
第二节　元素周期律
第2课时　元素周期表和元素周期律的应用
教学目标
1.从微观上理解元素周期律的形成原因是原子核外电子排布的周期性变化结果,明确宏观上的元素性质(包括原子半径、化合价、金属性和非金属性)与微观上的原子核外电子排布之间的关系,理解结构决定性质、性质反映结构的基本规律。
2.建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型,理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
3.学习元素周期律在化学研究中的具体应用,培养学生的科学精神,理解化学在社会发展中的重要作用。
评价目标
1.通过微粒半径的大小比较的讨论,进一步诊断学生类比能力和解决问题的能力。
2.通过总结证明金属性、非金属性强弱的方法,进一步检测学生将理论应用于实践的能力。
3.通过巩固练习的设计,进一步检测学生对元素周期表和元素周期律的应用的掌握情况。
重点、难点
元素周期律和元素周期表的具体应用。
教法、学法
自学和讨论、数据分析、归纳总结。
课时安排
建议1课时。
教学准备
学生复习原子结构、元素周期表、元素周期律的知识,预习本课时内容;教师准备多媒体课件。
主题 教师活动 学生活动 设计意图
课题引入 　　在前面的学习中,我们知道门捷列夫预言未知元素的性质的根据是同周期、同主族元素性质的递变规律。这节课我们来具体研究门捷列夫是如何进行推测的,元素周期律和元素周期表在化学研究中的具体应用又是什么 【板书并投影】第二节　元素周期律 第2课时　元素周期表和元素周期律的应用 　　聆听、思考。 　　创设情境,引起学生学习的兴趣。
自主学习 　　【投影】学生自主学习的答案。 归纳总结同一元素“位、构、性”之间的关系 　　复习旧知识,引出新知识。 建立位置、性质、结构的关系模型。
知识回顾 　　投影。 　　回答。 　　复习旧知识,引出新知识,进一步引出应用模型。
一、元素周期 表中的递 变规律 　　【设疑】通过之前的学习,同学们掌握的元素周期表中同周期和同主族元素的原子半径的变化规律是什么 【设疑】所有元素中,原子半径最小的元素是什么 短周期元素中,原子半径最大的元素是什么 通过【思考与讨论】,引导学生类比原子半径的影响因素,分析微粒半径大小比较的方法。 (1)当电子层数不同而最外层电子数相同时,电子层数越多的,半径　　　　　　　　,如Na　　　　K(层不同,层多,径大)。 (2)当电子层数相同时,核电荷数越大的,半径　　　　　　　　,如半径:Na　　　　Mg,Na+　　　　Mg2+(层相同,核多,径小)。 (3)阴离子半径　　　　　　　　对应的原子半径,如半径:Cl　　　　Cl-。 (4)阳离子半径　　　　　　　　对应的原子半径,如半径:Na　　　　Na+。 (5)电子排布相同的离子,离子半径随着核电荷数的递增而　　　　,如半径:O2-　　　　F-　　　　Na+　　　　Mg2+　　　　Al3+。 【投影】第三周期元素化合价的变化表。 引导学生分析主族元素的最高正价和最低负价与元素原子的核外电子排布以及主族序数之间的关系。 【设疑】1.根据之前的学习,同周期、同主族元素的金属性和非金属性变化的规律是什么 2.短周期主族元素金属性最强的元素是什么 3.非金属性最强的元素是什么 4.证明金属性强弱的方法有哪些 5.证明非金属性强弱的方法有哪些 6.短周期元素中最高价氧化物的水化物中酸性最强的是什么 7.短周期元素中碱性最强的是什么 8.气态氢化物稳定性最强的是什么 　　【回答】同周期元素由左向右,原子半径依次减小(稀有气体除外),同主族元素由上向下,原子半径依次增大。 【回答】氢元素,钠元素。 思考,小组讨论,并展示结果。 【回答】 1.主族元素的最高正化合价等于该元素原子的最外层电子数,也等于其主族序数。 2.非金属元素的最低负化合价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数(H为2电子)。 3.非金属元素的最高正化合价和最低负化合价的绝对值之和等于8(H为2)。 【回答】 1.同周期元素由左向右金属性减弱,非金属性增强;同主族元素由上向下金属性增强,非金属性减弱。 2.Na。　3.F。 4.(1)单质与水(或酸)反应生成氢气的难易(金属性越强,反应越容易)。 (2)最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱(金属性越强,对应的氢氧化物的碱性越强)。 5.(1)单质与氢气反应生成气态氢化物的难易(非金属性越强,反应越容易)。 (2)最高价氧化物的水化物的酸性强弱(非金属性越强,对应的酸的酸性越强)。 (3)气态氢化物的稳定性(非金属性越强,对应的气态氢化物越稳定)。 6.HClO4。　 7.NaOH。 8.HF。 　　建“模”:原子半径的比较方法。 用“模”:微粒半径的比较方法。培养学生在学习中建“模”、用“模”的思维习惯。 培养学生的数据处理与数据分析能力。 复习旧知识,引出新应用,总结证明元素的非金属性和金属性强弱的方法。
二、元素周期 表和元素周期 律的应用 　　【过渡】根据上面的总结,我们对于元素周期表和元素周期律的应用已经有了一个基本的认识了。门捷列夫就是根据这样的规律,对于还未发现的元素进行了预测,指导了化学学科的研究。下面我们来模拟一下门捷列夫的研究过程,尝试着对未知元素进行预测。 根据元素周期表和元素周期律,互相交流讨论,填写下表。 【投影】学生答案,并总结。 阅读课本P111内容,完成课本P112的2、3、4题。 　　 完成表格内容,并展示。 阅读,填空,并回答。 　　理解位置、结构、性质之间的关系。 培养学生的自学能力。
评价反馈 　　请同学们完成对应学案中的评价反馈练习。 　　完成【评价反馈】,并总结: 1.微粒半径的比较。 2.元素化合价的知识。 3.元素、金属性、非金属性的比较。 4.周期表与周期律的应用。 　　检测学生对本课时内容的掌握情况。
小结 　　对本节课内容进行总结。 　反思回顾本节课的知识及方法。 　　对所学内容进行总结提升。
1.下列各组中,所有元素是按最高正化合价由高到低,最低负化合价绝对值由低到高顺序排列的是(　　)
　　A.Na、Mg、Al B.F、O、N C.N、O、F D.S、P、Si
2.元素X的最低负化合价和最高正化合价代数和等于4,X可能是(　　)
A.C B.Si C.S D.Be
3.下列有关物质性质的比较,不正确的是(　　)
A.金属性:Al>Mg B.稳定性:HF>HCl
C.酸性:HClO4>H2SO4 D.碱性:NaOH>Mg(OH)2
4.两种元素原子的核外电子层数之比与最外层电子数之比相等,则在周期表的前10号元素中,满足上述关系的元素共有(　　)
A.1对 B.2对 C.3对 D.4对
5.科学家根据元素周期律和原子结构理论预测出原子序数为114的元素的存在,下面关于它的原子结构和性质预测不正确的是(　　)
A.该元素原子的最外层电子数为4
B.其常见价态为+2、+4
C.它的金属性比铅的强
D.它的原子半径比第115号元素的原子半径小
6.主族元素R的最高正价氧化物对应水化物的化学式为H2RO3,则其氢化物的化学式是(　　)
A.HR B.RH3 C.H2R D.RH4
7.如图所示,已知A元素的最低化合价为-3价,它的最高价氧化物含氧56.21%,原子核内中子数比质子数多1,试回答(均用具体的元素符号或化学式回答):
(1)写出它们的元素符号:
A　　　　,B　　　　,C　　　　,D　　　　。
(2)A、B、C、D的气态氢化物的稳定性最差的是　　　　(填化学式)。
(3)A、B、C的原子半径由小到大的顺序是　　　　。
(4)A、B、C三种元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是　　　　　　　　　　　　　　　　。
参考答案:
1.D　2.C　3.A　4.B　5.D　6.D
7.(1)P　S　Cl　O　(2)PH3　(3)ClH2SO4>H3PO4
完成课本P112的7、8,并与同学进行交流。
在学习了元素周期表、元素周期律的基础上,对其应用作进一步的探究。本节课从学习内容上来看既是一节复习课,又是新课,更是一节提升课。原子半径、元素的化合价、元素的金属性、非金属性的比较是前面学过的内容,但是缺乏系统性、细化和提升。在原来的基础上继续从原子结构的周期性变化进行微观探析,进行宏观辨识原子半径、元素的化合价以及金属性、非金属性的强弱比较。在微粒半径的大小比较时,先由熟悉的原子半径比较进行建模,进而推及微粒半径的大小比较,也体现了由个别到一般的思想。元素的金属性与非金属性的强弱比较既注重了科学事实的应用,又注重了实验探究的方法选择,对知识的理解更加立体化。通过【思考与交流】对硒元素的探究,帮助学生更好的理解位置、结构、性质之间的关系,本课时内容得到升华。通过自己阅读获取知识,培养了学生的自学能力。
本节课把问题情境化引入新课,把知识点设计成若干小问题,在学习中建“模”、用“模”,培养了学生良好的学习习惯和思维习惯。建立元素原子半径、化合价、金属性和非金属性变化的微观模型,通过练习题的设计,理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。在探究过程中注重培养学生从大量的事实、数据中分析、总结规律等概括能力和语言表达能力;同时在学习元素周期律在化学研究中的具体应用中,培养了学生的科学创新精神,让学生理解化学在社会发展中的重要作用,激发学生学科学、爱科学的兴趣。
第二节　元素周期律
第2课时　元素周期表和元素周期律的应用
新元素的发现和命名
在科学家的努力下,又有四个新元素逐渐被发现命名,填满了元素周期表的第7周期,形成了一张完整规范的元素周期表。
原子序数 英文名 符号 中文名 汉语拼音
113 nihonium Nh nǐ
115 moscovium Mc 镆 mò
117 tennessine Ts tián
118 oganesson Og ào
在2017年5月9日,中国科学院、国家语言文字工作委员会、全国科学技术名词审定委员会在北京联合举行新闻发布会,正式向社会发布113号、115号、117号、118号元素中文名称。
这4种元素的中文定名依次为“nǐ”“mò”“tián”“ào”。
2015年12月30日,国际纯粹与应用化学联合会(IUPAC)确认人工合成了113号、115号、117号和118号4种新元素。
2016年11月30日,在经历了近6个月的公众审查期后,IUPAC正式公布了113号、115号、117号和118号4种新元素的英文命名和符号,分别是113号元素名为nihonium,符号为Nh,源于日本国的国名Nihon;115号元素名为moscovium,符号为Mc,源于莫斯科市的市名Moscow;117号元素名为tennessine,符号为Ts,源于美国田纳西州的州名Tennessee;118号元素名为oganesson,符号为Og,源于俄罗斯核物理学家尤里·奥加涅相(YuriOganessian)。
113号、115号、117号、118号4种新元素,都不是自然存在的,分别是2004年、2003年、2010年、2006年被日本、俄罗斯、美国、俄罗斯科学家在科学实验中合成发现的。中国科学院院士张焕乔说,在国际上,如果一个实验室合成发现了一个新元素,并不能马上被承认,而要等到另一家实验室再次重复实验获得相同结果之后才能被承认。其实啊,这四种当中,有两个是新造的字,有一个是刚刚简化的字!四种新元素的中文定名中,“tián”“ào”属于新造字,“nǐ”是新简化字,之前只有繁体字“鉨”。
1.短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W的简单氢化物可用作制冷剂,Y的原子半径是所有短周期主族元素中最大的。由X、Y和Z三种元素形成的一种盐溶于水后,加入稀盐酸,有黄色沉淀析出,同时有刺激性气体产生。下列说法不正确的是(　　)
A.X的简单氢化物的热稳定性比W的强
B.Y的简单离子与X的具有相同的电子层结构
C.Y与Z形成化合物的水溶液可使蓝色石蕊试纸变红
D.Z与X属于同一主族,与Y属于同一周期
【答案】C
2.a、b、c、d为原子序数依次增大的短周期主族元素,a原子核外电子总数与b原子次外层的电子数相同;c所在周期数与族数相同;d与a同族。下列叙述正确的是(　　)
A.原子半径:d>c>b>a B.4种元素中b的金属性最强
C.c的氧化物的水化物是强碱 D.d单质的氧化性比a单质的氧化性强
【答案】B
3.四种短周期主族元素W、X、Y、Z的原子序数依次增大,W、X的简单离子具有相同电子层结构,X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的,W与Y同族,Z与X 形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法正确的是 (　　)
A.简单离子半径:WC.气态氢化物的热稳定性:WZ
【答案】B
4.2019年是门捷列夫发现元素周期律150周年。下表是元素周期表的一部分,W、X、Y、Z为短周期主族元素,W与X的最高化合价之和为8。下列说法错误的是(　　)
W
X Y Z
A.原子半径:WC.气态氢化物热稳定性:Z【答案】D
5.2016年IUPAC命名117号元素为Ts(中文名“”,tián),Ts的原子核外最外层电子数是7。下列说法不正确的是(　　)
A.Ts是第七周期第ⅦA族元素 B.Ts的同位素原子具有相同的电子数
C.Ts在同族元素中非金属性最弱 D.中子数为176的Ts核素符号是Ts
【答案】D
第 1 页 共 3 页优秀教案系列
第四章　物质结构　元素周期律
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
教学目标
1.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。
2.从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律,明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系,理解结构决定性质、性质反映结构的基本规律。
3.通过完成相应的同周期元素性质的探究实验,初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位,了解科学探究的基本方法,培养初步的科学探究能力。
4.建立元素原子结构变化与其性质变化的微观模型,理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
评价目标
1.通过Na、Mg、Al的金属性的比较,诊断学生实验探究的能力。
2.通过第三周期元素性质的递变的探究,诊断学生分析问题、解决问题的能力。
重点、难点
元素周期律的含义和实质,元素性质与原子结构的关系。
教法、学法
自学和讨论、实验探究、数据分析。
课时安排
建议1课时。
教学准备
学生复习原子结构、元素周期表的知识,预习本课时的内容,学生代表在课前将【自主学习】的答案展示在黑板上。
实验用品:试管、砂纸、试管夹、酒精灯、钠块、镁条、酚酞溶液、蒸馏水、1 mol·L-1 AlCl3溶液、1 mol·L-1 MgCl2溶液、氨水、2 mol·L-1 NaOH溶液。
主题 教师活动 学生活动 设计意图
课题引入 　　我们知道在元素周期表中,同主族元素的性质具有相似性和递变性,那么同周期元素又有什么样的性质呢 这节课我们来研究一下同周期元素的性质。 【板书】第二节　元素周期律 第1课时　元素性质的周期性变化规律 　　思考、讨论、交流。 创设情境,激发学生学习的兴趣。
自主学习 　　【投影】 1.请同学们画出核电荷数1~18号元素的原子结构示意图。 2.As的原子结构示意图为。下列关于As的描述不正确的是(　　) A.位于第四周期第ⅤA族 B.属于非金属元素 C.酸性:H3AsO4>H3PO4 D.稳定性:AsH3知识回顾 　　提问主族元素的原子结构与性质之间的关系。 　　学生回答。 　　进一步建构模型:结构决定性质,量变引起质变。
一、元素性质 的周期性 变化规律 　　【方法引导】为了更直观地观察原子的最外层电子排布随原子序数变化而变化的具体情况,请同学们绘制以原子序数为横坐标,原子的最外层电子数为纵坐标的直方图。 将学生答案投影。 【引导过渡】观察1~18号元素的最外层电子数的变化,我们发现从3号到10号,最外层电子数由1增加到8,从11号到18号最外层电子数又由1增加到8。像这样每隔一定数量,又重现前面出现过的情况的变化称为周期性变化。 通过直方图,对于原子的最外层电子数随原子序数的变化情况,你能得出什么结论 【方法引导】为了更直观地观察原子半径随原子序数变化而变化的情况,请同学们绘制以原子序数为横坐标,原子半径为纵坐标的折线图。 将学生答案投影。 【讲述】课本上没有列出稀有气体元素的原子半径,它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特别大,这是由于测定稀有气体元素的原子半径的依据与其他元素的原子半径不同。 　　【交流研讨】小组代表展示其直方图。 认识“重复出现”,体会“周期性变化”。 【回答】随着原子序数的递增,元素的原子最外层电子排布呈现周期性变化。 【交流研讨】小组代表展示其折线图,交流小组的观点。 　　 培养学生分析、处理数据的能力及相互合作的意识,也使学生获得直观形象的感性知识,为归纳元素周期律奠定基础。
一、元素性质 的周期性 变化规律 观察折线图的点(同主族元素)、线(同周期元素)、面(不同周期元素)的变化趋势,对于原子半径的变化,你有什么发现 影响原子半径的因素有哪些 【方法引导】以原子序数为横坐标,元素化合价(最高正价、最低负价)为纵坐标,绘制折线图。 将学生答案投影。 通过原子序数与化合价折线图,对于元素主要化合价的变化,你有什么发现 再次引导学生分析为什么同周期元素,原子序数越大,原子半径越小 　　【回答】同主族元素由上向下,元素的原子半径逐渐增大,同周期元素由左向右,元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体元素),且随着原子序数的递增,元素的原子半径呈现周期性变化。 【小组讨论】影响原子半径的因素:电子层数和核电荷数。 【交流研讨】小组代表展示其折线图,交流小组的观点。 【回答】随着原子序数的递增,元素的化合价呈现周期性变化,且有以下量的关系: 最高正价+|最低负价|=8(H、O、F除外) 【思考、讨论、交流】 在电子层数相同的情况下,随着原子序数的增加,原子核对核外电子的电性作用增强,使得最外层电子与原子核之间的距离缩小,从而使得原子半径减小。 　　 引导学生总结基于数据分析收集证据的程序:数据处理→数据分析→规律预测→规律解释。
二、第三周期 元素性质的 递变规律 　　根据第三周期元素原子核外电子的排布规律,推测该周期元素的金属性和非金属性具有怎样的变化规律 我们学过的元素金属性强弱的判断方法有哪些 如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢 【思考、交流、展示】 第三周期元素:Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小,导致失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,金属性减弱,非金属性增强。 【回答】单质与水(或酸)反应的难易;最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。 　　培养学生解决问题的能力、表达能力、小组合作精神和实验分析能力。同时使学生掌握解决问题的方法。
二、第三周期 元素性质的 递变规律 　投影实验设计方案。 总结:两性氢氧化物的概念,即既能与酸反应生成盐和水,又能与碱反应生成盐和水的氢氧化物。 【思考】Mg、Al与相同浓度的盐酸反应,哪个更剧烈 我们学过的元素非金属性强弱的判断方法有哪些 如何证明Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强呢 提供硅、磷、硫、氯的信息,依据已有知识,比较元素的非金属性。 Si、P、S、Cl2与氢气反应条件的难易如何 生成气态氢化物的稳定性如何 通过对第三周期元素性质的递变的探究,你得出的结论是什么 与最初的预测一致吗 　　小组合作,分组实验,并完成表格内容,展示成果。 【回答】镁更剧烈。 【回答】单质与氢气反应生成气态氢化物的难易;最高价氧化物的水化物的酸性强弱;气态氢化物的稳定性。 总结结论,展示。 【回答】条件越来越容易,产物越来越稳定。 Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。 　　进一步熟悉科学探究物质性质的基本程序。
三、元素 周期律 　　【讲述】对其他周期元素进行同样的研究,一般情况下也会得出类似第三周期的结论。 综合以上的事实,你能得出什么结论 元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的 那么元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么 　　元素周期律的内容:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。 【回答】原子核外的电子排布。 元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。 　　帮助学生理解元素周期律的实质。领会由量变到质变,以及结构决定性质的观点。
评价反馈 　　请同学们完成对应学案中的评价反馈练习。 　　1.对元素周期律的理解。 2.元素金属性强弱的比较。 展示答案并解释原因。 　　检测学生对元素周期律内容的理解是否到位。
小结 　　对本课时内容进行总结。 　　原子结构即
电子排布元素的
性质 　　对所学内容进行升华提升。
布置作业 1.完成课本P112的1、2、4、5题。 2.试设计实验比较S和Cl的非金属性强弱。 　　进一步加强对元素周期律的理解。
本课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属元素和卤族元素的基本性质的基础上,继续研究同周期主族元素的递变规律。本课时通过复习同主族元素的递变规律建立了结构决定性质、性质影响结构的模型,引导学生应用模型进一步探究同周期元素的递变规律。对核外电子排布、原子半径、主要化合价的规律探究,采取的方法是把课本上的数据表格转化成更加直观的柱状图、折线图,有利于寻找规律,在规律的总结中体会由量变到质变的过程。这种数据处理方法是把数学知识运用到化学的学习中来,激发了学生应用知识的极大兴趣。对元素的金属性、非金属性的探究以第三周期元素为例,钠、镁、铝金属性的比较通过实验探究法,进一步巩固了物质性质的研究程序以及金属性的比较方法。硅、磷、硫、氯非金属性的探究以信息的形式给出,进一步巩固了非金属性的比较以及如何从信息中收集证据的方法。归纳总结出第三周期元素的递变规律,推及其他周期,由个别到一般,自然而然得出元素周期律的内容。
本课时问题导引,层层递进,既有实验探究,又有数据分析,既有个人展示,又有小组合作,在学习中既锻炼了学生多方面的能力,又激发了极大的学习兴趣。
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
随着原子序数的递增呈现周期性变化
第 1 页 共 3 页优秀教案系列
第四章　物质结构　元素周期律
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
教学目标
1.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。
2.从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律,明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系,理解结构决定性质、性质反映结构的基本规律。
3.通过完成相应的同周期元素性质的探究实验,初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位,了解科学探究的基本方法,培养初步的科学探究能力。
4.建立元素原子结构变化与其性质变化的微观模型,理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
评价目标
1.通过Na、Mg、Al的金属性的比较,诊断学生实验探究的能力。
2.通过第三周期元素性质的递变的探究,诊断学生分析问题、解决问题的能力。
重点、难点
元素周期律的含义和实质,元素性质与原子结构的关系。
教法、学法
自学和讨论、实验探究、数据分析。
课时安排
建议1课时。
教学准备
学生复习原子结构、元素周期表的知识,预习本课时的内容,学生代表在课前将【自主学习】的答案展示在黑板上。
实验用品:试管、砂纸、试管夹、酒精灯、钠块、镁条、酚酞溶液、蒸馏水、1 mol·L-1 AlCl3溶液、1 mol·L-1 MgCl2溶液、氨水、2 mol·L-1 NaOH溶液。
主题 教师活动 学生活动 设计意图
课题引入 　　我们知道在元素周期表中,同主族元素的性质具有相似性和递变性,那么同周期元素又有什么样的性质呢 这节课我们来研究一下同周期元素的性质。 【板书】第二节　元素周期律 第1课时　元素性质的周期性变化规律 　思考、讨论、交流。 　　创设情境,激发学生学习的兴趣。
自主学习 　　【投影】 请同学们画出核电荷数为1~18号元素的原子结构示意图。 【投影】 　　【展示】小组代表在黑板上画1~18号元素的原子结构示意图。 　　复习旧知识,引出新知识。 引导学生总结出这一部分知识的学习思路,理解结构、位置、性质之间的关系。
知识回顾 　　【投影】(2019·北京改编)2019年是元素周期表发表150周年,期间科学家为完善周期表做出了不懈努力。中国科学院院士张青莲教授曾主持测定了铟(49In)等9种元素相对原子质量的新值,被采用为国际新标准。铟与铷(37Rb)同周期。下列说法不正确的是 (　　) A.In是第五周期第ⅢA族元素 BIn的中子数与电子数的差值为17 C.原子半径:In>Al D.碱性:NaOH>RbOH 【答案】D 复习同主族元素的递变性。 　　学生分析试题,并回答。 　　根据同主族元素体现出的性质,进一步建构模型:结构决定性质,量变引起质变。
一、元素性质 的周期性 变化规律 　　【思考与讨论】观察课本P107表格4-5中的数据,判断随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价的变化规律是什么 【讲解】通过比较上面的元素的原子核外电子排布,可以得到同周期元素的核外电子排布的规律:同周期由左向右,元素的原子最外层电子数逐渐增加(第一周期是1→2,第二周期和第三周期都是1→8)。这样的重复出现,称为“周期性”。因此,我们说随着原子序数的递增,元素原子核外的电子排布呈现周期性的变化。 【设疑】再比较上面的元素的原子半径(稀有气体的半径没有可比性,所以不列出),请归纳同周期元素的原子半径的变化规律。 【讲解】H是所有原子中半径最小的。每一周期的原子半径由左向右都是逐渐减小的,重复出现。因此得到结论:随着原子序数的递增,元素原子半径呈现周期性的变化。 【设疑】短周期主族元素中,原子半径最大的是哪种元素 【设疑】再比较上面的元素的常见化合价,完成学案中的表格,总结出元素主要化合价的规律。 【讲解】经过我们的分析可知,随着原子序数递增,主族元素主要化合价呈现周期性变化。 【投影】随着原子序数递增,原子核外电子排布、原子半径、主族元素主要化合价都呈现周期性变化。 【过渡】元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢 我们以第三周期的主族元素为例进行研究。 【展示】填写学案中表格,并展示。 认识“重复出现”,体会“周期性变化” 【回答】同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)。 【回答】Na。 【展示】完成表格内容,并展示。 　　培养学生分析、处理数据的能力及相互合作的意识,也使学生获得直观形象的感性知识,为归纳元素周期律奠定基础。
二、第三周期 元素性质的 递变规律 　　【设疑】我们已知NaOH是强碱,Mg(OH)2是中强碱,你能预测Al(OH)3的酸碱性吗 【结论】Al(OH)3是一种两性氢氧化物。 【投影】两性氢氧化物的概念。 【设疑】我们学过的元素金属性强弱的判断方法有哪些 如何证明Na、Mg、Al的金属性逐渐减弱呢 请完成实验探究。 　　【实验探究】Al(OH)3的酸碱性分组实验,观察现象,得出结论,完成相应表格并展示。 【回答】单质与水(或酸)反应的难易;最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。碱性越强,元素的金属性越强。 【实验探究】钠、镁、铝的金属性强弱。分组实验,观察现象,得出结论,完成表格并展示。 小组合作,分组实验,并完成学案中对应表格内容,展示成果。 　　进一步巩固物质研究的程序:预测性质→设计方案→实验探究→得出结论。氢氧化铝是两性氢氧化物。 多种方案探究钠、镁、铝的金属性强弱,深刻理解金属性强弱的比较方法。 培养学生解决问题的能力、表达能力、小组合作精神和实验分析能力。同时使学生掌握解决问题的方法。
二、第三周期 元素性质的 递变规律 【设疑】我们学过的元素非金属性强弱的判断方法有哪些 如何比较Si、P、S、Cl的非金属性 请自行查阅资料,完成相应表格。 通过对第三周期元素的探究,你得出的结论是什么 你能从原子结构角度解释原因吗 　　【回答】根据单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度判断,越容易反应,元素的非金属性越强;最高价氧化物对应的水化物——含氧酸的酸性越强(O、F除外),元素的非金属性越强;单质与氢气生成的气态氢化物越稳定,元素的非金属性越强。 完成表格并展示。 第三周期元素Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl从左向右,元素的金属性减弱,非金属性增强。 第三周期元素:Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同,随着核电荷数的递增,原子半径逐渐减小,导致失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强,金属性减弱,非金属性增强。 　　利用已有知识解决新问题,同时通过查阅资料,锻炼了学生的自学能力和获取信息的能力。 性质是由结构决定的,再一次应用模型。
三、元素 周期律 　　【讲述】对其他周期元素进行同样的研究,一般情况下也会得出类似的结论。综合以上的事实,你能得出什么结论 元素的性质是由元素原子的哪一部分决定的 元素性质随原子序数的递增呈现出周期性变化的根本原因是什么 　　元素周期律的内容:元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。 【回答】原子核外的电子排布。 【回答】元素性质的周期性变化是原子核外电子排布呈现周期性变化的必然结果。 　　体会个别到一般。 帮助学生理解元素周期律的实质。领会由量变到质变,以及结构决定性质的观点。
评价反馈 　　请同学们完成对应学案中的评价反馈练习。 　　1.元素金属性强弱的比较。 2.元素非金属性强弱的比较。 3.对元素周期律的理解。 展示答案并解释原因。 　　检测学生对元素周期律内容的理解是否到位。
小结 　　对本课时内容进行总结。 　　原子结构即
电子排布元素的
性质 　　对所学内容进行升华提升。
布置作业 　　完成课本P112的1、2、4、5题。 　　进一步加强对元素周期律的理解。
本课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属和卤族元素的基本性质的基础之上,继续研究同周期主族元素的递变规律。本节课通过【自主学习】让同学们复习了原子结构,为本节课的展开做了铺垫,初步建立模型:从结构分析性质。通过【知识回顾】引用了2019年北京的高考题,复习了同主族元素的递变规律,进一步建立了结构决定性质、性质影响结构的模型,引导学生应用模型探究同周期元素的递变规律。对核外电子排布、原子半径、主要化合价的探究,把课本上的数据单独以表格的形式列出,逐一发现并总结规律。锻炼了学生数据处理、分析数据、获取信息的能力,对第三周期元素金属性、非金属性的探究,钠、镁、铝金属性的比较先探究了Al(OH)3是一种两性氢氧化物,再与NaOH是强碱、Mg(OH)2是中强碱作比较,得出金属性的强弱。通过钠、镁分别与水反应的剧烈程度,镁、铝分别与盐酸反应的剧烈程度,进一步比较了钠、镁、铝的金属性强弱。硅、磷、硫、氯非金属性的探究让同学们查阅资料,培养了学生的自学能力,进一步巩固了元素非金属性比较的方法。对同周期元素金属性、非金属性的探究,以第三周期为典型推及其他周期,由个别到一般。归纳总结规律,自然而然得出元素周期律的内容,充分理解了由量变到质变、微观探究与宏观辨识之间的关系。为后面的学习打下了基础。
本节课教学方式多样化,既有情境化教学,又有问题导引,层层递进,既有数据分析,又有实验设计,既有老师讲解,又有学生资料查阅等自学方式,课堂生动有趣,激发了学生极大的学习兴趣。
第二节　元素周期律
第1课时　元素性质的周期性变化规律
随着原子序数的递增呈现周期性变化
元素周期律的发现历程
19世纪60年代,化学家已经发现了60多种元素,并积累了这些元素的相对原子质量数据,为寻找元素间的内在联系创造了必要的条件。俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈耶尔等分别根据相对原子质量的大小,将元素进行分类排队,发现元素性质随相对原子质量的递增呈明显的周期变化的规律。1868年,门捷列夫经过多年的艰苦探索,发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期规律。这个规律的发现是继原子-分子论之后,近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑,它所蕴藏的丰富和深刻的内涵,对以后整个化学和自然科学的发展都具有普遍的指导意义。1869年,门捷列夫提出第一张元素周期表,根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的相对原子质量;他还预言了三种新元素及其特性,并暂时取名为类铝、类硼、类硅,这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗。这些新元素的相对原子质量、密度和物理化学性质都与门捷列夫的预言惊人相符,周期律的正确性由此得到了举世公认。
1.短周期元素X、Y,若原子半径X>Y,则下列选项中一定正确的是(　　)
A.若X、Y均在ⅣA族,则单质熔点X>Y
B.若X、Y均在ⅥA族,则气态氢化物的热稳定性X>Y
C.若X、Y均属于第二周期非金属元素,则简单离子半径X>Y
D.若X、Y均属于第三周期金属元素,则元素的最高正价X>Y
【答案】C
2.下列有关性质的比较,不能用元素周期律解释的是 (　　)
A.酸性:H2SO4>H3PO4
B.非金属性:Cl>Br
C.碱性:NaOH>Mg(OH)2
D.热稳定性:Na2CO3>NaHCO3
【答案】D
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