人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律教案

这是一份人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律教案，共11页。教案主要包含了新课导入，新课教学，课堂小结，作业设计等内容，欢迎下载使用。
目标与素养
1.了解元素“位、构、性”三者间的关系，初步学会元素周期表的运用，培养学生科学态度与社会责任的化学核心素养。
2.体会元素周期律（表）在学习元素单质及其化合物知识、科学研究中的重要作用。
情境与问题
1.通过对元素“位、构、性”间关系的学习，帮助学生初步树立“事物的普遍联系”和“量变引起质变”等观点。
2通过对元素周期表在指导生产实践中的作用等知识的学习，让学生体会化学对人类生活科学研究和社会发展的贡献，培养学生将化学知识应用于生产、生活实践的意识。
过程与方法
1.通过“活动·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、研讨、思考等活动，培养学生获取、整合信息的能力。
重点难点
重点
1.同周期、同主族元素性质递变规律。
2元素“位、构、性”三者间的关系。
难点
元素“位、构、性”三者间的关系。、
教学准备
教师准备
相关教学课件。
学生准备
分析元素周期表和元素周期律
教学设计
一、新课导入
元素周期表、元素周期律是一种重要的元素研究方面的理论，其重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。
元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推测另外两种量。
二、新课教学
活动一：学习周期表中金属元素与非金属元素的分区，以及金属性、非金属性的递变规律
[教师活动]
1.指导学生阅读教科书P104下方的内容。
讲解：金属与非金属的分界线，金属性与非金属性没有严格的分界线。
2.结合所学碱金属、卤族元素性质，让学生分析：周期表中哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中的什么位置？哪种元素的非金属性最强？位于周期表中的什么位置？
3.观看教科书P104图4-13，了解元素金属性、非金属性强弱的变化规律。
4.总结比较元素非金属性、金属性的方法。
金属性强弱的判断：
（1）据元素周期表判断：同一主族，从上到下，元素的金属性逐渐增强；同一周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱。
（2）据金属活动性顺序判断：
，
金属单质的活动性减弱，元素的金属性也减弱。
（3）根据单质及其化合物的性质判断
①金属单质与水或酸反应越剧烈，元素的金属性越强。
②最高价氧化物对应的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。
（4）金属单质间的置换反应：较活泼的金属能将较不活泼的金属从其盐溶液中置换出来。如：Zn+Cu2+=Zn2++Cu，则金属性：Zn>Cu。
（5）根据离子的氧化性强弱判断：金属阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如：氧化性：Cu2+>Fe2+，则金属性：CuBr。
（4）根据离子的还原性强弱判断：非金属阴离子的还原性越强，元素的非金属性越弱。如：还原性：ClˉI。
[学生活动]
1.阅读教科书P104下方的内容，了解元素的分区和元素性质的变化规律。
元素周期表中有一条金属与非金属的分界线，左边是金属元素，右边是非金属元素，但实际上金属元素与非金属元素的性质之间并没有严格的界线。
2讨论在周期表中，主族元素从上到下、从左到右，元素的金属性和非金属性递变规律。
金属性最强的金属元素（不含放射性元素）：Cs。
非金属性最强的非金属元素：F。
3.讨论元素金属性、非金属性的比较方法。
[练一练]
1.（2018淮北高一检测）下列关于元素周期表的说法中正确的是（ ）
A.元素周期表短周期中有6种金属元素
B.元素周期表中第ⅦA族有4种非金属元素
C.元素周期表中第一、二、三周期为短周期
D.元素周期表中第IA族全部是金属元素
2.下列叙述能肯定金属A比金属B更活泼的是（ ）
A.A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少
B.A原子的电子层数比B原子的电子层数多
C.1ml A从酸中置换出的H2比1mlB从酸中置换出的H2多
D.常温下，A能从酸中置换出氢气，而B不能
活动二：学习化合价与元素在周期表中位置的关系
[教师活动]
举例讲解主族元素化合价与族序数、最外层电子数的关系。
1.以Na、Cl为例分析：钠处于第三周期第ⅠA族，最外层只有1个电子，最高化合价为+1价。
Cl处于第三周期第ⅦA族，最外层有7个电子，最高正价为+7价，负价为-1价。
结论：主族元素的化合价：
最高正价=主族序数（O、F除外）=最外层电子数
最低负价=主族序数-8
|最低负价|+最高正价=8
[学生活动]
1.分析下列元素化合价，标出画线元素的化合价
NaCl MgCl2 AlCl3 H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4
2.分析下列画线元素的最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。
Na2CO3与CH4
H2SO4与H2S
HCl与HClO4
3.阅读教材，思考：
如何根据主族元素的原子结构推测元素在周期表中的位置和化合价？
化合价与元素在周期表中的位置及原子核外电子排布有什么关系？
[练一练]
1.已知磷元素位于第三周期第ⅤA族。
（1）画出磷的原子结构示意图。
（2）磷元素的最高化合价为__________，其氢化物的化学式为__________。
2某元素X的最高价氧化物对应的水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为__________；若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是__________。
活动三：元素周期表的其他应用
[教师活动]
1.指导学生阅读教科书，了解元素在元素周期表中的位置与元素性质的关系。
（1）学习教科书P105的“科学史话”，了解门捷列夫的预言，感受理论的指导意义。
（2）怎样应用周期表分析元素的原子结构与性质？
可根据元素的原子结构推测该元素在周期表中的位置，也可根据元素在周期表中的位置推测其结构和性质。
2.阅读教科书并思考：怎样发现元素新用途？
在已知元素附近可寻找性质、用途与之相近的元素：
（1）硅可做半导体材料，硅位于金属与非金属的交界处，此位置可能发现新的半导体材料的元素。
（2）磷是制造农药的元素，在它附近的非金属元素性质接近，也可能成为新的农药发展方向。
（3）在过渡元素中寻找催化剂，耐高温、耐腐蚀的合金材料（N2与H2合成NH3用的铁触媒等）。
[学生活动]
在教师指导下阅读教科书，了解元素周期表的应用。
[练一练]
1.（镭）Ra是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列关于镭的说法中不正确的是（ ）
A.原子半径是第ⅡA族中最大的
B.遇冷水能剧烈反应
C.位于第七周期
D.Ra（OH）2是两性氢氧化物
2.元素周期表在指导科学研究和生产实践方面具有十分重要的意义，请将下表中A、B两栏描述的内容对应起来。
三、课堂小结
四、作业设计
当堂作业
1.关于氮磷、砷元素的下列说法中，正确的是（ ）
A.最高价氧化物对应的水化物的酸性减弱的顺序是HNO3、H3PO4、H3AsO4
B.气态氢化物的水溶液的碱性增强的顺序是NH3 PH3、AsH3
C.随着核电荷数的增大，其原子半径减小
D.随着原子序数的增大，气态氢化物的稳定性增强
2.（2016全国卷Ⅲ）四种短周期主族元素W、Ⅹ、Y、Z的原子序数依次增大，W、X的简单离子具有相同电子层结构，X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，W与Y同族，Z与X形成的离子化合物的水溶液呈中性。下列说法中正确的是（ ）
A.简单离子半径：WAs，则其最高价氧化物对应的水化物的酸性减弱的顺序是HNO3、H3PO4、H3AsO4，A正确；越容易接收质子的物质碱性越强，这几种氢化物接收质子的能力逐渐减弱，则其氢化物水溶液的碱性增强的顺序是NH3、PH3、AsH3，B错误；同主族元素，随着原子核电荷数的增大，原子核对最外层电子的吸引力减小，所以其原子半径增大，C错误；同一主族元素，随着原子序数的增大，其非金属性减弱，非金属性越强，其气态氢化物的稳定性越强，非金属性：N>P>As，所以随着原子序数的增大，气态氢化物的稳定性减弱，D错误。故选A。）
2.B
（点拨：X的原子半径是短周期主族元素原子中最大的，为钠元素；ZX形成的化合物为中性，说明为氯化钠，则Z为氯元素，Y为硫元素，W为氧元素。钠离子和氧离子电子层结构相同，核电荷数越大，半径越小，钠离子半径小于氧离子半径，A错误；氧和钠形成的化合物为氧化钠或过氧化钠，其水溶液都为氢氧化钠，显碱性，B正确；水和硫化氢比较，水的稳定性强，C错误；最高价氧化物对应的水化物中高氯酸是最强酸，D错误。故选B。）
课后作业
1.有W、X、Y、Z均为短周期元素，W的最外层电子数与核外电子总数之比为7：17；X与W同主族；Y的原子序数是W和X的原子序数之和的一半；含Z元素的物质焰色反应为黄色。下列判断正确的是（ ）
A.金属性：Y>Z
B.氢化物的稳定性：X>W
C.离子的还原性：X>W
D.离子半径：Z>Y>X
2甲、乙两种非金属比较，能说明甲比乙的非金属性强的是（ ）
①甲比乙更容易与H2化合
②甲单质能与乙的阴离子反应，置换出乙单质
③甲的气态氢化物比乙的气态氢化物稳定
④与某金属反应时甲原子比乙原子得电子数多
⑤甲单质的熔沸点比乙的低
A.④
B.⑤
C.①②③
D.①②③④
3.下列递变情况不正确的是（ ）
A.Na、Mg、Al原子最外层电子数依次增多，其简单离子的氧化性依次增强
B.P、S、Cl最高正化合价依次升高，对应的气态氢化物的稳定性依次增强
C.C、N、O原子半径依次增大
D.Na、K、Rb氧化物的水化物碱性依次增强
4.几种短周期元素的原子半径及某些化合价如下表所示。分析判断下列说法中正确的是（ ）
A.I在DB2中燃烧生成两种化合物
B.A、H、J的离子半径由大到小的顺序是H>J>A
C.H的氧化物为碱性氧化物
D.A单质能从B的氢化物中置换出B单质来
5.几种短周期元素的原子半径及主要化合价见下表：
下列说法中正确的是（ ）
A.Q、T两元素的氢化物的稳定性：HnTL
C.M与T形成的化合物显两性
D.L、Q形成的简单离子的核外电子数相等
答案
1.B
（点拨：W、X、Y、Z均为短周期元素，W的原子最外层电子数与核外电子总数之比为7：17，应为Cl元素；X与W同主族，则X为F元素；Y的原子序数是W和Ⅹ的原子序数之和的一半，即，则Y为A1元素；含Z元素的物质焰色反应为黄色，应为Na元素。同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，则金属性：Na>>Al，A错误；非金属性：F>Cl，非金属性越强，对应的氢化物越稳定，则稳定性：HF>HCl，B正确；非金属性：F>Cl，则离子还原性：Clˉ>Fˉ，C错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小，离子半径：Fˉ>Na+>A13+，D错误。故选B。）
2.C（点拨：甲比乙更容易与H2化合，则由元素周期律知甲的非金属性更强，①正确；甲单质能与乙的阴离子反应，置换出乙单质，说明氧化性：甲>乙，单质的氧化性越强，元素的非金属性越强，②正确；甲的气态氢化物比乙的气态氢化物稳定，可说明甲的非金属性较强，③正确；得电子数目的多少不能确定得电子的难易程度，即无法确定非金属性的强弱，④错误；甲单质的熔、沸点比乙的低，无法确定甲、乙的得电子能力，即无法确定非金属性的强弱，⑤错误。故选C。）
3.C（点拨：Na、Mg、Al是同周期相邻的元素，最外层分别有1、2、3个电子，依次增多，还原性：Na>Mg>Al，元素原子还原性越弱，其对应简单阳离子氧化性越强，A正确；P、S、Cl的最高正价分别为+5、+6、+7，依次升高，非金属性：PH2S；L、R的单质与稀盐酸反应的速率：L>R；L形成的简单离子的核外电子数为10，而Q形成的简单离子的核外电子数为18。故C正确。）
板书设计
1.金属元素与非金属元素的分区及金属性、非金属性递变规律
（1）元素分类与分界线
（2）元素金属性与非金属性变化规律
2判断元素化合价
最高正价=主族序数（O、F除外）=最外层电子数
最低负价=主族序数-8
|最低负价|+最高正价=8
3.其他应用
（1）元素周期表指导发现新元素
（2）位、构、性关系
可根据元素的原子结构推测该元素在周期表中的位置，也可据元素在周期表中的位置推测其结构和性质。
探究元素可能的新用途。
教学评价
本课时教学是元素周期律教学的延伸与拓展，主要内容为元素周期律的应用，教学中可以先重点复习元素金属性的强弱和非金属强弱的判断依据，然后结合元素周期表介绍金属与非金属分界线，介绍周期表在判断元素金属性、非金属性、相关物质性质变化规律及预测物质性质用途方面的作用。通过本课时的教学，体会元素周期表、元素周期律对元素单质及其化合物性质的指导意义，培养宏观辨识与微观探析的化学核心素养。