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【教学设计】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，这些知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。
学生已经学习了原子的构成、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，这些为本节的学习奠定了一定的基础。
通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳。
同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、络化。
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、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
（2）通过实验操作，培养学生实验技能。
2、过程与方法：（1）自主学习，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。
3、情感、态度与价值观：培养学生辩证唯物主义观点——量变到质变规律三、教学重点难点：重点：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。
难点：探究能力的培养四、学情分析：元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。
具体来说，对于元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和 Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度，根据获得的第一手证据，来推导出结论。
元素的非金属性的周期性变化可以让学生阅读材料、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、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前准备：1．学生的学习准备：预习课本上相关的实验，初步把握实验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。
2．教师的教学准备：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延伸拓展学案。
3．教具准备：两人一组，实验室内教学。
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、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。
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。
元素周期律（第2课时）大单元-高中化学必修1第四章第一单元1.认识原子核外电子排布、元素化合价、原子半径随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。
2.了解元素周期表的结构，认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系。
3.能运用比较、归纳等方法对信息进行加工。
随着人类对原子结构认识的逐渐深入，元素之间的周期性变化规律逐渐被一些科学家发现。
1829年，德国的德贝赖纳在研究元素的相对原子质量与化学性质的关系时，发现有几个相似的元素组：①锂、钠、钾；②钙、锶、钡；③氯、溴、碘；④硫、硒、碲；⑤锰、铬、铁。
19世纪60年代，俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈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性变化规律。
经过多年的艰苦探索，门捷列夫发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律，并于1869年发表了元素周期表。
元素之间到底有什么样的周期性变化规律?元素周期表到底是按照什么标准制定的?它的价值何在?【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面【任务七】比较元素性质强弱的依据【任务八】元素周期表的制定依据和结构【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面1.原子最外层电子排布呈周期性变化【活动设计】问题1：什么是原子序数?它与核电荷数、质子数有何关系?问题2：前18号元素原子核外电子排布有何规人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫作。
核电荷数= = 。
学习目标情境导入学习任务学习活动律?结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化。
【设计意图】让学生自己依据事实，总结归纳原子核外电子排布的规律，训练其总结归纳能力，形成量变引起质变的辩证唯物主义观念，并为下一活动的开展做好准备。
2.原子半径、元素主要化合价呈周期性变化【活动设计】原子半径与原子序数的关系：元素主要化合价：微粒半径大小比较规律(一般情况下)：1.看电子层数：电子层数越多，半径越大(层多径大)。
最新人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第 2 课时）第二节元素周期律教案（第 2 课时）【教学目标】一、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二、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三、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【教学重点】元素周期律的涵义【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】［引］从上一节我们分析3-9、11-17 号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时,随着元素原子序数的递增,最外层电子数从1 增至8,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱, 那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的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）［讲］请大家结合课前预习知识回答,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。
第2课时元素周期律学习目标导航学习任务1 探究原子半径大小规律NO.1自主学习·夯实基础1.影响因素2.递变规律(1)同周期:从左至右,核电荷数越大,半径越小。
(2)同主族:从上到下,能层越多,半径越大。
微点拨:因为稀有气体元素与其他元素的原子半径的判定依据不同,一般不将其原子半径与其他原子的半径相比较。
NO.2互动探究·提升能力已知短周期元素,a A2+、b B+、c C2-、d D-具有相同的电子层结构。
探究微粒半径大小比较的方法规律问题1:A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系?提示:由于四种离子具有相同的电子层结构,所以四种离子电子数相等,即a-2=b-1=c+2=d+1。
问题2:A、B、C、D四种元素在同一周期吗?试推测四种元素在周期表中的位置。
提示:A、B、C、D不在同一周期。
A应位于第三周期第ⅡA族,B应位于第三周期第ⅠA族,C应位于第二周期第ⅥA族,D应位于第二周期第ⅦA族。
问题3:阴、阳离子具有相同电子层结构的元素在周期表中的分布一般有什么规律?提示:一般上一周期后面的非金属元素形成的阴离子与下一周期靠前的金属元素形成的阳离子具有相同的电子层结构。
问题4:A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的?A2+、B+、C2-、D-的离子半径是怎么样?提示:原子半径B>A>C>D;离子半径C2->D->B+>A2+。
问题5:微粒半径大小比较应注意哪些问题?提示:①不同周期不同主族元素原子半径比较,先看周期再看主族。
②对于离子的半径比较,要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。
③同一元素的阳离子半径小于原子半径;阴离子半径大于原子半径。
微粒半径大小比较的方法NO.3应用体验·形成素养1.判断下列说法是否正确:(1)能层数少的元素原子半径一定小于能层数多的元素的原子半径。
( )(2)核外能层结构相同的单核粒子,半径相同。
高中化学必修二第一章《物质结构元素周期律》第二节元素周期律教案三维目标：1.知识技能：使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。
2、过程与方法：使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用周期表。
3、情感、态度与价值观：学习前人在理论、实践研究的基础上，总结规律的创造性思维方法。
培养搜集资料和信息处理能力。
教学重点：元素周期表的结构，元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
教学难点：元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系。
教学过程：[复习]1．判断金属性强弱的标准①单质与水或酸反应置换出氢气的难易②元素最高价氧化物的水化物（氧化物间接或直接与水反应生成的化合物）——氢氧化物的碱性强弱③置换反应2．判断元素非金属性的强弱的标准①单质与氢气化合生成气态氢化物的难易②元素最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱③置换反应[提问]上节课学习了元素周期律，谁还记得元素周期律是如何叙述的吗？[过渡]对！这样的叙述虽然很概括，但太抽象。
我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。
既然是规律，我们只能去发现它，应用它，而不能违反它。
但是，我们能否找到一种表现形式，将元素周期律具体化呢？经过多年的探索，人们找到了元素周期表这种好的表现形式。
元素周期表就是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间的相互联系的规律。
[讨论]元素周期表编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列。
②将电子层数相同的元素排成一个横行。
③将最外层电子相同（外围电子排布相似）的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。
具在相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用1．元素的金属性和非金属性与元素在周期表中的递变关系（1）同周期元素[探究]同周期，电子层数相同，质子数越多（即原子序数越大）原子半径越小核对电子的引力越强原子失电子能力越弱得电子能力越强金属性越弱、非金属性越强。
最新人教版必修二第一章第二节《元素周期律》（第2课时）教案第二节元素周期律教案(第2课时)【教学目标】一、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二、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三、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【教学重点】元素周期律的涵义【教学难点】元素周期律的实质【教学过程】［引］从上一节我们分析3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：当电子层相同时,随着元素原子序数的递增,最外层电子数从1增至8,原子半径逐渐减小,原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱,那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的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)［讲］请大家结合课前预习知识回答,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下面,我们就按照这个标准以11-18号元素为例,来研究元素的金属性和非金属性的变化情况,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：,下面我们通过一系列探究性实验来探究本节的研究主题［投影］实验1 钠、镁、铝与水反应的实验(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+2H2O △g(O H)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。
［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］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？Mg与盐酸反应要比Al剧烈［讲］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2取铝片和镁带,擦去氧化膜,分别和2mL 1mol/L盐酸反应。
现象：镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。
但镁反应更剧烈［讲］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↑ 2 Al+6HCl==2 AlCl3+3H2↑2Na+2H＋==2Na＋+H2↑ Mg+2H＋==Mg2＋+H2↑2 Al+6H＋==2 Al3＋+3H2↑反应速率逐渐减慢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。
［问］Na2O、MgO、Al2O3分别属于哪类氧化物？为什么？［投影---知识回顾］1、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。
2、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。
3、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。
4、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］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。
Na、Mg、Al对应的最高价氧化物的水化物是NaOH、M g(O H)2、A l(O H)3。
其中NaOH是强碱,M g(O H)2是难溶于H2O的中强碱,A l(O H)3是两性氢氧化物。
［讲］由以上我们可以知道,［板书］碱性强弱：NaOH>M g(O H)2>Al(O H)3上面我们研究了11-18号元素中金属元素的金属性,下面我们来研究非金属元素的非金属性。
［讲］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］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［投影］［板书］氢化物的稳定性：SiH4<PH3<H2S<HCl［讲］从最高价氧化物的水化物方面分析［投影］［板书］酸性强弱：H4SiO4 <H3PO4<H2SO4 <HClO4［讲］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］综上所述,可以从11-18号元素性质的变化中得出如下结论［板书］［讲］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,元素的金属性和非金属笥随着原子序数的递增而呈现周期性变化。
［投影小结］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］综上所述,我们可以得到结论：［板书］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。
［投影小结］元素金属性和非金属性的递变［讲］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。
［投影小结］位、构、性三者之间的关系［点击试题］位置决定性质某主族元素的原子有四个电子层,它的最外层上有两个电子,下列关于此元素的叙述正确的是A、原子半径比钾的原子半径大B、其氯化物难溶于水C、原子半径比镁的原子半径大D、其碳酸盐难溶于水［知识拓展］解答元素推断题的规律和方法1、原子结构与元素在周期表中的位置关系规律核外电子层数==周期数最外层电子数==主族序数==无数的最高正价质子数==原子序数==核外电子数==核电荷数最高正价+|负价|==82、 根据原子序数推断,元素在周期表中的位置,记住稀有气体的原子序数：2、10、18、36、54、86 3、 确定性的方法○1 先推断元素在周期表中的位置 ○2 族序数---2 == 本族非金属元素的种数(IA 除外) ○3 若主族序数为m,周期数为n,则： n m <1时,为金属,值越小,金属性越强 n m >1时,为非金属,值越大,非金属性越强 nm ==1 时,两性元素 4、 元素周期表的三大规律 (1) 递变性规律若A 、B 、C 、三种元素位于周期表中所示位置如图所示： 原子半径：C>A>B 金属性：C>A>B 非金属性：B>A>C (2) 相似性规律○1 同族元素性质相似,如A 和C ○2 对角线相似,如A 和D (3) “阴前阳小,序大径小”○1 即与稀有气体元素同周期的阴离子,该稀有气体元素下周期的元素的阳离子,这种稀有气体元素的原子,三者具有相同的电子层结构○2 原子序数越大,粒子半径越小。
［自我评价］1.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 ＞M g (O H )2D 、 Na 能从MgCl 2 的溶液中把Mg 置换出来； 2.下列事实能说明非金属性Cl ＞S 的是： A 、Cl 2比S 易与H 2 化合 B 、HCl 比H 2S 稳定C 、酸性HCl ＞H 2SD 、Cl 的最高正价为+7,S 的最高正价为+6 3、下列递变规律不正确的是 （ ）A ．Na ．Mg 、Al 还原性依次减弱B ．I 2 、B r2 、Cl 2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4.碱性强弱介于KOH和M g(O H)2之间的氢氧化物是A．NaOH B．A l(O H)3 C．C a(O H)2 D．RbOH5、下列物质中,既能与强酸又能与强碱反应的是（）① Na2CO3②NaHCO3③Al2O3 ④A l(O H)3A．①②③④B．①②③ C．①②④D．②③④6.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．1mol a 从酸中置换H+生成的H2比1 mol b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。
