4.2 元素周期律教学设计-2022-2023学年高一化学人教版（2019）必修第一册

人教版（2019）必修第一册第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律教学设计教学目标1、认识原子核外电子排布、化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。2、以第三周期元素为例，认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。3、基于元素“位置—结构—性质”认识元素性质，基于“结构—性质—用途”认识物质性质，基于元素性质递变的本质原因认识物质世界。教学重难点重点：元素周期律的含义和实质；元素性质与原子结构的关系难点：元素性质与原子结构的关系教学过程一、导入新课19世纪60年代化学家已经发现了60多种元素，并积累了这些元素的原子量数据为寻找元素间的内在联系创造必要的条件。俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈锡尼等分别根据原子量的大小，将元素进行分类排队，发现元素性质随原子量的递增呈明显的周期变化的规律。1868年，门捷列夫经过多年的艰苦探索发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期规律。这个规律的发现是继原子-分子论之后，近代化学史上的又一座光彩夺目的里程碑它所蕴藏的丰富和深刻的内涵，对以后整个化学和自然科学的发展都具有普遍的指导意义。1869年门捷列夫提出第一张元素周期表，根据周期律修正了铟、铀、钍、铯等9种元素的原子量。他还预言了三种新元素及其特性并暂时取名为类铝、类硼、类硅，这就是1871年发现的镓、1880年发现的钪和1886年发现的锗。这些新元素的原子量、密度和物理化学性质都与门捷列夫的预言惊人相符，周期律的正确性由此得到了举世公认。二、新课讲授【师】原子核外电子排布的周期性变化随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1到8的周期性的变化(第一周期除外)。【提问】结合原子核外电子排布的周期性变化，思考原子半径如何变化？【学生】思考回答。【师】原子半径的周期性变化规律随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化(0族除外)。【提问】同周期元素的原子半径(不考虑稀有气体元素)为什么从左到右依次减小?【学生】同周期主族元素的原子电子层数相同，从左到右，核电荷数依次增大，核对外层电子的引力依次增强，所以半径依次减小。【师】元素化合价的周期性变化周期序数原子序数化合价(最高价、最低价)的变化一1~2+1价→0价二3~10最高正价：+1价→+5价最低负价：-4价→-1价三11~18最高正价：+1价→+7价最低负价：-4价→-1价随着原子序数的递增，元素的最高正价呈现由+1价到+7价、最低负价呈现由-4价到-1价的周期性变化。【提问】随着原子序数的递增，C、N、O、F的最高正化合价依次递增吗?【学生】不是。因为O、F原子半径小，原子核对外层电子的吸引能力强，不能失去电子，故氧一般不显正化合价，氟无正化合价。【师】第三周期元素性质的递变1.钠、镁、铝金属性强弱比较(1)实验①中，钠熔成小球，浮于水面，四处游动，发出“嘶嘶”的响声，反应后溶液加酚酞溶液变红。该实验说明钠与冷水反应剧烈，反应的化学方程式为2Na+2H2O══2NaOH+H2↑。(2)实验②中，加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。该实验说明镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为Mg+2H2OMg(OH)2+H2↑。(3)实验③中，向Al(OH)3沉淀中分别滴加2mol·L-1盐酸和2mol·L-1NaOH溶液，都出现溶解现象，相应的离子方程式为Al(OH)3+3H+Al3++3H2O，Al(OH)3+OH-AlO2-+2H2O。(4)实验④中，向Mg(OH)2沉淀中分别滴加2mol·L-1盐酸和2mol·L-1NaOH溶液，其中滴加稀盐酸的试管内的沉淀溶解，相应的离子方程式为Mg(OH)2+2H+══Mg2++2H2O；滴加NaOH溶液的试管内无明显变化。结论：钠、镁、铝的最高价氧化物对应的水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。钠、镁、铝的金属性由强到弱的顺序为Na>Mg>Al。【师】Si、P、S、Cl的非金属性的递变规律非金属元素SiPSCl最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性强弱H2SiO3：弱酸H3PO4：中强酸H2SO4：强酸HClO4：强酸(酸性比H2SO4强)酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2SiO3结论Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强【提问】根据以上元素的性质规律总结同周期元素性质变化规律？【学生】

【提问】如何根据原子结构解释同周期主族元素随原子序数的递增元素性质的递变性?【学生】同周期主族元素原子的电子层数相同，核电荷数依次增大，原子核对最外层电子的吸引能力依次增强，失电子能力依次减弱，得电子能力依次增强，故金属性依次减弱，非金属性依次增强。【师】元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。实质：元素性质的周期性变化是原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。【拓展】一.原子结构及元素性质变化规律内容同周期(从左到右，稀有气体元素除外)同主族(从上到下)离子阳离子氧化性增强减弱阴离子还原性减弱增强氢化物稳定性增强减弱还原性减弱增强最高价氧化物的水化物酸性增强减弱碱性减弱增强二.粒子半径大小的比较——“四同”规律1.同周期——“序大径小”(不考虑稀有气体元素)(1)规律：同周期，从左往右，原子半径逐渐减小。(2)举例：第三周期中r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2.同主族——“序大径大”(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。(2)举例：r(Li)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，r(Li+)<r(Na+)<r(K+)<r(Rb+)<r(Cs+)。3.同元素(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na+)<r(Na)，r(Cl-)>r(Cl)。(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。如：r(Fe3+)<r(Fe2+)<r(Fe)。4.同结构——“序大径小”(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。(2)举例：r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)。【师】1.金属与非金属的划分(1)虚线的左下方是金属元素(氢除外)，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。(2)位于分界线附近元素的性质：既表现出一定的金属性，又表现出一定的非金属性。

2.元素化合价与元素在周期表中的位置关系(1)主族元素最高正化合价=族序数=最外层电子(价电子)数。(2)非金属元素的化合价①最高正化合价等于原子所能失去或偏移的最外层电子数。②负化合价等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数(H为2电子稳定结构)。③同一元素的最高正化合价与负化合价的绝对值之和等于8。【提问】主族元素(O、F除外)的最高正化合价、负化合价与最外层电子数之间存在什么规律?【学生】最高正化合价=最外层电子数；负化合价=最外层电子数-8。【师】元素周期表和元素周期律的应用(1)预测未知元素的性质。依据：同主族元素性质的递变规律。如根据卤族元素的性质递变规律，可推知At2应为有色固体，与氢难化合,HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。(2)比较元素的性质。依据：元素周期律。如比较H2SO4和H2SeO4的酸性强弱，因为S、Se同主族，从上至下，元素的非金属性减弱，最高价氧化物对应的水化物酸性减弱，故酸性：H2SO4>H2SeO4。(3)解释实验现象：如氟气通入氯化钠溶液中，不是置换出氯气，而是与水发生剧烈反应，由元素非金属性的递变规律知氟元素的非金属性最强，氟气是氧化性最强的非金属单质。(4)指导其他与化学相关的科学技术。如在周期表中金属与非金属的分界处