高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律教案设计

这是一份高中化学人教版 (新课标)必修2第二节 元素周期律教案设计，共6页。教案主要包含了原子核外电子的排布，元素周期表和元素周期律的应用等内容，欢迎下载使用。

教学过程：
第一课时
［引言］从前面我们所讨论原子结构和元素的性质关系可知，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？
［板书］ 2 元素周期表
一、原子核外电子的排布
［讲解］科学研究证明，多电子原子中的电子在核外运动并不是杂乱无章的，电子分别在能量不同的区域内运动。
（1）电子层
（2）电子层的划分（电子白板投出）
电子层(用n表示) 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
（3）核外电子的排布规律（电子白板投出）
①各电子层最多容纳的电子数是2n2(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核外电子总是尽可能的先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。 (即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。
（4）原子结构示意图。
电子白板投出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。
［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 师巡］请根据以上规律画出课本P14表中核电荷数为1～20的元素原子结构示意图。
［电子白板投出订正并练习］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。
（5）离子结构示意图
［电子白板投出练习］2.写出下列离子的离子结构示意图：Mg2+ F- Br- Ca2+
答案：2. 
［问］稀有气体的最外层电子数有什么特点？
（6）稳定结构：把最外层为8个电子(若只有K层且为2个电子)的结构，称为稳定结构。
［科学探究］填P14表，并注意原子序数、元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面的变化，思考并讨论它们有什么变化规律？
［把表投影出并讲述］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(H、He除外)，这种周而复始的重现的现象，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。原子半径、元素化合价的变化现象相同。由此，可得出如下结论：
［结论］随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、原子半径、元素化合价呈现周期性变化。
［电子白板投出］元素的主要化合价及实例
［投影练习］
1.在下列元素中，最高正化合价数值最大的是( )
A.NaB.PC.ClD.Ar
2.原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是( )
A.电子层数B.电子数C.原子半径D.化合价
3.元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是( )
A.XY2B.X2Y3C.X3Y2D.X2Y
答案：1.C 2.B 3.B
［布置作业］ 课本P20 习题 6
：
板书设计
2 元素周期表
一、原子核外电子的排布
（1）电子层
（2）电子层的划分
（3）核外电子的排布规律
（4）原子结构示意图。
（5）离子结构示意图
（6）稳定结构——把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为稳定结构
［结论］随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、
原子半径、化合价呈现周期性变化。
第二课时
［板书］ 2 元素周期律
［引言］上一节课我们完成P14科学探究表格（电子白板投出表格），观察表格，思考并讨论：元素原子核外层电子排布、原子半径、主要化合价有什么变化规律？
［问］元素的金属性与非金属性是不是也呈周期性变？我们如何用实验来验证这个它呢？
1.实验：（1）请一个学生进行操作演示，再请一个学生前来观察实验现象。
学生填表再电子白板投出
（2）请一个学生进行操作演示，再请一个学生前来观察实验现象。学生填表再电子白板投出
2.讨论：
（1）Na、Mg、Al与水反应的难易程度比较。
①Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。
②Mg在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。
③Al在常温或加热下，遇水无明显现象。
（2）Mg、Al与酸反应的难易程度比较。
（3）比较Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
［注意］学生在描述实验现象时，常把“产生无色气体”回答成“产生氢气”；“与Mg反应在常温下现象不明显”常易错答为“Mg与冷水不反应”。教师根据具体情况进行纠正。
（4）分析讨论（电子白板投出）
结论： Na Mg Al
金属性逐渐减弱
3.阅读 ： （电子白板投出）
结论： Na Mg Al Si P S Cl
金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强
［述］元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。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。（电子白板投出）
（电子白板投出）
元素金属性强弱的判断依据：
1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；
2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。
元素非金属性强弱的判断依据：
1.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；
2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。
1.若aXm+与bYn-的核外电子排布相同，下列关系式正确的是( B C )
A.b=a-n+m B.b=a-n-m
C.离子半径Xm+＜Yn+ D.原子半径X＜Y
2.含有相同质子数和电子数的两种微粒之间的关系不正确的是：( D )
A.它们可能是同位素 B.可能是不同的分子
C.可能是不同的离子 D.可能是一种分子和一种离子
3.已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是（AD）
A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3
B.非金属活泼性：Y＜X＜Z
C.原子半径：X＞Y＞Z
D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=(X+Z)
P19 习题 1、2、3
2 元素周期表
二 元素周期律
科学探究：1.实验
2.讨论
3.阅读
4.比较
第三课时
三、元素周期表和元素周期律的应用
1、元素在周期表位置、原子结构和元素性质的关系（电子白板投出）
2、元素性质递变规律（电子白板投出）

3、元素的化合价与元素在周期表中的位置关系（电子白板投出）
主族元素最高正价数=主族序数=最外层电子数
｜最高正价｜+｜最低负价｜=8
4、应用——在周期表一定区域内寻找元素，发现物质的新用途。（电子白板投出）
（1）预言未知元素并证实
（2）分界处找半导体材料
（3）较低毒磷农药代替砷农药
（4）过度区寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
5、学生活动：（1）学与问：P18
（2）阅读：P18 科学视野
6、作业：P19 习题 4、5
原子序数
1
2
元素符号
H
He
核外电子排布
原子半径
0.037
-
主要化合价
+1
O
原子序数
3
4
5
6
7
8
9
10
元素符号
Li
Be
B
C
N
O
F
Ne
外电子排布
原子半径
0.152
0.089
0.082
0.077
0.075
0.074
0.071
-
主要化合价
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
-2
-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
核外电子排布
原子半径
.0186
0.160
0.143
0.117
0.110
0.102
0.099
原子半径
+1
+2
+3
+4、-4
+5、-3
+6、-2
+7、-1
0
结论：随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、原子半径、化合价呈现周期性变化。
原子序数
电子层数
最外层电子数
原子半径的变化
（不考考虑稀有气体元素）
最高或最低化合价变化
1-2
1
1 2
------
+1 0
3-10

0.152 nm 0.071nm
大 小
+1 +5
-4 -1 0
11-18
结论
随着原子序数的递增元素原子核外层电子排布、原子半径、主要化合价而呈周期性变
化
现象
在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有气泡出现，煮沸后溶液变红。
化学方程式
Mg + 2H2O = Mg(OH)2+ H2
Mg
Al
现象
有大量的气泡产生，试管烫手，反应很剧烈。
有大量的气泡产生，试管烫手，反应剧烈。
化学方程式
Mg + 2HCl = MgCl2+ H2
2Al+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2
Na
Mg
Al
单质与水（或酸）反应
与冷水反应：Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。
与酸反应极为剧烈。
与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气。
Al在常温或加热下，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出氢气。
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
（两性氢氧化物）
性质
Si
P
S
Cl
非金属单质与氢气反应的条件
高温
磷蒸气与氢气能反应
须加热
光照或点燃时发生爆炸而化合
最高价氧化物对应水化物的酸性强弱
H4SiO4
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
比H2SO4更强的酸