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高一第五章第二节元素周期律


高一第五章第二节元素周期律 知识目标:1. 使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、非金属性的 周期性变化; 2. 认识元素性质的周期性变化, 是元素原子核外电子排布周期性变化的结果, 从而理解元素周期律的实质。 3.了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标:热爱、理解对规律探讨的科学家能力目标:进行科学研究方 法的教育观点教育:量变引起质变 重点:核外

电子排布与金属性、非金属性的周期性变化;元素周期律的实质 难点:金属性、非金属性的周期性变化 教 具 投影及有关仪器、药品 教 法 探索发现和迁移类比。思考讨论,分析讲解,探索规律,总结归纳,理解实质。 教 学 过 程 教师活动 教 学 内 容 学 生 活 动 提 问 (第一课时)引入:介绍门捷列夫,设问:他的最大功绩是什么? 答:元素周期律。 板 书 第二节 元素周期律 讲 解 元素周期表看起来很有规律,这个表的确是按一定的规律来排的,这个规律就是元素周期律。如何 理解"律"和"周期"的含义?讲解:质子数和核电荷数有何关系?什么叫原子序数,应如何理解?元素排序 " 律" --- 规律和"周期"--- 周而复始 投 影 [思考讨论]1. 能否说:"质子数即核电荷数,也就是原子序数。"2. 阅读 P97 表 1-18 号元素的原子结 构示意图,研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性?这种规律是什么?3. 随着原子序数的递增:(1) 原子半径;(2)最高正价和负价;(3)元素的金属性和非金属性强弱 有何规律性变化?从原子结构的角度来 解释元素周期律的实质是什么? 给出 1-18 号元素按周期表排列要求学生板演原子结构示意图 师生活动 1. 提问后讲解原子序数的含义, 与质子数只是数值上相等 2. 展示 1-18 号元素的原子结构示意图 的卡片,学生来排列(引导:横向怎么排,纵向怎么排?排列的依据是什么?氦元素排在哪里更合理?为 什么?1-18 号元素原子的最外层电子数的变化有何规律?) 3. 讲解元素性质的周期性变化(稀有气体元 素原子半径突大的原因是测定方式不同引起的,解释课本表格不列出的原因) ;从左到右半径缩小的原因是 电荷数和电子数增多,互相吸引能力增大,半径缩小;最高正价与最外层电子数的关系及最高正价与负价 之间的关系) 从黑板上的原子结构示意图及课本表格数据分析讲解 归 纳 核外电子排布介绍横行纵列行与行之间的关系 讲解练习 课本表 5-6 对答案 板书小结 核外电子排布 横行 纵列行与行之间周期性的变化 练 习 1。课本表 5-62.投影:在下列元素中,原子半径最小的是( )A.N B。F C。Mg D。Cl 报告答 案。 板书小结 原子半径周期性的变化 讲 练 结构如此,元素的性质呢?化合价是元素相互化合时表现出来的性质。请同学们根据核外电子排布 标出 1-18 号元素的化合价,注意正负化合价都有。最高、最低价。 填写课本 P99 表 5-8,总结规律:最 外电子,次外电子,倒数第三层电子,从里往外排,2n2 相互制约 板书小结 化合价 不变 周期性的变化 练 习 某元素不最高价氧化物对应水化物的化学式是 H2XO3,这种元素的气态氢化物的化学式是( ) A.HX B。H2X C。XH3 D。XH4 讲解 本课小结 核外电子排布 原子半径 化合价横行纵行行与行之间 周期性变化 周期性变化 周期性变化 今天的学习,我们认识到随着原子序数的递增,元素原子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性 的变化。既然结构决定性质,那么,元素的金属性、非金属性是否也随原子序数的递增而呈现出周期性的 变化呢?下节课学习。 思考:元素周期律的实质 布置作业 课本 P103 T 一 2、3,T 二 2、3、4、5,T 三课课练本节课时(1)

附:板书设计 一、核外电子排布的周期性变化--最外层电子数由 1-8 周期性变化二、原子半径的周期性变 化--从左到右半径缩小(稀有气体突大)三、元素的化合价 最高正价:+1 +7 负价 -4 -1 四、元素金属性 和非金属性的周期性变化 金属性:从左到右逐渐减弱 非金属性:从左到右逐渐增强元素周期律的实质: 原子核外电子的排布呈周期性变化 引 入 (第二课时)上节课的学习,我们认识到随着原子序数的递增,元素原子的电子排布、原子半径和 化合价均呈现出周期性的变化。结构决定性质,元素的金属性、非金属性是否也随原子序数的递增而呈现 出周期性的变化呢?下面我们来研究这个问题。 复 习 元素性质横行纵列行与行之间 演示实验 A 组 钠、镁与水的反应 水现象大量气泡、变红 无明显现象,滴入酚酞变红 加热 大量气泡、 颜色加深 学生活动 1. 观察实验现象,写出反应的化学方程式 2. 由现象得出结论:镁的金属性不如钠强 板演评 价 实 验 B 组 镁、铝与盐酸的反应 镁 铝 6mol/L 盐酸 学生做实验 学生活动 1. 写出反应的离子方程式 2. 由现象得出结论:铝的金属性不如镁强 评价 小 结 金属活动性顺序:Na>Mg>Al 板 书 金属性递减 设 问 镁、铝化合物的性质如何呢? 讲 解 在初中我们学习的氧化物性质,有碱性氧化物和酸性氧化物,但有一个氧化物,即 Al2O3 却能发生 这样的反应: Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2NaOH = NaAlO2 + H2O 偏铝酸钠定义: 两性氧化物。 实 验 C 组 钠、镁、铝的氢氧化物性质 NaOH 溶液 MgCl2 AlCl3 现象:白色沉淀 白色沉淀 加稀硫酸 加 NaOH 溶液 加稀硫酸 加 NaOH 溶液观察实验现象,得出结论:Mg(OH)2 不溶于 NaOH 溶液,而 Al(OH)3 既能与酸反应,也能与碱反应,表现出两性。 学生做实验 练 习 写出有关化学方程式及离子方程式 Mg(OH)2 + NaOH = 不反应 Al(0H)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O 定义:两性氢氧化物 把 Al(0H)3 理解为 H3AlO3 脱水为 HalO2 分 析 比较 NaOH、 Mg(OH)2 、Al(OH)3 碱性强弱,由此可得出什么结论?对比两种金属的活泼性,可 从那些方面去比较。 附:板 书 单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度对应的氢氧化物碱性强弱单质与盐溶液的置换反应 分 析 硅、磷、硫、氯的氧化物对应水化物性质横行纵列用碱金属、卤素验证 Na Mg Al Si P S Cl Ar 金属 性减弱,非金属性增强 小 结 元素性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。这个规律叫元素周期律。是核外电子排布周期性 变化的必然结果。 复习强调 (第三课时)明辨和理解概念:氢化物酸性大小与非金属性强弱最高价氧化物对应水化物----酸 -----酸性大小比较与非金属性强弱最高价氧化物对应水化物----碱----碱性大小比较与金属性强弱 以碱金属 和卤素为例进行分析比较 补充内容 A 微粒半径的比较 1. 原子电子层越多,半径越大;电子层相同,核电荷越多,半径越小 例如: Cl>F,,Na<K;Mg>Al,O<N 2. 离子(达稳定结构)电子层越多,半径越大;电子层相同,核电荷越多,半径越小 例如:F-<Cl- , Li+<Na+; Na+>Mg2+ ,S2->Cl3. 原子和离子之间原子半径大于阳离子半径;原子半径小于阴离子半径;例如:Al>Al3+; F<F- ; 4. 同种元素不同价态的离子 主要是阳离子,电荷越高,半径越小,例如:Fe2+>Fe3+ 关键从原子核对 外围电子的引力上理解 后续课程前 读 B 同位素与核素质子数相同的一类原子为同一元素,占居元素周期表的一个位置,但因中 子数不同,核素不同,因此,几种核素互称同位素。 难点加强 C 几个难点 1.Al(OH)3 的计算 2.图示变化 3.实验现象的比较 AlCl3 滴加到 NaOH 溶液中

NaOH 滴加到 AlCl3 溶液中 解释原因 评 讲 课课练部分题目讲评 布置作业 讲义练习


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