化学必修2人教版：第二节 元素周期律(第2课时) 学案

教学准备1. 教学目标1、掌握元素周期律的涵义和实质2、了解元素周期律的应用2. 教学重点/难点教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导3. 教学用具多媒体4. 标签教学过程教学过程设计［引言］从前面的学习，我们可以认识到：我们知道，元素在周期表中的位置，由元素原子的结构决定，而元素原子的结构又决定了元素的性质，即元素的性质是元素在元素周期表中的位置的外在反映。

那么研究元素周期表和元素周期律有何意义呢？［板书］三、元素周期表和元素周期律的应用［教师］我们首先从元素的金属性和非金属性、元素的化合价两方面来研究元素的性质与元素在周期表中位置的关系。

(中学化学里我们主要研究主族元素) ［板书］1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系［教师］请大家观察附录中的元素周期表。

［学生活动］［提问］元素周期表中的表格底色有几种？为什么要这样表示？［学生］底色有两种，绿色和浅绿色。

可以使我们很明显地区别出金属元素和非金属元素.［教师］回答得很好。

而且，从表上我们可以看出，元素周期表中，金属元素和非金属元素的区域特别集中，沿着周期表中硼、硅、砷、碲、砹跟铝、锗、锑、钋之间画一条线，线的左面是金属元素，右面是非金属元素。

由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，位于分界线附近的元素，既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

在周期表中，主族元素从上到下从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。

我们可以把以上的内容用以下形式简要地表示出来。

［投影］元素金属性和非金属性的递变［板书］(1)同一周期从左到右元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强(不包括稀有气体元素)。

(2)同一主族从上到下元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱(不包括稀有气体元素)。

［教师］请大家根据我们上面学过的知识，参考元素周期表，分析除稀有气体元素外，在周期表中什么元素的金属性最强？什么元素的非金属性最强？为什么？［学生］根据同周期同主族原子半径的变化规律可知，在周期表中，钫(Fr)元素的原子半径最大，氟(F)元素的原子半径最小，因此，钫元素的失电子能力应是最强的，钫元素的金属性也就最强；氟元素的得电子能力最强，氟元素的非金属性也就最强。

高中化学学习材料1.2《元素周期律》导学案（第2课时）【学习目标】1.知道周期表是元素周期律的具体表现形式；2.通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系；3.知道元素周期表和元素周期律在科学研究和工农业生产中的指导意义。

【温故知新】1.(回忆、思考)什么是元素周期律？其实质是什么？2.(回忆、思考)以第三周期元素为例分析：位于同一周期的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？3.(回忆、思考)以第IA族、第ⅦA族元素为例分析：位于同一主族的元素的原子结构有什么相同之处？它们又是怎样递变的？它们单质及其化合物的化学性质是怎样递变的？【课堂研讨】1.(自学、归纳)阅读教材，独立填充下列两个格表。

⑴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。

⑵同周期、同主族元素性质递变规律性质同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 原子半径电子层结构失电子能力得电子能力元素的金属性元素的非金属性主要化合价最高价氧化物对应水化物的酸碱性与氢气化合的难易气态氢化物的稳定性2.(自学、思考)什么叫价电子？主族元素的最高正价与元素在周期表的位置、元素的原子结构有什么关系？3.(思考、讨论)认真思考，可以与同学讨论，完成下列有关元素位置、性质的总结：⑴周期表中特殊位置的元素(短周期主族元素)①族序数等于周期数的元素：；②族序数等于周期数2倍的元素：；③族序数等于周期数3倍的元素：；④周期数是族序数2倍的元素：；⑤周期数是族序数3倍的元素：；⑥最高正价是最低负价绝对值3倍的元素：；⑦除H外，原子半径最小的元素：；⑧原子半径最大的元素：；⑵常见元素及其化合物的特性(短周期元素)①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：；②地壳中含量最多的元素、气态氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素：；③最高价氧化物及其对应水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素：；④元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应水化物能起化合反应的元素：；⑤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：；⑥元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：；⑶在周期表中寻找所需物质在能找到制造半导体材料；如：；在能找到制造农药的材料；如：；在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

教学准备1. 教学目标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. 教学重点/难点教学重点：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。

教学难点：探究能力的培养3. 教学用具多媒体4. 标签教学过程教学过程设计（一）检查预习，了解学生对已有知识的掌握程度及存在的困惑。

（二）情景导入，展示目标[新课导入]：请同学们回忆我们上节课所学的内容：1、元素原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？[展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律]师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。

元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

[金属性强弱判断依据]1、金属与H2O或与酸反应难易程度。

2、置换反应。

3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。

（三）合作探究，精讲点拨实验一.Mg、Al和水的反应1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。

观察现象。

过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

实验二.Mg、Al和盐酸的反应取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。

[多媒体展示出表格]表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较实验三：Mg(OH)2的性质取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：[多媒体展示出表格]表（三）Mg（OH）2的性质实验四：Al(OH)3的性质取一支试管，加入1mo1/L Al Cl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，观察现象。

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。

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。

高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计教材分析：《元素周期律》是化学必修2第一第二节，本节包括三部分教学内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。

第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规律以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

第二课时主要是在原子结构的周期性变化的基础上，以第三周期为例，探究同周期元素金属性、非金属性的递变规律，而同周期同主族元素性质的周期性变化，是元素周期律的最本质体现。

元素周期律是学习化学和研究化学的理论基础，是指导学生学习无机化合物的导航图，对学生化学能力的提升有着举足轻重的作用。

本节课的教学内容充分体现了“结构决定性质”的化学思想，也渗透了“量变引起质变”的哲学思想。

因此本节课的教学应充分体现元素周期律的“周期性”概念，元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，引导学生从元素原子最外层电子数的递变入手，引导学生，通过对比分析，类比迁移，自主总结出得出同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

学情分析：本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。

“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。

所以教师必须设置问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。

同时通过原子核外电子排布规律，碱金属、卤族元素性质的学习，学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系，也初步理解了结构决定性质的化学思想。

因此，只要教师通过问题的设置和适当的引导点拨，可以让学生通过实验探究与验证，完全将这一理论知识应用到同周期元素性质的学习中，并获得预期的学习效果。

教学目标知识技能：1、理解同周期元素金属、非金属的递变规律；2、掌握并能运用元素金属性、非金属性的判断依据3、培养学生观察实验现象的能力及总结能力。