必修二导学案5 元素周期律(第二课时)

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高一化学人教版必修二同步 精品导学案:元素周期律学案2 Word版

高一化学人教版必修二同步 精品导学案:元素周期律学案2 Word版

第二课时元素周期律班级:姓名:【学习目标】:1、了解元素原子结构的周期性变化2、了解元素性质的周期性变化3、理解元素周期律的内容及实质4、形成结构决定性质的科学思想【自主学习】:1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律;填写教材14页表中1—18号元素符号以及它们核外电子排布?2原子序数电子层数最外层电子数1~2 1 1~23~1011~18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。

3原子序数电子层数原子半径的变化(不考虑稀有气体元素)1~2 1 -------3~10 20.152nm—0.071nm大-------小呈现的变化4原子序数电子层数化合价的变化1~2 13~10 2 最高正价:最低负价:11~18 3 最高正价:最低负价:的变化【科学探究】:教材15页一:判断元素金属性强弱的依据:1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易;2.元素最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。

判断元素非金属性强弱的依据:1. 单质跟氢气化合生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性;2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱二:实验研究1、实验演示实验Na Mg Al单质与水反应现象:化学方程式:现象:化学方程式:现象:化学方程式:单质与酸反应现象:化学方程式:现象:化学方程式:现象:化学方程式:最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH Mg(OH)2中强碱Al(OH)3通过以上实验和讨论,你能推断出钠、镁、铝的金属性强弱吗?结论:Na Mg Al金属性依次2、阅读: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学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Na Mg Al Si P S Cl同一周期从左往右,金属性逐渐,非金属性逐渐三、元素周期律:内容:实质:元素性质的周期性变化是呈周期性变化的必然结果。

必修二元素周期表第二课时导学案

必修二元素周期表第二课时导学案

第一节元素周期表导学案第二课时复习巩固:金属的通性:在常温下,除是液体以外,其余金属都是体。

大多数金属呈色,整块金属具有金属光泽,大多数金属有性,是和的良导体,金属的密度、硬度、熔点等性质的差别很大。

在金属中,的延展性最好,和的传热、导电性能最好。

钠1、钠的物理性质:色有光泽的,金属钠很,可以用刀切割,密度比小,熔点较,是和的良导体。

2、钠的化学性质:(1)与非金属反应①与O2在常温下(生成物颜色)与O2在点燃条件下(火焰颜色色,生成物颜色色)②与S反应③与Cl2反应(现象)(2)与H20反应现象:结论,结论,结论,结论离子方程式:(3)与盐溶液反应①与FeCl3溶液反应,方程式:现象:②与CuSO4溶液反应,方程式:现象:钠的还原性很强可以将钛钽铌置换出来3、钠在自然界中的存在及保存(1)钠的化学性质很,所以它在自然界里不能以存在,只能以存在。

(2)实验室中通常将钠保存在里。

5、Na在空气中放置的一系列变化N a----→ ----→ ----→ ----→ ----→6、Na着火可用灭火。

自主学习:二、元素的性质与原子结构的关系1、碱金属元素(1)原子结构完成课本P5科学探究表格我们把ⅠA 称为碱金属族,为什么要把它们编在一个族呢?请同学们画出碱金属的原子结构示意图,比较碱金属原子结构的共同之处。

①相同点:碱金属元素原子结构的相同,都为。

②从Li到Cs,碱金属元素的原子结构中,依次增多,原子半径依次(2)单质的物理性质(3)化学性质①与氧气反应【实验1】取钾、钠各一粒,分别放在石棉网上的左、右两边,同时加热。

观察实验的现象。

现象:钾首先熔化(熔点低),先与氧气发生反应,后钠再熔化与氧气反应。

【思考】从钾、钠与氧气的反应实验中,请总结出碱金属与氧气的反应有什么相似性、递变性?试写出Li、Na、K与氧气反应的化学方程式:、、②与H2O反应【实验2】钾、钠与水的反应:取两烧杯,放入相同量的水,然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放入两烧杯中,观察实验的现象。

高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律(第2课时)元素周期律导学案新人教版必修2教学案

高中化学 第一章 物质结构元素周期律 第二节 元素周期律(第2课时)元素周期律导学案新人教版必修2教学案

第2课时元素周期律【学习目标】1.知道元素原子结构的周期性变化。

2.能够以第三周期元素为例,说明同周期元素性质的递变情况。

3.在理解元素周期律的内容和实质的基础上,形成结构决定性质的学科思想。

【重、难点】元素原子结构的周期性变化,同周期元素性质的递变情况。

【预习案】【导学流程】(一)基础过关1.元素原子结构及化合价的变化规律(1)以第三周期元素为例填写下表:(二)预习检测1.从原子序数11依次增加到17,下列所述递变关系错误的是( )A.原子电子层数不变B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价呈现从-4→-12.A、B、C为三种短周期元素,A、B在同一周期,A、C的最低价离子分别为A2-、C-,离子半径A2-大于C-,B2+和C-具有相同的电子层结构。

下列判断正确的是( )A.原子序数由大到小的顺序是C>A>BB.原子半径由大到小的顺序是r(B)>r(A)>r(C)C.离子半径由大到小的顺序是r(C-)>r(B2+)>r(A2-)D.原子最外层电子数由多到少的顺序是B>A>C3.几种短周期元素的原子半径及主要化合价如下表:A.X、Y元素的金属性X<YB.一定条件下,Z单质与W的常见单质直接生成ZW2C.Y的最高价氧化物的水化物能溶于稀氨水D.一定条件下,W单质可以将Z单质从其氢化物中置换出来4.在第三周期元素中,除稀有气体元素外:(1)原子半径最小的元素是________(填元素符号)。

(2)金属性最强的元素是__________(填元素符号)。

(3)最高价氧化物对应水化物酸性最强的是__________(用化学式回答,下同)。

(4)最不稳定的气态氢化物是__________。

(5)最高价氧化物对应水化物碱性最强的是__________。

(6)氧化物中具有两性的是____________。

元素周期律内容:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

实质:元素性质的周期性变化是核外电子排布呈周期性变化的必然结果。

高中化学必修2 第二节 元素周期律(第2课时) 学案

高中化学必修2 第二节 元素周期律(第2课时)  学案

D.从硅到氯负价从-4-1
2.已知 X、Y、Z 为三种原子序数相连的元 素,最高价氧化物对应水化物的酸性相对强
弱是:HXO4>H2YO4>H3ZO4。则下列说法正确的是 A.气态氢化物的稳定性:HX>H2Y>ZH3 B.非金属活泼性:Y<X<Z
C.原子半径:X>Y>Z 1
D.原子最外电子层上电子数的关系:Y= (X+Z) 2
4.难点:探究能力的培养
二、学习过程
(一)Na 、Mg、Al 和水的反应
Mg
Al
与冷 H2O 反应 与沸 H2O 反应
结论
Na 现象
化学方程 式
Na 与冷水剧烈反应,Mg 只能与沸水反应,Al 与水不反应。
(二)Mg、Al 和盐酸的反应
Mg
Al
现象
反应方程式
结论
Mg、Al 都很容易与稀盐酸反应,放出 H2,但 Mg 比 Al 更剧 烈
(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

8.用原子结构的观点说明元素性质随原子序数的递增而呈周期性变化的原因。
答:
9.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
D.X2Y
5.A、B 均为原子序数 1~20 的元素,已知 A 的原子序数为 n, A2 离子比 B2 离子少
8 个电子,则 B 的原子序数为
A.n+4
B. n+6
C.n+8
D.n+10
6.X、Y、Z 是 3 种短周期元素,其中 X、Y 位于同一族,Y、Z 处于同一周期。X 原子

元素周期律第二课时导学案

元素周期律第二课时导学案

元素周期律第二课时知识目标:1.掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律2.掌握元素周期表和元素周期律的应用,了解周期表中金属元素、非金属元素分区,掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系教学重点与教学难点:1.元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

2.“位、构、性”的推导知识铺垫:1.随着原子序数的递增,元素原子的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增,元素的呈现周期性变化。

随着原子序数的递增,元素的呈现周期性变化。

2.判断元素金属性强弱的依据:(1);(2)。

判断元素非金属性强弱的依据:(1);(2)。

3.钠与水反应的实验现象及方程式:4.Al(OH)3与酸、碱的反应方程式:、自主学习:1.2.相关反应的化学方程式:、、结论:Na、Mg、Al的金属性强弱的顺序是参考资料:/3请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据,比较:氢化物稳定性强弱顺序最高价氧化物的水化物的酸性强弱顺序结论:随着原子序数的递增,11~17号的元素的金属性逐渐,非金属性逐渐4.关系?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?结论:特殊:氧元素的化合价一般是价,而氟元素正化合价。

元素只有正化合价而无负价。

(2)原子结构与元素在周期表中的位置的关系电子层数= 最外层电子数=5.元素周期表和元素周期律的应用:(1)在元素周期表中:同周期的元素从左至右,元素的金属性,元素的非金属性;同主族的元素从上至下,元素的金属性,非金属性。

在周期表的最右面一纵行是;金属元素与非金属元素之间没有严格的界限,位于金属与非金属分界线附近的元素既能,又能。

参考资料:/(2)指导新元素的发现及预测他们的原子结构和性质。

(3)寻找所需物质在能找到制造半导体材料,如;在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。

合作交流:请根据学过的碱金属元素(ⅠA),卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考:(1)哪种元素的金属性最强?(不包括放射性元素)位于周期表中什么位置?(2)哪种元素的非金属性最强?位于周期表中什么位置?互动探究:例1:下列说法中肯定错误的是()A.某原子K层上只有一个电子B.某原子M层上电子数为L层上电子数的4倍C.某离子M层上和L层上的电子数均为K层的4倍D.某离子的核电荷数与最外层电子数相等例2:R.W.X.Y.Z为原子序数依次增大的同一短周期元素,下列说法一定正确的是(m.n 均为正整数)()A.若R(OH)m为强碱,则W(OH)m+1也为强碱B.若H n XO m为强酸,则Y是活泼非金属元素C.若Y的最低化合价为-2,则Z的最高正价为+6D.若X的最高正价为+5,则五种元素都是非金属元素例3 超重元素“稳定岛”的假设预言:自然界中可能存在着原子序数为114的元素的稳定同位素208X。

1.2.2《元素周期律》导学案(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二

1.2.2《元素周期律》导学案(含解析)2020-2021学年人教版高一化学必修二

第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律(第二课时元素周期律)【学习目标】1.通过预习回顾、思考交流,了解元素周期表中金属元素、非金属元素的分区及元素周期表和元素周期律的应用;2.通过阅读教材、实验设计、实验探究,归纳同周期元素金属性、非金属性变化规律,学会判断元素金属性、非金属性的强弱的基本方法,进一步发展抽象、归纳以及演绎、推理能力。

3.通过归纳总结、讨论交流,认识元素周期律,理解元素周期律的实质,初步认识元素周期表“位、构、性”三者的关系。

【学习重点】同周期元素化合价、原子半径、金属性和非金属性变化规律。

【学习难点】元素周期律的实质【自主学习】旧知回顾:1.元素周期表中同主族元素在化学性质上既表现出相似性,又表现出差异性。

如碱金属元素最高价氧化物对应水化物的化学式为 ROH ,且均呈碱性,都能与氧气等非金属单质及水反应等。

但随核电荷数的增加,与水反应的剧烈程度逐渐增强等。

卤族元素均能与氢气化合的通式为X2+H2O==2HX ,与水反应的通式为 X2+H2O==HX+HXO ( F 除外),但氢化物稳定性:HF>HCl>HBr>HI ;还原性:HF<HCl<HBr<HI ;酸性:HF<HCl<HBr<HI 。

最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱(除氟外),即HClO4>HBrO4>HIO4 等均不同。

2.请列出你知道的判断元素金属性和非金属性的强弱的方法?【温馨提示】(1)判断元素金属性强弱:①利用原子结构判断,电子层数越多,最外层电子数越少,金属性越强;②利用金属活动性顺序判断;③单质与水或酸反应置换出氢的难易程度;④最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱。

(2)判断元素非金属性强弱:①利用原子结构判断,电子层数越少,最外层电子数越多,非金属性越强;②利用非金属单质间的置换反应判断;③利用单质与氢气反应的难易程度、反应条件及氢化物的稳定性判断;④利用最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱判断。

人教版高中化学必修二学案:第一章第二节 元素周期律 (第二课时)

人教版高中化学必修二学案:第一章第二节  元素周期律 (第二课时)

第二节元素周期律(第二课时)教学目标:1.了解元素金属性非金属性周期性变化规律。

2.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必然结果,从而理解元素周期律的实质。

3.通过本课时学习,对以前学过的知识进行概括、综合,实现由感性认识上升到理性认识;同时,也会以此理论来指导后续学习。

4.通过自学、思考、对比、实验等方法培养观察、分析、推理、归纳等探究式学习能力。

教学重点、难点:同一周期元素金属性、非金属性变化的规律;元素周期律的涵义和实质。

教学方法:归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等教学过程:复习:填写下列1~18号元素的元素符号及原子结构示意图最高正化合价和最低负化和价+1 +2 +3+4-4+5-3+6-2+7-1二、元素周期律元素的金属性和非金属性强弱的判断方法:元素金属性强弱的判断:①单质与水反应置换出氢越容易,元素金属性越强。

②单质与酸反应置换出氢越容易,元素金属性越强。

③最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)的碱性越强,元素金属性越强。

元素非金属性强弱的判断:①与氢气反应生成氢化物越容易,元素非金属性越强。

②生成的氢化物越稳定,元素非金属性越强。

③最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)的酸性越强,元素非金属性越强。

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元素符号Na Mg Al Si P S Cl气态氢化物———最高价氧化物最高价氧化物的水化物注:“—”不填。

1、钠镁铝金属性的递变规律实验1:Mg、Al与水的反应:现象:Mg与冷水无明显现象;加热时,镁带表面有大量气泡出现,溶液变红。

Al在常温或加热下,遇水均无明显现象。

方程式:2Na+2H2O == 2NaOH+H2↑Mg+2H2O △Mg(OH)2+H2↑结论:金属性由强到弱顺序:Na>Mg>Al实验2:Mg、Al与盐酸的反应:现象:两者均有无色气体生成,放出大量的热,但Mg与稀HCl的反应比Al剧烈得多。

第二节 元素周期律第2课时导学案

第二节     元素周期律第2课时导学案

第二节元素周期律第2课时导学案青春寄语:胜利的火种需要您去点燃,把握现在,点燃胜利之火吧!【学习目标】1、掌握元素原子核外电子排布,原子半径、主要化合价随着原子序数的递增而呈周期性变。

2、了解元素最高价氧化物的水化物、两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

【重点难点】1. 元素金属性、非金属性。

2. 元素金属性、非金属性呈周期性变化【知识链接】1.元素周期表2.原子核外电子的排布【学习过程】二、元素周期律A级《一》原子核外层电子排布、原子半径、主要化合价的规律变化《二》、元素的金属性与非金属性的验证B级[P18科学探究]1.实验:镁与水的反应(2)观察Mg、Al与盐酸反应的实验现象。

B级(1)Na、Mg、Al与水反应的难易程度比较。

A 级 (2)Mg 、Al 与酸反应的难易程度比较。

C 级 (3)比较Na 、Mg 、Al 的最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性强弱。

常温下现象不明显”常易错答为“Mg 与冷水不反应”。

A 级 (4)分析讨论结论:Na Mg Al 金属性逐渐B 级 3.阅读分析填表总结: 结论: Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。

元素周期律是 随着元素原子序数的递增 、 、 、 呈周期性变化。

B 级 4.元素金属性强弱的判断依据:5.元素非金属性强弱的判断依据: 【基础练习】:B级 1. 同周期的X、Y、Z三元素, 其最高价氧化物水化物的酸性由弱到强的顺序是:H3ZO4<H2YO4<HXO4, 则下列判断正确的是A.原子半径X>Y>Z B.非金属性X>Y>ZC.阴离子的还原性按X、Y、Z的顺序由强到弱D.气态氢化物的稳定性按X、Y、Z的顺序由弱到强B级2. 砷为第4周期第ⅤA族元素,根据它在元素周期表中的位置推测,砷不可能有的性质是A.砷在通常情况下是固体B.可以存在-3、+3、+5等多种化合价C.As2O5对应水化物的酸性比H3PO4弱D.砷的氧化性比磷强三、元素周期表和元素周期律的应用C级1、元素在周期表位置、原子结构和元素性质的关系C级2、元素性质递变规律B级3、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系主族元素最高正价数主族序数最外层电子数(价电子数)|非金属的最高正价|+|非金属的最低负价|=4、应用——在周期表一定区域内寻找元素,发现物质的新用途。

高一化学必修2《元素周期律》(第二课时)教学设计

高一化学必修2《元素周期律》(第二课时)教学设计

高一化学必修2《元素周期律》(第二课时)教学设计高一化学必修2《元素周期律》(第二课时)教学设计教材分析:《元素周期律》是化学必修2第一第二节,本节包括三部分教学内容:原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。

第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规律以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

第二课时主要是在原子结构的周期性变化的基础上,以第三周期为例,探究同周期元素金属性、非金属性的递变规律,而同周期同主族元素性质的周期性变化,是元素周期律的最本质体现。

元素周期律是学习化学和研究化学的理论基础,是指导学生学习无机化合物的导航图,对学生化学能力的提升有着举足轻重的作用。

本节课的教学内容充分体现了“结构决定性质”的化学思想,也渗透了“量变引起质变”的哲学思想。

因此本节课的教学应充分体现元素周期律的“周期性”概念,元素周期性的教学要注重“周期性”的理解,同时根据新课改的要求,尽量发挥学生学习的自主性,引导学生从元素原子最外层电子数的递变入手,引导学生,通过对比分析,类比迁移,自主总结出得出同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

学情分析:本节课针对的是高一学生,从认知思维特点上看,该年龄段的学生思维敏捷、活跃,但抽象思维能力薄弱。

“元素周期律”理论性强,要求他们具备较强的抽象思维能力。

所以教师必须设置问题情境,激发学生学习兴趣,帮助学生掌握本节课的内容。

同时通过原子核外电子排布规律,碱金属、卤族元素性质的学习,学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系,也初步理解了结构决定性质的化学思想。

因此,只要教师通过问题的设置和适当的引导点拨,可以让学生通过实验探究与验证,完全将这一理论知识应用到同周期元素性质的学习中,并获得预期的学习效果。

教学目标知识技能:1、理解同周期元素金属、非金属的递变规律;2、掌握并能运用元素金属性、非金属性的判断依据3、培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

高中化学 1.2 元素周期律(第2课时)导学案 新人教版必修2

高中化学 1.2 元素周期律(第2课时)导学案 新人教版必修2

元素周期律导学案第2课时一、元素性质周期性变化的规律1.随着原子序数的递增,原子核外电子层排布变化的规律:第一周期: 其他周期: 同一主族:2.随着原子序数的递增,原子半径变化的规律:随着原子序数的递增,元素的化合价变化的规律(1)最高正价:(2)最低负价:主族非金属元素最高正价与最低负价的关系3.随着原子序数的递增,元素的金属性和非金属性变化的规律(1)同周期从左到右:金属性非金属性(2)同主族从上到下:金属性非金属性问题:在元素周期表中金属性最强的元素非金属性最强的元素是注:判断元素金属性强弱的依据:(1)单质跟水(或酸)反应置换出;(2)最高价氧化物的水化物——氢氧化物的强弱。

判断元素非金属性强弱的依据:(1)跟氢气生成的难易程度以及氢化物的;(2)元素最高价氧化物的水化物的强弱。

a.同周期(以第三周期元素为例):(1)Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为Na、Mg、Al与水或酸反应的快慢碱性强弱顺序:NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3(2)硅、磷、硫、氯的性质比较Si、P、S、Cl的非金属性强弱顺序为氢化物稳定性强弱顺序 SiH4 PH3 H2S HCl酸性强弱顺序:H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4b.同主族(以第IA和VIIA为例)金属性Li Na K Rb Cs 碱性LiOH NaOH KOH RbOH CsOH 非金属性F Cl Br I 氢化物的稳定性HF HCl HBr HI 酸性 HClO4 HBrO4 HIO4二、元素周期律1、定义:______________随着___________________的规律叫做元素周期律。

2、实质:元素性质周期性变化是由于_____________周期性变化的必然结果。

课前小卷1.在原子序数1—18号元素中:(1)与水反应最剧烈的金属是_____ 。

(2)与水反应最剧烈的非金属单质是_______。

(3)在室温下有颜色的气体单质是______。

高中化学教案新人教版必修2元素周期律(第2课时)

高中化学教案新人教版必修2元素周期律(第2课时)

元素周期律教学目标、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、了解元素周期表和元素周期律的意义。

3、认识事物变化由量变引起质变的规律。

重点难点元素周期表和元素周期律的意义教学过程[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律;2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

[学生活动][投影展示]1~18号元素原子结构示意图。

[提问]请大家总结一下,随着原子序数的递增,原子核外电子层排布有何规律性变化。

[板书]二、元素周期律[学生活动][投影展示] 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1~211~23~1021~811~1831~8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。

这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是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]元素的性质是由元素的原子结构决定的,那么,随着原子序数的递增,元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化?我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。

[投影]元素的主要化合价原子序数12元素符号H He最高正化合价或最低负+1O 化合价原子序数345678910元素符号Li Be B C N O F Ne主要化合价+1+2+3+4、-4+5、-3-2-10原子序数1112131415161718元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar最高正化合价或最低负+1+2+3+4、-4+5、-3+6、-2+7、-10化合价结论:随着原子序数的递增,元素化合价呈现周其性变化。

元素周期律第二课时教案导学案.doc

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第一章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律(第2课时)【学习目标】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、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

【学习重点】元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性 【知识链接】周期序数 原子序数 电子层数最外层电子数 一 1~2 1 二 3~10 2 三11~183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1~8的周期性变化(H 、He 除外)完成P15页的表格,2、在原子中:质子数= = =3、稳定结构与不稳定结构(重点阅读)通常,我们把最外层8个电子(只有K 层时为2个电子)的结构,称为相对稳定结构。

一般不与其他物质发学生化学反应。

当元素原子的最外层电子数小于8(K 层小于2)时,是不稳定结构。

在化学反应中,具有不稳定结构的原子,总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

原子的核外电子排布,特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。

金属元素的原子最外层电子数一般少于4个,在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构;而非金属元素的最外层一般多于4个电子,在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。

举例说明:K S Al 的金属性、非金属性。

4、元素金属性非金属性的判断依据(重点学习并记忆) [引入]上节课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?这节课,我们就以第三周期元素为例,通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

金属性比较 本质 原子越容易失电子、金属性越强判 断 依 据 1.在金属活动顺序表中越靠前,金属性越强。

2.单质与水或非氧化性酸反应越剧烈,金属性越强。

3.单质还原性越强或离子氧化性越弱,金属性越强。

人教版化学必修二1.2 元素周期律(第二课时)学案设计

人教版化学必修二1.2 元素周期律(第二课时)学案设计

第五章第二节元素周期律(第二课时)一、学习目标:1、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2、掌握金属性非金属性强弱判断方法。

3、掌握化学学习的方法与技巧。

二、学习过程(一).导入:观看视频与图片问题1(1)铝是地壳中含量最高的金属元素,为什么人类却在19世纪后才开始大量使用?(2):这些金属的使用顺序有无规律可循?写出金属活动性顺序表:(二)金属性强弱比较1、微观探析:结构决定性质画原子结构示意图:Na Mg Al结论:同周期金属元素原子的电子层数,核电荷数依次原子半径逐渐失去电子能力逐渐金属性逐渐。

2.宏观辨识:实验探究Na Mg Al与水反应的快慢?与酸反应的快慢?问题2、(1)比较上述现象,你能得出怎样的结论?(2)还有哪些事实可以比较金属性的强弱?结论:金属性强弱比较的依据1、2、3、4、5、......(三)非金属性强弱比较1、微观探析:结构决定性质画原子结构示意图:Si P S Cl结论:同周期非金属元素原子的电子层数,核电荷数依次原子半径逐渐得电子能力逐渐非金属性逐渐。

2.宏观辨识:科学事实(阅读教材16页)问题3、(1)分析表中信息,你能得出怎样的结论?(2)还有哪些事实可以比较非金属性的强弱?结论:金属性强弱比较的依据1、2、3、4、....(四)课堂总结:(一)方法归纳(二)知识归纳:三、目标检测1.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。

2.从原子序数11依次增加到17,下列所叙递变关系错误的是( )A.电子层数逐渐增多B.原子半径逐渐增大C.最高正价数值逐渐增大D.从硅到氯负价从-4-13.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。

高一化学必修2第一章第二节《元素周期律》第2课时导学案

高一化学必修2第一章第二节《元素周期律》第2课时导学案

第二节元素周期律(第2课时)导航➢学习目标1.以1-18号元素为例,理解随着原子序数的递增,元素性质(元素原子的电子层排布、化合价、原子半径)的周期性变化规律;2.以第三周期为例,理解随着原子序数递增,元素金属性和非金属性的周期性变化。

3.以第三周期元素的递变规律为线索,理解元素金属性、非金属性强弱的判断规律。

➢学习重难点1.能结合相关数据和实验事实理解元素周期律。

2.理解原子结构与元素性质的关系。

课前准备区(自主预习——问题导学)●KEQIANZHUNBEIQU»»『旧知准备』1.根据碱金属及卤素的学习,周期表中每个族的元素的性质从上到下表现规律性变化:原子的电子层数逐渐_____,原子半径逐渐_____,原子核对最外层电子的吸引力逐渐_____,所以得电子水平逐渐_____,失电子水平逐渐_____。

2.由“1”题推出,碱金属表现出还原性即_____(填“金属性”或“非金属性”)自上而下逐渐_____,表现为与_____或_____反应的剧烈水准逐渐_____,其最高价氧化物的水化物的碱性逐渐_____,如:碱性:LiOH___NaOH___KOH(填“>或<”);3. 由“1”题推出,卤素单质表现出的氧化性即_____(填“金属性”或“非金属性”)自上而下逐渐_____,表现为与_____反应的条件逐渐_____,生成氢化物的稳定性逐渐_____。

»»『自主预习』1.完成课本P14页表格中前三周期的符号及原子的核外电子排布(用原子结构示意图表示)2.随着原子序数的递增,元素原子的、和都表现的变化。

如同周期的元素从左至右,原子的半径都是从变(填“大”或“小”);最高正化合价从+1依次(填“升高”或“降低”)至,最低负化合价从-4依次(填“升高”或“降低”)至。

3.第三周期中的金属元素有、、,其单质表现出_____(填“金属性”或“非金属性”),能够与或酸在一定条件下反应;第三周期中的非金属元素除Ar外有、、、,其单质表现出__ ___(填“金属性”或“非金属性”),能够与在一定条件下反应生成氢化物。

(2021年整理)第二节元素周期律(第二课时)导学案

(2021年整理)第二节元素周期律(第二课时)导学案

(完整)第二节元素周期律(第二课时)导学案编辑整理:尊敬的读者朋友们:这里是精品文档编辑中心,本文档内容是由我和我的同事精心编辑整理后发布的,发布之前我们对文中内容进行仔细校对,但是难免会有疏漏的地方,但是任然希望((完整)第二节元素周期律(第二课时)导学案)的内容能够给您的工作和学习带来便利。

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第二节元素周期律(第二课时)导学案乾县二中李强班级____________ 姓名___________【学习目标】(1)、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

(2)、通过实验操作,培养学生实验技能。

【复习巩固】1、核外电子的排布的规律有哪些?1。

电子是在原子核外距核由近及远、能量由低至高的不同电子层上分层排布; 2。

每层最多容纳的电子数为2n2(n代表电子层数);3。

电子一般总是尽先排在能量最低的电子层4。

最外层电子数不超过8个(第一层为最外层时,电子数不超过2个)2。

写出下列离子的离子结构示意图:Mg2+ F- Br— Ca2+【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

性质强弱判断依据1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易;金属性2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。

1。

跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的非金属性稳定性;2。

元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

高中化学《元素周期律》学案5 新人教版必修2

高中化学《元素周期律》学案5 新人教版必修2

第二节元素周期律第二课时第三周期元素金属性和非金属性的递变规律课标要求:知识与技能:了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

过程与方法:培养学学生分析问题,总结归纳的能力。

情感与价值观:认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

教学重点:元素周期表和元素周期律的意义学法提醒:实验、讨论、比较、归纳、总结。

预习指导〈检测〉同一周期元素(除稀有气体外),从左到右,金属性逐渐,非金属性逐渐,气态氢化物的稳定性逐渐,最高价氧化物的水化物的碱性逐渐,酸性逐渐。

情境创设:上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。

元素上午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?现就以第三周期元素为例,通过化学实验来判断元素的金属性和非金属性强弱。

知识梳理(建构) :二、元素周期律科学探究:第三周期元素的金属性与非金属性有何变化。

复习回忆:判断元素金属性强弱的依据:1.单质跟水(或酸)反应置换出;2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的强弱。

判断元素非金属性强弱的依据:1.跟氢气生成的难易程度以及氢化物的;2.元素最高价氧化物的水化物的强弱。

教师讲述:一般,对于金属元素我们主要研究其金属性,对于非金属元素我们主要研究其非金属性。

下面我们就按照这个标准,以11~18号元素为例,来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。

下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。

演示实验:+Na滴有酚酞的水 +Mg+Al分别描述实验现象(注意反应现象的剧烈程度)1.Na在常温下,与水反应,于水面在水面四处游动,同时产学生大量无色气体,溶液变。

2.Mg在常温下,与水的反应现象;加热时,镁带表面有出现,溶液变。

3.Al在常温或加热下,遇水现象。

探究:请大家预测一下,Mg、Al分别与稀盐酸反应时,现象是否会相同?应该有什么区别?演示实验:+Mg条1 mol/L盐酸+Al条归纳与整理:性质Na Mg Al单质与水(或酸)的反应情况最高价氧化物对应水化物的碱性强弱Na、Mg、Al的金属性强弱顺序为硅、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最高价氧化物对应水化物的酸性强弱Si P S Cl的非金属性强弱顺序为课堂练习:氢化物稳定性强弱顺序 SiH4 PH3 H2S HCl酸性强弱顺序 H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4结论3:同一周期从左往右,金属性逐渐,非金属性逐渐稀有元素,一般情况难与其他物质发学生化学反应小结知识:元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈变化。

《元素周期律》教案15(第二课时)(人教版必修2)

《元素周期律》教案15(第二课时)(人教版必修2)

第二节元素周期律第2课时教学目标:知识与技能:1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

2、通过实验操作,培养学生实验技能。

过程与方法:1、自主学习,自主归纳比较元素周期律。

2、自主探究,通过实验探究,培养学生探究能力。

情感、态度与价值观:培养学生辨证唯物主义观点:量变到质变规律。

重点与难点:元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律,探究能力的培养。

教学媒体及教具:实验仪器等教学过程设计:【引入】上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈周期性变化。

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变化呢这节课,我们就以第三周期为例,通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

[过渡]从金属性和非金属性强弱的判断依据里,我们来设计实验探究第三周期元素的金属性和非金属性强弱。

[板书]〔三〕元素周期律1、第三周期元素性质变化规律[实验一]Mg、Al和水的反响:分别取一小段镁带、铝条,用砂纸去掉外表的氧化膜,放入两支小试管中,参加2~3 ml水,并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

过一会儿,分别用酒精灯给两试管加热至沸腾,并移开酒精灯,再观察现象。

[总结]Na、Mg、Al与水反响越来不越剧烈,对应氧化物水化物的碱性越来越弱,金属性逐渐减弱。

[过渡]我们再研究第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性的强弱。

[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

[过渡] 如果我们对其他元素也进行同样的研究,也会得出类似的结论: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的变化。

[板书]2、同周期元素性质递变规律从左到右,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。

[思考]写出1—18号元素的原子结构示意图,体会元素性质和原子结构的关系。

[讲解]原子结构周期性变化〔核外电子排布、原子半径〕决定元素性质周期性变化〔元素的化合价、元素的金属性、元素的非金属性〕可归纳出元素周期律[板书]3、元素周期律〔1〕定义:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化,这条规律叫做元素周期律。

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第一章第二节元素周期律(第二课时)
【课标要求】
1、掌握元素化合价、原子半径随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律。

1、以第3周期元素为例,认识同周期元素性质的递变情况。

2、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规律,归纳元素周期律的内容和本质。

【重点、难点】
元素性质的周期性变化
【知识回顾】
1、比较元素金属性强弱的方法有:
2、比较元素非金属性强弱的方法有:
3、以碱金属元素和卤素为例,同主族元素从上到下,原子半径逐渐,得电子能力逐渐,失电子能力逐渐,元素金属性逐渐,非金属性逐渐,气态氢化物稳定性逐渐,最高价氧化物的水化物酸性逐渐、碱性逐渐。

【自主学习】
二、元素周期律
1
总结:同一周期,随着原子序数的递增,元素原子半径逐渐,呈现周期性变化。

2、化合价的周期性变化:
标出1~18号元素的化合价,找出规律。

结论:随着原子序数的递增,元素也呈现周期性变化,且同一元素化合价有以下量的关系:│最高正价│+│负价│=。

3、元素金属性、非金属性周期性变化:
(1)元素金属性的周期性变化:
【结论】Na、Mg、Al与水反应越来越,对应氧化物水化物的碱性越来越,金属性逐渐。

【分析】金属钠、镁、铝的原子结构中相同,但原子半径逐渐,原子核对最外层电子的作用力逐渐,所以它们的失电子能力逐渐,金属性逐渐。

(2)元素非金属性的周期性变化:
【结论】Si、P、S、Cl与H2反应的条件越来越,气态氢化物稳定性越来越,最高价氧化物的水化物酸性越来越。

【分析】非金属硅、磷、硫、氯的原子结构中相同,但原子半径逐渐,原子核对最外层电子的作用力逐渐,所以它们的得电子能力逐渐,非金属性逐渐。

4、元素周期律
(1)概念:元素的性质(元素的主要化合价、金属性和非金属性等)随着的递增而呈的变化。

(2)实质:元素原子核外电子的排布随着的递增而呈的变化。

【合作探究】
阅读课本P16:请完成表格
表格二
【感悟与收获】
【课堂练习】
1、综合第三周期的8种元素性质变化规律的例子,我们可以得出以下的规律:同一个周 期的元素, 相同,但是 逐渐递增, 电子能力逐渐 , 电子能力逐渐 ,从宏观方面看来,就是 性逐渐减弱, 性逐渐 增强。

这种元素的性质随着原子序数的递增而呈规律性的变化,称之为 。

2、下述事实能够说明硫原子得电子能力比氯弱的是( ) A .硫酸比盐酸稳定 B .氯化氢比硫化氢稳定 C .盐酸酸性比氢硫酸强 D .硫酸酸性比高氯酸弱
3、电子层数相同的三种元素X 、Y 、Z ,它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为:HXO 4>H 2YO 4>H 3ZO 4,下列判断错误的是( )
A .原子半径
X >Y >Z B .气态氢化物稳定性X >Y >Z C .元素原子得电子能力X >Y >Z D .单质与氢气反应难易X >Y >Z 4、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 5、4种相邻主族短周期元素的相对位置如表,元素X 的原子核外电子数是M 的2倍,Y 的氧化物具有两性。

回答下列问题:
(1)元素X 在周期表中的位置是第________周期、第________族,其单质可采用电解熔融________的方法制备。

(2)M 、N 、Y 三种元素最高价氧化物对应的水化物中,酸性最强的是________,碱性最
强的是________。

(填化学式)。

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