2019-2020年高中化学 1.2《元素周期律》第2课时精品教案 新人教版必修2

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、网络化.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。

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。

《元素周期律第二课时》教学设计铜仁市民族中学一、【教学目标】1、知识与技能目标：使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化。

2、过程和方法目标：①．培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力。

②．培养学生的逻辑推理能力。

3、情感态度与价值观目标：①．使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。

②．通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。

二、【重点难点】教学重点：原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化规律。

教学难点：原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化规律。

三、【教学过程】四、【板书设计】§1-2 元素周期律二、元素周期律1、核外电子的排布规律：随着元素核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布呈现周期性变化。

2、元素原子半径变化规律：随着原子序数的递增，元素原子半径大小呈周期性变化。

3、元素主要化合价变化规律：随着原子序数的递增，元素主要化合价变化呈现周期性的变化。

五、【教学反思】孔子云：学而不思则罔，思而不学则殆。

教学反思是我们教师成长过程中的必修课，在教学过程中若能常常进行教学反思不仅能完善自身的知识体系，还能不断提高教学业务水平。

教学过程中我常通过三个方面进行反思。

一、备课时的反思通过比较人教版、鲁科版、苏教版、美国高中教材四个版本教材。

在上课之前，我不停问自己：关于元素周期律这节课，我应该交给学生哪些理论知识？他们具备哪些相关知识？达到什么样的目标？怎样才能达到教学目标？哪些因素会影响学生目标的达成？怎样才能提高综合能力？……通过一系列的思考，分析学生的基本情况，设置了教学目标，明确了教学方法。

首先分析教材，结合四套教材的优点，设置教学方案。

在元素周期律这节课中，它实质上包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和元素周期律的应用。

元素周期律第2课时◆教学目标与核心素养宏观辨识与微观探析：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的结果。

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。

证据推理与模型认知：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。

科学精神与社会责任：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。

◆教学重难点元素周期律和元素周期表的具体应用。

◆教学过程一、导入新课【引入】门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种尚未发现的元素，为它们在周期表中留下了空位。

例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。

1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。

镓的性质与门捷列夫推测的一样。

门捷列夫还预测在硅和锡之间存在一种元素——“类硅”，15年后该元素被德国化学家文克勒发现，为了纪念他的祖国，将其命名为“锗”。

门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？二、讲授新课【板书】元素周期律二、元素周期表和元素周期律的应用【设疑】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？（同周期元素由左向右原子半径依次减小（不包括稀有气体），同主族元素由上向下原子半径依次增大）【设疑】所有元素中，原子半径最小的元素是什么？（氢元素）短周期元素中，原子半径最大的元素是什么？（Na）【练习】A、B、C、D、E是核电荷数依次增大的五种短周期主族元素，原子半径按D、E、B、C、A顺序依次减小，B和E是同族，则下列推断中不正确的是：A．A、B、E一定不在同一周期B．A、D可能在同一主族C．C的最高氧化物的水化物可能显碱性D．C和D的单质可能化合成D2C2【投影】第三周期元素化合价的变化表【学生活动】观察上图，同学们归纳总结一下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？【讲解】根据上面的图示，可以总结出来主族元素的化合价的规律有：1.同周期由左向右主族元素的最高正价逐渐有+1价升高至+7价（O无最高正价，F无正价）2.同主族元素的最高正价和最低负价相同（注意O和F）3.主族元素的最高正价等于该元素原子de 最外层电子数，也等于其主族序数4.非金属元素的最高正价和最低负价的绝对值之和等于8（H的最低负价为-1）【练习】某主族元素R的最高正化合价与负化合价的代数和为4，下列有关叙述正确的是A、R一定是第四周期元素B、R的气态氢化物分子式为H2RC、R的气态氢化物比同周期其他元素的气态氢化物稳定D、R的气态氢化物的水溶液显碱性答案B【练习】五种短周期元素的原子半径、最高正化合价及负化合价见下表（）下列叙述正确的是A．L的金属性比M的金属性弱B．Q、T两元素间可形成两性化合物C．T的单质是黄绿色气体D．L、R两元素的简单离子的核外电子数可能相等答案B【设疑】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？（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）【设疑】短周期元素金属性最强的元素是什么？（Na）非金属性最强的元素是什么？（F）【学生活动】根据之前的学习，总结比较元素的非金属性和金属性强弱的方法。

元素周期表第2课时【课标要求】知识与技能要求：了解原子结构与元素性质的关系，能初步学会总结元素递变规律的能力。

过程与方法要求：具有把元素的性质、元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起并在一定条件下相互转化的运用能力。

情感与价值观要求：通过对元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系。

从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性，接受辨证唯物主义观点的教育。

【教学重点】元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系【教学方法】讨论、比较、实验、归纳。

【教学过程设计】【复习导入】我们把ⅠA 称为碱金属族，我们为什么要把他们编在一个族呢？请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。

[思考与交流]我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？[实验1]将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速的投入到热坩埚中，观察现象。

同钠与氧气的反应比较。

[实验2]在培养皿中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到培养皿中，观察现象。

同钠与水的反应进比较。

[归纳与整理]二、元素的性质与原子结构（一）碱金属的化学性质1、与非金属的反应L＋O2N＋O2 K+O2K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。

Rb、C在室温时，遇到空气会立即燃烧。

2、与水的反应K＋H2O Rb＋H2O除N、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H２。

[小结]2M＋2H２O == 2MOH＋H２↑碱性[思考与交流]根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同。

你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？（二）碱金属的物理性质的比较（见课本第7页）课堂练习1碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：Ａ在碱金属中它具有最大的原子半径Ｂ它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱C钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物D它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸[阅读教材]第7、8页典型的非金属-----卤素看看他们的性质有原子结构间是否存在联系？[归纳与整理]（三）卤素单质的物理性质（见课本第8页）[思考与交流]请大家根据卤素单质的物理性质，总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变规律。

《第二节元素周期律》第2课时讲稿ppt1-2：同学们好，今天，我和同学们共同学习高一化学、必修第一册第四章的第二节《元素周期律》的第二课时。

我们先看一段视频。

ppt4：同学们，门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么？是的，就是上节课我们学习的元素周期律。

元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。

作为元素周期律表现形式的元素周期表，反映了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。

今天我们将共同研究元素周期表和元素周期律的应用。

ppt5：我们先一起来复习一下原子结构和元素在周期表位置的关系。

根据原子结构我们了解到原子的核电荷数等于原子核内的质子数等于核外电子数，而它们又和原子在周期表中的原子序数相同。

即核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数。

在周期表中，我们把电子层数目相同的元素按原子序数递增的顺序从左到右排成横行。

电子层数就是该元素处的周期序数。

即电子层数=周期序数。

对于原子最外层电子数，我们发现同主族的元素原子最外层电子数是相同的，等于主族的族序数。

即最外层电子数=主族序数。

总之，我们知道了原子核外电子层数就知道了元素所处的周期数，知道了主族元素的最外层电子数也就知道了主族序数；同样，知道了元素所处位置我们也就了解了原子结构。

即结构决定位置，位置反映结构。

ppt6：接下来，我们一起来研究元素性质和元素在周期表位置的关系。

ppt7：首先，请同学们思考：元素的化合价与元素在周期表中位置会有什么关系呢？咱们以第三周期元素为例，通过复习原子结构与元素在周期表位置的关系，我们知道了，最外层电子数=主族序数，则第一主族的Na最外层电子数为1，它在化学反应中容易失去最外层的1个电子形成+1价钠离子，所以Na的最高正为+1价。

同样，第二主族的Mg最外层电子数为2，在化学反应中容易失去最外层的2个电子形成+2价镁离子，所以Mg的最高正价为+2价。

第三主族的Al：最外层电子数为3，最高正价为+3价；第四主族的Si：最外层电子数为4，最高正价为+4价；第五主族的P：最外层电子数为5，最高正价为+5价；第六主族的S：最外层电子数为6，最高正价为+6价；第七主族的Cl：最外层电子数为7，最高正价为+7价。

导案第二节 元素周期律（第2课时）一、预习目标预习第一章第二节第二课时的内容，初步了解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。

二、预习内容（一）1钠、镁、铝的性质比较：2（二）元素周期律1．第三周期元素性质变规律：从N 1 ，金属性逐渐，非金属性逐渐。

2 同周期元素性质递变规律：从左右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

3 元素周期律（1）定义。

（2）实质。

三、提出疑惑同们，通过你的自主习，你还有哪些疑惑，请把它填在下面的表格中疑惑点课内探究案一、习目标1能够解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，培养实验技能。

3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。

4难点：探究能力的培养二、习过程（一）N、Mg、A和水的反应（二）Mg、A和盐酸的反应（三）Mg（OH）2的性质（四）A(OH)3的性质（五）归纳随着原子序的递增，金属性三、反思总结通过本节课的习，你对元素周期律有什么新的认识？说说看。

四、当堂检测1从原子序11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( )A电子层逐渐增多B最高正价值逐渐增大D从硅到氯负价从-4-12已知、Y、为三种原子序相连的元素，最高价氧物对应水物的酸性相对强弱是：HO 4＞H2YO4＞H3O4A气态氢物的稳定性：H＞H2Y＞H3B非金属活泼性：Y原子半径：＞Y1(+)D原子最外电子层上电子的关系：Y=23．元素性质呈周期性变的原因是A．相对原子质量逐渐增大 B．核电荷逐渐增大．核外电子排布呈周期性变 D．元素的合价呈周期性变4．元素的原子核外M电子层上有3个电子，元素-2Y的离子核外有18个电子，则这两种元素可形成的合物为A．Y2 B．2Y3．3Y2 D．2Y5．A、B均为原子序1～20的元素，已知A的原子序为，+2A离子比-2B离子少8个电子，则B的原子序为A．＋4 B．＋6 ．＋8 D．＋10 6．、Y、是3种短周期元素，其中、Y位于同一族，Y、处于同一周期。