2019-2020学年高中化学下学期《元素周期律》教学设计.doc

2019-2020学年高中化学下学期元素周期律教学设计课题第二节 元素周期律学习目标知识与技能1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。3、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。4、通过教学，培养学生的逻辑推理能力。过程与方法1、归纳法、比较法2、培养学生抽象思维能力情感、态度与价值观 培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。学习重点原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。学习难点元素金属性、非金属性变化的规律。教学环节教师活动学生活动设计意图环节一、复习【复习导入】1、元素周期表的结构2、原子的结构思考、回答复习巩固环节二、原子核外电子的排布思考与交流（1）我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？（2）元素的性质是由什么决定的？（3）原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？展示电子层模型示意图归纳与整理第二节 元素周期律一、原子核外电子的排布科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作 ，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号 来表示。通常，能量高的电子在离核 的区域运动，能量低的电子在离核 的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。1、电子层的划分电子层（n） 1、2、3、4、5、6、7电子层符号 K、L、M、N、O、P、Q离核距离 能量高低 思考与交流由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？指导阅读课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。归纳与整理2、核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。（4）以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。思考与交流（1）请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？（2）元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。自学P13页第一、二段描述自己所想像的原子的电子层模型完成练习巩固阅读课本12页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，总结出某些规律。课堂练习回答（1） 除氢为2个外，其余均为8个。（2） 主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。回答原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。理解电子层的概念环节二、元素周期律投影展示118号元素原子结构示意图。板书二、元素周期律 投影展示 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数电子层数最外层电子数121123102181118318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。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学生活中的每天都是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学生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。提问说出上表中元素化合价变化的规律？教师很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢？板书随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。过渡面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。提问假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？学生回答，教教师板书判断元素金属性强弱的依据：1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；2.最高价氧化物的水化物氢氧化物的碱性强弱。判断元素非金属性强弱的依据：1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。教师一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。下面我们就按照这个标准，以1118号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。演示实验钠镁铝分别与水反应教师请大家分别描述实验现象(注意反应现象的剧烈程度)注学生在描述实验现象时，常把“产学生无色气体”回答成“产学生氢气”；“与Mg反应在常温下现象不明显”常易错答为“Mg与冷水不反应”。教教师根据具体情况进行纠正。教师上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？教师也即Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为NaMgAl板书金属性NaMgAl教师请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同？应该有什么区别？教师实践是检验真理的惟一标准。下面，我们通过实验来进行验证。演示实验镁铝分别与盐酸反应教师从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀HCl的反应剧烈得多，同时放出大量的热。这说明大家的预测是正确的。根据Na、Mg、Al三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na与HCl反应将会更剧烈，甚至发学生爆炸。过渡那么，Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？讲解并板书碱性强弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3投影展示钠、镁、铝的性质比较过渡上面我们研究了1118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。投影展示硅、磷、硫、氯的性质比较教师请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，做如下练习：板书氢化物稳定性强弱顺序 SiH4 PH3 H2S HCl酸性强弱顺序 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4教师因此我们不难判断下列元素的非金属性强弱。板书非金属性的强弱 SiPSCl教师因为18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。因此，我们不研究它的性质。教师综上所述，我们可以从1118号元素性质的变化中得出如下结论：讲解并板书Na Mg Al Si P S Cl同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 教师如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。因此，元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。通过大量事实，我们归纳出这样一条规律：板书元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。学生原子序数为12时，化合价从+1下降到0；原子序数为39时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为1117时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。稀有气体元素的化合价均为0。观察并描述实验现象1.Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产学生大量无色气体，溶液变红。2.Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。3.Al在常温或加热下，遇水无明显现象。Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。Mg与盐酸反应要比Al与盐酸反应剧烈。观察并描述实验现象（附近的学学生用手摸一下试管的外壁）与Mg反应的试管壁温度高，与Al反应的试管壁温度低。NaOH是强碱，由酚酞的颜色可知Mg(OH)2的碱性应弱于NaOH，强于Al(OH)3。练习：请学学生说出结果，教教师把“”“”填在上述板书中适当的位置归纳总结培养自学、归纳和表达能力掌握电子排布规律环节四、元素周期表和元素周期律的应用从前面的学习，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。提问元素周期表中的表格底色有几种？为什么要这样表示？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？教师很正确。氟元素也是自然界中存在的非金属性最强的元素，钫及其后面的元素均是放射性元素，在自然界稳定存在的元素当中，铯(Cs)的金属性是最强的。过渡元素的化合价指的是该元素的原子和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的一种性质。那么，它与元素在周期表中的位置有何关系呢？下面我们就来探讨这个问题。 板书2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。讲述元素的化合价与原子的电子层结构，特别是与最外电子层中电子的数目有密切关系，因此，元素原子的最外电子层中的电子，也叫做价电子。另外，有些元素的化合价与它们原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关，这部分电子也叫价电子。下面，我们主要来研究主族元素的化合价与其在周期表中位置的关系。投影填空主 族AAAAAAA元素符号NaMgAlSiPSCl最外层电子数最高正价最低负价提问根据上表回答，主族元素的族序数与元素原子的最外层电子数及最高正化合价有什么关系？教师据此，我们有以下结论：板书主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数教师其中，有个别元素比较特殊，如氧元素的化合价一般是-2价，而氟元素没有正化合价。提问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？教师这样，我们可以得到以下关系，即：板书最高正价+最低负价=8教师金属元素只有正化合价而无负价。投影练习1.主族元素的最高正化合价一般等于其序数，非金属元素的负化合价等于。答案：主族 8-主族序数或8-最高正价2.卤族元素的原子最外层上的电子数是，其中，非金属性最强的是。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是(以X表示卤素)。答案：7 F HXO4注：教教师需补充说明，氟元素无最高价氧化物及其水合物，因为氟元素无正化合价3.填表答案：略教师从上面的学习，我们可以认识到：元素在周期表中的位置，反映了该元素的原子结构和一定的性质。因此，可以根据某元素在周期表中的位置，推测它的原子结构和某些性质；同样也可以根据元素的原子结构，推测它在周期表中的位置及性质。我们可以用下图来表示它们之间的这种关系。板书 元素性质原子结构 周期表中的位置教师这样，我们就可以利用元素的性质，它在周期表中的位置和它的原子结构三者之间的密切关系，来指导我们对化学