元素性质的递变规律教案(精品篇)
苏教版高中化学选修3《元素性质的递变规律》名师教案
当堂检测3 有一种元素的逐级电离能数据如下：
当它与氯气反应时最可能生成的阳离子是（）。
A.X+
B.X2+
C.X3+
D.X4+
当堂检测4
（1）下列哪个选项的排列顺序刚好是电负性减小的顺序( ) A．K、Na、Li B．C、N、O
C．As、P、N D．C、Si、Na
（2）CH4和CO2所含的三种元素电负性从小到大的顺序为。
并学以致用，学会用理论知识处理问题。
板书设计
第二单元元素性质的递变规律
一、原子半径
同周期，从左到右，原子半径逐渐减小；
同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。
二、第一电离能
1.定义：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量叫做第一电离能。
2.表示方法：
用符号I1表示，单位：kJ /mol
3.规律：同主族元素从上到下第一电离能逐渐减少；
同周期元素从左到右第一电离能总体呈增大趋势。
三、电负性
1.化学键：元素相互化合，可理解为原子之间产生化学作用力。
2.键合电子：原子中用于形成化学键的电子。
3.电负性：原子对键合电子吸引力的大小。
4.规律。
《元素性质的递变规律》 学历案
《元素性质的递变规律》学历案一、学习目标1、理解元素周期表中原子结构与元素性质的递变规律。
2、掌握同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用这些规律解决实际问题。
3、了解元素“位、构、性”之间的关系，体会元素周期表的应用价值。
二、学习重难点1、重点（1）同周期、同主族元素性质的递变规律。
（2）元素“位、构、性”之间的关系。
2、难点（1）元素性质递变规律的本质原因。
（2）运用元素周期表和元素周期律解决实际问题。
三、学习过程（一）知识回顾1、元素周期表的结构元素周期表有_____个横行，＿____个纵列。
横行称为_____，纵列称为_____。
2、原子结构原子由_____、＿____和_____构成。
其中，质子数＝核电荷数＝原子序数。
（二）同周期元素性质的递变规律1、原子半径同周期元素（从左到右），原子半径逐渐_____。
原因：同周期元素，电子层数相同，核电荷数逐渐增大，对核外电子的吸引力逐渐增强，原子半径逐渐减小。
2、金属性和非金属性（1）金属性同周期元素（从左到右），金属性逐渐_____。
例如，第三周期的钠、镁、铝三种元素，钠的金属性最强，铝的金属性最弱。
实验证明：钠与水剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红；镁与冷水反应缓慢，与热水反应较快；铝与水在常温下几乎不反应。
（2）非金属性同周期元素（从左到右），非金属性逐渐_____。
例如，第三周期的硅、磷、硫、氯四种元素，硅的非金属性最弱，氯的非金属性最强。
实验证明：硅与氢气在高温下才能反应，磷与氢气在加热条件下反应，硫与氢气在加热时反应较容易，氯气与氢气在光照或点燃时就能发生爆炸。
（三）同主族元素性质的递变规律1、原子半径同主族元素（从上到下），原子半径逐渐_____。
原因：同主族元素，电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大。
2、金属性和非金属性（1）金属性同主族元素（从上到下），金属性逐渐_____。
例如，第ⅠA 族的锂、钠、钾三种元素，锂的金属性最弱，钾的金属性最强。
化学：2.2《元素性质的递变规律》教学案(苏教版选修3)
第二单元元素性质的递变规律【课标要求】1．掌握元素周期表中各区、周期、族元素的原子核外电子排布的规律。
2．能说出元素电离能、电负性的涵义，能应用元素的电离能说明元素的某些性质。
3．掌握主族元素电离能的变化与核外电子排布的关系。
4．树立量变引起质变、对立统一的辩证唯物主义世界观。
【教材内容展示】【教学内容选取建议】1.建议先复习已经在《必修2》中学过的元素周期律。
其实教材的编排也是这样的，我们只是要在细一点。
如：展示主族元素原子半径图，并解释同周期、同主族半径变化的原因。
2.在学习周期表的分区时：①应明确其意义所在：使对原子核外电子排布的规律性更深一步、更加明确，所以建议补充各分区的外围电子排布式通式（f区可不考虑）②教材所谈分区根据（元素原子的外围电子排布的特征）较简略，学生不太好理解，应具体说是根据最后一个电子填充在何原子轨道来分区。
s区、p区、d区、f区好解释，但ds区应理解为：最后一个电子填充在d轨道，且使d轨道达全充满结构（如Cu），和最后一个电子填充在s轨道上，且具有内层d轨道全充满结构的元素（如Zn）。
3.对元素第一电离能：①教材只强调了其变化规律的周期性，而没有提及递变性。
所以建议：可让学生在教材“1～36号元素第一电离能”图中用铅笔将同族元素的I1连成线，观察其同族的递变规律。
②学习过程中，学生可能会问“为什么I1(Cu) 小于I1(Zn)，但Zn比Cu容易失电子而与盐酸反应呢？”所以，应强调“电离能”指的是“气态原子或离子……”。
4.对元素的电负性：①教材中所给的“主族元素的电负性”是鲍林从热化学数据中推导得出的结果，不要将它的应用绝对化。
如：C的电负性是2.5，S的电负性也是2.5，P的电负性是2.1，据电负性判断其非金属性是C=S>P，但实际是C<P <S。
所以当判断元素金属性、非金属性时，应首先按照事实（最高价含氧酸酸性：碳酸<磷酸<硫酸）判断；如没告诉事实，而告知电负性，再按电负性判断。
同周期同主族元素性质的递变实验教案
同周期同主族元素性质的递变实验教案教案一：同周期、同主族元素性质的递变实验，氧族元素的氧化性递变实验一、实验目的：1.了解同周期元素的氧化性递变规律；2.掌握进行同周期、同主族元素性质实验的实验方法和步骤；3.锻炼观察、记录、分析实验数据的能力。
二、实验器材：1.氧族元素样品：氧、硫、硒、碲；2.实验器皿：试管、试管夹、玻璃棒；3.实验试剂：氢氧化钠溶液、稀硫酸溶液。
三、实验步骤：1.实验前准备：将氧族元素样品准备好，并放置在实验台上，防止受潮氧化。
2.实验操作：（1）分别取一只试管，分别放入氧、硫、硒、碲样品；（2）依次将每种样品与少量氢氧化钠溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（3）记录下每个样品与氢氧化钠混合后的现象和观察结果；（4）再分别将每个样品与少量稀硫酸溶液混合，并用玻璃棒搅拌均匀；（5）记录下每个样品与稀硫酸混合后的现象和观察结果。
四、实验结果与分析：根据实验操作和观察结果，列出以下数据表格：元素，与氢氧化钠混合后的观察结果，与稀硫酸混合后的观察结果------，--------------，--------------氧，硫，硒，碲，根据数据表格，我们可以进行以下分析：1.与氢氧化钠混合后的观察结果：-氧（O）和硫（S）样品与氢氧化钠溶液混合后产生氧化物（氧气、硫化物）；-硒（Se）和碲（Te）样品与氢氧化钠溶液混合后没有明显反应。
2.与稀硫酸混合后的观察结果：-氧（O）样品与稀硫酸混合后没有明显反应；-硫（S）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硫气体；-硒（Se）和碲（Te）样品与稀硫酸混合后产生二氧化硒和二氧化碲气体。
五、实验结论：通过本次实验，可以得出以下结论：1.同周期元素中，氧化性随原子序数的增加而增强。
2.同主族元素的氧化性一般是逐渐增强的。
六、教学总结：通过本次实验，学生不仅可以了解氧族元素的氧化性递变规律，还锻炼了观察、记录、分析实验数据的能力。
此外，本实验设计的操作步骤简单明了，适合学生自主操作，培养了学生的实践能力和动手操作技能。
高二化学上册《元素性质的递变规律》优秀教学案例
3.通过设置悬念、提出挑战性问题等方式，激发学生的好奇心，促使他们主动投入到元素性质递变规律的学习中。
（二）问题导向
1.设计具有梯度的问题，引导学生从简单到复杂、从现象到本质，逐步深入地探讨元素性质递变规律。
实验现象：钠浮在水面上，迅速熔化成小球，四处游动，发出嘶嘶声，最后消失。
2.教师提出问题：“为什么钠会浮在水面上？为什么会熔化成小球？这些现象与元素的性质有什么关系？”引导学生思考元素性质递变规律。
3.通过这个实验，教师自然引出本节课的主题——《元素性质的递变规律》。
（二）讲授新知
1.教师简要回顾元素周期表的基本结构，强调同主族、同周期元素性质的相似性和递变性。
2.问题导向教学，培养探究能力和创新思维
案例中，教师设计了一系列具有梯度的问题，引导学生逐步深入地探讨元素性质递变规律。这种问题导向的教学方法，有助于培养学生的探究能力和创新思维，使他们学会从问题中发现问题，从而提高解决问题的能力。
3.小组合作学习，提高学生的团队协作能力
本案例强调小组合作学习，让学生在合作中共同探讨问题、解决问题。这种教学策略不仅有助于学生之间的交流与互动，提高他们的沟通能力，还能培养团队协作精神，使学生在合作中共同成长。
二、教学目标
（一）知识与技能
1.理解元素周期表中元素性质的递变规律，掌握同主族、同周期元素性质的变化趋势。
2.学会运用元素周期律解释化学现象，预测元素化合物的性质，提高解决化学问题的能力。
3.掌握元素周期律的基本原理，能够运用所学的知识分析、解决实际问题。
4.通过实验探究，了解元素性质递变规律对化学反应的影响，提高实验操作能力和观察能力。
高中化学精品教案：《元素性质的周期性变化规律》 教学设计
元素性质的周期性变化规律一、教材分析本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。
第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。
第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。
本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。
在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标【教学目标】1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
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：。
《元素性质的递变规律》 教学设计
《元素性质的递变规律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标（1）理解元素周期律的内涵，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
（2）能够运用原子结构理论解释元素性质的递变规律。
2、过程与方法目标（1）通过对元素周期表的分析和探究，培养学生观察、分析和归纳的能力。
（2）通过实验探究，培养学生的实验操作能力和科学探究精神。
3、情感态度与价值观目标（1）让学生体会元素周期律对化学学习和研究的重要意义，激发学生学习化学的兴趣。
（2）培养学生严谨求实的科学态度和勇于创新的精神。
二、教学重难点1、教学重点（1）同周期、同主族元素性质的递变规律。
（2）元素性质与原子结构的关系。
2、教学难点（1）元素金属性和非金属性强弱的判断依据。
（2）“位—构—性”关系的理解和应用。
三、教学方法讲授法、讨论法、实验探究法四、教学过程1、导入新课展示元素周期表，提问：元素周期表中元素的排列有什么规律？元素的性质是否也存在规律呢？从而引出本节课的主题——元素性质的递变规律。
2、新课讲授（1）原子结构与元素性质的关系讲解原子结构的基本概念，包括原子核、电子层、质子数、中子数、核外电子排布等。
通过实例分析，让学生理解元素的性质（如金属性、非金属性）与原子结构（如原子半径、最外层电子数）之间的密切关系。
（2）同周期元素性质的递变规律以第三周期元素为例，引导学生分析钠、镁、铝等元素的原子结构特点。
通过实验探究钠、镁、铝分别与水、酸反应的剧烈程度，比较它们金属性的强弱。
同时，引导学生观察硅、磷、硫、氯等元素的单质与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性等，判断非金属性的强弱。
总结得出同周期元素从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强的规律。
（3）同主族元素性质的递变规律以ⅠA 族和ⅦA 族元素为例，分析碱金属元素（锂、钠、钾等）和卤族元素（氟、氯、溴、碘）的原子结构特点。
通过实验观察碱金属元素与水反应的剧烈程度，比较它们金属性的强弱；观察卤族元素单质之间的置换反应，判断非金属性的强弱。
《元素性质及其变化规律》 教学设计
《元素性质及其变化规律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标（1）了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价等元素性质的周期性变化规律。
（2）理解元素周期律的实质。
（3）掌握元素金属性和非金属性强弱的判断方法。
2、过程与方法目标（1）通过对元素性质数据的分析和归纳，培养学生处理数据和分析问题的能力。
（2）通过自主探究和小组合作，培养学生的实验设计和操作能力，以及团队协作精神。
3、情感态度与价值观目标（1）让学生感受元素周期律的发现对化学学科发展的重要意义，培养学生的科学探索精神。
（2）通过对元素周期律的学习，使学生认识到事物的变化是有规律可循的，培养学生尊重客观规律的科学态度。
二、教学重难点1、教学重点（1）元素周期律的内容和实质。
（2）元素金属性和非金属性的判断方法。
2、教学难点（1）元素性质周期性变化规律的本质原因。
（2）元素金属性和非金属性的递变规律。
三、教学方法1、讲授法讲解元素周期律的基本概念和规律，使学生对知识有初步的了解。
2、讨论法组织学生讨论元素性质的变化规律，促进学生的思维发展和交流合作。
3、实验探究法通过实验探究，让学生亲身体验元素金属性和非金属性的差异，加深对知识的理解。
4、归纳总结法引导学生对所学知识进行归纳总结，形成知识体系。
四、教学过程1、导入新课通过展示元素周期表，提问学生元素周期表的结构和排列规律，引出本节课的主题——元素性质及其变化规律。
2、知识讲解（1）原子核外电子排布的周期性展示不同元素的原子结构示意图，引导学生观察并总结原子核外电子排布的周期性变化规律，即随着原子序数的递增，元素原子核外电子层数和最外层电子数呈现周期性变化。
（2）原子半径的周期性给出不同元素的原子半径数据，让学生分析数据，总结原子半径的周期性变化规律，即同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，同主族元素从上到下原子半径逐渐增大。
（3）元素化合价的周期性列举一些常见元素的化合价，引导学生发现元素化合价的周期性变化规律，即同周期元素最高正化合价从左到右逐渐升高，最低负化合价的绝对值逐渐减小；同主族元素化合价相似。
《同周期、同主族元素性质的递变》教案
《同周期、同主族元素性质的递变》教案【实验目的】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。
【实验仪器】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。
【实验药品】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。
【实验步骤】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，观察到的现象是滴入浅黄绿色的氯水后，NaBr溶液呈橙色，NaI溶液呈褐色。
化学方程式：2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2，2NaI＋Cl2===2NaCl＋I2。
(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，观察到的现象是溶液变褐色。
化学方程式：2NaI＋Br2===2NaBr＋I2。
结论：卤素单质的氧化性：Cl2>Br2>I2。
卤族元素的非金属性：Cl>Br>I。
2．同周期元素性质的递变(1)钠、镁与水的反应①向盛有冷水的烧杯中加入一块绿豆粒大小的钠块，用砂纸打磨掉镁条表面的氧化物，向盛有冷水的试管中加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，并分别滴入3滴酚酞溶液，观察到烧杯中钠浮在水面上，熔成小球，四处游动，发出响声，溶液变红色，试管内镁条表面产生少量气泡，镁条周围溶液变为浅红色。
化学方程式：2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑、Mg＋2H2O===Mg(OH)2＋H2↑。
②向一支试管加入少量冷水，并加入一小块已用砂纸打磨好的镁条，用酒精灯加热至沸腾，滴入3滴酚酞溶液，然后观察到的现象是有较多的无色气泡冒出，溶液变为浅红色。
结论：与水反应的剧烈程度：Na>Mg，金属性：Na>Mg。
《元素性质及其变化规律》 教学设计
《元素性质及其变化规律》教学设计一、教学目标1、知识与技能目标学生能够理解元素周期表的结构和周期律。
掌握同周期、同主族元素性质的递变规律。
学会运用元素周期表和周期律预测元素的性质。
2、过程与方法目标通过对元素周期表的分析和研究，培养学生的观察能力、分析能力和归纳能力。
通过实验探究，提高学生的实验操作能力和科学探究精神。
3、情感态度与价值观目标让学生感受到元素周期表的神奇和美妙，激发学生对化学的兴趣和热爱。
培养学生的辩证唯物主义观点，认识事物的发展是有规律可循的。
二、教学重难点1、教学重点元素周期表的结构和周期律。
同周期、同主族元素性质的递变规律。
2、教学难点元素性质的递变规律与原子结构的关系。
运用元素周期表和周期律预测元素的性质。
三、教学方法1、讲授法讲解元素周期表的发展历程、结构特点和周期律的基本内容。
2、讨论法组织学生讨论元素性质的递变规律，引导学生思考和交流。
3、实验法通过实验探究，让学生亲身体验元素性质的变化。
4、归纳法引导学生归纳总结元素周期表和周期律的相关知识。
四、教学过程1、导入新课展示一些常见的化学元素，如氢、氧、碳等，提问学生这些元素之间有什么联系和规律。
引入元素周期表的概念，激发学生的学习兴趣。
2、知识讲解介绍元素周期表的发展历程，从门捷列夫的早期工作到现代元素周期表的形成。
详细讲解元素周期表的结构，包括周期、族、分区等概念。
阐述周期律的内容，即元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。
3、实验探究设计实验探究同周期元素金属性和非金属性的递变规律。
例如，比较钠、镁、铝与水或酸反应的剧烈程度，以及最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。
进行实验探究同主族元素性质的递变规律。
比如，比较卤素单质与氢气反应的条件、剧烈程度以及氢化物的稳定性。
4、小组讨论组织学生分组讨论实验结果，引导学生分析元素性质递变的原因。
让学生思考如何利用元素周期表和周期律来预测未知元素的性质。
5、知识应用给出一些元素，让学生判断它们在元素周期表中的位置，并预测其性质。
《元素性质的递变规律》教案3
《元素性质的递变规律》教案教学目标知识与技能1、能说出元素电离能的含义。
2、认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律3、了解元素第一电离能和元素原子的核外电子排布的关系。
4、能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易。
过程与方法进一步丰富物质结构的知识，提高分析问题和解决问题的能力和窨想象能力。
情感态度与价值观从科学家探索物质构成奥秘的史实中体会科学探究的过程和方法，增强学习化学的兴趣；教学重点认识周期表中同一周期和同一主族中元素第一电离能的变化规律教学难点能应用元素第一电离能说明原子失去电子的难易教学方法探究讲练结合教学过程教师主导活动学生主体活动[回顾]元素周期律？[提问]1、什么叫第一电离能？[讲解]第一电离能其数值越大，原子越难于失去一个电子。
注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子；第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子一、元素第一电离能：I1= M(g)—e-→ M+(g)2、由P19表《1—36号元素的第一电离能》得到什么规律？二、周期表中的元素第一电离能的变化规律结论：周期表中铯的第一电离能最小，氟的第一电离能最大回答气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量同一周期：随原子序数的递增，元素第一电离能呈现增大，碱金属最小、稀有气体元素最大同一主族：随电子层数的增加，第一电离能减小教学过程教师主导活动学生主体活动[讲解] 3．周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小(四)I1与洪特规则的关系同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。
如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。
基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空(p0、d0、f0)、半满(p3、d5、f7)和全满(p6、d10、f14)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能[讲解] 应用：判断元素活动性(金属性、非金属性)推测原子核外电子排布(最外电子数、常见化合价)[典型例题]1、根据下列五种元素的电离能数据(单位：kJ/mol)，回答下面各题。
苏教版高一化学教案-元素性质的递变规律
第二單元元素性質的遞變規律第1課時原子核外電子排布的週期性●課標要求瞭解元素週期表中各區、週期、族元素的原子核外電子排布規律。
●課標解讀1.掌握核外電子排布與週期劃分的關係。
2．掌握核外電子排布與族劃分的關係。
3．瞭解元素週期表的分區。
4．能確定元素在元素週期表中的位置。
●教學地位用原子結構知識揭示元素或相關物質的性質的中間載體為元素週期表，要使用元素週期表解決元素或物質的性質，必須將元素有效的放入週期表中。
本課時的內容主要解決該方面的問題。
●新課導入建議據美國《科學新聞》雜誌報導，美國勞倫斯·伯克利國家實驗室的Victor Ninov領導的研究小組，用大約100萬萬億(即1018)個氪離子對一個鉛靶轟擊10多天，終於得到118號元素的3個原子，後者又很快衰變成116號、114號和其他元素。
這一結果令科學家們興奮不已，他們說預計還將有更多的超重元素被發現。
看到這些令人吃驚的成果，伯克利實驗室的Ken Gregorich預計，該實驗室和德國重離子研究中心以及俄羅斯的研究人員不久將會用氪離子來轟擊鉍靶，以獲得119號元素。
由於119號元素會衰變成尚未發現的117、115和113號元素，所以科學家有可能一次就獲得4種新元素！(1)根據元素週期表的結構，118號元素應該位於其中什麼位置？(2)類比同族的元素的性質，118號元素性質的活潑性會怎麼樣？要解決上述問題，請走進“第二單元元素性質的遞變規律”。
●教學流程設計课前预习安排：1阅读教材P18～P20的内容填写[课前自主导学]⇒步骤1：引入新课⇒步骤2：师生交流、讨论完成探究点中的[问题导思]⇒步骤3：学生交流解答例题的依据⇓步骤7：师生共同归纳课堂小结⇐步骤6：教师引导学生通过看书了解元素周期表分区情况⇐步骤5：用变式训练巩固该方法⇐步骤4：教师指导确定元素在周期表中位置的方法⇓步骤8：完成[当堂双基达标]⇒步骤9：布置作业：完成[课后知能检测]課標解讀重點難點1.進一步理解元素週期律。
【教育资料】同周期元素性质的递变规律学习精品
结论：1、镁的金属性比钠的弱；
2、碱性：NaOH﹥Mg(OH)2
【问题3】铝的金属性与镁比较呢？
实验2：镁、铝分别和酸反应
【问题4】氢氧化铝的碱性是否更弱呢？
实验3：
2取Mg（OH）2和Al（OH）3
②分别向其中滴加稀HCl和NaOH溶液，氨水，水。
实验4：向Al（OH）3中滴加氨水
两性氢氧化物：既能与强酸反应，又能与强碱反应！
【结论】在第三周期中,随着核电荷数的递增，核对电子的吸引力增强，原子半径减小，失电子能力减弱，元素金属性依次减弱。
校长在家长会上的讲话
推进一带一路建设既要
【问题4】请分析比较硅、磷、硫、氯的非金属性强弱，并解释原因。
整百,整千加减法教学反思【问题5】请用化学反应证明：非金属性Si＜P＜S＜Cl
《同周期元素性质的递变规律》教学设计
《同周期元素性质的递变规律》教学设计
教学目标：
1、通过对第三周期元素构位关系的预测，了解同周期元素性质的递变规律，建构学生认识元素性质的思维模型。
2、通过实验寻找证据，认识原子结构、元素性质周期性变化的规律，培养学生“证据推理与模型认知”和“宏观辨识与微观探析”的核心素养。
【观察】学习铝的特殊性，体会控制变量对实验的重要性。
【理解】通过对铝的氢氧化物两性的认识，理解同周期元素金属性逐渐减弱。
有机化学试题及答案【理解】
昆虫记片段阅读题及答案
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【讨论】核电荷数依次增大，原子半径依次减小，非金属性依次增强。
【回答】
环节五：总结归纳
教学过程
设计环节
教师活动
学生活动
环节一：引出原子结构中核电荷数和电子层数、最外层电子数及其与金属/非金属性之间的关系
《元素性质的递变规律》教学设计(福建省县级优课)
《探究同主族元素的性质》教学设计三维目标1.知识与技能（1）以ⅠA族、ⅦA元素为例，掌握同主族元素性质的递变规律，并能初步运用原子结构理论加以解释；（2）理解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会使用周期表。
2.过程与方法通过同主族元素性质的探究，训练学生的逻辑思维能力，以及分析问题、归纳总结的能力，培养学生的动手实验能力。
3.情感态度与价值观感受元素周期律与周期表在化学学习、科学研究和生产实践中的重要作用与价值。
教学重点同主族元素性质递变规律教学难点同主族元素金属性、非金属性的递变规律教学过程导入新课在元素周期律的学习中，我们已经知道了随着原子序数的递增，元素的金属性与非金属性呈现周期性变化，同一周期的元素，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
那么，如何通过实验事实判断元素金属性的强弱呢？学生回忆：元素金属性强弱的判断依据有二：1、根据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。
越容易置换出氢，则金属性越强；2、根据金属元素最高价氧化物的水化物碱性强弱碱性越强，则金属元素的金属性越强。
【学生交流讨论】如何设计实验比较Na与K的金属性强弱？学生汇报：将金属钾、钠分别与水反应，比较反应的剧烈程度【实验演示并随堂直播】观察并记录金属钾、钠分别与水反应的实验现象学生分析实验现象，得出结论，并加以解释，汇报结果：【设疑】展示锂与钠、钾处于同一主族的周期表中的关系，元素的金属性上与钠、钾比较，强弱如何呢？请同学们设计实验验证。
【视频播放】Li与水反应学生观察实验现象，分析，得出结论：金属性 Li < Na < K【学生交流讨论】请同学们画出Li 、 Na 、 K的原子结构示意图，分析它们核外电子排布的特点，解释它们金属性强弱变化的原因。
学生汇报：Li 、 Na 、 K的原子结构中，电子层数增多，原子半径增大，原子核对外层电子的吸引力减弱，原子失电子能力增强，元素金属性增强。
2019-2020年《元素性质的递变规律》WORD教案
2019-2020年《元素性质的递变规律》WORD教案【复习目标】1.了解元素原子核外电子排布，主要化合价与元素金属性非金属性的周期性变化。
2.理解电离能的概念及其变化规律，通过对电离能的认识理解原子结构与元素性质的关系。
3.理解电负性的概念及其变化规律，通过对电负性的认识理解原子结构与元素性质的关系。
【知识要点】1．元素周期律：____________________________________________________________,4.电离能及其变化规律：（1）电离能：气态的原子或离子失去一个电子所需要的________叫做电离能。
用____表示，单位是_______, 电离能的意义:__________________________________________（2）第一电离能：处于基态的气态原子生成____价气态阳离子所需要的能量，称为第一电离能。
常用符号____表示。
（3）电离能变化规律：a.同周期元素而言，____第一电离能小，____第一电离能最大，从左到右总体呈现增大趋势. b．同主族，从上到下，第一电离能________.（4）电子亲和能a.概念：元素的一个气态原子获得一个电子成为气态阴离子时_________的能量。
符号____通常：元素的第一电离能为_____ 值，第二电离能为_____值b意义：亲和能的大小反映了________________________________________________程度5．元素的电负性及其变化规律（1）概念：元素是原子在化合物中__________的标度，是相对值没有单位。
（2）意义：元素的电负性越大，表示其原子在化合物中吸引电子能力________;反之电负性越小，相应原子在化合物中吸引电子能力越______.【典型例题】例1：随着元素原子序数的递增，下列呈周期性变化的是：（）A．原子核内中子数B．氢化物分子H n R式中的n值C．原子的质量数D．元素最高价氧化物的对应水化物等酸碱性例2：已知a A n+ b B(n+1)+c C n- d D(n+1)-是具有相同电子层结构得短周期元素形成的简单离子。
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专题2 原子结构与元素的性质第二单元元素性质的递变规律[学习目标]1．在必修的基础上，进一步理解元素周期律2．理解元素性质岁原子序数的递增的周期性变化的本质是核外电子排布的周期性变化3．了解元素电离能、电负性的概念和岁原子序数递增的周期性变化规律4．了解电离能、电负性的简单应用[课时安排] 5课时第一课时[学习内容]回顾：元素周期律及元素周期律的具体体现（1）含义（2）本质：核外电子排布的周期性变化（3）具体体现①、核外电子排布的周期性变化②、元素化合价的周期性变化③、原子半径的周期性变化④、元素金属性和非金属性的周期性变化一、原子核外电子排布的周期性1．随着原子序数的递增，元素原子的外围电子排布从ns1~ns2np6呈现周期性变化2．根据元素原子外围电子排布的特征，可将元素周期表分成5个区域。
具体地说是根据最后一个电子填充在何原子轨道上来分区（1）s区元素：外围电子只出现在s轨道上的元素。
价电子排布为ns1~2，主要包括ⅠA和ⅡA族元素，这些元素除氢以外都是活泼的金属元素，容易失去1个或2个电子形成+1价或+2价离子（2）p区元素：外围电子出现在p轨道上的元素（s 轨道上的电子必排满）。
价电子排布为ns2np1~6，主要包括周期表中ⅢA到ⅧA和0族共6个主族元素，这些元素随着最外层电子数的增加,原子失去电子变得越来越困难,得到电子变得越来越容易。
除氢以外的所有非金属元素都在p区（3）d区元素：外围电子出现在d轨道上的元素。
价电子排布为(n-1)d1~9ns1~2，主要包括周期表中ⅢB到ⅦB和Ⅷ族，d区元素全是金属元素。
这些元素的核外电子排布的主要区别在(n-1)d的d轨道上。
由于d轨道未充满电子，因此d轨道可以不同程度地参与化学键的形成。
（4）ds区元素：ds区元素与s区元素的主要区别是s 元素没有(n-1)d电子，而ds区元素的 (n-1)d轨道全充满，因此ds区元素的价电子排布是(n-1)d10ns1~2。
包括ⅠB和ⅡB，全是金属元素（5）f区元素：包括镧系元素和锕系元素，它们的原子的价电子排布是(n-2)f0~14(n-1)d0~2ns2，电子进入原子轨道(n-2)f中。
由于最外层的电子基本相同，(n-1)d的电子数也基本相同，因此镧系元素和锕系元素的化学性质非常相似。
思考：（1）主族元素和副族元素的电子层结构各有什么特点？（2）周期表中，s区、p区、d区、ds区元素的电子层结构各有什么特点？包括元素外围电子排布化学性质s区ⅠA ⅡA族ns1~2除氢外，都是活泼金属p区ⅢA~ⅦA 0族ns2np1~6非金属性增强、金属性减弱d区ⅢB~ⅦB Ⅷ族(n-1)d1~9ns1~2均为金属，d轨道上的电子可参与化学键的形成ds区ⅠB ⅡB族(n-1)d10ns1~2均为金属，d轨道上的电子不参与化学键的形成f区镧系锕系(n-2)f0-14(n-1)d0~2n 镧系元素化学性质相似锕系元素化学性质相似（3）具有下列电子层结构的元素位于周期表的哪一个区？它们是金属还是非金属？ns2 ns2np5(n-1)d5ns2 (n-1)d10ns2(4)某元素基态（能量最低状态）原子最外层为4s1，它位于周期表的哪个区？（5）已知某元素的原子序数是50。
试写出它的原子核外电子排布式。
该元素位于周期表的哪一个区？属于金属还是非金属元素？第二、三课时[学习内容]二、元素第一电离能的周期性变化（一）第一电离能（I1）的概念：气态原子失去一个电子形成+1价气态阳离子所需的最低能量。
注意：原子失去电子，应先最外电子层、最外原子轨道上的电子（二）第一电离能的作用：可衡量元素的原子失去一个电子的难易程度。
I1越小，原子越容易失去一个电子；I1越大，原子越难失去一个电子（三）I1的周期性变化1．同一周期，随着原子序数的增加，元素的第一电离能呈现增大的趋势，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大2．同一主族，随着电子层数的增加，元素的第一电离能逐渐碱小3．周期表的右上角元素的第一电离能数值大，左下角元素的第一电离能的数值小（四）I1与洪特规则的关系同一周期元素的第一电离能存在一些反常，这与它们的原子外围电子排布的特征有关。
如镁的第一电离能比铝大，磷的第一电离能比硫大。
基本规律：当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成全空（p0、d0、f0）、半满（p3、d5、f7）和全满（p6、d10、f14）结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。
[随堂检测]1．下列各组元素中，第一电离能依次碱小的是（）A．H、Li、Na、K B．I、Br、Cl、FC．Na、Mg、Al、Si D．Si、Al、Mg、Na2．解释下列现象（1）元素原子的第一电离能总是正值（2）磷的第一电离能比硫的第一电离能大（3）同一周期中，总是稀有气体元素的原子的第一电离能最大（4）Na+、Ne是等电子体（等电子体具有相同的电子层结构和相似的空间构型，通常具有相似的性质），为什么它们的第一电离能的实质相差较大？[I1(Ne)=21.6ev；I1(Na+)=47.3ev [ev：电子伏特，能量的单位]3．比较下列元素第一电离能的大小。
并说明理由（1）锂和氖（2）铍和硼（3）碳和氮（4）磷和硫5．第二电离能（I2）、第三电离能（I3）及各级电离能的应用（1）概念+1价气态离子失去一个电子，形成+2价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I2+2价气态离子失去一个电子，形成+3价气态离子所需要的最低能量称称为该元素的第二电离能，表示I3（2）应用（a）用来衡量元素的原子或离子气态时失去电子能力的强弱。
电离能数值越小，该元素的原子越容易失去电子(b)确定元素通常以何种价态存在(c)核外电子分层排布的有力证据[思考]：1．已知某元素的第一至第八电离能（单位kJ/mol）：I1=577，I2=1820，I3=2740，I4=11600，I5=14800，I6=18400，I7=23400， I8=27500（1）为什么I1至I8是增加的？（2）试推测该元素的原子最外层有几个电子？2．参考教材P20表2-6，解释为什么易形成Na+，而不易形成Na2+？易形成Mg2+，而不易形成Mg3？[科学探究]金属性与金属活动性金属元素的原子在化学反应中通常表现为失去电子形成阳离子的倾向。
金属性的强弱通常用金属元素原子的最外层电子的电离能大小来衡量金属活动性是反映金属在水溶液中形成水合离子倾向的大小，也就是反映金属在水溶液中起氧化反应的难易。
从能量角度看，金属活动性除了与金属元素原子的电离能有关外，同时还与金属的升华能（固态单质变为气态原子所需的能量）、水合能（金属阳离子与水化合时所放出的能量）等多种因素有关金属性强的元素，一般说来它的金属活动性也强，但也有不一致的情况。
例如，钠的第一电离能比钙的第一电离能小，但是钙在水溶液中形成水合离子的倾向比钠大，所以钙的金属活动性比钠强。
简单地说，金属性是金属原子失去电子的能力，金属活动性金属单质的活泼性，两者是有区别的惰性电子对效应在元素周期表中ⅢA、ⅣA、ⅤA族中，从上到下低价态趋于稳定，习惯上被认为是由于ns2电子对的“惰性”引起的，故被称为“惰性电子对效应”。
主要表现在Tl(+3)、P(+4)、Bi(+5)都具有强氧化性，而其低价态Tl(+1)、P(+2)、Bi(+3)很稳定，即6s2表现特殊的稳定性，力图不参与成键。
造成这种现象的主要原因是原子序数较大的重元素的6s2电子的钻穿能力强，受核控制大，成键能力弱。
另一方面，重元素的原子半径大，成键时价层轨道重叠较少，并且内层电子数较多，这些内层电子与其键合原子的内层键的斥力增大等因素导致其成键能力变弱，高价态成键的能量不足以补偿低价态到高价态所需的激发能或电离能，因此，高价态易“收回”已参与成键的6s2电子而还原为低价态第四课时[学习内容]三、元素电负性的周期性变化（一）元素电负性(χ)的概念：元素的原子在化合物中吸引电子的能力元素电负性最早是由美国科学家鲍林（L.Pauling）提出，发展到现在元素电负性有多种标准，但我们习惯上还是用鲍林的电负性数值鲍林规定氟元素的电负性最大，χ=4.0，再通过一定的计算方法，得出其他元素的电负性数值（见下表）（二）元素电负性的周期性变化规律1．同周期：从左到右，元素电负性由小到大（稀有气体除外）2．同主族：从上到下，元素电负性由大到小有以上规律得出：元素周期表中，右上角氟元素的电负性最大，左下角铯元素的电负性最小（放射性元素除外）（三）元素电负性的应用1．元素的电负性可以用来判断元素为金属元素还是非金属性元素电负性(χ)＞1.8 为非金属元素，电负性(χ)＜1.8为金属元素2．元素的电负性可以用来比较元素非金属性的强弱以及原子得电子能力的强弱元素A和B，若χA＞χB，则非金属性A＞B，得电子能力也是A＞B3．元素电负性的差值可以用来判断化学键的类型χA-χB＞1.7，所形成的化学键为离子键；χA-χB＜1.7，所形成的化学键为共价键；4．元素的电负性还可以判断化合物中元素化合价的正负若元素A和B形成的化合物中，χA＞χB，则A呈负价，B呈正价注意：电负性的大小与电离能的大小有一定的一致性，但没有绝对的一致，如镁的电负性比铝小，但镁的电离能比铝大[练习]：1．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强 D．电负性越小，非金属性越强2、已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 ( )A、X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B、第一电离能可一定Y小于XC、最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性强于Y对应的酸性D、气态氢化物的稳定性：HmY小于HnX3、根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金[科学探究]对角线规则元素周期表中某一元素及其化合物的性质和它左上方或右下方的另一元素的性质相似，这种现象称为“对角线规则”。
在2、3周期中，具有典型“对角线”规则的元素有3读对：锂与镁、铍与铝、硼和硅。
有人认为是因为这些元素的电负性相近的原因造成的。
（1）锂与镁的相似性：①锂在氧气中燃烧和镁一样只生成氧化物，而其他碱金属在氧气中燃烧则生成过氧化物或超氧化物；②锂和镁都能能直接与氮作用，而其他碱金属不与氮直接反应；③锂和镁的氟化物、碳酸盐、磷酸盐都难溶与水，而其他碱金属的相应盐都易溶与水；④含水氯化物受热发生水解（2）硼和硅的相似性：①密度相近（B 2.35g/cm3 Si 2.336 g/cm3）；②氢化物在常温下都是气体；③遇水都能完全水解第五课时：专题复习本专题知识内容一、原子核外电子的运动特点及其描述方法二、描述核外电子的运动状态的几个方面三、原子核外电子排布必须遵守的原理四、原子核外电子排布的表示方法五、元素周期表的结构（周期、族、区）六、元素周期律的概念、本质及其具体体现几个重要的概念（名词）1．电子云2．外围电子、价电子3．基态、激发态4．原子光谱、发射光谱、吸收光谱5．第一电离能、第二电离能6．电负性习题研究1．概念辩析：（1）每一周期元素都是从碱金属开始，以稀有气体结束（2）f区都是副族元素，s区和p区的都是主族元素（3）铝的第一电离能大于K的第一电离能（4）B电负性和Si相近（5）已知在200C 1mol Na失去1 mol电子需吸收650kJ能量，则其第一电离能为650KJ/mol （6）O原子的电子排布为：↑↓↑↓↑↓↑↓，测得气态氧原子电离出1 mol电子的能量约为1300KJ，则其第一电离能约为1300KJ/mol（7）半径：K+>Cl-（8）酸性 HClO>H2SO4，碱性：NaOH > Mg(OH)2（9）第一周期有2*12=2，第二周期有2*22=8，则第五周期有2*52=50种元素（10）元素的最高正化合价=其最外层电子数=族序数（11）某原子的最外层电子排布式为ns1时，其次外层一定排满了（12）原子核外能量相同的电子处于同一轨道（13）Na+电子排布式是1s22s22p6（14）电子排布式中2p2表示2p能级上排布着2个电子，它们的自旋方向相同2．电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度下列关于电负性的变化规律正确的是（）A．周期表从左到右，元素的电负性逐渐变大B．周期表从上到下，元素的电负性逐渐变大C．电负性越大，金属性越强D．电负性越小，非金属性越强3．已知X、Y元素同周期，且电负性X＞Y，下列说法错误的是 ( )A．X与Y形成化合物是，X可以显负价，Y显正价B．第一电离能可能Y小于XC．最高价含氧酸的酸性：X对应的酸性弱于于Y对应的D．气态氢化物的稳定性：HmY小于HmX4．根据对角线规则，下列物质的性质具有相似性的是（）A、硼和硅B、铝和铁C、铍和铝D、铜和金5．下列有关推断中，不符合实际的是（）A．第n周期有2n2种元素B．第 n周期的第n族的元素一定是金属元素（n＞1）C．第n周期有（8-n）种非金属元素（n＞1）D．第 n周期的第n族的元素一定是非金属元素6．已知几种元素的电负性，请回答下列问题元素Li Mg Al Ge C N As O Cl电负性 1.0 1.3 1.6 2.0 2.5 3.0 2.2 3.4 3.2 (1)工业上制备金属镁，采用电解熔融MgCl2的办法，而制备金属铝，采用电解熔融Al2O3(加冰晶石)而不用电解AlCl3的办法。