高中化学大纲版第一册 第五章物质结构元素周期律 第三节元素周期表第二课时文档格式.docx
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因此,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
[师]由此,我们可得出如下结论:
[板书]
(1)同一周期,从左至右,各元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
(稀有气体元素除外)
[师]请大家口头判断下列各问题:
[投影练习]1.稳定性强弱:
H2SHCl
2.碱性强弱:
NaOHAl(OH)3
3.酸性强弱:
H3PO4H2SO4
1.<2.>3.<
[师]请大家再看下面3组元素的原子结构示意图。
[师]上述三组元素分别属于同一周期还是同一主族?
依据?
分别属于第几周期(或主族)?
[生]同一主族。
因为它们最外层电子数相同。
分别属于第一主族、第五主族和第七主族。
[师]1、3组元素有无似曾相识之感?
请分别写出它们的元素符号。
[找一个同学在投影片上填上所缺元素符号]
[师]请大家根据其原子结构分析其金属性的递变规律。
[生]在同一主族的元素中,由于从上到下电子层数依次增多,原子半径逐渐增大,失电子能力逐渐增强,得电子能力逐渐减弱。
所以元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
[师]由此,我们可以得出以下结论:
[板书]
(2)同一主族,从上到下元素金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。
[师]口答以下练习
1.稳定性强弱:
HFHClHBrHINH3HFNH3PH3
KOHNaOHMg(OH)2
HClO4HBrO4HNO3H3PO4
1.>>><>2.>>3.>>
[师]以上我们讨论的主要是主族元素性质的递变规律。
副族元素性质的变化,规律比较复杂,中学化学中,我们暂不讨论。
[师]请大家观察附录中的元素周期表。
[学生活动]
[问]元素周期表中的表格底色有几种?
为什么要这样表示?
[生]底色有两种,绿色和浅绿色。
可以使我们很明显地区别出金属元素和非金属元素。
[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。
[师]我们可以把以上的内容用表5—12的形式简要地表示出来
表5—12元素金属性和非金属性的递变
[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?
[生]根据同周期同主族原子半径的变化规律可知,在周期表中,钫(Fr)元素的原子半径最大,氟(F)元素的原子半径最小,因此,钫元素的失电子能力应是最强的,钫元素的金属性也就最强;
氟元素的得电子能力最强,氟元素的非金属性也就最强。
[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。
下列性质的递变中,正确的是
A.O、S、Na的原子半径依次增大
B.LiOH、KOH、CsOH的碱性依次增强
C.HF、NH3、SiH4的稳定性依次增强
D.HCl、HBr、HI的还原性依次减弱
解析:
由元素周期表的知识可知:
A项O位于第二周期,S、Na属于第三周期,故S、Na的原子半径大于O,又因为S的核电荷数16大于Na的核电荷数11,故Na的原子半径大于S,即三者顺序为O<S<Na,A项正确;
B项Li、K、Cs为同一主族元素,随着原子序数的增加,金属性逐渐增强,故有碱性强弱顺序为:
LiOH<KOH<CsOH,即B项正确;
C项由F、N、Si在元素周期表中的位置可知,它们的非金属性强弱顺序为:
F>N>Si,故它们的氢化物稳定性顺序为:
HF>NH3>SiH4,C项错误;
D项事实上是比较Cl-、Br-、I-的还原性,因Cl-、Br-、I-的半径逐渐增加,故它们失电子的能力逐渐增强,即HCl、HBr、HI的还原性逐渐增强,D项说法错误。
AB
[过渡]下面我们来探讨元素的化合价与元素在周期表中的位置的关系。
[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。
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。
[师]请填写下表的空白处
主族
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
最外层电子数
最高正价
最低负价
[学生回答,教师填写]
1
2
3
4
5
6
7
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
-4
-3
-2
-1
[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?
[生]相等。
[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
[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。
[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?
[生]等于8。
[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
[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。
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)。
7FHXO4
[注:
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]
[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。
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]
[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,来指导我们对化学的学习和研究。
这也是元素周期律和元素周期表的意义所在。
那么,元素周期律和周期表的意义是不是仅限于此呢?
请大家阅读课本P107有关“元素周期律和元素周期表的意义”的内容,并进行总结。
[板书]三、元素周期律和元素周期表的意义
[师]由我们所阅读的内容,可得出元素周期律及元素周期表的意义,主要表现在以下几个方面:
[投影板书]1.是学习和研究化学的一种重要工具。
2.为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了新的线索。
3.启发人们在周期表中一定的区域内,寻找新的物质。
4.为自然科学中的量变引起质变规律提供了有力的论据。
[师]请大家分别举例说明。
[生甲]如我们学习碱金属时,主要是以Na为代表物来学的,而铷、铯却没有见过,但我们可根据其在元素周期表中的位置及与Na的相对位置判断出其还原性比钠强,其形成的碱的碱性比强碱NaOH还要强。
[生乙]我们还可以预见,铷和铯与水的反应一定剧烈得很,所以,做实验时首先要做好安全保护工作。
[生丙]从课本P109表5—13可以看出,人们为113、115、117号元素留下了空位,并根据其相邻元素的性质去发现和研究它们。
[生丁]根据农药多数是含F、Cl、S、P等元素的化合物,而在一定区域内寻找新的农药。
[生戊]在周期表里金属与非金属的接界处寻找半导体材料,如Ge、Si、Ga、Se等。
[生己]在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
……
[师]大家回答得很好。
除此以外,元素周期律和周期表在自然科学的许多部门,如化学、物理学、生物学、地球化学等方面,都是重要的工具!
[小结]本节课我们重点学习了元素的性质与元素在周期表中位置的关系,并了解了它们的意义所在,希望大家在以后的化学学习中,能很好地运用元素周期表来指导我们的学习,并使它成为我们学习中的益友。
[布置作业]课本习题:
一、2、3、7,三、1、2、3,四。
●板书设计
第三节元素周期表(第二课时)
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
(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)。
2.元素化合价与元素在周期表中位置的关系
主族序数=最外层电子数=主族元素最高正价数
|最高正价|+|最低负价|=8
●教学说明
本节课的教学内容,从课本上看,似乎很好理解,但要让学生真正意识到元素周期表是学习和研究化学的工具,并能真正成为其学习中的助手(即很好的运用)就不那么容易了。
往往是理论性的结论都理解,真正操作起来却道路曲折,这就要求教师在教学的过程中对学生进行最优化的启发和引导,把教学的重点放在培养学生分析、推理的能力上面,并结合一定的练习,帮助学生学会运用元素周期表。
学生在运用时最易犯的毛病就是关注共性有余,重视个性不足,在学习中的直接表现就是机械地套用。
于是,教学组织的好坏就成了本节课成败的关键。
基于以上考虑,以展示元素原子结构示意图、分析元素化合价、复习元素周期律为基础,组织学生进行分析、推理、讨论,以使学生更好地参与;
在得出结论以后又进行了相关的练习,以巩固所学知识。
这样,可以使他们更深刻地理解和运用元素周期表,并为他们以后的学习打下坚实的基础。
2019-2020年高中化学(大纲版)第一册第五章物质结构元素周期律第二节元素周期律(第一课时)
●教学目标
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、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的周期性变化的必然结果,从而理解元素周期律的实质。
4.培养学生分析问题、总结归纳、发现规律的能力。
●教学重点
1.元素主要性质的周期性变化规律
2.元素周期律的实质
3.元素金属性和非金属性的变化规律
●教学难点
1.元素金属性、非金属性的变化规律
●课时安排
2课时
●教学方法
归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发讨论等
●教学用具
投影仪、胶片。
金属钠、镁条、铝片、1mol·
L-1HCl、1mol·
L-1AlCl3、3mol·
L-1NaOH、6mol·
L-1NaOH、3mol·
L-1H2SO4、MgCl2溶液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯
●教学过程
第一课时
[引言]迄今为止,人类已经发现了一百多种元素,而各种元素的种类又是由该元素原子内的核电荷数即质子数决定的,那么,核电荷数不同的各元素之间的关系是相互割裂的还是相互联系的呢?
从前面我们所学的碱金属和卤族元素的知识知道,核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间,在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性,那么,在其他的核电荷数不同的元素之间,是否也存在着某种关系或规律呢?
下面,我们以核电荷数为1~18的元素作为例子,从元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面来进行分析。
[讲解]为了研究方便,我们把不同的元素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号,这种编号又叫原子序数。
显然,原子序数在数值上是与这种原子的核电荷数相等的。
[板书]原子序数=核电荷数
[师]下面,请大家按课本P93第一节习题一、2的表格顺序,画出1~18号元素的核外电子排布示意图(可直接画在书上)。
并据此完成课本P96表5—6的相关内容。
[投影展示]1.1~18号元素原子结构示意图。
2.表5—6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
达到稳定结构时的最外层电子数
1~2
3~10
1~8
8
11~18
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。
这就如同我们一年的四季更替及生活中的每天都是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]元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的。
元素原子半径的大小,直接影响着其在化学反应中得失电子的难易程度。
那么随着原子序数的递增,元素的原子半径会不会像元素原子的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢?
下面,根据我们刚刚画出来的1~18号元素的原子结构示意图来进行讨论。
[问题探究]怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢?
[生]原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。
[讲解并投影板书]1.当电子层数及核电荷数均不同时,电子层数越多的,半径越大。
如Na<K。
2.当电子层数相同,核电荷数不同时,核电荷数越大的,半径越小。
如Na>Mg,Na+>Mg2+。
3.当核电荷数相同,电子层数也相同时,核外电子数越多的,半径越大。
如Cl<Cl-。
4.当核电荷数相同,电子层数不相同时,电子层数越多的,半径越大。
如Na>Na+。
[师]请大家根据以上结论,判断下列粒子的半径大小。
[投影练习]
(1)FCl
(2)ClSP(3)Na+Mg2+Al3+(4)Cl-S2-
[答案]
(1)F<Cl
(2)Cl<S<P(3)Na+>Mg2+>Al3+(4)Cl-<S2-
[师]请大家参考1~18号元素的原子结构示意图,结合以上判断方法,来推测3~9、11~17号元素原子半径的变化趋势,并完成下表①、②项。
[投影]表5—7随着原子序数的递增,元素原子半径变化的规律性
原子半径的变化
3~9
①
11~17
②
随着原子序数的递增,元素原子半径呈现③的变化。
[①大→小②大→小③周期性]
[师]请大家把自己的推测结果与课本P95表5—5中有关原子半径的实测值相比较,看变化趋势是否一致?
[学生查看并回答]一致!
[师]从上面的分析我们知道,3~9号元素的原子半径的变化趋势是由大到小的,到11~17号元素时,又重复了相同的变化趋势,由此,我们可以得出如下结论:
[讲解并板书]随着原子序数的递增,元素原子半径呈现周期性变化。
[同时完成表5—7③]
[说明]在表5—5中,稀有气体元素的原子半径并未列出,这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同,数字不具有可比性,故不列出。
[过渡]从以上的学习我们可以知道,随着元素原子序数的递增,元素的原子结构呈周期性变化,那么,元素的性质是否也会有周期性的变化呢?
我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性与非金属性两个方面来进行探讨。
[师]请大家根据以前学过的知识及经验,标出下表中1~18号元素的最高正价和最低负价,并举例说明。
正负价都有的,要两者全标。
[投影]元素的主要化合价及实例
注:
表中的主要化合价及实例项可由教师和学生共同完成。
填写实例项的目的是使学生在具体的物质中去认识化合价印象会更深,且所写物质也都是在后面学习元素周期表时常要用到的物质,这可以使后面的学习变得容易些。
另外,表中画线处的例子,一般需要教师做补充说明,表格中的化合价一行,最好用醒目的颜色表示。
[完成上表后]
[问]请大家参考1~18号元素的原子结构示意图,结合上表内容,能够发现哪些有关元素化合价知识的规律?
[生甲]最高正价与最外层电子数相等。
[生乙]最外层电子数大于或等于4则出现负价。
[生丙]最高正化合价与负化合价绝对值的和为8。
[师]很好,同学们总结得很细,大家一定要熟记这些知识。
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生化学反应,因此,把它们的化合价看作0。
[追问]请说出上表中元素化合价变化的规律?
[生]原子序数为1~2时,化合价从+1下降到0;
原子序数为3~9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11~17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。
[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?
[生]能!
[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]元素的化学性质是由元素的原子结构决定的。
原子结构决定了元素原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。
请大家根据已学知识分析3~9、11~17号元素随着原子序数的递增得失电子的难易程度。
[问]3~9、11~17号元素随着原子序数的递增,得失电子的能力怎样递变?
依据是什么?
[生]3~9号元素,随着原子序数的递增,原子半径逐渐减小,得电子能力逐渐增强,失电子能力逐渐减弱;
11~17号元素重复了以上递变规律。
[问]这种规律性的变化是否为周期性变化?
[生]是!
[师]我们知道,元素原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性和非金属性的强弱。
因此,对于以上结论,我们也可以表述为:
[表述并板书]随着原子序数的递增,元素的金属性与非金属性呈周期性变化。
[师]纵观以上结论,我们可以归纳出这样一条规律,即:
[讲解并板书]元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化,这个规律叫元素周期律。
[师]这也是我们本节课的题目的内涵所在。
[板书]第二节元素周期律(第一课时)
[师]由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的,元素原子的核外电子排布的周期性变化,决定了元素性质的周期性变化。
这也是元素周期律的实质。
[板书]元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
练习课本P101二、2,3,4,5
[问题探究]1.对于同一种元素来说,原子半径与离子半径如何比较其大小?
2.核外电子排布相同的离子,其半径大小如何比较?
[学生甲]对于同一种元素来说,阳离子半径<原子半径;
阴离子半径>原子半径。
总之,原子失去电子后,半径减小;
获得电子后,半径增大。
[学生乙]核外电子排布相同的离子,即核外电子总数相同,其半径的大小取决于核电荷数,核电荷数越大,原子核对核外电子的引力越大,半径越小。
如O2->F->Na+>Mg2+>Al3+。
[投影练习]下列粒子半径之比大于1的是
A.B.C.D.
设置本题的目的是为了加深对原子半径和离子半径比较规律的理解。
粒子半径之比大于1,亦即分子上的粒子半径要大于分母位置上的粒子半径。
A项K+电子层数少于K,故K+半径小于K;
B项Ca的电子层数多于Mg,故半径是Ca>Mg;
C项P、S的电子层数相同,但P的核电荷数比S小,故半径是P>S;
D项Cl与Cl-的核电荷数与电子层数均相同,但核外电子数多者半径大,故Cl->Cl,即符合题意的选项为B、C。
BC
[小结]本节课我们学习了元素周期律,也即元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化,它主要表现在元素原子的最外层电子排布、元素原子半径、元素化合价、元素的金属性和非金属性等几个方面。
[布置作业]
课本习题一、2、3;
三。
第二节元素周期律(第一课时)
原子序数=核电荷数
随着原子序数的递增
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
这个规律叫做元素周期律。
元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
本节教学内容在许多地方都涉及到对初中知识的归纳,而学生在初三学习时,由于初中教师对初中教材大纲的把握不同,处理方法也不一样,导致了高一学生对这部分内容的掌握也深浅不一。
如核外电子排布、半径大小的比较,虽说在初中不作要求,但原初中的实际教学多数已达高中时的要求。
因此,本节课的教学须让学生动手、动脑、参与归纳,并在学习的过程中帮助学生查缺补漏。
教学中不但要注意对旧知识的复习,更应注意剖析新旧知识的区别与联系,帮助学生温故知新,实现由未知向已知、由浅入深的转化。
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