必修2第二节 元素周期律第3课时教案

这是一份必修2第二节 元素周期律第3课时教案，共5页。教案主要包含了同周期元素原子的结构与性质，元素周期律等内容，欢迎下载使用。

课题：第二节 元素周期律(三)
授课班级
课 时
知识与技能
1、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
2、认识元素的周期性变化是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果，从而理解元素周期律的实质
过程与方法
1、学会运用元素周期律和元素周期表指导探究化学知识的学习方法。
2、通过本节课的学习，使学生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，也会以理论来指导后续学习
情感态度价值观
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
重 点
元素周期律的涵义
难 点
元素周期律的实质
知
识
结
构
与
板
书
设
计
第二节 元素周期律(三)
一、同周期元素原子的结构与性质
1、金属性：Na>Mg>Al
2、碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
3、非金属性：Si4、氢化物的稳定性：SiH4Na Mg AL Si P
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
5、酸性强弱：H4SiO4 二、元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈现周期性的变化
元素周期律的实质：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。
教学步骤、内容
Li
Na
K
Rb
Cs
非金属性增强
F
Cl
Br
I
金属性增强
【引入】从上一节我们分析通过上一节课的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，3-9、11-17号元素的得失电子能力强弱可知：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，那么元素的金属性逐渐增强，而非金属性逐渐减弱，那么同一周期元素的金属性，非金属性变化呈现周期性变化呢？ 假如我们要用实验来验证自己的假设，又应从哪些方面着手呢？这就是我们本节课所要学习的内容。
【板书】第二节 元素周期律(二)
【猜测】大家猜测一下第三周期元素的金属性与非金属性是如何变化的
Na Mg Al Si P
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
【回答】
【提问】我们从结构的观点怎样解释上述变化规律呢？
【回答】同周期元素从左到右→电子层数相同、核电荷数增加→原子半径减小→原子核的吸引能力增强→原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
【讲解】请大家结合课前预习知识回答，以及上一节课的学习，如何通过实验判断元素金属性和非金属性的依据。
【投影小结】判断元素金属性强弱的依据
1、单质跟H2O 或H+ 置换出H的难易程度(反应的剧烈程度)反应越易，金属性就越强
2、最高价氧化物对应的水化物碱性越强，金属性就越强
3、金属间的置换反应，单质的还原性越强，金属性就越强
4、按金属活动性顺序表，金属性逐渐减弱
5、金属阳离子的氧化性越强，对应金属的金属性就越弱
【投影小结】判断元素非金属性强弱的依据
1、单质跟H2 化合的难易程度，条件及生成氢化物的稳定性。越易跟H2 化合，生成氢化物越稳定，说明非金属性就越强
2、最高价氧化物对应的水化物酸性越强，说明非金属性越强
3、非金属单质间的置换反应。单质氧化性越强，非金属性越强
4、对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱
【过渡】下面，我们就按照这个标准以11-18号元素为例，来研究同一周期元素的金属性和非金属性的变化情况。
【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，请先填写下表。
【投影】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的水化物的化学式：
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
--
--
--
SiH4
PH3
H2S
HCl
---
最高价氧化物
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
--
对应的水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H4SiO4
H3PO4
H2SO4
HClO4
---
【讲解】一般，对于金属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，下面我们通过一系列探究性实验来探究本节的研究主题
【板书】一、第三周期元素性质变化规律
【投影】实验一 钠、镁、铝与水反应的实验
【实验一】Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试
中，加入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。
Na
Mg
Al
与冷水反应
现象
化学方程式
2Na+2H2O==2NaOH+H2↑
与沸水反应
现象
Mg带表面有气泡；Mg带表面变红
化学方程式
Mg + 2H2O==Mg(OH)2 ↓ + H2↑
结论
Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应
最高价氧化物对应的水化物碱性强弱
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性
(1) Na与水反应的现象：常温下，与H2O剧烈反应，浮于水面并四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。
【方程式】2Na+2H2O==2NaOH+H2 ↑
(2) 放少许镁带于试管中，加2mL水，滴入2滴酚酞试液，观察现象；过一会加热至沸，再观察现象。
【现象】镁与冷水反应缓慢，产生少量气泡，滴入酚酞试液后不变色。加热后镁与沸水反应较剧烈，产生较多气泡，溶液变为红色。
【方程式】Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑
【结论】镁元素的金属性比钠弱
(3) 铝与水反应现象：在常温下或加热条件下，遇水无明显现象，很难与水发生反应。
【过渡】现在我们再来认识一下，Na、Mg、Al的氧化物及其最高价氧化物的水化物的性质。
【提问】Na2O、MgO、Al2O3 分别属于哪类氧化物？为什么？
【知识回顾】
碱性氧化物均为金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。
判断碱性氧化物的标准是看该氧化物能否和酸反应生成盐和水。
判断酸性氧化物的标准是看该氧化物能否和碱反应生成盐和水。
若某氧化物既能和酸反应生成盐和水，又能和碱反应生成盐和水，称其为两性氧化物。
【讲解】Na2O、MgO只与酸反应生成盐和水，属碱性氧化物。Al2O3既能与酸反应生成盐和水，又能与碱反应生成盐和水，属两性氧化物。
【过渡】Na、Mg、Al对应的最高价氧化物的水化物是NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3。其中NaOH是强碱，Mg(OH)2是难溶于H2O的中强碱，Al(OH)3是两性氢氧化物。
【讲解】由以上我们可以知道，
【板书】碱性强弱：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
【提问】上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？
【板书】金属性：Na>Mg>Al
【讲解】请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同呢？若不同，应有什么样的区别？
【回答】Mg与盐酸反应要比Al剧烈
【讲解】实践是检验真理的唯一标准，下面，我们通过实验来进行验证。
【投影】实验二、取铝片和镁带，擦去氧化膜，分别和2mL 1ml/L盐酸反应。
【实验二】Mg、Al与稀盐酸反应比较
Mg
Al
现象
反应迅速，放出大量的H2
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
【讲解】从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀盐酸的反应，比Al与稀盐酸的反应要剧烈得多，同时放出大量的热。说明大家预测的是正确的。根据Na、Mg、Al三者金属性可推出，Na与盐酸反应将会更剧烈，甚至发生爆炸，请大家写出反应方程式。
【投影】Mg+2HCl==MgCl2+H2 ↑ 2Al+6HCl==2 AlCl3+3H2 ↑
2Na+2H＋==2Na＋+H2 ↑ Mg+2H＋==Mg2＋+H2 ↑ 2 Al+6H＋==2 Al3＋+3H2 ↑
【现象】镁与铝均能与盐酸反应产生气泡。但镁反应更剧烈
【总结】Na、Mg、Al与水反应越来不越剧烈，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。
【资料】总结
【讲解】请大家根据原子结构的知识，判断下列元素的非金属性强弱。
【板书】非金属性：Si【讲解】请大家根据我们刚学过的判断元素非金属性强弱的依据，分别从几个方面进行分析，首先我们从氢化物的角度分析
Si
P
S
Cl
单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性强弱
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
强酸（比H2SO4酸性强）
结论
第三周期的非金属Si、P、S、Cl的非金属性逐渐增强
【板书】氢化物的稳定性：SiH4【讲解】从最高价氧化物的水化物方面分析
【板书】酸性强弱：H4SiO4 【讲解】因18号元素Ar是一种稀有气体元素，一般情况下难与其他物质发生化学反应，因此，不研究它的性质
【讲解】综上所述，可以从11-18号元素性质的变化中得出如下结论
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。
【讲解】如果我们对其他元素进行同样的研究，也会得出类似的结论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化；元素原子半径呈现周期性变化；元素化合价呈现周期性变化；元素的化学性质呈现周期性变化。
【讲解】综上所述，我们可以得到结论：
【板书】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
【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。
（2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。
【投影小结】元素金属性和非金属性的递变
【讲解】根据同周期、同主族元素性质的递变规律可推知：金属性最强的元素是铯（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角），非金属性最强的元素是氟（F),位于第2周期第ⅦA族（右上角）。位于分界线附近的元素既有一定的金属性，又有一定的非金属性，如Al、Si、Ge等
【小结】元素周期律具有重要的应用和意义。首先，元素周期表是元素周期律的具体表现形式，是学习化学的一种重要工具。其次，可预测或推测元素的原子结构和性质。再次，在科学研究和生产上也有广泛的应用。而且，在哲学方面，元素周期律揭示了元素原子核电荷数递增引起元素性质发生周期性变化的事实，有力地论证了事物变化的量变引起质变的规律性。
位
构
性
【投影小结】位、构、性三者之间的关系
【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
【过渡】通过前面的学习，我们已经感觉到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在实际应用中有哪些用途呢？（看书自学）
【板书】4、元素周期律、元素周期表的应用
（一）元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
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
非金属性逐渐
2
3
4
5
6
7
金属性逐渐
1、Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（ ）
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、下列事实能说明金属性Na＞Mg的是：
A、Na最外层有一个电子，Mg最外层有2个电子； B、Na能与冷水反应，而Mg不能；
C、碱性NaOH ＞Mg(OH)2 D、 Na能从MgCl2 的溶液中把Mg置换出来；
3.下列事实能说明非金属性Cl ＞S的是：
A、Cl2比S易与H2 化合 B、HCl比H2S 稳定
C、酸性HCl ＞H2S D、Cl的最高正价为+7，S的最高正价为+6
4、下列递变规律不正确的是（ ）
A．Na ．Mg、Al还原性依次减弱B．I2 、Br2 、Cl2氧化性依次增强
C．C、N、O原子半径依次增大D．P、S、Cl最高正价依次升高
5、.碱性强弱介于KOH和Mg(OH)2 之间的氢氧化物是
A．NaOH B．Al(OH)3 C．Ca(OH)2 D．RbOH
6、下列叙述中，肯定a金属比b金属活泼性强的是（ ）
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原子电子层数比b原子的电子层数多
C．1ml a 从酸中置换H+生成的H2比1 ml b从酸中置换H+生成的H2多
D．常温时，A能从水中置换出氢，而B不能
7、已知X、Y、Z元素的原子具有相同的电子层数，且原子序数依次增大，其最高价氧化物对应的水化物酸性依次增强，则下列判断正确的是（ ）
A、原子半径按X、Y、Z依次增大 B、阴离子的还原性按X、Y、Z顺序增强
C、单质的氧化性按X、Y、Z顺序增强 D、氢化物的稳定性按X、Y、Z顺序增强
8、A和B是前三周期的元素，它们的离子A2+和B3+具有相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 （ ）
A. 原子半径:A>B B. 原子序数:A>B C. 离子半径:A2+>B3+ D. 质量数:A>B
教学回顾：
采用归纳总结的方法引导学生探索元素的性质（元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子能力）和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；