最新高中化学-元素周期律学案2 精品

IVA VA非金属性逐▼金属性逐渐金属性逐O非金属性逐渐第二节元素周期律第3课时学案学习目标：知识与技能：1.掌握元素周期表和元素周期律的应用2.了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

3.掌握元素化合价与元素在周期表屮位置的关系。

过程与方法：1.归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

2.自主学习。

引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力学习重点：周期表、周期律的应用学习难点：“位、构、性”的推导。

学习过程：三、元素周期表、元素周期律的应用1、自主学习：（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系看书并认真观察下表，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。

2、课堂练习：X、Y是兀素周期表中的两种兀素。

下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来（二）元素的化合价与元素在周期表中位置的关系3、探究思考：1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCI MgCI2 A1CI3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HC1042、总结最高正化合价与什么有直接关系？得出结论：主族元素最高正化合价= ______________ = ____________ = _________________ 4、探究思考：写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCI与HQ04分析最高正化合价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。

得出结论：______________________________________________________________ O5、课堂练习：某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4,则其气态氢化物的化学式为：________ ;若其水溶液呈现酸性，且能与AgNOs溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：__________ 。

第二节元素周期律第2课时学案知识与技能：1.掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。

2.通过实验操作，提高实验技能°过程与方法：1.自主学习，自主归纳比较元素周期律。

2.自主探究，通过实验探究，提局探究能力。

情感、态度与价值观：培养辩证唯物主义观点：理解量变到质变规律。

学习重点元素的金属性和非金属性随原了序数的递增而呈现周期性变化的规律。

学习难点探究能力的培养。

学习过程：一、元素周期律（三）元素周期律1、自主学习：元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

性质强弱判断依据金属性1、2、非金属性1、2、3、2、合作探究：第三周期元素性质变化规律［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，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚猷溶液。

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。

Na Mg Al与冷水反应现象化学方程式与沸水反应现象化学方程式结论最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOHMg(OH)2中强碱AI(OH)3［实验二］Mg、Al与稀盐酸反应比较Mg Al现象反应方程式结论［总结］Na、Mg、Al与水反应越来越,对应氧化物水化物的碱性越来越金属性逐渐 c3、自我总结：看资料总结：Si P S CI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口气态氢化物的稳定性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HCIO4强酸（比H2SO4酸性强）结论［总结］第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐,非金属性逐渐 O4、自主学习：同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐,非金属性逐渐。

根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

决定可归纳出。

5、自主学习：元素周期律（1）定义：0（2 ）实质：o6、课堂反馈练习：X、Y、Z三种元索的原了具有相同的电子层数，而Y的核电荷数比X大2, Z的质子数比 Y 多4, 1摩尔X的单质跟足量的酸起反应能置换出1克纨气，这时X转为具有饭原子相同的电子层结构的离子，根据上述条件推测：（1）X Y Z ；（2）X、Y最高价氧化物对应水化物跟的气态氢化物的水溶液反应的离了方程式分别为①，②。

元素周期律第二课时知识目标：1.掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律2.掌握元素周期表和元素周期律的应用，了解周期表中金属元素、非金属元素分区，掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点：1.元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

2.“位、构、性”的推导知识铺垫：1.随着原子序数的递增，元素原子的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增，元素的呈现周期性变化。

2.判断元素金属性强弱的依据：（1）；（2）。

判断元素非金属性强弱的依据：（1）；（2）。

3.钠与水反应的实验现象及方程式：4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式：、自主学习：1.2.相关反应的化学方程式：、、结论：Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料：/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，比较：氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论：随着原子序数的递增，11~17号的元素的金属性逐渐，非金属性逐渐4.关系？非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和有什么规律？结论：特殊：氧元素的化合价一般是价，而氟元素正化合价。

元素只有正化合价而无负价。

(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用：（1）在元素周期表中：同周期的元素从左至右，元素的金属性，元素的非金属性；同主族的元素从上至下，元素的金属性，非金属性。

在周期表的最右面一纵行是；金属元素与非金属元素之间没有严格的界限，位于金属与非金属分界线附近的元素既能，又能。

参考资料：/（2）指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。

（3）寻找所需物质在能找到制造半导体材料，如；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

合作交流：请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：(1)哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？(2)哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?互动探究：例1：下列说法中肯定错误的是（）A.某原子K层上只有一个电子B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2：R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素，下列说法一定正确的是（m.n 均为正整数）（）A.若R(OH)m为强碱，则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸，则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2，则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5，则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言：自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。

必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：在本节中，这些知识将更加细，论性更强，体系更加完整。

生已经习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些为本节的习奠定了一定的基础。

通过习，可以使生对于所元素合物等知识进行综合、归纳。

同时，作为论指导，生能更好的把无机知识系统、络。

本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。

二、教目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序的增递而呈现周期性变的规律。

（2）通过实验操作，培养生实验技能。

2、过程与方法：（1）自主习，归纳比较元素周期律。

（2）自主探究，通过实验探究，培养生探究能力。

3、情感、态度与价值观：培养生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教重点难点：重点：元素的金属性和非金属性随原子序的递增而呈现周期性变的规律。

难点：探究能力的培养四、情分析：元素周期律的是高中的基础论内容，但是元素性质的周期性变可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发生的习主动性，让生去动手实验获取证据，让生去分析图表、资料获取信息。

具体说，对于元素的金属性的周期性变，可以由生在分组实验的基础上，观察N 与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 A与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，推导出结论。

元素的非金属性的周期性变可以让生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

五、教方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前准备：1．生的习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原和方法步骤；完成。

2．教师的教准备：多媒体课件制作、实物投影仪，，课内探究案，课后延伸拓展案。

3．教具准备：两人一组，实验室内教。

课前打开实验室门窗通风，课前准备好——试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1 1/L盐酸，1 1/LA113溶液、31/LNOH 溶液、31/LH2SO4溶液、1 1/LMg12溶液。

元素周期律【学法指导】1、理解电离能和电负性概念的基础上，运用相关的原子结构理论，分析并掌握元素的原子半径、第一电离能、电负性及元素主要化合价等元素性质同周期性变化的规律并建立模型。

2、了解元素周期律的应用价值。

【基础梳理】一、元素周期律(1)含义：元素的性质随原子的发生周期性递变，这一规律叫做元素周期律。

(2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的周期性变化的必然结果。

二、半径原子半径的大小取决于和。

①同周期，随着核电荷数增多，原子(最高价阳离子或最低价阴离子)半径都依次。

②同主族，随着核电荷数增多，原子(同价阳离子或同价阴离子)半径都依次。

③核外电子排布(即电子层结构)相同，随核电荷数增多，离子半径依次。

④同种元素形成的粒子半径：阳离子＜中性原子＜阴离子。

三、电负性(1)定义：气态电中性基态原子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。

用符号I1表示，常用单位是kJ/mol。

(2)元素原子的第一电离能的变化规律①同周期元素从左到右，第一电离能逐渐。

但同周期过渡元素第一电离能从左到右略有。

②同主族元素自上而下，第一电离能逐渐。

试解释同周期第一电离能的变化趋势。

(3)逐级电离能①含义：原子的+1价气态离子所需要的最低能量叫做第二电离能，以此类推。

M(g) M(g) eI1(第一电离能)I2(第二电离能)M(g) M (g) e2I3(第三电离能)M (g) M (g) e2 3②变化规律同一元素的逐级电离能是逐渐增大的，即，这是由于原子失去一个电子变成+1价阳离子，半径变小，核电荷数未变而电子数变少，核对外层电子的吸引作用增强，使第二个电子比第一电子难失去，失去第二个电子比失去第一个电子需要更多的能量。

电离能越小、金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。

(2)判断元素的化合价（I1、I2示各级电离能）如果某元素的I n+1>I n，则该元素的常见化合价为+n价。

如钠元素I2>I1，所以钠元素的常见化合价为+1价。

教案
［讲］同周期元素从左往右，电负性逐渐增大，表明金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

同主族元素从上往下，电负性逐渐减小，表明元素的金属性
元素的电负性用于判断一种元素是金属元素还是非金属元素，以及元素的活泼性。

通常，电负性小于2的元素，大部分是金属元素；电负性大于的元素，大部分是非金属元素。

非金属元素的电负性越大，非金属元素越
［科学探究］
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的性质有些相似，被称为“对角线规则”。

查阅资料，比较锂和镁在空气中燃烧的产物，铍和。

第2课时元素周期律1．同周期的X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物HXO4、H2YO4、H3ZO4的酸性依次减弱，则下列判断正确的是()A．原子半径X最大，Z最小B．非金属性X最强，Z最弱C．气态氢化物中HX最不稳定D．原子序数：Z>Y>X答案 B解析由最高价氧化物对应水化物酸性强弱可知三种元素非金属性强弱顺序为X>Y>Z，则三种元素的原子序数大小关系为X>Y>Z，由同周期元素性质的递变规律可知：原子半径的大小顺序为Z>Y>X，气态氢化物的稳定性为HX>H2Y>ZH3。

2．已知短周期元素的离子：aA2＋、bB＋、cC3－、dD－都具有相同的电子层结构，则下列叙述中正确的是()A．原子半径：A>B>D>C B．原子序数：d>c>b>aC．离子半径：C>D>B>A D．单质的还原性：A>B>D>C答案 C解析对电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，由题可判断：aA2＋＝Mg2＋，bB＋＝Na＋，cC3－＝N3－，dD－＝F－，故原子半径：Na>Mg>N>F，原子序数：a>b>d>c，离子半径：N3－>F－>Na＋>Mg2＋，还原性：Na>Mg>N>F。

3．下列叙述中，A金属性肯定比B金属性强的是()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原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能答案 D解析本题的关键是要弄清金属性强弱的实质是原子失电子的难易程度，原子越容易失电子，其金属性越强，与原子失电子数目无关；其次得失电子的能力主要取决于原子结构，尤其与最外层电子数和电子层数密切相关。

第二节原子结构与元素性质第3课时元素周期律(二)核心素养发展目标1.能从原子结构角度理解元素的电负性规律，能用电负性解释元素的某些性质。

2.理解元素的第一电离能、电负性与金属性、非金属性之间的关系。

3.掌握元素周期律，分析“位—构—性”之间的关系。

知识梳理一、电负性1．有关概念与意义(1)键合电子：元素相互化合时，原子中用于形成化学键的电子称为键合电子。

(2)电负性：用来描述不同元素的原子对键合电子吸引力的大小。

电负性越大的原子，对键合电子的吸引力越大。

(3)电负性大小的标准：以氟的电负性为4.0和锂的电负性为1.0作为相对标准。

2．递变规律(1)同周期，自左到右，元素的电负性逐渐增大，元素的非金属性逐渐增强、金属性逐渐减弱。

(2)同主族，自上到下，元素的电负性逐渐减小，元素的金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱。

3．应用(1)判断元素的金属性和非金属性强弱①金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右，它们既有金属性，又有非金属性。

②金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

(2)判断元素的化合价①电负性数值小的元素在化合物中吸引电子的能力弱，元素的化合价为正值。

②电负性数值大的元素在化合物中吸引电子的能力强，元素的化合价为负值。

(3)判断化合物的类型如H的电负性为2.1，Cl的电负性为3.0，Cl的电负性与H的电负性之差为3.0－2.1＝0.9<1.7，故HCl为共价化合物；如Al的电负性为1.5，Cl的电负性与Al的电负性之差为3.0－1.5＝1.5<1.7，因此AlCl3为共价化合物；同理，BeCl2也是共价化合物。

特别提醒电负性之差大于1.7的元素不一定都形成离子化合物，如F的电负性与H的电负性之差为1.9，但HF为共价化合物。

课堂练习1、判断题(1)元素电负性的大小反映了元素原子对键合电子吸引力的大小()(2)元素的电负性越大，则元素的非金属性越强()(3)同一周期电负性最大的元素为稀有气体元素()(4)第ⅠA族元素的电负性从上到下逐渐减小，而第ⅦA元素的电负性从上到下逐渐增大() (5)NaH的存在能支持可将氢元素放在ⅦA的观点()答案(1)√(2)√(3)×(4)×(5)√2．按照电负性的递变规律推测：元素周期表中电负性最大的元素和电负性最小的元素位于周期表中的哪个位置？提示根据电负性的递变规律，在元素周期表中，越往右，电负性越大；越往下，电负性越小，由此可知，电负性最强的元素位于周期表的右上方，最弱的元素位于周期表的左下方。

第二节元素周期律第2课时一、教学目标（一）知识与技能：1、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的比较。

2、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

3、通过实验操作，培养学生实验技能。

（二）过程与方法：1、自主学习，自主归纳比较元素周期律。

2、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。

（三）情感、态度与价值观：1、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

2、培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。

二、重点与难点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。

三、教学过程[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。

[学生活动][投影展示]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，原子核外的最外层电子排布有何规律性变化。

[板书]二、元素周期律[学生活动][投影展示] 随着原子序数的递增，原子核外的最外层电子排布变化的规律性[讲述]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(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。

这就如同我们一年一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。

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。

由此，可得出如下结论：[讲述并板书]随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。

[过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化？我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。

［投影］元素的主要化合价［教师］对于稀有气体元素，由于它们的化学性质不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。