元素周期表教案.docx
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元素周期表教案.docx
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元素周期表教案
第一节元素周期表
知识与技能:
使学生初步掌握元素周期表的结构以及周期、族等概念。
过程与方法:
通过亲自编排元素周期表培养学生的抽象思维能力和逻辑思维能力;通过对元素原子结构、位置间的关系的推导,培养学生的分析和推理能力。
通过对元素周期律和元素周期表的关系的认识,渗透运用辩证唯物主义观点分析现象和本质的关系。
情感态度价值观:
通过学生亲自编排元素周期表培养学生的求实、严谨和创新的优良品质;提高学生的学习兴趣
教学方法:
通过元素周期表是元素周期律的具体表现形式的教学,进行“抽象和具体”这一科学方法的指导。
教学重难点:
同周期、同主族性质的递变规律;元素原子的结构、性质、位置之间的关系。
教学过程:
[新课引入]初中我们学过了元素周期律,谁还记得元素周期律是如何叙述的吗?
[学生活动]回答元素周期律的内容即:
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化。
[过渡]对!
这样的叙述虽然很概括,但太抽象。
我们知道元素周期律是自然界物质的结构和性质变化的规律。
既然是规律,我们只能去发现它,应用它,而不能违反它。
但是,我们能否找到一种表现形式,将元素周期律具体化呢?
经过多年的探索,人们找到了元素周期表这种好的表现形式。
元素周期表就是元素周期表的具体表现形式,它反映了元素之间的相互联系的规律。
它是人们的设计,所以可以这样设计,也可以那样设计。
历史上本来有“表”的雏形,经过漫长的过程,现在有了比较成熟,得到大家公认的表的形式。
根据不同的用途可以设计不同的周期表,不同的周期表有不同的编排原则,大家可以根据以下原则将前18号元素自己编排一个周期表。
[多媒体展示]元素周期表的编排原则:
1.按原子序数递增顺序从左到右排列;
2.将电子层数相同的元素排列成一个横行;
3.把最外层电子数相同的元素排列成一列(按电子层递增顺序)。
[过渡]如果按上述原则将现在所知道的元素都编排在同一个表中,就是我们现在所说的元素周期表,现在我们一同研究周期表的结构。
[指导阅读]大家对照元素周期表阅读课本后,回答下列问题。
1.周期的概念是什么?
2.周期是如何分类的?
每一周期中包含有多少元素。
3.每一周期有什么特点?
4.族的概念是什么?
5.族是如何分类的?
主族和副族的概念是什么,包括哪些列,如何表示?
6.各族有何特点?
[教师归纳小结]
[板书]一、元素周期表的结构
1、横行--周期
①概念
②周期分类及各周期包含元素的个数。
周期
一
二
三
四
五
六
七
元素个数
2
8
8
18
18
32
26
周期分类
短周期
长周期
不完全周期
③特点
a.周期序数和电子层数相同;
b.同一周期最外层电子数从左到右1~8重复着周期性的变化,第一周期除外;
c.每一周期从左到右依次是:
碱金属____,过渡元素____,稀有气体____。
2、纵列--族
①概念
②主族和副族对比;
主族
副族
定义
长短周期共同组成
仅由长周期组成
表示
IAIIA……
IBIIB……
个数
7个
7个
③特点:
a.主族的族序数等于最外层电子数;
b.还有一个第0族和一个Ⅷ族。
[教师讲解]通过上述的学习若给大家一个原子序数,应该迅速而准确的判断出它在元素周期表中的位置。
反过来若知道某元素在周期表中的位置应判断出它的原子序数和写出它的原子结构简图。
这需要大家最好能记住稀有气体元素的原子序数,通过增加或减少来判断之。
[随堂检测]
1、推算原子序数为6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。
2、下列各组中的元素用原子序数表示,其中都属于主族的一组元素是( )。
A、14 24 34B、26 31 35
C、5 15 20D、11 17 18
[作业]完成练习册相关练习
教学反思:
第二节 元素周期律
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
情感态度价值观:
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点:
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。
教学难点:
元素金属性、非金属性变化的规律。
教学过程:
第1课时
设问:
碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似?
结论:
结构决定性质,(性质决定用途)。
讲述:
目前已发现了100多种元素,它们的结构与性质各有什么联系?
这其中有没有什么规律?
(引出板书)
目前已经发现和合成的115种元素在排列时,也是按一定规律排列的,也有一定的周期,那么,这里面周期是什么?
有哪些规律可言?
建立原子序数概念后让学生阅读:
表5-5、图5-5,解决以下问题:
1:
原子序数概念:
。
①随着原子序数的递增,元素的种类呈现怎样的规律性的变化?
②随着原子序数递增,原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化?
③随着原子序数递增,元素原子半径呈现怎样的规律性变化?
④随着原子序数递增,元素主要化合价呈现怎样的规律性变化?
板书:
原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数
填表:
原子序数
1
2
元素名称
氢
氦
元素符号
H
He
原子结构示意图
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
10
元素名称
元素符号
原子结构示意图
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素名称
元素符号
原子结构示意图
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
最外层电子数
达到稳定结构时的最外层电子数
1~2
1
1~2
2
3~10
2
1~8
8
11~18
3
1~8
8
(5)表5—7随着原子序数的递增,元素原子半径变化的规律性
原子序数
原子半径的变化
3~9
①
11~17
②
结论:
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]
元素的主要化合价及实例
原子序数
1
2
元素符号
H
He
主要化合价
+1
O
实例
H2O
He
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
10
元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
主要化合价
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
-2
-1
0
实例
Li2O
BeCl2
BF3
CO2、
CH4
HNO3
NH3
H2O
HF
Ne
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
主要化合价
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
+6、-2
+7、-1
0
实例
NaCl
MgCl2
AlCl3
SiO2
SiH4
H3PO4、
PH3
H2SO4、
H2S
HClO4、
HCl
Ar
结论:
随着原子序数的递增,元素化合价呈现周其性变化。
(6)
填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式:
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
18
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
气态氢化物
最高价氧化物
最高价氧化物
的水化物
分析:
周期性变化的起点、终点的一致性,并分析主要化合价中正价与负价的关系,还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的,表现最强的金属性,同理,原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的,表现最强的非金属性。
再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。
结论:
1.随着原子序数的递增,元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。
2.元素性质(原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性)呈现周期性变化的规律,叫元素周期律。
3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。
新课的延伸:
1.所隔的元素数目是不是相同?
所呈现的周期是否规则?
2.每一个变化周期与元素周期表中的横行有什么关系?
教学小结:
1.原子序数、元素周期律的概念。
2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系
第二课时
新课准备:
提问:
⑴原子序数、元素同期律的概念;
⑵元素性质同期性变化的形式。
设问:
元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化?
新课进行:
讲述:
“越易越强、越强越强”即:
⑴金属:
与水或酸反应越容易,金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强,金属性越强。
⑵非金属性:
与氢气化合越容易,非金属性越强;最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性越强,非金属性越强。
类推:
“越难越弱、越弱越弱”。
以1~18号元素为例,通过实验以说明。
比较1
(1)钠与水反应(回忆)
(2)镁与水反应【实验5-1】
发现1a条件不同,反应速度不同,镁在沸水中反应快;b化学反应方程式:
Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑;
c钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易,钠的金属性比镁强;
d NaOH为强碱,而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色,即为中强碱,钠的金属性比镁强。
比较2:
①镁与2mL1mol/L盐酸反应
②铝与2mL1mol/L盐酸反应
发现2:
①镁比铝与酸反应速度快,镁的金属性比铝强;
②化学反应方程式:
Mg+2HCl==MgCl2+H2↑
2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑
比较3:
氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应,化学反应方程式为:
Al2O3+6HCl==2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH==NaAlO2+H2O
填表
实 验
现 象
方 程 式
结论
钠+水
剧烈反应,放出氢气
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
金属性
Na>Mg>Al
镁+水
能与水反应,放出氢气
Mg+2H2O(沸水)=Mg(OH)2↓+H2↑
镁+稀盐酸
剧烈反应,放出氢气
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
铝+稀盐酸
能与酸反应,放出氢气
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
铝的化合物的性质:
(1)氧化铝:
Al2O3既能跟盐酸反应,又能跟氢氧化钠反应。
方程式为:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
偏铝酸钠
(2)两性氧化物:
既能跟酸反应生成跟盐和水;又能跟碱反应生成盐和水的氧化物。
↓+3mol/LH2SO4
1mol/LAlCl3+3mol/LNaOH→Al(OH)3↓
↓+6mol/LNaOH
两个试管中的氢氧化铝全部溶解,说明氢氧化铝既能与强酸反应,又能与强碱反应。
(1)两性氢氧化物:
既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物。
(2)两性氢氧化物:
既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物。
小结:
可见,铝虽然是金属,但已经表现出一定的非金属性。
最高价氧化物对应的水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
强碱
中强碱
两性氢氧化物
发现3:
Al2O3既能与酸反应又能与碱反应,均生成盐和水→两性氧化物。
比较4:
【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/LH2SO4溶液和6mL1mol/LNaOH溶液反应.
发现4:
①Al(OH)3也呈两性→两性氢氧化物;
②化学反应离子方程式:
Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
比较:
Si—SiO2—H4SiO4(难溶弱酸)Si—SiH4(极难生成)
P—P2O5—H3PO4 (中强酸) P—PH3(很难生成)
S—SO3—H2SO4 (强酸) S—H2S(较难生成)
Cl—Cl2O7—HClO4 (最强酸) Cl—HCl(容易生成)
组织学生阅读P102、P103页课本,结合比较:
发现:
非金属性:
Cl>S>P>Si
结论:
1、
Ar
金属性→弱,非金属性→强 稀有气体元素
2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。
新课的延伸:
1、NaHCO3既能与盐酸反应,也能与NaOH溶液反应,它是两性化合物吗?
2、氧化物分为三种:
酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
教学小结:
1、概念:
两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。
2、Na Mg Al Si P S Cl
氧化物:
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
水化物:
NaOHMg(OH)2Al(OH)3H4SiO4H3PO4 H2SO4HClO4
氢化物:
— — — SiH4 PH3 H2S HCl
主要化合价:
+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
-4 -3 -2 -1
最外层电子数:
1 2 3 4 5 6 7
原子半径:
→由大到小→
元素的性质:
金属性→渐强,非金属性→渐弱。
钠、镁、铝的性质比较
性质
Na
Mg
Al
单质与水(或酸)的反应情况
与冷水剧烈反应放出氢气
与冷水反应缓慢,与沸水迅速反应,放出氢气,与酸剧烈反应放出氢气
与酸迅速反应放出氢气
最高价氧化物对应水化物的碱性强弱
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性氢氧化物
硅、磷、硫、氯的性质比较
性质
Si
P
S
Cl
非金属单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
须加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
比H2SO4更强的酸
用元素符号回答原子序数11~18号的元素的有关问题
(1)除稀有气体外,原子半径最大的是。
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是。
(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是。
(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是。
(5)能形成气态氢化物且最稳定的是。
[答案:
(1)Na
(2)Na(3)Al(4)Cl(5)Cl
注:
此处
(2)、(3)、(4)、(5)分别容易错填为:
NaOH、Al(OH)3、HClO4、HCl]
最高价氧化物对应水化物
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
很弱的酸
中强酸
强酸
最强酸
与氢气反应的能力
Si+H2
P+H2
S+H2
Cl2+H2
高温下才能生成少量SiH4
磷的蒸气,能反应生成PH3,相当困难
加热时能反应生成H2S,H2S不很稳定较高温度下分解
光照或点燃发生爆炸而化合为HCl,HCl很稳定
[总结]
11~18号元素性质的变化结论:
NaMgAlSiPSClAr
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强 稀有气体
[结论]
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变化。
[归纳总结]
元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化,这个规律叫做元素周期律。
事实上:
随着原子序数的递增,原子核外电子排布呈周期性变化。
如11~18号元素的最外层电子数逐渐增多,原子半径逐渐减小,失电子的能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强;金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。
故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。
教学反思:
第三节化学键
过程与方法:
1、使学生了解离子键、共价键的概念,能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成;
2、使学生了解化合键的概念和化学反应的本质;
3、通过离子键和共价键的教学,培养学生对微观粒子运动的想象力。
过程与方法:
1、通过离子建的形成过程的教学,培养学生抽象思维和综合概括能力
2、通过电子式的书写,培养学生的归纳能力
情感态度价值观:
1、培养学生用对立统一规律认识问题
2、通过对离子建的形成过程的分析,培养学生怀疑、求实、创新精神。
教学重点:
离子键、共价键
教学难点:
化学键概念、化学反应的本质
教学过程:
第1课时
[设问]自然界中存在各式各样的化合物,那么它们是由什么组成的呢?
[学生回答]由离子与离子或原子与原子组合而成的。
[教师讲解]很好,那么离子与离子或原子与原子是如何结合成化合物的?
[学生回答]化学键
[板书]第三节化学键
[教师讲解]根据原子和原子相互作用的实质不同,我们可以把化学键分为离子键、共价键、金属键等不同的类型,首先我们来学习离子键。
[板书]一、离子键
1、离子键的形成
[演示实验]钠在氯气中燃烧
[学生观察记录现象]写出化学方程式
现象:
黄色火焰,白色烟
化学反应方程式:
2Na+Cl2点燃2NaCl
[设问]金属钠与氯气是如何形成离子化合物氯化钠的?
(钠原子易失电子,而氯原子易得电子)
Na-e-→Na+ Cl+e-→Cl-
[学生思考交流]
[教师讲解]金属与非金属原子间通过电子得失而分别形成阴阳离子,阴阳离子之间通过静电作用而结合成离子化合物。
使阴阳离子结合成化合物的静电作用,叫做离子键。
[补充说明]静电作用:
带正电的离子与带负电的离子间的吸引作用、原子核与原子核间的排斥作用、核外电子与核外电子间的排斥作用
[强调]①成键的主要原因:
电子得失
②成键的粒子:
阴阳离子
③成键的性质:
静电作用
④成键元素:
活泼的金属元素与活泼的非金属元素
⑤存在物质:
离子化合物
[设问]应指出NH4Cl、NH4NO3等化合物中也存在离子键,启发学生想一想为什么?
[问题解释]略
[过渡]由于在化学反应中,一般是原子最外层电子发生变化,为了分析化学反应实质的方便,我们引入了只表示元素原子最外层电子的一种式子——电子式。
[板书]2.电子式
[教师讲解并板书]“元素符号+最外层电子”所表示的式子,电子用“·”或“*”来表示。
一般要求要表明成对的电子与未成对电子,并注意对称。
另外:
① 阳离子的电子式用阳离子符号来表示;
② 阴离子的电子式用带负电的方括号来表示,括号内应达稳定结构;
③只用“→”表示形成过程,而不用“=”;
(1)书写方法:
①原子:
标出最外层电子数
②简单阴离子:
a:
写出最外层子:
2、8
b:
加上“[ ]”
c:
左上角标出“n-”表明电荷。
[举例练习]:
H、Mg、Cl、O
③简单阳离子:
仅在左上角标“n+”表示所带电荷,不要写出最外层电子。
(就是其离子符号)
4原子团:
a:
写出各原子最外层电子;
b:
加上“[ ]”;
c左上角标“n+”或“n-”。
[举例练习]:
氢氧根、过氧根、氨根。
5离子化合物:
a:
写出阴阳离子的电子式。
b:
“对称”、“分散”、“美观”。
c:
对相(18)
6离子不能合并。
举例:
NaClMgCl2
练习:
Na2OCaOCaF2
⑥特殊化合物的电子式:
Na2O2NaOHNH4Cl
(2)用电子式表示离子键(离子化合物)的形成过程:
例:
Na·+:
l:
→Na+[:
:
]-
[学生练习]NaCl、MgBr2的形成过程。
[课堂小结]
① 离子键的成因、表现形式、成键元素、成键粒子等;
② 电子式表示原子、离子、及离了子化合物的形成过程;
3简介NaCl晶体的结构。
[作业]完成课外练习,预习下一节课
第2课时
[复习]①基本概念:
离子化合物、静电作用、离子键;
②离子键成键方式、成键元素、成键粒子
③共价化合物的概念
[设问]氢气与氯气是如何形成氯化氢的?
原子与原子是如何结合形成共价化合物的呢?
[板书]二、共价键
[分析]H原子的电子层结构特点及Cl原子的电子层结构特点,要达到稳定结构,又不能通过得失电子的方式,如何形成呢?
[结论]通过形成共用电子对,两个原子核共同对共用电子对产生吸引,而形成稳定的分子。
[教师讲解并板书]
1、定义:
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,叫共价键。
[教师讲解]介绍下列分子电子式的书写方法:
HCl、H2、Cl2、NH3、H2O,进一步用电子式表示它们的形成过程。
[知识补充]电子式表示共价化合物时,比较复杂,将共用电子对用一根短线表示,得到结构式,写出下列分子的结构式:
HCl、H2、Cl2、NH3、H2O、N2、CO2,出示有关的结构模型。
[板书]
2、成键微粒:
原子;
3、实质:
形成共用电子对
4、成键条件:
一般在非金属原子之间形成。
(举例子)
5、用电子式表示共价键:
①在原子间标出共用电子对。
②通常原子有几个未成对电子就能形成几对共用电子对。
③举例:
H2、F2、O2、N2、HCl、CH4、CCl4。
用电子式表示共价键的形成过程:
[例]
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