高一化学学案同周期元素性质递变规律2013.3.15
认识同周期元素性质的递变规律 学案 鲁科版 高中化学
1.3.1认识同周期元素性质的递变规律【核心素养发展目标】1.以第3周期元素为例，理解同周期元素性质的递变性，完成相应的同周期元素性质的探究实验，并能解释这种递变的原因。
2.学会判断元素原子的得、失电子能力强弱的方法。
【自主学习】1.请画出第三周期元素的原子结构示意图，并描述第三周期元素从左到右原子结构的相似性和递变性。
问题任务一2.元素原子失电子能力强弱判断依据是什么？3.如何通过实验比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱？实验方案：可以从哪些角度来设计实验验证钠、镁、铝的金属性强弱呢？请设计实验。
实验用品：金属钠、表面积相同的镁条和铝条、稀盐酸、氢氧化钠溶液、氯化镁溶液、氯化铝溶液、蒸馏水、烧杯、试管、表面皿、酒精灯、小刀、镊子、试管夹、玻璃片、滤纸等。
4.如何比较NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3三者的碱性强弱？5.试总结氢氧化铝的化学性质，用化学方程式（和离子方程式）表示问题任务二6.元素原子得电子能力强弱判断依据是什么？7.硅、磷、硫、氯等元素原子的得电子能力如何？非金属性如何？你是如何判断的？应该怎么验证？8..硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应的水化物分别是什么？硅酸、磷酸、硫酸、高氯酸的酸性谁强？9..硅、磷、硫、氯的气态氢化物分别是什么？写出硅、磷、硫、氯的单质分别与氢气反应的化学方程式，并比较硅、磷、硫、氯的气态氢化物的稳定性顺序。
10.归纳总结同周期元素性质递变规律【应用体验】1．下面是某科学兴趣小组的同学做同周期元素性质递变规律的实验时，设计的一套实验方案。
实验步骤如下：实验序号实验步骤①将镁条用砂纸打磨后，放入沸水中，再向溶液中滴加酚酞试液②向新制的Na2S溶液中滴加新制的氯水③将一小块金属钠放入滴有酚酞试液的冷水中④将镁条投入稀盐酸⑤将铝条投入稀盐酸⑥向AlCl3溶液中滴加NaOH溶液直至过量请整理并完成实验报告。
(1)实验目的：_____________________________________________________________。
元素周期表中同周期同主族元素性质递变规律
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
2、金属性或非金属性的强弱判断依据
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
2.寻找所需物质
在能找到制造半导体材料,如;
在能找到制造农药的材料,如
在能找到作催化剂,耐高温,耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
(1)化学键就是指:。
(2)化学反应的实质就是指:。
(3)离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般就是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大(特例铵盐)
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱与状态,不易得失电子
存在范围
离子化合物(碱、盐、活泼金属氧化物)
单质,共价化合物、离子化合物(碱、含氧酸盐、铵盐等)
与性质的关系
一般离子键越强,离子化合物的熔、沸点越高,溶解度越小。
元素性质的递变性规律
第二单元元素性质的递变规律【学海导航】元素的性质随着核电荷数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。
一、原子核外电子排布的周期性元素按原子序数递增的顺序依次排列时，原子的最外层上的电子数，由1（s1）到8（s2p6）,呈现出周期性变化。
相应于这种周期性变化，每周期以碱金属开始，以稀有气体结束。
元素的化学性质，主要取决于元素原子的电子结构，特别是最外层电子结构。
所以元素性质的周期性，来源于原子电子层结构的周期性。
根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d 区、ds区、f区。
二、元素第一电离能的周期性变化1、定义：从气态的基态原子中移去一个电子变成＋1价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅰ电离能。
常用符号I1表示。
M（g）→ M+（g）+ e-,＋1价气态阳离子移去一个电子变成＋2价气态阳离子所需的最低能量，称为第Ⅱ电离能。
依次类推。
元素的第一电离能越小，表示它越容易失去电子，即该元素的金属性越强。
2、影响电离能的因素电离能的大小主要取决于原子的核电荷、原子半径及原子的电子构型。
一般说来，核电荷数越大，原子半径越小，电离能越大。
另外，电子构型越稳定，电离能也越大。
3. 电离能的周期性变化同周期中, 从左向右，核电荷数增大，原子半径减小, 核对电子的吸引增强, 愈来愈不易失去电子, 所以 I 总的趋势是逐渐增大。
但有些元素（如Be、Mg、N、P等）的电离能比相邻元素的电离能高些，这主要是这些元素的最外层电子构型达到了全充满或半充满的稳定构型。
同主族元素自上而下电离能依次减小。
但在同一副族中，自上而下电离能变化幅度不大，且不甚规则。
4.电离能与价态之间的关系失去电子后, 半径减小, 核对电子引力大, 更不易失去电子, 所以有: I1 < I2 < I3 < I4…., 即电离能逐级加大.三、元素电负性的周期性变化1、定义：电负性: 表示一个元素的原子在分子中吸引电子的能力. 元素的电负性越大，表示原子吸引成键电子的能力越强，该元素的非金属性也就越强；电负性越小，该元素的金属性越强。
高中化学教案【认识同周期元素性质的递变规律】
认识同周期元素性质的递变规律一、第3周期元素原子得失电子能力的比较1．钠、镁、铝三种元素失电子能力的比较2.硅、磷、硫、氯四种元素原子得电子能力的比较二、同周期元素得失电子能力的递变规律及理论解释在同一周期的主族元素中，各元素原子的核外电子层数相同，但从左到右核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小(稀有气体元素除外)，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，原子失电子能力逐渐减弱，金属性逐渐减弱，原子得电子能力逐渐增强，非金属性逐渐增强。
1．判断正误(正确的打“√”，错误的打“×”)(1)熔点、硬度：Al>Na，故金属性：Na>Al。
()(2)金属原子失电子越多，还原性越强。
()(3)PH3的稳定性比SiH4强。
()(4)同一周期元素的原子，半径越小越容易失去电子。
()[答案](1)×(2)×(3)√(4)×2．下列物质碱性最强的是()A．Fe(OH)3B．Al(OH)3C．NaOH D．Mg(OH)2C[根据金属活动性顺序可知活动性：Na>Mg>Al>Fe，可知NaOH碱性最强。
]3．下列能说明非金属性S强于P的是()A．S的颜色比P4的颜色深B．P4在常温下能自燃，而S不能C．酸性：H2S<H3PO4D．酸性：H2SO4>H3PO4D[物理性质不能作为非金属性强弱的比较依据；P4的自燃是其着火点低的缘故，与非金属性无关；H2S不是S的最高价氧化物对应的水化物，不能作为比较的依据。
]元素原子得失电子能力强弱的判断依据(1)金属活动性顺序表中越靠前，金属原子失电子能力越强。
(2)同一周期的金属元素，从左往右，原子失电子能力依次减弱。
(3)金属与水或酸置换出氢时，置换反应越容易发生，金属原子失电子能力越强。
(4)金属与盐溶液反应，较活泼金属(失电子能力强)置换出较不活泼的金属。
(5)最高价氧化物对应的水化物碱性越强，失电子能力越强。
(完整版)同主族元素性质的递变规律
2.卤族元素的原子最外层上的电子数 是__7__，其中，非金属性最强的是 __F__。卤素的最高价氧化物对应水化 物的化学式是_H__X__O_(以X表示卤素)。
注: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
3.下列性质的递变中，正确的是 ( AB )
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
元素原子序数依次增加原子半径逐渐减小元素原子失电子的能力逐渐减弱得电子的能力逐渐增强alsigesbte非金属性逐渐增强金属性逐渐增强元素周期表中元素性质递变规律内容同周期从左到右同主族从上到下原子半径电子层结构失电子能力得电子能力金属性或非金属性主要化合价最高价氧化物对应的水化物酸碱性非金属元素气态氢化物的形成与稳定性电子层数相同最外层电子增多逐渐减小逐渐增大逐渐增大逐渐减小金属性减非金属性增金属性增非金属性减最高正价17最高正价族系数碱性逐渐减弱酸性逐渐增强碱性逐渐增强酸性逐渐减弱形成
H、C、O、F、Na
2、用A表示质子数，B 中子数，C 核外电子数， D 最外层电子数，E 电子层数 填写下列各空：
⑴ 原子(核素)种类由_A__B__决定 ⑵ 元素种类由___A__决定 ⑶ 元素同位素由 ___B__决定 ⑷ 元素在周期表中的位置由__D__E__决定 ⑸ 元素的原子半径由___A_E___决定 ⑹ 元素主要化合价由___D___决定 ⑺ 元素的化学性质主要由___D___决定 ⑻ 价电子通常是指___D____
⑶ 论证了量变引起质变的规律性
课堂练习：
1、相邻三个周期的主族元素A、B、C、D、 E，它们的原子序数依次增大，B、C、D元 素在同一周期，A、E在同一主族。除A外 的各元素的原子的电子层内层已填满电子。 其中B的最外层有4个电子。A与B，B与C 都能生成气态的化合物。D与E生成离子化 合物。在离子化合物中它们化合价的绝对 值相等。试回答：它们各是什么元素？
高中化学_认识同周期元素性质的递变规律教学设计学情分析教材分析课后反思
《认识同周期元素性质的递变规律》教学设计一、设计说明元素周期律和元素周期表是学生学习化学，特别是学习元素化合物知识的重要工具。
本节教材编排在学生学习了原子结构、元素周期律、元素周期表和大量元素化合物知识之后，希望学生通过本节的学习能够有以下收获:①了解元素周期律，认识元素周期表，体会元素在周期表中的位置、元素的原子结构、元素的性质(以下简称“位、构、性”)的关系，并初步学会在元素周期律和元素周期表的指导下探究化学知识的学习方法；②对《化学1(必修和初中化学中学过的元素化合物知识进行整合；③体会元素周期律、元素周期表在指导生产实践中的意义。
本节课通过探究第3周期元素原子得失电子能力的递变规律，使学生学习同周期元素性质的递变规律，在设计探究活动时，注意培养学生利用实验事实、证据推理等多种探究方式进行综合探究的能力。
教学与评价思路示意图二、学习目标1、能从原子结构角度，解释同周期元素原子得失电子递变的原因，培养学生宏观辨识与微观探析的素养。
2、能从问题组和假设出发，依据实验目的，设计实验方案，通过实验事实，验证金属元素原子失电子能力强弱比较的间接方法，培养学生科学探究与创新意识的素养。
3、能运用信息分析问题、解决问题，根据反应发生的条件等一系列信息，总结非金属元素原子得电子能力强弱比较的间接方法，培养学生证据推理与模型认知的素养。
4、体会元素周期律（表）在学习元素化合物与科学研究中的重要作用，会根据元素在周期表的位置，分析预测比较元素化合物的性质，培养学生科学态度与社会责任的素养。
三、学科素养及学业质量水平四、教学评价五、教学过程3.镁、铝与水反应时，若看不到明显现象，可适当加热，加热至沸腾后立即停止加热（试管口勿对人），观察现象。
4.镁铝与盐酸反应时，盐酸取大约2—3ml。
微的观察是科学探究的必备品质。
归纳总结，建立模型总结Na、Mg、Al元素性质与物质性质之间的关系。
思考回答通过分析，建立认知模型，并能运用模型解释钠、镁、铝元素金属性的递变规律，透过宏观现象，分析微观实质。
高中化学_同周期元素性质的递变规律 高一化学 邵明苏教学设计学情分析教材分析课后反思
《元素周期表的应用第一课时》教学设计同周期元素性质的递变教学目标知识与技能：1、1.以第3周期元素为例，学生掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律；2、了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，并初步学会运用元素周期表。
过程与方法：1、通过“的、镁、铝原子失电子能力的递变”“预测金属钾的性质”等探究活动，培养学生的实验能力以及对实验结果的分析、处理、总结的能力；2、通过对“硅、磷、硫、氯原子得电子能力的递变”的探究，培养学生获取信息的能力；3、利用原子结构的理论预测与解释得失电子能力的规律，培养学生的分析推理能力。
情感态度与价值观：1、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；2、体会元素周期表对学习化学的指导意义，初步了解以原子结构、元素周期律为理论指导的探究化学世界的方法。
教学重点同周期元素性质递变规律教学难点同周期元素性质递变规律教学方法1、通过“实验探究”，学会运用具体事物来研究抽象概念的思想方法；2、通过“阅读探究”、“交流研讨”、“观察思考”等活动，培养学生获取并整合信息的能力；教学过程【导入】通过前两节课，我们学习了元素周期律，认识了元素周期表。
而早在一百多年前明捷列夫就通过周期表发现了新元素并预测新元素的性质。
那么，元素的性质在周期表中呈现怎样的周期性变化，这节课我们以第三周期为例来一起学习:同周期元素性质的递变规律。
【投影】展示学生的课前预习区【观察思考】1、第三周期元素的原子结构是如何递变的？2、从原子结构的角度分析并预测第3周期元素原子的得失电子能力。
【观点陈述】小组选派一位代表陈述自己的观点，进行分析和预测。
【板书】同周期元素性质的递变Na Mg Al Si P S Cl电子层数相同核电荷数逐渐增大原子半径逐渐减小失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐增强【过渡】对于第三周期元素，我们主要研究钠、镁、铝三种金属元素的失电子能力，硅、磷、硫、氯四种非金属元素的得电子能力，请根据预测，讨论如何通过实验验证失电子能力Na>Mg>Al。
同周期元素性质的递变规律
【思考与交流】
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 提示：
最外层电子数逐渐增多 原子半径逐渐变小
【思考与交流】
2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
离子方程式是--A=-H-l=(+-O=-+-H=O-[)-A3H-+l-－(O-O=-HH=-－-=)-4=-]－-H--2-O------。
谢谢观赏
化合越来越容易
氯
光照或 点燃
气态氢 化物的 稳定性
很不稳定 不稳定 不很稳定 稳定 氢化物的稳定性越来越强
结论： 得电子能力
Si < P < S < Cl
同周期非金属元素原子的得电子能力从左到右逐渐增强
归纳总结
原子序数
11
元素符号
Na
单质和水 冷水剧烈
非金属单质 与氢气反应
12 Mg
热水
13
14
1.以第3周期元素（稀有气体除外）为例，核外电子排布、 原子半径如何变化？ 2.根据第3周期元素原子的结构特点预测，同一周期元素 原子的得电子能力和失电子能力如何变化？
3.如何设计实验证明你对Na、Mg、Al失电子能力相对强弱的 预测？
方法导引：元素原子失电子能力强弱的判断依据：
（1）比较元素的单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。 置换反应越容易发生，元素原子失电子能力越强。
一认识同周期元素性质的递变规律1元素原子得失电子能力强弱的判断方法namgal性质比较元素namgal单质与水反应单质与盐酸反应最高价水化物化学式碱性结论原子失去电子能力逐渐减弱与冷水剧烈反应与冷水反应缓慢与热水反应迅速剧烈反应剧烈反应naohmgoh强碱中强碱两性氢氧化物与沸水缓慢反应非常剧烈sipscl性质比较元素sicl单质与氢气反应难易气态氢最高价氧化物对应水酸性结论不稳定稳定sihhcl得失去电子能力逐渐增强弱酸中强酸强酸最强酸第三周期元素化学性质非金属性逐渐增强金属性逐渐增强2同周期元素的递变规律17413同周期元素性质递变的原因在同一周期中各元素的原子的核外电子层数相同但左到右核电荷数依次增多原子半径逐渐减小稀有气体除外原子失电子能力逐渐减弱得电子能力逐渐增强从而使同周期元素的性质呈现规律性的递变即金属性逐渐减弱非金属性逐渐增例1xy是同周期非金属元素已知x原子半径比y原子半径大则下列叙述中正确ax的最高价氧化物的水化物的酸性比y强bx的阴离子比y的阴离子的还原性强cx的非金属性比y的弱dx的气态氢化物比y的稳定bc例2同周期的三种元素xyz它们的最高价氧化物的水化物分别是hxob非金属性
高中化学人教版学案实验活动3同周期同主族元素性质的递变
实验活动3同周期、同主族元素性质的递变1．加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2．体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
器材：试管、试管夹、试管架、量筒、胶头滴管、酒精灯、白色点滴板、镊子、砂纸、火柴。
试剂：钠、镁条、新制的氯水、溴水、NaBr溶液、NaI溶液、MgCl2溶液、AlCl3溶液、1 mol·L－1NaOH溶液、酚酞溶液。
1．同主族元素性质的递变(1)在点滴板的3个孔穴中分别滴入3滴NaBr溶液、NaI溶液和新制的氯水，然后向NaBr溶液和NaI溶液中各滴入3滴新制的氯水，观察现象。
实验现象：滴入浅黄绿色的氯水后，NaBr溶液由无色变为橙黄色，NaI 溶液由无色变为黄褐色。
实验解释(化学方程式)：Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl；Cl2＋2NaI===I2＋2NaCl。
(2)在点滴板的两个孔穴中分别滴入3滴NaI溶液和溴水，然后向NaI 溶液中滴入3滴溴水，观察现象。
实验现象：向NaI溶液中滴入橙色的溴水后，溶液由无色变为黄褐色。
实验解释(化学方程式)：Br2＋2NaI===I2＋2NaBr。
(3)实验结论：由上述实验可知，Cl2、Br2、I2三种卤素单质的氧化性由强到弱的顺序是Cl2>Br2>I2，相应卤素离子的还原性由强到弱的顺序是I－>Br－>Cl－，卤素原子的非金属性Cl>Br>I。
2．同周期元素性质的递变(1)比较钠和镁的金属性强弱。
①钠与冷水的反应、镁与冷水的反应：用砂纸打磨掉镁条表面的氧化物，将两支盛有少量冷水的试管置于试管架上，向其中一支试管中加入一块绿豆粒大小的钠块，向另一支试管中加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，并分别向两支试管中滴入3滴酚酞溶液，观察现象。
实验现象：钠与水剧烈反应，放出气体，反应后溶液加酚酞后变为红色。
银白色的镁条表面附着少量气泡，滴加酚酞后溶液不变色。
实验解释(化学方程式)：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑；Mg＋2H2O===Mg(OH)2↓＋H2↑。
《同周期元素性质的递变》导学案
《同周期元素性质的递变》导学案第三节元素周期表的应用第一课时主备:邢永宁审核:李丽马伟民仵鸿雨教师寄语:恒心和毅力是进步的阶梯。
【学习目标】:以第三周期元素为例，掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论解释这些递变规律，了解“位置、结构、性质”三者间的关系，初步学会运用元素周期表。
一、认识同周期元素性质的递变规律【问题】1、第三周期元素原子的核外电子排布、原子半径是如何递变的, 【问题】2、从最外层电子排布和元素性质的关系预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。
为什么会有此规律,【归纳总结】1、2、【问题】3、如何设计实验验证你预测的钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱, 【理论指导】课本P21方法导引第三节元素周期表的应用一、同周期元素性质的递变【复习】请写出第3周期元素的名称和元素符号及其原子结构示意图1 / 3【交流与研讨】(1)第3周期元素原子的核外电子排布、原子半径是如何递变的, (2)尝试用元素原子的核外电子排布规律预测第3周期元素原子失电子或得电子能力的相对强弱。
归纳总结如下:【设问】如何用实验验证你的结论,阅读教材P20页“方法导引”。
小组讨论设计实验方案，论证钠、镁、铝三种元素原子失去电子能力相对强弱。
【实验探究】取一小段镁带，用砂纸磨去表面的氧化膜，放入试管中。
向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液。
观察现象。
过一会儿加热试管至水沸腾。
观察现象。
【讨论】回忆钠与水反应的现象，并与镁和水反应的现象相比，你得出什么结论,【实验探究】取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中。
向试管中各加入1mL1mol/L盐酸。
观察现象。
【讨论】比较镁和铝分别与盐酸反应的难易程度，你又得出什么结论,【实验探究】向盛有AlCl溶液的试管中加入NaOH溶液，直到产生大量白色絮状沉淀为止。
3将所得沉淀分盛在两支试管中，再分别加入HCl和NaOH溶液，观察现象。
(打印)同周期、同主族元素性质的递变规律
同周期元素性质的递变规律：同一周期元素(稀有气体元素除外)的原子，从左往右，最外层电子数逐渐增加，原子半径逐渐减小，元素的原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强第3周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Na > Mg > Al氧化性：Na+< Mg2+< Al3+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Na > Mg > Al易难剧烈不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性NaOH > Mg(OH)2> Al(OH)3元素原子得电子能力(元素的非金属性)Si < P < S < Cl还原性：P3->S2->Cl-(Si4-不存在) （相反）元素单质的氧化性Si < P < S < Cl2单质与氢气化合的难易程度Si < P < S < Cl2难易气态氢化物的稳定性SiH4< PH3< H2S < HCl最高价氧化物对应的水化物的酸性H4SiO4(或H2SiO3) < H3PO4< H2SO4< HClO4第2周期：元素原子失电子能力(元素的金属性、元素单质的还原性)Li > Be氧化性：Li+< Be2+（相反）与水或酸反应置换出氢的难易程度：Li > Be易较难剧烈较不剧烈最高价氧化物对应的水化物的碱性LiOH > Be(OH)2元素原子得电子能力(元素的非金属性)C < N < O < F还原性：N3->O2->F-(C4-不存在) （相反）元素单质的氧化性C < N2< O2< F2单质与氢气化合的难易程度C < N2< O2< F2难易气态氢化物的稳定性CH4< NH3< H2O < HF最高价氧化物对应的水化物的酸性H2CO3< HNO3同主族元素性质的递变规律：同主族元素从上到下，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，元素的原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱即元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱ⅦA族ⅠA族(除氢H外，即碱金属元素)。
课题 ：同周期元素性质的递变规律优秀教学设计
课题：同周期元素性质的递变规律
教学目标：
1.宏观辨识与微观探析：从微观上核外电子排布的角度理解同周期元素性质的递变规律，从宏观上通过实验现象和结论，通过阅读材料，理解同周期元素金属性、非金属性的递变规律。
2.科学探究与创新意识：通过对第3周期元素得失电子强弱的预测，设计实验验证猜想，探究同周期金属元素金属性的递变规律。
3.科学精神与社会责任：通过对同周期元素性质递变规律的学习，认识化学知识的规律性，理解化学知识从实验到理论，再由理论推测出实验结果的科学精神。
教学重难点：
元素金属性、非金属性的强弱判断。
教学过程：。
元素周期表中同周期、同主族元素性质递变规律
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
同种或不同种的非金属元素间原子未达到饱和状态，不易得失电子
存在范围
离子化合物（碱、盐、活泼金属氧化物）
单质，共价化合物、离子化合物（碱、含氧酸盐、铵盐等）
与性质的关系
一般离子键越强，离子化合物的熔、沸点越高，溶解度越小。
共价键越强，分子越稳定。
（4）非极性共价键与极性共价键比较
项目
非极性键
极性键
成键微粒
2．寻找所需物质
在能找到制造半导体材料，如；
在能找到制造农药的材料，如
在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。
4、化学键
（1）化学键是指：。
（2）化学反应的实质是指：。
（3）离子键与共价键比较
项目
离子键
共价键
概念
成键微粒
成键元素
一般是活泼金属元素与活泼非金属元素原子间得失电子能力差别较大（特例铵盐）
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
3．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ห้องสมุดไป่ตู้
专题1同周期同主族元素性质的递变(导学案)高一化学
第四章物质结构元素周期律第二节元素周期律专题1（实验活动3）同周期、同主族元素性质的递变【学习目标】1.通过重点知识回顾，结合实验探究，加深对同周期、同主族元素性质递变规律的认识。
2.通过典型问题讨论，核心知识深度理解及应用，进一步体会元素周期表和元素周期律在学习元素化合物知识中的重要作用。
3.通过讨论交流，强化概念的理解，培养运用比较、归纳等方法对信息进行加工及数据处理的能力，促进证据推理与模型认知、科学探究与创新意识等学科核心素养的形成。
【学习重点】实验探究同周期、同主族元素性质的递变【学习难点】同周期、同主族元素性质的递变原因分析【课前预习】旧知回顾：1.元素周期表中同周期主族元素从左至右，随原子序数增加，原子半径逐渐减小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
2.同周期主族元素（除稀有气体外），随原子序数的增加，原子半径逐渐减小；同主族元素的原子半径，随原子序数的增加，原子半径逐渐增大，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
新知预习：1.金属无（填“有”或“无”，下同）负化合价，非金属既有正化合价又有负化合价，氟无正价，氧无最高正价；非金属的负化合价一般只有一种，但正化合价可能有多种；原子序数为11～17的元素的最高化合价和最低化合价的变化规律是最高正价由+1到+7，最低负价由4到1 、最高化合价和最低化合价的数值与原子核外最外层电子数的关系是最高化合价数=原子核外最外层电子数、最高化合价和最低化合价的绝对值之和等于8 。
情景导入：前面通过我们对最典型的金属元素（碱金属）、最典型的非金属元素（卤族元素）的学习可知：同一主族元素，随着元素原子序数的递增，原子核对外层电子的吸引力逐渐减弱，元素的金属性逐渐增强，而非金属性逐渐减弱，同一周期元素从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，且呈周期性变化，本节课我们将在了解同周期、同主族元素性质的递变规律的基础上，进一步认识和理解同周期、同主族元素性质的递变性，并通过实验来进行验证。
高一化学优质课公开课学案元素性质的周期性变化规律
3．元素的主要化合价
周期序号 原子序数
主要化合价
结论
第一周期
1→2
＋1→0
①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升
第二周期
3→9
最 高 价 ＋ 1→ ＋ 5(不含 O、F) 最低价－4→－1
高(＋1→＋7，O 和 F 无最高正价)； ②元素的最低负价由ⅣA 族的－4 价逐渐 升高至ⅦA 族的－1 价； ③最高正价＋|最低负价|＝8
2．钠、镁、铝元素金属性的递变规律 (1)钠、镁元素金属性强弱的实验探究 ①原理：金属与水反应置换出 H2 的难易。 ②实验操作：
③现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，
滴加酚酞溶液变为粉红色。
△
④结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为 Mg＋2H2O=====Mg(OH)2
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
氢化物
RH4
RH3
H2R
HR
最高价氧化物 对应的水化物
H2RO3 或 H4RO4
H3RO4 或 HRO3
H2RO4
HRO4
二、同周期元素金属性和非金属性的递变规律 以第三周期元素为例探究元素性质的递变规律。 1．第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次 减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测它们的金属性依次减弱，非金 属性依次增强。
素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉，其原子结构示意图为
。
(1)推断该元素在周期表中的位置：第四周期ⅥA 族。
(2)按要求写化学式：①气态氢化物为 H2Se；②最高价氧化物对应的水化物为 H2SeO4。
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【反思﹒提升】
【拓展﹒延伸】
1、（2010·启东高一检测）A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A与B的最高价氧化物对应的水化物呈碱性，且碱性B＞A；C和D的气态氢化物稳定性为C＞D;E是这五种元素中原子半径最小的元素，则它们的原子序数由小到大的顺序为（）
A.ABCDE B.BAEDC
D.同周期非金属元素的原子半径越大，其气态氢化物越稳定
2、（2010·武汉高一检测）能证明Al的金属性比Mg弱的实验事实是（）
A.Al的导电性比Mg强
B.Al的原子半径比Mg小
C.Al（OH）3能溶于NaOH溶液，而Mg（OH）2则不能
D.Mg（OH）2的溶解性比Al（OH）3的溶解性略大
3、
下表是周期表中的一部分，根据A—I在周期表中的位置，用元素符号或化学式回答下列问题：
2、同周期元素自左至右：最高正价，最低负价，最高价氧化物水化物，金属元素单质与水或酸反应，非金属元素与氢气反应，生成的气态氢化物。
【当堂达标】
1、下列叙述正确的是（）
A.同周期非金属元素的原子半径越小，其单质的沸点越高
B.同周期元素的离子，核电荷数越大半径越大[来源:学科网]
C.同周期主族元素的原子半径越大，其原子越易失去电子
学习难点：同周期元素性质递变规律
【课前预习区】
1、元素周期表共分为个周期；个主族。第三周期共种元素，按原子序数递增顺序分别为。它们最高价氧化物的化学式分别为；最高价氧化物水化物的化学式分别为。
2、写出以下反应的化学方程式：
①Na与水的反应：；
②Mg与盐酸的反应；
③Al与盐酸的反应；
④氢气与氯气的反应。
___Байду номын сангаас___；
（3）B、C元素形成的化合物溶于水显弱酸性的是____；
它电解质（填“是”或“不是”）。
（4）写出A、C元素形成的化合物与盐酸反应的离子方程式_______。
自我完成，回顾知识。
了解新知
引入新知，探索新知
总结知识
分析题目、总结方法
③Al（OH）3为；Mg（OH）2为；NaOH为。碱性强弱顺序为，可知失电子能力>>.
由以上可知：Na、Mg、Al失电子能力由强到弱的顺序为。
课题三、【比较元素得电子能力强弱的判断方法】
课题四、【阅读探究】阅读课本P21—P22获取证据，验证你对硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱的预测（请分别用化学式表示）
试剂：表面积相同的镁条和铝条、MgCl2溶液、金属钠（小块）、盐酸（1mol•L－）、蒸馏水、NaOH溶液、AlCl3溶液
仪器：试管、表面皿、酒精灯、试管夹
实验方案设计：
实验记录：
实验内容
实验现象
结论
实验探究结论：
①、与水反应置换出水中氢的难易程度为，失电子能力强弱顺序为；
②、与酸反应置换出水中氢的难易程度为，失电子能力强弱顺序为；
C.BADCE D.ECDBA
2、A、B、C为三种短周期元素，A、B同周期，A元素原子的最外层电子数为2，B元素原子的最高正价与负价的绝对值之差为4，C元素原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，请回答：
（1）这三种元素组成的化合物可能是_____；
（2）B元素形成的气态氢化物化学式是_____；
与B元素同周期的元素形成的气态氢化物最稳定的是
族
周
期
ⅠA
ⅡA
ⅢA
ⅣA
ⅤA
ⅥA
ⅦA
0
1
A
2
D
E
G
I
3
B
C
F
H
(1)表中元素，化学性质最不活泼的是，只有负价而无正价的是，氧化性最强的单质是，还原性最强的单质是；
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是，酸性最强的是，呈两性的是；
(3)A分别与D、E、F、G、H形成的化合物中，最稳定的；
(4)在B、C、D、E、F、G、H中，原子半径最大的是.
①单质与氢气化合的难易程度；
②生成气态氢化物的稳定性强弱顺序为；
③最高价氧化物水化物酸性的强弱顺序为；
可知硅、磷、硫、氯得电子能力的强弱顺序为：；
【精讲点拨】、同周期元素递变规律
1、同周期元素原子相同，但从左至右核电荷数，原子半径，原子失电子能力，得电子能力。这种情况周而复始，体现了元素性质随原子序数递增呈现变化。例如：第四周期也是自左至右，由过渡到，再过渡到，最后是。
3、第三周期元素原子核外电子排布规律为。
根据这种电子排布规律预测第三周期元素原子得失电子能力相对强弱为
；其中主要体现为得电子；主要体现为失去电子，性质稳定。
【自主﹒合作﹒探究】
课题一、【比较元素失电子能力强弱的判断方法】
课题二、【实验探究】请根据所给试剂和仪器设计并完成实验，验证你对Na、Mg、Al三种元素失电子能力相对强弱的判断：
同周期元素性质递变规律
学习内容
学习指导即时感悟
学习目标：
1.以第3周期元素为例，使学生掌握同周期元素性质递变规律
2.通过“实验探究”、“观察思考”，培养学生实验能力以及对实验结果的分析、处理和总结能力；
3.小组成员积极讨论、踊跃展示、大胆质疑，以极度热情全心投入学习，体验学习的快乐。
学习重点：同周期元素性质递变规律