人教版高一化学必修2第一章第二节《元素周期律》学案.docx
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人教版高一化学必修2第一章第二节《元素周期律》学案
必修2第一章第二节元素周期律
(一)
年级:
班级:
学号:
姓名:
Ⅰ学习目标及重难点:
序号
目标内容
好
中
差
自我分析
1
了解原子核外电子的排布基本规律;
2
分别从核外电子排布、原子半径、元素化合价三个方面,初步认识元素周期律
3
了解原子或简单离子半径大小的比较基本方法
【学习重难点】序号2、3
Ⅱ学习过程及内容:
评价:
【学习指导部分——预习﹒交流﹒评价】
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?
阅读教材,完成下列填空:
1.原子核外的电子由于能量不同,它们运动的区域也不同。
通常能量低的电子在离核
的区域运动,能量高的电子在离核的区域运动。
2.表示方法:
在含有多个电子的原子里,电子分别在不同的区域内运动。
我们把不同的区域简化为不连续的壳层,也称作。
原子
由内——————————————————————————→外
电子层(n)
1
2
3
4
5
6
7
对应符号
电子总是尽可能地先从层排起,当一层后再填充下一层。
评价:
【课堂活动部分——新知﹒巩固﹒展示】
任务一:
了解原子核外电子排布的基本规律
活动内容:
探究核外电子排布中每个电子层最多可以排布多少个电子?
【内容1】用“原子结构示意图”表示“0族”元素原子的核外电子排布:
元素符号
2He
10Ne
18Ar
36Kr
原子
结构示图
元素符号
54Xe
86Rn
原子
结构示图
【内容2】根据你的电子排布规律发现,尝试写出原子序号为118号元素的原子结构示意图:
【你的记录】
(1)
K层为最外层时,最多能容纳的电子数为:
(2)
第n层(n≦4)最多能容纳的电子数为:
(3)
除K层外,其它各层为最外层时,最多能容纳的电子数为:
(4)
次外层最多能容纳的电子数为:
(5)
倒数第三层最多能容纳的电子数为:
说明
以上几点是相互联系的,必须同时满足各项要求
【应用】1.A、B两原子,A原子L层比B原子M层少3个电子,B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍,则A、B分别是()
A.硅和钠B.硼和氮C.碳和氯D.碳和铝
分析过程:
在下表中填写A、B两原子中各电子层的排列电子数目
电子层符号
K
L
M
N
O
P
Q
A
B
任务二:
分别从核外电子排布、原子半径、元素化合价三个方面认识元素周期律
活动内容:
填写教材P14、P15的相关表格,探究发现并认识元素周期律
【内容1】记录核外电子排布随原子序数递增的变化情况:
原子序数
电子层数
最外层电子数
结论
1至2
1
1———→2
3至10
11至18
【内容2】记录原子半径随原子序数递增的变化情况:
原子序数
电子层数
原子半径的变化
(不考虑稀有气体元素)
结论
1至2
1
1———→2
3至10
0.152nm——→0.071nm
大————→小
11至18
【思考:
】探究原子或离子半径随原子序数递增变化的原因——半径大小的比较方法
元素名称
原子或离子符号
原子或离子结构示意图
原子及其对应离子的半径大小比较
(填写“〈”、“〉”)
不同原子或离子半径大小比较
(填写“〈”、“〉”)
氟
9F
r(F)r(F-)
r(Na)r(F)
9F-
钠
11Na
r(Na)r(Na+)
r(Na+)r(F+)
11Na+
【你的记录】决定并比较原子或简单离子半径大小的原因方法:
【内容3】记录元素化合价随原子序数递增的变化情况:
主族序号
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0族
元素符号
H
He
主要化合价
+1
0
元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
最高正价
——
——
——
最低负价
——
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
最高正价
——
最低负价
——
记录:
主族元素的最高正价=
主族元素的最低负价=
结论:
随着原子序数的递增,元素也呈现周期性变化。
元素周期律是指:
【应用】
1.有A、B两种元素,已知元素A的核电荷数为a,且A3-与Bn+的电子排布完全相同,则元素B的核电荷数为()
A.a-n-3B.a+n+3C.a+n-3D.a–n+3
推导过程:
2.根据表1信息,判断以下叙述正确的是()
表1部分短周期元素的原子半径及主要化合价
元素代号
L
M
Q
R
T
原子半径/nm
0.160
0.143
0.112
0.104
0.066
主要化合价
+2
+3
+2
+6、-2
-2
A.氢化物的稳定性为:
H2T B.单质与稀盐酸反应的速率为L C.M与T形成的化合物具有两性 D.L2+与R2-的核外电子数相等 推导过程: 周期\族序 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0族 一 二 三 【课堂评价部分—— 评价: 训练﹒拓展﹒提高】 1.根据下列原子结构示意图回答(用编号回答): ①②③④ ⑴半径最小的是________⑵具有最低负化合价的是___________ ⑶只有还原性的是______⑷只有氧化性的是_______ 2.下列各组元素中,按最高正价递增顺序排列的是() AC、N、O、FBK、Mg、C、SCF、Cl、Br、IDLi、Na、K、Rb 3.某元素原子最外层电子数为次外层电子数的3倍,则该元素原子核内质子数为: A.3B.7C.8D.10 评价: Ⅲ学习记录及反思——纠错﹒归纳﹒整理: Ⅳ课外作业: 1.短周期元素形成的四种简单离子A+、B2+、C-、D2-具有相同的电子层结构,则下列说法正确的是() A.原子半径A>B>D>CB.原子序数D>C>B>A C.单质的还原性B>A>D>CD.离子半径C>D>B>A 2.由短周期两种元素形成化合物A2B3,A3+比B2-少一个电子层,且A3+具有与Ne原子相同的核外电子层结构,下列说法正确的是() A.A2B3是三氧化二铝B.A3+与B2-最外层上的电子数相同 C.A是第2周期第ⅢA族的元素D.B是第3周期第ⅥA族的元素 3.现有下列短周期元素性质的数据: 元素 编号 元素 性质 ① ② ③ ④ ⑤ ⑥ ⑦ ⑧ 原子半径 /10-10m 0.74 1.02 1.52 1.10 0.99 1.86 0.75 1.43 最高或最 低化合价 +6 +1 +5 +7 +1 +5 +3 -2 -2 -3 -1 -3 试回答下列问题: (1)元素③在周期表中的位置是________;元素①②④⑦的气态氢化物中最稳定的是________(填化学式); (2)上述元素形成的单核离子中半径最大的是________,半径最小的是________; (3)元素①与元素⑥按照原子个数比为11形成的化合物与水反应的化学方程式____________________________________________; (4)元素⑤形成的单质加入到元素②的氢化物的水溶液中,反应生成两种强酸的离子方程式、。 必修二第一章第二节元素周期表 (二) 年级: 班级: 学号: 姓名: Ⅰ学习目标及重难点: 序号 目标内容 好 中 差 自我分析 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 了解判断元素的金属或非金属性强弱 3 【学习重难点】序号 评价: Ⅱ学习过程及内容: 【学习指导部分——预习﹒交流﹒评价】 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? 思考: 如何通过化学实验来判断元素的金属或非金属性强弱? 评价: 【课堂活动部分——新知﹒巩固﹒展示】 任务一: 认识同周期元素性质的递变规律 活动1: 钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力的相对强弱比较 Na Mg Al 单质与水或 酸反应情况 与冷水 不与反应,与 反应 与很难反应 与酸反应: 比容易 最高价氧化物对应 水化物的碱性 结论 金属性: >> 同周期元素,从左到右,单质与水或酸反应越来越,最高价氧化物对应水化物的碱性越来越,金属性越来越。 活动1: 硅、磷、硫、氯元素原子得电子能力的相对强弱 Si P S Cl 最高价氧化物对应 水化物的酸性 单质与氢气反应情况 气态氢化物的稳定性 结论 非金属性: >>> 同周期元素,从左到右,最高价氧化物对应水化物的酸性越来越,单质与氢气反应越来越,气态氢化物的稳定性越来越,非金属性越来越。 总结: 同周期元素原子的相同,但从左到右核电荷数依次增多,原子半径逐渐(稀有气体除外),原子核对外层电子的吸引能力逐渐,原子的失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素单质的还原性逐渐,氧化性逐渐;最高价氧化物对应水化物的碱性,酸性;气态氢化物的稳定性。 同周期元素从左到右金属性越来越,非金属性越来越。 任务二: 认识同主族元素性质的递变规律 活动1: 探究卤族元素性质的递变 化合价 最高价氧化物对应水化物的酸性 单质与氢气反应情况 气态氢化物的稳定性 最高 最低 F 稳定性: HF HCl HBr HI Cl 酸性: HClO4 HBrO4 HIO4 Br I 结论 非金属性: >>> 同主族元素,从上到下,最高价氧化物对应水化物的酸性越来越,单质与氢气反应越来越,气态氢化物的稳定性越来越,非金属性越来越。 活动2: 探究碱金属族元素性质的递变 单质与水 反应情况 单质与氧气 反应情况 最高价氧化物对应 水化物的碱性 最高化合价 Li 碱性: LiOH NaOH KOH RbOH CsOH Na K Rb Cs 结论 金属性: >>> 同主族元素,从上到下,单质与水或酸反应越来越,最高价氧化物对应水化物的碱性越来越,金属性越来越。 总结: 同主族元素原子从上到下依次增多,原子半径逐渐,原子核对外层电子的吸引能力逐渐,原子的失电子能力逐渐,得电子能力逐渐;元素单质的还原性逐渐,氧化性逐渐;最高价氧化物对应水化物的碱性,酸性;气态氢化物的稳定性。 同主族元素,从上到下,金属性越来越,非金属性越来越。 任务三: 归纳整理规律 活动1: 同周期、同主族元素性质递变规律 电子 层数 核电 荷数 最外层 电子数 原子 半径 最高 正价 最低 负价 金属性 非金属性 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 活动2: 讨论分析: 通过化学实验来判断元素的金属或非金属性强弱的方法 金属性强弱 非金属性强弱 与水或酸反应,置换出的易难 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 最高价氧化物水化物强弱 最高价氧化物水化物强弱 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质 阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属 阴离子还原性强的其元素非金属性弱, 阴离子还原性弱的其元素非金属性强 原电池中为活泼金属,正极较不活泼金属 同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性;非金属性 同主族中,由上到下,随着核电荷数的增加,金属性;非金属性 【课堂评价部分—— 评价: 训练﹒拓展﹒提高】 1.下列各组元素性质的递变情况错误的是() A.Li、Be、B原子最外层电子数依次增多B.P、S、C1元素最高正价依次升高 C.N、O、F原子半径依次增大D.Na、K、Rb的电子层数依次增多 2.某元素的最高正价与最低负价的代数和为4,则该元素原子的最外层电子 A.4B.5C.6D.7() 3.某元素x的气态氢化物化学式为H2X,下面的叙述不正确的是() A.该元素的原子最外层上有6个电子B.该元素最高价氧化物的化学式为XO3 C.该元素是非金属元素D.该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO3 4.元素的性质呈周期性变化的根本原因是() A.元素相对原子质量的递增,量变引起质变B.元素的原子半径呈周期性变化 C.元素原子的核外电子排布呈周期性变化 D.元素的金属性和非金属性呈周期性变化 5.M、N两种元素的原子,当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时,放出的能量M大于N,由此可知() A.M的氧化性小于NB.M的氧化性大于N C.N2+的还原性小于M2-D.N2-的还原性大于M2- 6.下列递变规律正确的是() A.O、S、Na、K原子半径依次增大B.Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强 C.HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强 D.KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强 7.下列叙述中,能肯定A金属比B金属活泼性强的是() 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.1molA从酸中置换出的H2比1molB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. 8.下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是() A.Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多 B.第二周期元素从Li到F,非金属性逐渐增强 C.因为Na比K容易失去电子,所以Na比K的还原性强 D.O与S为同主族元素,且O比S的非金属性强 9.运用元素周期律分析下面的推断,其中错误的是() A.铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性 B.砹(At)为白色固体,HAt不稳定,AgAt感光性很强 C.硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体 D.硒化氢(H2Se)是无色、有毒,比H2S稳定的气体 10.甲、乙两种非金属: ①甲比乙容易与H2化合;②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应;③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强;④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多;⑤甲的单质熔沸点比乙的低.能说明甲比乙的非金属性强的是() A.只有④B.只有⑤C.①②③D.①②③④⑤ 11.X、Y、Z三种元素的原子具有相同的电子层数,而Y的核电荷数比X大2,Z的核电荷数比Y多4,1molX单质跟足量的酸起反应能置换出1g氢气,这时X转为与氖原子相同电子层结构的离子,根据上述条件,试回答: (1)X、Y、Z的元素符号依次为、、。 (2)X、Y最高价氧化物对应水化物跟Z的气态氢化物的水溶液反应的离子方程式 分别为 ①, ②。 14.超重元素“稳定岛”的预言: 自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素x。 请根据原子结构理论和元素周期律,预测: (1)它在周期表的哪一周期? 哪一族? 是金属还是非金属? (2)写出它的最高价氧化物、氢氧化物(或含氧酸)的化学式,并估计后者的酸碱性。 (3)它与氯元素能生成几种化合物? 哪种较为稳定? 评价: Ⅲ学习记录及反思——纠错﹒归纳﹒整理: Ⅳ课外作业: 必修二第一章第二节元素周期律(三) 年级: 班级: 学号: 姓名: Ⅰ学习目标及重难点: 序号 目标内容 好 中 差 自我分析 1 深入理解并掌握元素周期表和元素周期律。 2 体会元素周期表“位、构、性”三者关系 3 初步掌握元素周期律的简单应用 【学习重难点】序号 评价: Ⅱ学习过程及内容: 【学习指导部分——预习﹒交流﹒评价】 前面我们学习了元素周期律和元素周期表,它对我们化学有什么作用呢? 大家知道,门捷列夫在编制元素周期表时,人类只发现了六十多种元素,因此他做过很多大胆的预测,如他就预测在硅和锡之间存在一种元素—-“类硅”,15年后该元素被德国化学家文克勒发现,为了纪念他的祖国,将其命名为“锗”。 相对原子质量 原子 体积 单质 比重 二氧化物 四氯化物 比重 体积 沸点 比重 体积 类硅(预测值 72 13 5.5 4.7 22 <100℃ 1.9 113 锗 72.6 13.22 5.47 4.703 22.16 86℃ 1.887 113.35 讨论: 你知道门捷列夫是如何做出如此准确的预测的吗? 思考: 你能理解下列图示吗? 【课堂活动部分】 任务一: 活动1: 计: 评价: 【课堂活动部分——新知﹒巩固﹒展示】 任务一: 深入认识元素周期律和元素周期表 活动1: 元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律的比较探究 性质 同周期(从左→右) 同主族(从上→下) 电子层结构 原子半径 失电子的能力 得电子的能力 金属性 非金属性 主要化合价 最高氧化物对应水化物的 碱性 酸性 气态 氢化物 形成难易程度 稳定性 阴离子的还原性 活动2: 体会元素周期表“位、构、性”三者关系——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 【练习1】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 A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多 B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低 C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定 D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来 【练习2】根据元素周期表1—20号元素的性质和递变规律,回答下列问题。 (1)、属于金属元素的有________种,金属性最强的元素与氧反应生成的化合物有___________(填两种化合物的化学式); (2)、属于稀有气体的是___________(填元素符号,下同); (3)、形成化合物种类最多的两种元素是__________________; (4)、第三周期中,原子半径最大的是(稀有气体除外)___________; (5)、推测Si、N最简单氢化物的稳定性_____大于_____(填化学式)。 任务二: 掌握元素周期律的简单应用 活动1: 探究: 1、预测未知物的位置与性质 Ra(镭)是原子序数最大的第ⅡA族元素,下列说法不正确的是() A、原子半径是第ⅡA族中最大的 B、遇冷水能剧烈反应 C、位于第七周期 D、Ra(OH)2是两性氢氧化物 2、寻找所需物质 元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义,请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。 A B ①制半导体的元素 (a)ⅢB至ⅥB的过渡元素 ②制催化剂的元素 (b)F、Cl、Br、N、S“三角地带” ③制耐高温材料的元素 (c)金属与非金属元素分界线附近 ④制冷剂的元素 (d)相对原子质量较小的元素 ⑤地壳中含量较多的元素 (e)过渡元素 评价: 【课堂评价部分——训练﹒拓展﹒提高】 1.由A、B两种元素组成的化合物,如果A、B两种元素的原子最外层电子数分别是1和6,则化合物的化学式可能是()。 A、AB2B.A2BC、ABD、A2B2 2.砹是原子序数最大的卤族元素,推测砹和砹的化合物不可能具有的性质是()。 A.砹是有色固体B.砹易溶于有机溶剂 C.砹化氢很稳定D.砹化银不溶于水 3.2001年美国科学家宣布他们发现了核电荷数为116的元素,试推断该元素在元素周期表中的位置(),若已知该元素原子核内有155个中子,则其质量数为() 4. (1)某主族元素的负一价阴离子核外有四个电子层,该元素在周期表中的位置是。 (2)某主族元素的正一价阳离子核外有四个电子层,该元素在周期表中的位置是: 。 (3)A+B-具有相同的电子层排布,则它们是否是同一周期的元素。 若A是第三周期元素,则B是 A C B 5.A、B、C为短周期元素,在周期表中所处位置如图所示。 A、C两元素的原子核外电子数之和等于B原子的质子数。 B原子核内质子数和中子数相等。 (1)写出A、B、C三种元素的名称、、。 (2)B位于元
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