《元素周期律》教案11(6份打包)
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第 二 节 元素周期律 第1课时教案.doc 56.00 KB
第 二 节 元素周期律 第1课时讲学稿.doc 56.00 KB
第二节 元素周期律 第2课时讲学稿.doc 57.00 KB
第二节 元素周期律 第2课时教案.doc 60.00 KB
第二节 元素周期律 第3课时讲学稿.doc 60.50 KB
第二节 元素周期律 第3课时教案.doc 48.00 KB
第二节 元素周期律 第1课时
一、元素周期律
(一) 元素周期律
[板书]1、电子层排列的周期性
【科学探究1】
[科学探究1]写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。根据原子结构示意图总结并找出规律。
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1~2 1 1 2
2
3~10
11~18
结论: 随着核电荷数的增加发生周期性变化。
[板书]2、化合价的周期性变化
[科学探究2]标出1—18号元素的化合价,找出规律。
原子序数 最高正价或最低负价的变化
1~2 +1
3~10 +1 +4 +5
-4 -1
11~18 +1 +4 +5 +7
-4 -1
结论:随着原子序数的递增,元素 也呈现周期性变化。
[板书]3、原子半径的递变规律
元素符号 H He
原子半径nm 0.037
元素符号 Li Be B C N O F Ne
原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099
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。
[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
(二)、微粒半径大小的比较
1、原子半径大小的比较
同主族,从上到下,原子半径逐渐 。
同周期,从左到右,原子半径逐渐 。
2、离子半径大小的比较
(1)具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同,随着核电荷数的增加,原子核对核外电子的吸引能力 ,半径 。
(2)同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下,电子层数逐渐 ,离子半径逐渐 。
(3)同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒,核外电子数越多,半径 ,高价阳离子半径 低价离子半径。
【小结本课】
【反馈练习】
1.ⅦA族元素单质的沸点( );第三周期元素的最高正化合价( );IA族元素单质熔点( );F-,Na+,Mg2+,Al3+四种离子的离子半径( );同周期短周期元素的原子半径( ).
2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )
A.Cl,S,P B.N,O,F C.Al3+,Mg2+,Na+ D.K,Na,Li
3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )
(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S
(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K
4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )
第 二 节 元素周期律 第1课时
教学目标:
知识与技能:掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律,微粒半径及大小的比较。
过程与方法:1、归纳法、比较法。 2、培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观:培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
重点与难点:元素化合价随原子序数的递增而变化的规律,微粒半径及大小的比较。
教学过程设计:
【引入】我们已经了解了核外电子排布的基本规律,那么,元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢?复习前面的知识。
[提问]金属性、非金属性强弱的比较依据是什么?
[板书]一、元素周期律
(一)元素周期律
[板书]1、电子层排列的周期性
[科学探究1]写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。根据原子结构示意图总结并找出规律。
原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数
1~2 1 1 2
2
3~10
11~18
结论:核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。
[板书]2、化合价的周期性变化
[科学探究2]标出1—18号元素的化合价,找出规律。
原子序数 最高正价或最低负价的变化
1~2 +1
3~10 +1 +4 +5
-4 -1
11~18 +1 +4 +5 +7
-4 -1
结论:随着原子序数的递增,元素化合价也呈现周期性变化。
[板书]3、原子半径的递变规律
元素符号 H He
原子半径nm 0.037
元素符号 Li Be B C N O F Ne
原子半径nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071
元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar
原子半径nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099
总结:同一周期,随着原子序数的递增,元素原子半径逐渐减小,呈现周期性变化。
[练习]1、比较Na、S原子半径的大小。
2、比较Na、O原子半径的大小。
[过渡]以上我们学习了原子半径大小的比较,那么离子半径的大小怎么比较呢?
(二)、微粒半径大小的比较
1、原子半径大小的比较
同主族,从上到下,原子半径逐渐增大。
同周期,从左到右,原子半径逐渐减小。
2、离子半径大小的比较
(1)具有相同电子层结构的离子半径大小的比较
电子层数相同,随着核电荷数的增加,原子核对核外电子的吸引能力增强,半径减小。
(2)同主族离子半径大小的比较
元素周期表中从上到下,电子层数逐渐增多,离子半径逐渐增大。
(3)同一元素的不同离子的半径大小比较
同种元素的各种微粒,核外电子数越多,半径越大,高价阳离子半径小于低价离子半径。
【小结本课】
第二节 元素周期律 第2课时
一、元素周期律
(三)元素周期律
[提问]元素的金属性、非金属性强弱判断依据。
性质 强弱判断依据
金属性 1、
2、
非金属性
1、
2、
3、
1、第三周期元素性质变化规律
[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,放入两支小试管中,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
与沸水反应 现象
化学方程式
结论
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
[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较
Mg Al
现象
反应方程式
结论
[总结]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 。
[资料]
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
[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
2、同周期元素性质递变规律
同周期从左到右,金属性逐渐 ,非金属性逐渐 。
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