高中化学必修二12元素周期律 教案.docx
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高中化学必修二12元素周期律教案
2019-2020年高中化学必修二：
1-2元素周期律教案
课题
2.2元素周期律
课型
新授课
教学
目标
1．知识与技能
①了解原子核外电子排布。
②了解元素原子结构与元素性质之间的关系。
③认识原子结构相似的一族元素的化学性质上表现出的相似性和递变性
④认识元素周期律
2．过程与方法
运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律，即原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。
3．情感态度与价值观
引导学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
重点
难点
重点：
元素周期律的涵义和实质；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。
教具
准备
多媒体课件
课时
安排
5课时
教学过程与教学内容
教学方法、教学手段与学法、学情
第一课时
【引入】大家好，这节课我们进入到新课的学习：
【板书】原子核外电子的排布
【提问】在进入新课内容之前，我们先来复习一下以前学习的内容。
初中的时候在《物质构成的奥秘》这一章当中我们就学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，什么是原子？
原子由什么微粒构成？
【学生回顾】……
【板书】
【教师】原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，其中质子带一个单位的正电荷，中子不带电。
核外电子则带一个单位的负电荷。
【提问】那么为什么原子对外显电中性呢？
【学生】质子所带的正电荷数等于核外电子所带的负电荷数，所以原子不显电性。
【教师】很好，其中我们还学习到了一个重要的等式关系：
核电荷数=质子数=核外电子数。
所以质子所带的正电荷与核外电子所带的负电荷相互抵消，导致原子不显电性。
【过渡】好，我们都知道了原子的结构。
现在我们来研究一下电子在原子核外究竟是怎么运动的。
【教师】大家来看ppt上这张熟悉的原子结构图。
我们可以看到原子核外有一圈圈的层状区域，由里往外分为好几个圈层，这就是我们以前初三所学习到的电子层——核外电子的运动有自己的特点，它不像行星绕太阳旋转有固定的轨道，但却有经常出现的区域，科学家把这些区域称为电子层。
而核外电子就是在这样不同的电子层内运动，我们把这种现象称为核外电子的分层排布。
这些都是同学们初中已经学习过的内容。
【过渡】那么，大家知道了核外电子的分层排布之后，是不是产生了这样的疑问：
核外电子究竟是怎么分层排布的呢？
好，接下来我们一起来共同解决同学们的疑问——我们来探究核外电子的排布规律。
【板书】核外电子的排布规律
【提问】我们来看这个原子结构，从黄色最里一层原子层到蓝色最外一层原子层，我们要怎么标记它们呢？
而它们的能量分布又是怎么样的呢？
带着这两个问题我们进入到核外电子排布第一个规律的学习。
【教师】在化学上，由里往外各电子层的层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别用英文字母K、L、M、N、O、P、Q表示电子层。
【板书】电子层序数n1234567
电子层符号KLMNOPQ
【教师】我们来看刚才那个原子结构图，我们从里往外依次称为K、L、M、N电子层，能量则是离核越远电子层上电子的能量就越高。
而电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量较高的电子层里。
即最先排布K层，当K层排满后，再排L层……
【板书】1.能量由低到高
【教师】下面我们先来看稀有气体元素原子电子层排布：
【投影】
【副板书】
【学生】仔细观察，找规律
【提问】从中我们可以得出什么规律呢？
每一电子层最多能填充的电子数为多少呢？
（提示：
用电子层序数n表示）
【学生】2n2
【板书】2.每一电子层最多填充的电子数为2n2个
【提问】我们再来看稀有气体的核外电子排布，它们的最外层电子数有什么共同特点？
【学生】都不超过8个
【板书】3.最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）
【教师】那么次外层和倒数第三层呢？
【学生】次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个
【板书】4.次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个
【小结】好，学习了那么多。
现在我们来总结一下我们这节课所学习到的知识。
首先我们由以前学习到的概念电子层引入电子分层排布，接着我们共同探讨了原子核外电子的排布规律，总共有4条规律。
1．能量由低到高。
2.每层最多容纳电子数目是2n2。
3．最外层电子数目不超过8个，K层为最外层时不超过2个。
４．次外层电子数目不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。
大家在使用时，要注意“不超过”的含义，灵活运用。
【课堂练习】1.下列原子结构示意图中,正确的是:
B
2.某元素原子的原子核外有三个电子层,最外层有4个电子,该原子核内的质子数为:
A
A.14B.15C.16D.17
3.根据下列叙述,写出元素名称并画出原子结构示意图。
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1/2；___________
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1.5倍；_____
（3）C元素的次外层电子数是最外层电子数的1/4；________
答案：
硅硼氖
第二课时
[引入]
上一节我们学习了元素周期表的相关知识,那么现在请同学们想一下门捷列夫制定元素周期表的依据是什么？
元素周期表中各元素之间有无规律可循呢？
这节课我们就来学习元素周期律。
[板书]
元素周期律
[引导和提问]
1．请同学们画出核电荷数1~18元素的原子结构示意图。
2．试着寻找各元素原子核外电子排布的规律。
展示原子核外电子排布的图片
[归纳]
以核电荷数1~18的元素原子核外电子排布为例发现，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，除H、He元素外，最外电子层上的电子数重复出现从1递增到8的变化。
[板书]
1、核外电子排布的周期性变化：
除氢和氦外，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，最外电子层上的电子数从1递增到8。
[指导阅读]
阅读教材第13页内容，思考：
结合投影表的数据分析3~9和11~17号元素随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径的变化有没有规律？
什么样的规律？
[归纳]
随着原子序数的递增，每隔一定数目，元素会重复出现原子半径从大到小的变化趋势（稀有气体元素除外），即呈现周期性变化。
[提问]
那么现在就有一个问题了这个“核外电子排布的周期性变化”与“原子半径的周期性变化”之间有没有关系呢？
若是有。
又是什么呢？
[提示、完善]
[板书]
二、元素原子半径的周期性变化：
具有相同的核外电子层数的原子，随着原子序数的递增，核对外层电子的引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
[设问]
通过刚才的学习我们了解到元素原子的核外电子排布和原子半径都呈现周期性变化，现在我们来看看下面一张表：
通过观察P14科学探究表1中的数据，元素的主要化合价随着元素核电荷数的递增呈现什么样的变化？
[板书]
三、元素主要化合价的周期性变化：
随着元素核电荷数的递增，元素最高正化合价由+1价递增到+7价（除氧、氟外），负化合价由-4价递增到-1价。
[提问]
大家或许有个疑问“核外电子排布的周期性变化”与“元素的化合价的周期性变化”之间到底有没有关系呢？
怎样的关系呢？
[小结]
随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价均呈现周期性的变化。
【练习】
第三课时
[引入]
上次课我们学习了元素周期律的部分知识现在继续来学习
观察1~18号元素，判断每一种元素是金属元素还是非金属元素；它们的排布有规律吗？
[讲述]
上节课我们讲到，元素金属性指的是原子本身失去电子的性质，元素非金属性指的是原子本身得到电子的性质。
[提问]
现在大家回想一下，我们上节课用什么方法去判断元素的金属性和非金属性啊？
[投影]
元素的金属性、非金属性强弱判断的方法：
1．单质与水或酸反应置换出氢的难易：
金属性越强，其单质越容易从水或酸中置换出氢。
2．最高价氧化物的水化物的碱性：
金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性就越强。
非金属性强弱判断方法：
1．单质与氢气化合的难易：
非金属性越强，其单质越容易与氢气化合生成气态氢化物，气态氢化物越稳定。
2．气态氢化物的稳定性：
非金属性越强，其气态氢化物越稳定。
3．最高价氧化物的水化物的酸性：
非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强。
[讨论]
根据所学知识设计方案探究钠、镁、铝三种金属的金属性强弱。
[提示]
化学是一门以实验为基础的学科，为得出某个结论，我们往往借助实验来论证。
再次之前先看一看各种碱金属的图片（展示图片）
[实验探究]
根据提供的试剂和仪器设计实验方案，并通过实验探究钠、镁、铝单质的活动性强弱顺序。
[试剂和仪器]：
钠、镁条、铝片、2mol·L-1盐酸、蒸馏水、酚酞溶液、小试管、烧杯、砂纸、酒精灯
[分析]
根据学生的设计方案，判断方案的可行性，不足的提出整改意见，不断完善实验设计方案。
[实验探究1]
将绿豆大小的金属钠、除去氧化膜的镁条和铝片分别投入盛有冷水的烧杯中，比较反应的剧烈程度，再滴加酚酞，观察并记录实验现象。
[实验探究2]
将除去氧化膜的镁条和铝片分别与2mol·L-1盐酸的反应，观察并记录实验现象。
[补充实验]
将除去氧化膜的镁条放入盛有冷水的试管中，再滴加酚酞溶液，观察现象。
再加热试管，观察并记录实验现象。
[小结]
由钠到铝，金属性逐渐减弱。
[板书]
随着原子序数的递增,元素的金属性呈现周期性的变化。
[探究活动2]
阅读并分析表3，根据硅、磷、硫、氯元素的气态氢化物的形成条件和气态氢化物的热稳定性，探究硅、磷、硫、氯元素的非金属性强弱。
[提问]
按硅、磷、硫、氯元素的顺序，从硅元素到氯元素，随着元素核电荷数的递增，气态氢化物的热稳定性如何变化？
硅、磷、硫、氯元素的非金属性如何变化？
[探究活动3]
根据11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性，结合表3探究元素的金属性和非金属性的强弱变化规律。
[提问]
11~17号元素最高价氧化物的水化物的酸碱性强弱的变化规律是；11~17号元素的金属性和非金属性强弱的变化规律是。
[总结]
具有相同电子层数的原子，随着元素核电荷数的递增，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，呈现周期性变化的规律。
[提问]
为什么随着元素核电荷数的递增，元素的金属性和非金属性会发生周期性的变化呢？
[小结]
结果。
元素周期律：
元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫元素周期律。
元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然
第四课时
[引入]
让学生回忆元素周期律的概念和相关知识。
为引入新知识做准备。
[指导阅读]
教材第17页内容及图1-9
[分析]播放投影并其进行分析，总结出位构、性三者之间的关系
[投影]
（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
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。
金属性逐渐
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
0
1
非金属性逐渐
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
[提问]
元素中金属性谁最强，非金属性谁有最强,在周期表中的位置如何？
[指导阅读]
教材第17页、18页内容
1、元素的化合价与其在周期表中位置的关系
（1）主族序数=最外层电子数=最高正价
（2）最高正价+|最低负价|=8
提示，总结（展示本节知识归纳）
[随堂练习]
X、Y是元素周期表中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）
X原子的电子层比Y原子的电子层数多
X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低
X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定
Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来
[分析]：
非金属性强弱判断方法
1．单质与氢气化合的难易：
非金属性越强，其单质越容易与氢气化合生成气态氢化物，气态氢化物越稳定。
2．气态氢化物的稳定性：
非金属性越强，其气态氢化物越稳定。
3．最高价氧化物的水化物的酸性：
非金属性越强，其最高价氧化物的水化物的碱性越强。
由此分析可知，当选择答案C
某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为：
；
若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：
。
[分析]：
从最高价氧化物水化物的化学是可知该元素的最高价为正7价，由元素周期律的只是可知该元素在第七主族，又因为元素最低副价=8-最高正价的绝对值
所以该元素氢化物的化学式为HX
据所的条件可知，与AgNO3溶液反应生成白色沉淀的氢化物是HCl，所以其在周期表中的位置是：
第三周期第七主族，该元素即氯元素。
[课后练习]
第五课时练习课
板
书
设
计
一、原子核外电子的排布
核外电子的排布规律：
电子层序数n1234567
电子层符号KLMNOPQ
1.能量由低到高
2.每一电子层最多填充的电子数为2n2个
3.最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）
4.次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个
2、元素周期律
1、电子层排布的周期性变化
2、元素原子半径的周期性变化：
每一周期原子半径由大到小
3、元素主要化合价的周期性变化：
（1）正价：
+1—+7
（2）负价：
-4—-1（从第ⅣA开始）
4、第三周期元素性质变化规律：
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
5、元素周期律
3、元素周期表和元素周期律的应用
2、金属性与非金属性的递变规律
3、元素的化合价与其在周期表中位置的关系
（3）主族序数=最外层电子数=最高正价
（4）最高正价+|最低负价|=8
3、应用
教
学
反
思
升级会员 