鲁教版高中化学必修二1-3-1认识同周期元素性质的递变规律教学设计

第1课时认识同周期元素性质的递变规律核心素养发展重点学业要求结合实验事实认识元素性质呈周期性变化的规律。

1.以第3周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律。

2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。

学生自主学习第3周期元素原子得失电子能力的比较1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较(1)钠、镁、铝与水或酸反应的实验探究(2)钠、镁、铝最高价氧化物对应的水化物的碱性比较(3)氢氧化铝既能与盐酸反应，又能与氢氧化钠反应，表现出两性。

其离子方程式分别为□06Al(OH)3＋3H ＋===Al 3＋＋3H 2O 、□07Al(OH)3＋OH －===[Al(OH)4]－。

2．硅、磷、硫、氯得电子能力的比较 (1)单质与H 2化合的难易程度为Si<P<S<Cl 2。

(2)生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为SiH 4<PH 3<H 2S<HCl 。

(3)最高价氧化物对应水化物的酸性强弱顺序为□08H 2SiO 3<H 3PO 4<H 2SO 4<HClO 4。

结论：硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为□09Cl>S>P>Si 。

同周期元素原子得失电子能力的变化规律02减弱。

1．规律：同周期从左到右，元素的原子得电子能力□01增强，失电子能力□2．理论解释课堂互动探究一、元素原子失电子能力的判断1．元素原子得(失)电子数目越多，得(失)电子能力越强吗？提示：元素原子得失电子能力只与得失电子的难易程度有关，而与得失电子的数目无关。

2．同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布是否有关？提示：同周期元素性质的递变与元素原子的核外电子排布有关系，因为同周期从左到右元素的原子半径逐渐减小，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，导致得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱。

1．同周期元素原子失电子能力的递变规律同周期各元素原子的核外电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对核外电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。

1.3.1认识同周期元素性质的递变规律【核心素养发展目标】1.以第3周期元素为例，理解同周期元素性质的递变性，完成相应的同周期元素性质的探究实验，并能解释这种递变的原因。

2.学会判断元素原子的得、失电子能力强弱的方法。

【自主学习】1.请画出第三周期元素的原子结构示意图，并描述第三周期元素从左到右原子结构的相似性和递变性。

问题任务一2.元素原子失电子能力强弱判断依据是什么？3.如何通过实验比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱？实验方案：可以从哪些角度来设计实验验证钠、镁、铝的金属性强弱呢？请设计实验。

实验用品：金属钠、表面积相同的镁条和铝条、稀盐酸、氢氧化钠溶液、氯化镁溶液、氯化铝溶液、蒸馏水、烧杯、试管、表面皿、酒精灯、小刀、镊子、试管夹、玻璃片、滤纸等。

4.如何比较NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3三者的碱性强弱？5.试总结氢氧化铝的化学性质，用化学方程式（和离子方程式）表示问题任务二6.元素原子得电子能力强弱判断依据是什么？7.硅、磷、硫、氯等元素原子的得电子能力如何？非金属性如何？你是如何判断的？应该怎么验证？8..硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物分别是什么？硅酸、磷酸、硫酸、高氯酸的酸性谁强？9..硅、磷、硫、氯的气态氢化物分别是什么？写出硅、磷、硫、氯的单质分别与氢气反应的化学方程式，并比较硅、磷、硫、氯的气态氢化物的稳定性顺序。

10.归纳总结同周期元素性质递变规律【应用体验】1．下面是某科学兴趣小组的同学做同周期元素性质递变规律的实验时，设计的一套实验方案。

实验步骤如下：实验序号实验步骤①将镁条用砂纸打磨后，放入沸水中，再向溶液中滴加酚酞试液②向新制的Na2S溶液中滴加新制的氯水③将一小块金属钠放入滴有酚酞试液的冷水中④将镁条投入稀盐酸⑤将铝条投入稀盐酸⑥向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量请整理并完成实验报告。

(1)实验目的：_____________________________________________________________。

第1课时 认识同周期元素性质的递变规律一、同周期元素原子失电子能力的比较 1．钠、镁、铝失电子能力强弱(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，有“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞变红色。

该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na ＋2H 2O===2NaOH ＋H 2↑。

(2)实验②中，加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。

该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg ＋2H 2O=====△Mg(OH)2↓＋H 2↑。

(3)实验③和④中的两支试管内都有无色气泡产生，但实验③中试管放出气体的速率较快。

反应的化学方程式为 Mg ＋2HCl===MgCl 2＋H 2↑； 2Al ＋6HCl===2AlCl 3＋3H 2↑。

(4)结论：钠、镁、铝置换出水(或酸)中的氢时，由易到难的顺序为Na＞Mg＞Al。

钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3。

钠、镁、铝的失电子能力由强到弱的顺序为Na＞Mg＞Al。

2．同周期元素原子失电子能力的递变规律在同一周期中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增大，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱。

例1研究表明，26Al可以衰变为26Mg，下列比较这两种元素金属性强弱的方法正确的是( )A．比较这两种元素单质的硬度和熔点B．在AlCl3和MgCl2溶液中分别滴加少量的NaOH溶液C．将打磨过的镁条和铝片分别与热水作用，并向其中滴入酚酞溶液D．将空气中放置已久的26Al、26Mg的单质分别与热水作用答案 C解析通过比较两单质分别与水(或非氧化性酸)反应的剧烈程度或比较Al(OH)3和Mg(OH)2碱性强弱，进而判断Mg、Al的金属性强弱。

《必修2》第一章原子结构与元素周期律第三节元素周期表的应用第一课时认识同周期元素性质的递变规律【学习目标】以第三周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律了解元素“位、构、性”三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。

3、通过“钠、镁、铝原子失电子能力的递变”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”探究，培养学生获取信息能力；通过利用原子结构的理论解释这些规律，培养学生的分析推理能力。

4、了解元素周期表在指导生产实践等方面的作用【学习重难点】1、同周期元素性质的递变规律2、“位、构、性”之间的关系。

【学习建议】建议边探究边实验方法，让学生根据设计方案开放性的交流探索【课前预习区】1、写出第3周期元素的元素名称、元素符号，并画出其原子结构示意图：2、第3周期元素原子的结构是如何递变的？3、复习Na、Al、S、Cl2的化学性质；并写出相应的化学反应方程式。

4、第三周期元素原子核外电子排布规律为。

根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为；其中主要体现为得电子；主要体现为失电子，性质稳定。

【课堂互动区】【问题组一】1、请回忆所学知识，从氧化还原反应的角度看Na、Mg、Al在化学反应中表现还原性还是氧化性？其实质是什么？2、根据元素周期律预测Na、Mg、Al失电子能力的大小？【实验探究】请根据【方法导引】并以下所给实验用品设计实验比较Na、Mg、Al三种元素原子失电子能力的强弱.【方法导引】元素原子失电子能力的强弱，可以采用下列方法间接判断：1、比较元素单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度。

置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。

2、比较元素最高价氧化物对应水化物（碱）的碱性强弱。

一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。

试剂：表面积相同的镁条和铝条，金属钠（切成小块），蒸馏水，盐酸（1mol/L），酚酞溶液。

第三节元素周期表的应用认识同周期元素性质的递变规律第1课时【教案目标】1. 以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律，并能用原子结构理论初步加以解释；2. 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；【教案重点】同周期元素性质递变规律【教案难点】同周期元素性质递变规律【教案方法】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；【教师具备】1.实验器材药品 Na、Mg、Al及MgCl2、AlCl3溶液NaOH溶液2.多媒体课件【教案过程】胆的预测，如他折】为了研究问题的方便，以第三周期周期元素原子结构推测第三重点内容g【板书】3. 结论：Na、Mg能力依次减弱。

归纳总结的【投影】完1、错子半径依次增大以甲活泼。

第三节元素周期表的应用一、同周期元素性质的递变1. 第三周期元素原子结构相同点：电子层数相同。

递变性：核电荷数依次增多；最外层电子数依次增多；原子半径依次减小。

2. 设计实验方案3. 结论：金属性： Na＞Mg＞Al碱性： NaOH＞Mg(OH>2＞Al(OH>3Na、Mg、Al失电子能力依次减弱。

4. 氢化物稳定性： SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性强弱顺序： H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4Si、P、S、Cl四种非金属元素原子得电子能力逐渐增强。

申明：所有资料为本人收集整理，仅限个人学习使用，勿做商业用途。

课时1　认识同周期元素性质的递变规律目标与素养：1.以第3周期钠、镁、铝、硅、磷、硫、氯为例，了解同周期元素性质的递变规律，并能用原子结构的理论加以解释。

(宏观辨识与微观探析)2.结合有关数据和实验事实认识同周期元素性质的递变规律。

(证据推理与模型认知)一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较元素Na MgAl单质与水反应与冷水剧烈反应与冷水不反应，与沸水缓慢反应与冷水、沸水均不反应－反应剧烈，有大量气泡反应较剧烈，缓慢放出气泡单质与盐酸反应与酸(或水)置换氢越来越难NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH 3)两性氢氧化物最高价氧化物对应水化物的碱性―――――――→碱性逐渐减弱 结论Na Mg Al 失电子能力逐渐减弱2.硅、磷、硫、氯单质及化合物性质的比较元素Si P S Cl 高温较高温度需加热点燃或光照单质与H 2化合的条件―――――――→化合越来越容易 SiH 4很不稳定PH 3不稳定H 2S 较不稳定HCl 稳定气态氢化物的稳定性―――――――→稳定性越来越强最高价氧化物SiO 2P 2O 5SO 3Cl 2O 7最高价氧化物对应水化物的酸性H 4SiO 4或H 2SiO 3弱酸H 3PO 4中强酸H 2SO 4强酸HClO 4最强无机酸酸性逐渐增强――――――→结论从Si到Cl，元素得电子能力逐渐增强二、同周期元素得失电子能力的递变规律1．规律同一周期，从左往右，随着原子序数的递增，元素原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强。

2．理论解释1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。

( )(2)金属原子失电子越多，还原性越强。

( )(3)PH3的稳定性比SiH4强。

( )(4)同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。

( )[答案]　(1)×　(2)×　(3)√　(4)×2．下列物质碱性最强的是( )A．Fe(OH)3 B．Al(OH)3C．NaOH D．Mg(OH)2C　[根据金属活动性顺序可知活动性：Na>Mg>Al>Fe，可知NaOH碱性最强。

第3节元素周期表的应用第1课时认识同周期元素性质的递变规律学习目标1.通过分析第3周期元素性质的变化特点,认识同周期元素性质的递变规律及其与原子结构的关系。

2.通过Na、Mg、Al的有关性质探究实验,建立物质性质的递变规律,形成比较物质性质的认知模型,培养基于理论进行性质预测的能力。

学习任务1 第3周期Na、Mg、Al失电子能力的比较1.元素原子失电子能力的比较依据(1)比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢气的难易程度。

置换反应越容易发生,说明元素原子失电子的能力越强。

(2)比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。

一般来说,碱性越强,说明元素原子失电子的能力越强。

2.Na、Mg、Al失电子能力的比较(1)Na、Mg、Al与H2O、酸的反应。

(2)NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。

①Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。

、②NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3碱性强弱的比较。

3.Al(OH)3的两性(1)既能与强酸反应又能与强碱反应的氢氧化物,叫作两性氢氧化物。

(2)与盐酸的反应:Al(OH)3+3HCl AlCl3+3H2O;Al(OH)3+3H+Al3++ 3H2O。

(3)与氢氧化钠溶液的反应:Al(OH)3+NaOH Na[Al(OH)4];Al(OH)3+OH-[Al(OH)4]-。

同学们在初中就认识了金属活动性顺序,被用作判断溶液中金属间能否发生置换反应的判定准则。

那这个金属活动性是怎么得出来的呢?1812年瑞典化学家贝采里乌斯根据实验现象最先提出了金属活动顺序。

后来,俄国化学家贝开托夫在进行大量实验和系统研究之后,于1865年发表了《对某一元素为另一元素所置换的研究》的论文,使金属置换顺序更加明确和完善。

贝开托夫提出的金属置换顺序为K Na Ca Mg Al Zn Fe Sn Pb H Cu Hg Ag Au,置换能力由强到弱。

当然实验的方法以及确定的依据不同,与我们现在教材中的金属活动性顺序略有差异。

1.3.1 认识同周期元素性质的递变规律课型：新授使用人使用时间【知识序列要求的教学内容】：了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。

通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力。

通过精心设计问题，激发学生的求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。

【学情分析】通过本章前面两节的学习，学生对元素周期律和元素周期表有了初步的了解，本节课是对元素周期表的进一步学习，学习第3周期元素性质的递变规律，并以此类推其它周期元素性质的递变规律。

并在此过程中培养学生自主学习的能力、归纳总结、推理等能力。

[教学目标]1.以第3周期为例，掌握同周期元素性质的递变规律。

2.能运用原子结构理论初步解释同周期元素性质的递变规律。

[教学重难点] 元素周期表的结构【教学方法】讨论、比较、归纳最外层电子数原子半径预测2、钠、镁、铝原子失电子能力相对强弱的实验探究实验内容实验现象结论钠、镁、铝与水的反应比较NaOH、Mg(OH) 2、Al(OH)3的碱性强弱加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀不溶解加入NaOH溶液后产生白色沉淀，把沉淀分成两份，其中一份加入稀盐酸，沉淀溶解，另一份加入NaOH溶液，沉淀溶解3、硅、磷、硫、氯原子得电子能力相对强弱分析元素Si P S Cl单质与H2反应条件高温、生成少量化合物磷蒸气与H2能反应需加热光照或点燃、剧烈反应单质与H2化合的难易气态氢化物化学式稳定性最高价氧化物最高价氧化物的水化物化学式酸性结论。