1、 1目录（人教版）第一章 物质结构 元素周期律 2第一节 元素周期表 2第二节 元素周期律 20第三节 化学键 33第二章 化学反应与能量 39第一节 化学能与热能 39第二节 化学能与电能 46第三节 化学反应速率与限度 55第三章 有机化合物 62第一节 最简单的有机物甲烷 .62第二节 来自石油和煤的两种基本化工原料 75第三节 生活中常见的两种有机物 88第四节 基本营养物质 93第四章 化学与自然自然的开发利用 89第一节 开发和利用金属资源与海水资源 89第二节 环境保护与资源综合利用 982教 案授课班级课题：第一章 物质结构 元素周期律第一节 元素周期表(一) 原子结构 课 时
2、知识与技能1、引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和 AZX 和含义，掌握构成原子的微粒间的关系；2、知道元素、核素、同伴素的涵义；3、掌握核电荷数、质子数、中子数和质量数之间的相互关系过程与方法通过对构成原子的微粒间的关系和氢元素核素等问题的探讨，培养学生分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工教学目的情感态度价值观1、通过构成物质的基本微粒的质量、电性的认识，了解微观世界的物质性，从而进一步认识物质世界的微观本质；通过原子中存在电性不同的两种微粒的关系，认识原子是矛盾的对立统一体2、通过人类探索原子结构的历史的介绍，使学生了解假说、模型等科学研究方法和科学研究的历程，培
3、养他们的科学态度和科学精神，体验科学研究的艰辛与喜悦重 点 构成原子的微粒间的关系难 点 培养分析、处理数据的能力，尝试运用比较、归纳等方法对信息进行加工。知识结构与板书设计第一节 元素周期表(一) - 原子结构一.原子结构1. 原子核的构成核电荷数(Z) = 核内质子数 = 核外电子数 = 原子序数2、质量数将原子核内所有的质子和中子的相对质量取近似整数值加起来，所得的数值，叫质量数。质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N ）=近似原子量原子 XA Z3、阳离子 aWm+ ：核电荷数质子数 核外电子数，核外电子数am阴离子 bYn-：核电荷数质子数核外电子数，该离子是阳离子，带正电荷。当
4、质子数（核电荷数） 核外电子数，核外电子数 am阴离子 bYn-：核电荷数质子数Cl2Br2I2 1、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为 2HFHClHBrHI反应通式：X 2 + H2 = 2HX17(2) 卤素单质间的置换反应：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:F2 Cl2 Br2 I2氧化性逐渐减弱非金属性逐渐减弱4、非金属性强弱判断依据：（1） 、非金属元素单质与 H2 化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。(
5、2)、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。(3)、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。教学过程教学步骤、内容 教学方法【过渡】以上我们研究了金属族元素与原子结构关系，下面我们继续研究非金属族元素卤素【板书】元素的性质与原子结构的关系二、卤族元素【投影】卤素原子结构示意图：【科学探究一】根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测卤族元素的结构和性质有什么相似性和递变性。元素名称元素符号核电荷数原子结构示意图最外层电子数电子层数原子半径氟 071nm氯 099nm溴 114nm卤族元素 碘 133nm【归纳】相似性：最外层电子数
6、相同，均为 7；递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。【板书】1、结构的相似性和递变性（1）在结构上：最外层都有 7 个电子，化学性质相似；（2）随着核电荷数的增加，原子的电子层数递增,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,得电子的能力逐渐减弱，非金属性逐渐减弱。【科学探究二】根据下表，总结卤素的物理性质有什么相似性、递变性。【投影】资料卡片卤素单质 颜色和状态( 常态) 密 度 沸点 溶点 溶解度(100g 水中)18NaBr溶液滴加氯水滴加CCl4上层：无色下层：橙红色F2 淡黄绿色气体 169
7、g/l（15 ） -1881 -2196 反应Cl2 黄绿色气体 3214g/l（0 ） -346 -101 226cm3Br2 深红棕色液体3119g/cm 3（20）5878 -72 417gI2 紫黑色固体 4 93g/cm3 1844 1135 0029g【归纳】相似性：都是双原子分子，有颜色，不易溶于水（氟除外） ，易溶于苯、四氯化碳等有机溶剂（萃取原理） 。递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。【板书】2、物理性质的变化规律 （随原子序数的递增） 颜色： 浅黄绿色黄绿色 深红棕色紫黑色 颜色逐渐加深 状态： 气态液态 固态熔沸点： 逐渐升高 密度：
8、 逐渐增大溶解性： 逐渐减小【板书】2、卤族元素的化学性质（1） 卤素单质与 H2 的反应名称 反应条件 方程式 生成氢化物的稳定性F2 冷暗处爆炸 H2+F2=2HF HF 很稳定Cl2 光照 H2+Cl2=2HCl HCl 稳定Br2 高温H2+Br2=2HBrHBr 较不稳定I2 高温、持续加热 H2+I2 2HBr HI 很不稳定【归纳】 卤素单质与氢气反应、卤素单质与 H2 反应的剧烈程度 :F2Cl2Br2I2 、生成氢化物的稳定性:逐渐减弱 .即氢化物稳定性次序为： HFHClHBrHI、反应通式：X 2 + H2 = 2HX【结论】卤素与 H2、H 2O、碱的反应，从氟到碘越来
9、越不剧烈，条件越来越苛刻，再次证明了从结构上的递变有结构决定性质。【科学探究三】完成下列实验，观察现象。写出有关反应的化学方程式。实验 现象 化学方程式1将少量新制的饱和氯水分别加入盛有 NaBr 溶液和 KI 溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。122将少量溴水加入盛有 KI 溶液的试管中，用力振荡后加入少量四氯化碳，振荡、静置。3【演示实验】卤素单质间的置换反应【实验步骤】光50019KI溶液滴加氯水滴加CCl4上层：无色下层：紫红色KI溶液滴加溴水滴加CCl4上层：无色下层：紫红色溶液由无色变成橙黄色 【结论】：氯可以把溴从其化合物中置换出来【板书】 (2) 卤素单质间
10、的置换反应：2NaBr+ Cl2 = 2NaCl + Br2 【实验步骤】溶液由无色变成棕黄色【结论】：氯可以把碘从其化合物中置换出来【板书】 2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2 【实验步骤】溶液由无色变成棕黄色【结论】溴可以把碘从其化合物中置换出来【板书】 2NaI + Br2 = 2NaBr + I2 【讲解】请同学们指出上述三个反应的氧化剂和氧化产物，得出氟氯溴碘的氧化性依次减弱的结论。【板书】 （3）随核电荷数的增加,卤素单质氧化性强弱顺序:F2 Cl2 Br2 I2氧化性逐渐减弱非金属性逐渐减弱【思考与交流】主族元素随原子核外电子层数增加，它们得失电子能力、金属性、非金属
11、性、递变的趋势。【板书】(4) 非金属性强弱判断依据：1、非金属元素单质与 H2 化合的难易程度，化合越容易，非金属性也越强。2、形成气态氢化物的稳定性，气态氢化物越稳定，元素的非金属性也越强。3、最高氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，对于非金属元素性也越强。【随堂练习】1.若用 X 代表 F、Cl 、Br、I 四种卤族元素，下列属于它们共性反应的是 AX 2+H2 = 2HX B X2+H2O = HX+HXOC2Fe+3X 2 = 2FeX3 D X2+2NaOH = NaX+NaXO+H2O2.随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是 A单质的熔、沸点逐渐降低 B卤素离子的还原性
12、逐渐增强C单质的氧性逐渐增强 D气态氢化物的稳定性逐渐增强3砹（At）是放射性元素，它的化学性质符合卤素性质的变化规律，下列说法正确的是（ ）AHAt 很稳定 BAgAt 易溶于水 C砹易溶于有机溶剂 D砹 是白色固)(2At4下列叙述正确的是( ) A. 卤素离子（X ）只有还原性而无氧化性B. 某元素由化合态变成游离态，该元素一定被氧化C. 失电子难的原子获得电子的能力一定强D. 负一价卤素离子的还原性在同一族中从上至下逐渐增强6、碱金属钫（Fr）具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列对其性质的预言中，错误的是（ ）20A、在碱金属元素中它具有最大的原子半径B、它的氢氧化物化学式为
13、FrOH，是一种极强的碱C、钫在空气中燃烧时，只生成化学式为 Fr2O 的氧化物D、它能跟水反应生成相应的碱和氢气，由于反应剧烈而发生爆炸7、砹（At）是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备的性质是（ ）A、砹的非金属性在卤素中是最弱的， At-易被氧化 B、砹化氢很稳定不易分解C、砹化银不溶于水或稀 HNO3 D、砹在常温下是白色固体教学回顾：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；教 案授课班级课题：第二节 元素周期律(一) 课 时知识与技
14、能 1、引导学生了解原子核外电子排布规律，使他们能画出 1-18 号元素的原子结构示意图；2、了解原子的最外层电子排布与元素的原子得、失电子能力和化合价的关系过程与方法 培养学生对事物认识的方法：从宏观到微观，从特殊到一半教学目的情感态度价值观引导学生形成正确的物质观重 点 原子核外电子的排布规律难 点 原子核外电子的排布规律知识结构与板书设计第二节 元素周期律(一)一、原子核外电子的排布1、电子层的划分电子层（n） 1、2、3、4、5、6、7电子层符号 K、L、 M、N 、O、P 、Q离核距离 近 远能量高低 低 高2、核外电子的排布规律教学过程教学步骤、内容 教学方法【引言】我们已学习了元
15、素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢？这就是我们本节课所要研究的内容。【板书】第二节 元素周期律【教师】元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。【展示】电子层模型示意图21【讲解】原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢？它们有没有一定的组织性和纪律性呢？下面我们就来学习有关知识。【板书】一、原子核外电子的排布【讲解
16、】科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用 n=1、2、3、4、5、6、7 来表示从内到外的电子层，并分别用符号 K、L、M、N、O、P 、Q 来表示。通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。【板书】1、电子层的划分电子层（n） 1、 2、3、4、 5、6、7电子层符号 K、L、 M、N 、O、P 、Q离核距离 近 远能量高低 低 高【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当
17、一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？【思考】下面请大家分析课本 12 页表 1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为 1-20 的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。 。各层电子数核电荷数 元素名称 元素符号K L M1 氢 H 12 氦 He 23 锂 Li 2 14 铍 Be 2 25 硼 B 2 36 碳 C 2 4227 氮 N 2 58 氧 O 2 69 氟 F 2 710 氖 Ne 2 811 钠 Na 2 8 112 镁 Mg 2 8 213 铝 Al 2 8 314 硅 Si 2 8 4
18、15 磷 P 2 8 516 硫 S 2 8 617 氯 Cl 2 8 718 氩 Ar 2 8 8【讲解并板书】2、核外电子的排布规律(1)各电子层最多容纳的电子数是 2n2 个( n 表示电子层)(2)最外层电子数不超过 8 个(K 层是最外层时，最多不超过 2 个)；次外层电子数目不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满 K 层再排 L 层，排满 L 层才排 M 层)。【教师】以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排布规律以后，我们就可以画出原
19、子结构示意图。 如钠原子的结构示意图可表示为 ，请大家说出各部分所表示的含义。【学生】圆圈表示原子核，+11 表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。【练习】1、判断下列示意图是否正确？为什么？【答案】(A 、B、C、D 均错)A、B 违反了最外层电子数为 8 的排布规律，C 的第一电子层上应为 2 个电子，D 项不符合次外层电子数不超过 18 的排布规律。2.根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。(1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs(2)9F 17Cl 35Br 53I（3） 2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe【提问】请大家分析稀有气
20、体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点？原子核核电荷数电子层电子层上的电子数23【学生】除氦为 2 个外，其余均为 8 个。【提问】元素的化学性质主要决定于哪层电子？稀有气体原名为惰性气体，为什么？【学生】主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。【教师】我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢？【学生】原子最外层电子数为 8 的结构的原子，不易起化学反应。【教师】通常，我们把最外层 8 个电子(只有 K 层时为 2 个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于 8(K 层小于 2
21、)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。【教师】原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于 4 个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于 4 个电子，在化学反应中易得到电子而达到 8 个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。【小结】本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子 中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。【迁移与应用】1. 下列微粒
22、结构示意图表示的各是什么微粒?2. 下列微粒结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。【点评】通过上述应用，使学生加深对核外电子排布的规律的认识，对容易出现的错误，让学生自我发现，以加深印象。【探究与应用】核电荷数为 118 的元素原子核外电子层结构的特殊性：(1)原子中无中子的原子：(2)最外层电子数等于次外层电子数一半的元素：(3)最外层电子数等于次外层电子数的元素：(4)最外层电子数等于次外层电子数 2 倍的元素:(5)最外层电子数等于次外层电子数 3 倍的元素：(6)最外层电子数等于次外层电子数 4 倍的元素：(7)最外层有 1 个电子的元素：(8)最外层有 2 个电子的元素：(9
23、)电子层数与最外层电子数相等的元素：(10)电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：(11)内层电子总数是最外层电子数 2 倍的元素：教学回顾：24教 案授课班级课题：第二节 元素周期律(二 ) 课 时知识与技能1、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律2、了解元素“位、构、性” 三者间的关系，初步学会运用元素周期表过程与方法 通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表(直方图、折线图) 分析、处理数据的能力教学目的 情感态度 价值观 学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、 “客观事物都是相互联系和具有内部结构规律”、 “内因是事物变化的依据”
24、等辩证唯物主义的观点重点 同一周期金属性、非金属性变化的规律难点 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(一)1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现周期性变化。2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化4、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。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。25教学过程教学步骤、内容 教学方法【复习】1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；2、填写 118
25、 号元素符号以及它们的原子结构示意图。【投影】118 号元素原子结构示意图。【提问】请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。【板书】第二节 元素周期律(一) 【投影】随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性原子序数 电子层数 最外层电子数12 1 12310 2 181118 3 18【讲解】从上表可以看出，随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从 1 个递增到 8 个的情况，这种周而复始的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。【板书】1、随着原子序数的递增，元素原子的最外层电
26、子排布呈现周期性变化。【过渡】元素的性质是与构成元素的原子结构密切相关的，元素原子半径的大小，直接影响其在化学反应中得失电子的难易程度，那么随原子序数的递增。元素的原子半径会不会像元素的最外层电子排布一样呈现周期性变化呢？下面，根据我们刚刚画出 1-18 号元素的原子结构示意图来进行讨论。【投影】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
27、 0.110 0.102 0.099【投影小结】原子序数 原子半径的变化3-9 大小11-17 大小【讲解】从上面的分析我们知道，3-9、11-17 号元素重复了相同的变化趋势，由此，我们可以得出如下结论：26【板书】2、随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性变化【讲解】稀有气体元素的原子半径并未列出。这是由于其原子半径的测定与相邻非金属元素的依据不同，数字不同有可比性，故不列出【提问】怎样根据粒子结构示意图来判断原子半径和简单离子半径的大小呢？【回答】原子半径和离子半径的大小主要是由核电荷数、电子层数和核外电子数决定的。核电荷数（影响半径次重要的因素）核外电子数电子层数（影响半径最关键的
28、因素【投影小结】粒子半径大小比较规律：（1）电子层数：一般而言，电子层数越多，半径越大（2）核电荷数：电子层数相同的不同粒子，核电荷数越大，半径越小。（3）核外电子数：电子数增多，增加了相互排斥，使原子半径有增大的趋势【例题】1、比较 Na 原子与 Mg 原子的原子半径大小2、比较 Na 原子与 Li 原子的原子半径大小3、比较 Na 与 Na+的半径大小274、比较 Cl 与 Cl 的半径大小5、比较 Fe、Fe 2+与 Fe3+的半径大小6、比较 Na+与 Mg2+半径大小7、比较 O2 与 F 半径大小【总结】同一周期 ，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐_同一主族，随着核电荷数的递增，
29、原子半径逐渐_对于电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径_ 对于同种元素,电子数越多，半径越大：_阴离子半径 原子半径 阳离子半径_阳离子所带正电荷数越多，则离子半径_阴离子所带负电荷数越多，则离子半径_【随堂练习】写出下列微粒的半径由大到小的顺序：F - 、 O2 、Na 、Mg 2 【过渡】从以上的学习我们可以知道，随着元素原子序数的递增，元素的原子结构呈现周期性的变化。那么，元素的性质是否也会有周期性的变化呢？我们从元素的化合价(一种元素的原子在和其他元素一定数目的原子化合时所表现出来的性质)和金属性和非金属性两个方面来进行探讨。【投影】原子序数 3 4 5 6 7 8 9 10
30、元素符号 Li Be B C N O F Ne元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 =5，-3 -2 +7，-1 0原子序数 11 12 13 14 15 16 17 18元素符号 Na Mg Al Si P S CL Ar元素主要化合价 +1 +2 +3 +4,-4 +5,-3 +6,-2 +7,-1 0【结论】随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。【提问】请大家参考 1-18 号元素的原子结构示意图，结合上表同内容，能够发现哪些有关元素化合价知识的规律？【投影小结】(1) 最高正价与最外层电子数相等(2) 最外层电子数4 时出现负价(3) 最高正化合价与负化合价绝对值和为
31、 8(4) 金属元素无负价(5) 氟无正价【讲解】大家总结很详细，要熟记这些知识，对于稀有气体元素，由于他们的化学性质不活泼，在通常状况下难与其他物质发生化学反应。因此，把它们的化合价看作是 0。【投影小结】元素主要化合价变化规律性原子序数 主要化合价的变化 1-2 +103-10 +1+5-4- 1011-18 +1+7-4-10【板书】3、随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化【过渡】元素的化学性质是由元素的原子结构决定的，原子结构决定了原子在参加化学反应时得失电子的难易程度。请大家根据己学知识分析 3-9、11-17 号元素，随原子序数的递增得失电子的难易程度28【讲解】3-9、1
32、1-17 号元素随原子序数的递增，原子半径逐渐变小，得电子能力逐渐增强，失电子能力逐渐减弱，【讲解】我们知道，原子得失电子能力的强弱决定了元素金属性与非金属性强弱。【板书】3、随着原子序数的递增，元素金属性与非金属性呈现周期性变化【讲解】纵观以上结论，我们可归纳出这样一条规律：【板书】4、元素的性质随元素原子序数的递增呈现周期性变化，这个规律叫元素周期律。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。【总结】由于元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，元素的核外电子排布的周期性变化，决定了元素性质的周期性变化，这也是元素周期律的实质。【自我评价】1、
33、下列元素的原子半径依次减小的是（ AB ）A. Na、Mg 、Al B. N、O、FC. P、 Si、Al D. C、Si 、P2.下列化合物中，阳离子与阴离子半径比最小的是（ ）A NaF B LiI C CsF D LiF3.下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 （ ）ACN、O、F BK、Mg、CSCF、 Cl、Br、I DLi、NaK 、Rb4、下列半径最大的微粒是 （ ）A. F B. Mg2+ C. Cl- D. Ca2+教学回顾：本节课主要采用的是讨论法教学，在整个教学活动中始终注意学生学习的主动性，突出自主与合作的学习方式，充分调动了学生学习的积极性。29教 案授课班级课
34、题：第二节 元素周期律(三) 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教学目的情感态度价值观 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
35、 元素周期律(二)一、同周期元素原子的结构与性质1、金属性：NaMgAl2、碱性强弱：NaOHM g(OH)2Al(OH)3 3、非金属性：SiPSCl4、氢化物的稳定性：SiH 4PH3H2SHCl 5、酸性强弱：H 4SiO4 H3PO4H2SO4 HClO4 Na Mg AL Si P金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强30二、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。教学过程教学步骤、内容 教学方法非金属性增强FClBrI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
36、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【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
37、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LiNaKRbCsNa Mg Al Si P金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
