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人教版高一化学必修2第一章元素周期律同步教案2

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化学 课时： 2 课时
教学重点 与难点
元素周期律规律应用
教学过程 知识梳理
知识点一：原子核外电子排布 1． 电子层的表示方法及能量变化
电子层数 数字表示法 字母表示法
由内向外
1
2
3
4
5
6
K
L
M
N
O
P
离核远近
近
—— → 远
电子能量 2． 原子核外电子排布规律
低
—— → 高
(1)核外电子一般总是尽先排布在 能量最低 的电子层里。
最高氧化物的酸性
酸性逐ห้องสมุดไป่ตู้增强
酸性逐渐减弱
对应水化物的碱性
碱性逐渐减弱
碱性逐渐增强
非金属气态氢化物 的形成难易、 稳定性
形成由难 → 易 稳定性逐渐增强
形成由易 → 难 稳定性逐渐减弱
碱金属、卤素的性质递变
（ 5） .元素金属性与非金属性的比较 A 、元素金属性强弱的判断依据 ①根据金属单质与水 (或酸 )反应的难易程度：越易反应，则对应金属元素的金属性越强。 ②根据金属单质与盐溶液的置换反应： A 置换出 B，则 A 对应的金属元素的金属性比 B 对应的金属元素的金
（ 7） 元素化合价规律 最高正价 == 最外层电子数，非金属的负化合价 为 8；其代数和分别为： 0、2、 4、 6。
== 最外层电子数－ 8，最高正价数和负化合价绝对值之和
化合物氟元素、氧元素只有负价（ -1、-2），但 HFO 中 F 为 0 价；金属元素只有正价；
化合价与最外层电子数的奇、偶关系：最外层电子数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，如
周期数是族序数 3 倍的元素是： Na；
最高正价不等于族序数的元素是： O、 F。
（ 9） 元素性质、存在、用途的特殊性
形成化合物种类最多的元素，或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：
C；
空气中含量最多的元素，或气态氢化物的水溶液呈碱性的元素：
N；
常温下呈液态的非金属单质元素是： Br ；
最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素是：
同 主 族（ 从上到下 ） 逐渐增大
电子层排布
电子层数相同 最外层电子数递增
电子层数递增 最外层电子数相同
失电子能力 得电子能力
逐渐减弱 逐渐增强
逐渐增强 逐渐减弱
金属性
逐渐减弱
逐渐增强
非金属性
逐渐增强
逐渐减弱
主要化合价
最高正价（＋ 1 → ＋ 7）
最高正价 == 族序数
非金属负价 == ―（ 8―族序数） 非金属负价 == ―（ 8―族序数）
⑤根据非金属单质的氧化性或对应阴离子的还原性强弱：单质的氧化性越强，其对应阴离子的还原性越弱，
元素的非金属性越强。 ⑥最高价含氧酸形成的盐 (同种阳离子 )碱性越弱对应的非金属元素的非金属性越强。
（ 6） 半径比较三规律： 阴离子与同周期稀有气体电子层结构相同；阳离子与上周期稀有气体电子层结构相同。 非金属元素的原子半径 ＜ 其相应的阴离子半径； 金属元素的原子半径 ＞ 其相应的阳离子半径； 具有相同电子层结构的阴阳离子，随着元素原子序数的递增，离子半径逐渐减
Cl 的化合价有
+1、 +3 、 +5、 +7 和 -1 价。最外层电子数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，如 （ 8）周期表中特殊位置的元素
S 的化合价有 -2、 +4、 +6 价。
族序数等于周期数的元素： H、 Be、 Al ； 族序数等于周期数 2 倍的元素： C、 S；
族序数等于周期数 3 倍的元素： O； 周期数是族序数 2 倍的元素： Li ；
其对应的元素不活泼。 B 、元素非金属性强弱的判断依据
2
①根据非金属单质与 H2 化合的难易程度：越易化合，则其对应元素的非金属性越强。 ②根据形成的气态氢化物的稳定性或还原性：越稳定或还原性越弱，则其对应元素的非金属性越强。 ③根据非金属之间的相互置换： A 能置换出 B，则 A 对应的非金属元素的非金属性强于 B 对应的非金属元素 的非金属性。 ④根据最高价氧化物对应水化物的酸性强弱：酸性越强，则对应非金属元素的非金属性越强。
一对一辅导教案
学生姓名 授课教师
性别 上课时间
年级 年月日
学科
第（ ）次课 共（ ）次课
教学课题 人教版高一化学必修 2 第一章元素周期表同步教案 2
教学目标
知识目标：巩固学习元素周期律的相关知识 能力目标：培养学生空间想象力和实验动手能力 情感态度价值观：培养学生以实验事实为依据，严谨求实勇于创新的科学精神
实质。 ⑶ 内容 随着原子序数递增，①元素原子核外电子层排布呈现周期性变化； ②元素原子半径呈现周期性变化；
1
7 Q
这就是元素周期律的
③元素化合价呈现周期性变化；
④元素原子得失电子能力呈现周期性变化；即元素的金属性和非金属性呈现周期性变化。
⑷ 元素周期表中元素性质的递变规律
原子半径
同 周 期（ 从左到右 ） 逐渐减小
2
(2)每个电子层最多容纳的电子数为 2n 个。
①最外层最多容纳电子数不超过 8 个(K 层为最外层时不超过 2 个 )。
②次外层最多容纳的电子数不超过 18 个，倒数第三层电子数最多不超过 32 个。
知识点二：元素周期律 ⑴ 定义：元素的性质随着元素原子序数递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。 ⑵ 实质： 元素性质的周期性变化是元素原子核外电子数排布的周期性变化的必然结果。
B ． 114 号元素位于第七周期第Ⅳ A 族
C ．位于同一主族的甲乙两种元素，甲的原子序数为
x，则乙的原子序数可能为 x＋ 4
D ．位于同一周期的甲乙两种元素，甲位于Ⅰ A 族，原子序数为 x，乙位于Ⅲ A 族，则乙原子序数可能为
Be、 Al ；
元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起化合反应的元素是： 元素的气态氢化物和它的最高价氧化物的水化物起氧化还原反应的元素是： 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是：
N ；， S； S。
3
例题精讲
例 1．下列说法正确的是
()
A ．原子序数之差为 2 的两种元素不可能位于同一主族
属性强。 ③根据金属单质的还原性或对应阳离子的氧化性强弱：单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱，元素
的金属性越强 (Fe 对应的是 Fe2＋，而不是 Fe3＋ )。 ④根据最高价氧化物对应水化物的碱性强弱：碱性越强，则对应金属元素的金属性越强。 ⑤根据电化学原理：不同金属形成原电池时，作负极的金属活泼；在电解池中的惰性电极上，先析出的金属

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人教版高一化学必修2《元素周期律》教案及教学反思

人教版高一化学必修2《元素周期律》教案及教学反思

人教版高一化学必修2《元素周期律》教案及教学反思一、教学背景该课是人教版高一化学必修二的第五章《元素周期律》第三节课。

本课是化学的一大重点，是高中化学学习的基础和关键，理解和掌握该知识对于提高学生的综合素质和考试成绩都非常重要。

二、教学目标1.理解元素周期律的基本原理和实验依据2.掌握元素周期表上各元素的简要概况和规律3.能够利用元素周期律解决一些常见的化学问题三、教学重点和难点1.掌握元素周期表上各元素的周期性规律2.理解原子结构对元素化学性质的影响3.能够应用元素周期律解决化学问题四、教学过程1. 导入环节首先，在黑板上画出元素周期表，由学生补全其中的元素名称和符号；然后引导学生思考：元素周期表上为什么有这样的排列方式？如何解释元素周期表上元素位置的规律性？引出本章的教学内容。

2. 学习和讲解2.1 元素周期律的基本原理首先讲解元素周期律是怎样发现的，以及基本原理是什么。

引导学生理解原子结构是元素周期律的基础。

2.2 元素周期律的实验证明介绍多个实验的结果，如门捷列夫的实验、勃兰特利的实验等，阐述这些实验的意义和证据。

2.3 元素周期表的结构和概览讲解元素周期表上元素位置的规律性：主、副、次、超主族、稀有气体等；并介绍不同区域的元素的基本特征和性质。

同时，在黑板上标示相关信息，例如：元素符号、原子序数、相对原子质量、周期、族别等，化学性质方面则重点介绍元素的电子构型、化合价、氧化态、基性、酸性等。

2.4 元素周期律的规律性介绍烷基化合物的同分异构体、单价、非金属性等规律，并给出例子加以说明。

提示学生认识到，这些性质和规律都是由原子结构决定的。

3. 锻炼和练习根据例题引导学生思考，在不看书的前提下，利用元素周期律解决化学问题。

例如：某元素的电子构型为2,7，问该元素的周期和族别？加入哪个元素可以使Mg(OH)2成为减压水解还原剂？什么样的物质易被还原？4. 总结反思引导学生总结掌握的知识和技能，讲解其他常用的元素周期律的应用。

人教版高中化学选择性必修二教案：原子结构与元素周期表

人教版高中化学选择性必修二教案：原子结构与元素周期表

第一章原子结构与性质第二节原子结构与元素的性质1.2.1原子结构与元素周期表【教材分析】本节内容分为两部分：第一部分在复习原子结构及元素周期表相关知识的基础上，从原子核外电子排布的特点出发，结合元素周期表进一步探究元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

第二部分在复习元素的核外电子排布、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性周期性变化的基础上，进一步从原子半径、电离能以及电负性等方面探究元素性质的周期性变化规律。

教学过程中应注意帮助学生根据元素原子核外电子排布特点，以及从原子半径、电离能及电负性等方面加深对元素周期律、元素周期表及元素“位一构一性”三者关系的理解。

【课程目标】课程目标学科素养1.熟知原子结构与元素周期表的关系，进一步熟悉元素周期表的结构。

2.能够从原子结构的角度认识元素周期表中区的划分。

a.科学态度与社会责任：通过对元素周期表发展史的了解，认识科学家对元素周期表经历的探索过程，b.培养宏观辨识与微观探析：通过对构造原理与元素周期表分区关系的分析，了解元素周期表是微观上原子核外电子排布的宏观表达方式，【教学重难点】教学重点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系教学难点：原子核外电子排布与元素周期表分区的关系【教材过程】【导入新课】化学元素周期表年随着元素数目在十九世纪的增多，每一种元素都具有不同的特性，化学家们开始感到他们像是迷失在一座茂密的丛林中：自然界究竟有多少种元素？它们之间的内在关系怎样？有没有规律？怎样分类？终于俄国化学家门捷列夫从杂乱无章的元素迷宫中理出了一个头绪。

门捷列夫为了研究元素的分类和规律，把当时已知的几十种元素的主要性质和原子量写在一张张的小卡片上，反复进行排列，比较它们的性质，探索它们之间的联系。

1869年，他正式提出元素周期律，它在周期表中排列了当时已经知道的63种元素。

元素的发现：1650-2017年发现元素的种类数【新课讲授】一、元素周期表的发展三张有重要历史意义的周期表第一张周期表——门捷列夫周期表。

高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计

高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计

高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计第二节元素周期律1.理解元素周期律的含义,会用它来判断同周期元素的性质差异.2.掌控并能够运用元素金属性、非金属性的推论依据。

3.培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

[课型]：基本理论基本概念课[重点]：元素周期律的含义[教法]：探讨法、分析法和比较法[引入]：从所学过的卤素和碱金属的知识来引入对元素周期律的学习。

[教学过程]：原子序数核电荷数（板书）[鼓励]学生根据表中5-5和图5-5去分析：随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出什么规律性的变化？[讨论]学生们分组讨论。

[总结]随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出周期性的变化。

[指导]学生填写表5-6、5-7、5-8，体会什么是周期性的变化规律。

[复述过渡阶段]既然元素的化学性质主要同意于原子核外最外层电子和原子半径，那么能够无法说道元素的化学性质也存有这种变化规律呢？[讲解]在证实这个问题之前，我们必须先搞清楚判断元素性质的主要依据是什么。

[指导学生写作]课本p100上面两段内容。

[学生总结]元素金属性、非金属性的判断依据。

[模拟]实验5-1、5-2、5-3。

[学生总结]实验5-1、5-2、5-3的现象。

[非政府学生探讨]融合表中5-9、5-10总结11-18号元素金属性、非金属性的变化规律。

[总结]从11-18号元素随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

[衍生]对其他的元素展开相近的研究，也能够得出结论相近的结论。

[学生总结]元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递减而呈现出周．．．．期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

（板书）[小结]元素周期律就是自然界的普遍规律，也就是我们今后自学化学的基本依据。

[课下思考]形成元素周期律的根本原因是什么？[作业]：p103，一、二、三。

高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第一章第2节+第2课时 元素周期律

高中新教材人教版化学课件+选择性必修2+第一章第2节+第2课时 元素周期律


【变式训练1】 下列各组粒子半径的比较正确的是( )。 ①Cl<Cl-<Br- ②F-<Mg2+<Al3+ ③Ca2+<Ca<Ba ④S2-<Se2-<BrA.①和③ B.①和② C.③和④ D.①和④ 答案:A 解析:对于同种元素来说,阳离子半径<原子半径,原子半径<阴离子半径,则 粒子半径:Cl<Cl-,Ca2+<Ca。①Cl-、Br-的最外层电子数相同,能层数越多,离 子半径越大,所以离子半径:Cl-<Br-,①正确;②Al3+、Mg2+、F-的核外电子排 布相同,核电荷数越小,离子半径越大,则离子半径:Al3+<Mg2+<F-,②错误;③ Ca、Ba的最外层电子数相同,能层数越多,粒子半径越大,则粒子半 径:Ca<Ba,③正确;离子半径大小应为Se2->Br-,④错误。
探究任务2 电离能的递变规律与应用
【问题引领】
1.下表是第二、第三周期元素的第一电离能数据:
元素
Li Be B
C
N
O
F
Ne
第一电离能 (kJ ·mo l-1)
502.3
899.5
800.6
1 086.4 1 402.3 1 314.0 1 681.0 2 038
元素
Na Mg Al Si P
S
Cl Ar
【归纳提升】
1.电离能的有关规律 (1)第一电离能。 ①每个周期的第一种元素(氢和碱金属)的第一电离能最小,稀有气体元素 原子的第一电离能最大,同周期从左到右元素的第一电离能呈增大的趋势, 表示元素原子越来越难失去电子。 ②同主族元素原子的第一电离能从上到下依次减小,表示元素原子越来越 容易失去电子。 ③过渡元素的第一电离能变化不太规则,随原子序数的递增从左至右略有 增加。