鲁科版高中化学必修二第一章教案.doc

原子结构第一课时 原子核 核素教学目标：1、引导学生认识原子核的结构，懂得质量数和的含义，掌握构成原子的各微粒间的关系；知道元素、核素、同位素的含义。2、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。3、通过“化学与技术放射性同位素与医疗”，引导学生关注化学知识在提高人类生活质量中所起的作用；通过“未来的能源核聚变能”，引导他们关注与化学有关的热点问题，形成可持续发展的思想。教学重难点：元素、核素、同位素概念的区分，构成原子的微粒间的关系课时安排：一课时 教学模式：荣超“20+20”高效课堂模式教学思路设计说明： 本节课是鲁科版必修二第一章第一节，在之前，学生通过初中化学和化学必修一的学习，已经了解了部分元素及其化合物的性质。本节课先给学生介绍原子结构的相关知识，先知道原子是由哪些部分组成的，再分析这几种微粒之间有什么关系，然后再讲解一些简单的计算。然后转到元素、核素、同位素、同素异形体的概念的学习以及它们互相之间的异同及怎么区分它们。本节课比较难解决的是原子内部各微粒间的关系，以及元素、核素、同位素、同素异形体的概念的区分。所以本节课大部分的时间是花在这上面的。通过计算题来突破。教学过程：课堂导入（约3分钟）：首先向学生展示学习目标（1分钟）1、引导学生认识原子的结构，懂得质量数和ZAX的含义2、知道元素、核素、同位素的含义。3、掌握构成原子的各微粒间的关系重难点：元素、核素、同位素概念的区分，构成原子的微粒间的关系引入（2分钟）：介绍人类探索原子内部结构的历程，从汤姆生的西瓜模型，到他的学生卢瑟福的核式模型，重点介绍一下卢瑟福的粒子散射实验。（通过介绍，学生可以初步了解原子内部结构） 自主学习（约10分钟）：阅读课本P2-5页，回答以下问题。1.原子是由什么构成的？原子核又是有什么构成的？各微粒带何种电荷？（1分）2.什么是质量数？的含义？原子的各微粒间有何关系？（2分）3.什么是元素、核素、同位素？能否举出具体例子？（2分）学生自学时，老师要巡堂，了解学生自学情况，端正学生学习态度，个别提示指导。自学完毕，个别提问3-4个学生回答以上问题，了解学生做答情况。反馈精讲：（15分钟）一、原子核、核素 原子分为原子核与核外电子，原子核分为质子与中子原子的各微粒关系：1）核电荷数质子数核外电子数2）原子质量主要集中在原子核上，由质子和中子的质量决定3）原子的相对质量在数值上质子数中子数质子数(Z) + 中子数(N) =质量数(A) 中子数= A - Z原子的表示方法三种不同的氢原子原子质子数中子数质量数氕 10  1氘 11  2氚 1 2 31）氕、氘、氚的原子结构有什么异同？它们是同一种元素吗？它们是同一种原子吗？2）原子核都是由质子和中子组成的吗？二、核素元素：具有相同质子数（核电荷数）的同一类原子的总称核素：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素元素、核素、同位素及同素异形体的区别与联系 元素核素同位素同素异形体概念质子数(核电荷数)相同的一类原子质子数、中子数都一定的一类原子质子数相同、中子数不同的核素的互称同种元素形成的不同的单质决定因素质子数质子数、中子数质子数、中子数组成元素结构举例C、H、O氕氘氚16O、17O、18OO2 、O3根据学生自学的情况，老师有选择性的，分重点的讲解有关知识点，有些可带过，有些要慢慢解读给学生看，到重点难点的时候要放慢速度，讲清楚，让学生掌握重点、突破难点。小组讨论：（5分钟）用表示原子： （1）中性原子的中子数：N=（2）阳离子的中子数：共有x个电子，则N=（3）原子核内有x个中子，其质量数为m，则ng 所含电子的物质的量为 mol答案：（1）N=A-Z （2）N=A-（n+x） （3）n(m-x+2)/m这一个小组讨论问题的设置是因为原子的微粒数比较好求，但是阳离子与阴离子的各微粒数比较难求，所以就设置这几个问题，让学生讨论，通过讨论，求出答案，在经过展示，老师讲解，从具体例子中总结出普遍的离子中，质子数与电子数的关系。从而让这个比较难的知识点可以很好地让学生掌握。当堂训练：（2分钟）1、据最新报道，某放射性元素的原子16667Ho可有效治疗肝癌，该核素原子核内中子数与核外电子数之差为（ A ）（1分）A.32 B.67 C.99 D.1662、某阳离子Rn+的核外共有x个电子，核内有y个中子，则R的质量数为（ C ）（2分）Ay-x+n By-x-n Cy+x+n Dy+x-n 这两道题目都比较经典，而且可以很好地巩固学生刚才所学到的知识。当堂测试：（5分钟）判断正误：1.有多少电子就有多少负电荷，所以电子就是电荷 ×2.元素的质量数就是元素的实际质量 ×3.所有元素的原子核都有中子 ×4.每一种元素的原子核中，含有的质子数与中子数必须相等 ×5.无论是原子还是正离子或者负离子，它们的质量数A，质子数Z，中子数N都满足Z+N=A 6.下面关于13C、15N的叙述正确的是（ C ） A13C与15N具有相同的中子数 B. 13C与C60互为同素异形体 C15N与14N互为同位素 D.15N的核外电子数与中子数相同7已知元素X、Y的核电荷数分别是a和b，它们的离子Xm+和Yn-的核外电子总数相同，则下列关系式正确的是（ A ）Aa=b+m+n B.a=b-m+n C.a=b+m-n D.a=b-m-n作业：课本P8 1.（1）、（4）板书设计：原子由原子核和核外电子构成的，原子核由质子和中子构成。原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数质量数=质子数+中子数元素：相同质子数核数：质子数和中子数都要确定同位素：质子数相同、中子数不同的同一元素的不同核素的互称第一章 原子结构与元素周期律第二节 元素周期律和元素周期表 第1课时 元素周期律 【教学目标】1.使学生掌握最外层电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律，培养学生对数据处理的能力； 2.理解元素周期律的实质；3.培养学生对知识的归纳人、整理、综合和抽象、概括的能力。【教学重难点】原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化规律。【课时安排】 1课时 【教学模式】荣超“20+20”高效课堂模式【教学过程】导入新课迄今为止，人类已经发现了一百多种元素，而各种元素的种类又都是由该种元素原子核内的质子数（即核电荷数）决定的，那么核电荷数不同的各种元素之间是相互独立的还是相互关联的呢？我们在必修1中学过卤族元素，因为它们的结构和性质具有相似性。在其它元素之间有没有这种相似性呢？这就是本节课要和大家一起探讨的主题一元素周期律和元素周期表。自主学习阅读教材10-13页，完成下列问题： 1、完成P11活动探究第1题的表格，写出各元素的原子序数、核外电子排布、电子层数及最外层电子数。2、1-18号元素的原子最外层电子、原子半径、元素最高价和最低价依次发生什么变化？教师精讲【投影】1.原子序数与原子核外电子排布的关系。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1211-2231021-88111831-88【小组代表发言】【投影】元素的最外层电子数随着原子序数的递增而变化的直方图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的变化。【投影】原子序数与主要化合价的关系原子序数主要化合价的变化12 + 1 0 310+1 +5 - 4 - 11118+1 +7 - 4 - 1【投影】随着原子序数的递增，元素主要化合价变化的折线图。【投影问题】1. 哪种结构的原子会出现负价？2. 最高正价和最低负价之间有什么关系？（生）最高正价与最低负价的绝对值之和为8【投影板书】最高正价+最低负价= 8【投影】原子序数与原子半径的关系原子序数原子半径的变化390.152nm 0.071nm 大 小11170.186nm 0.099nm 大 小【投影】随着原子序数的递增，原子半径变化的图。【讲解】在研究原子半径的时候，为什么不把稀有气体的原子半径放进去一起比较？因为稀有气体原子半径的测定与要相邻元素原子半径的依据不同，数字不具有可比性。（1）原子半径递变规律：同一横行，从左到右半径递减；同一纵行，从上到下半径递增（解释原因）（2）重点讲解下原子半径的比较：电子层数越多，半径越大；电子层数相同，质子数越多，半径越小；质子数相同，电子越多，半径越大。小组讨论：比较下列微粒半径的大小，从大到小比较。1、P S O F 2、 Na Mg S Al 3、 Li H K Na 4、 Na+ Mg2+ O2- Al3+ 5、 S2- Cl- Na+ Al3+ 【练习题】1、元素性质随着原子序数的递增呈周期性变化的原因是（ ）A.元素原子的核外电子排布呈周期性变化B.元素原子的原子半径呈周期性变化C.元素的化合价呈周期性变化D.元素原子的电子层数呈周期性变化2.元素周期律的实质：元素原子的核外电子排布随着原子序数的递增而呈周期性变化。2. 原子半径由小到大排列的是 （ ） A. Al、Mg、Na B. N、O、F C. Ar、Cl、S D. Li、Si S【5分钟课堂检测】1、比较下列微粒半径的大小（1）O 和F （2）Na和Mg （3）Cl和F（4）Na+和Mg2+ （5）Na和Na+ （6）Cl和Cl一2、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是 ( )A、 C N O F B、 K Mg C S C 、 Cl Br I D 、P S Cl【板书设计】元素周期律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的变化。2、最高正价+最低负价= 83、原子半径递变规律：同一横行，从左到右半径递减；同一纵行，从上到下半径递增第一章 原子结构与元素周期律第二节 元素周期律和元素周期表 第2课时 元素周期表 高考资源网【教学目标】1、让学生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。2、让学生知道元素周期律是什么3.培养学生对知识的归纳人、整理、综合和抽象、概括的能力。【教学重难点】微粒原子半径大小的比较、最高和最低化合价的判断和关系【课时安排】 1课时 【教学模式】荣超“20+20”高效课堂模式【教学过程】课程导入：从元素周期表的发展，之前的各种元素周期表，引出现在通用的元素周期表自主学习：阅读教材13-17页，完成下列问题：1、 元素周期表的横行和纵行的排列有何规律？2、什么是周期？什么是族？以H，He，Fe，Cu为例，如何描述一种元素在周期表中的位置？3、每个周期有多少元素？教师精讲： 1、元素周期表编排规则：1）把电子层数相同的元素按原子序数递增的顺序由左到右排成一个横行。周期数 = 电子层数周期periods短周期长周期第1周期：2 种元素 第2周期：8 种元素第3周期：8 种元素第4周期：18 种元素第5周期：18 种元素第6周期：32 种元素不完全周期第7周期：26种元素 15 种元素称镧（La）系元素15 种元素称锕（Ac）系元素1.周期： 2）把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上到下排成纵行。 主族序数最外层电子数【投影】 族主族：副族：A , A , A , A ,A , A , A 第VIII 族：稀有气体元素 零族：共七个主族B , B , B , B ,B , B , B 共七个副族三个纵行，于 B 与B间2.族： 7个周期（三短、三长、一不完全) 7个主族:由短周期和长周期元素, 不完全周期共同构成的族（A A）7个副族：由长周期和不完全周期构成的族（BB）族（3个纵行）：Fe、Co、Ni等元素 横的方面7个横行纵的方面18个纵 行 零族：稀有气体元素 周期表2、描述元素所在位置第X周期，Y族H：第1周期，A族He：第1周期，O族Fe：第4周期，族Cu：第4周期，B族小组讨论：推算原子序数为6,13,34,56的元素在周期表中的位置说出思路和过程。【练习题】：1、根据国外有关资料报道，在独居石中查明有尚未命名的116、124、126号元素。其中116号元素应位于周期表中的第_周期_族。2、主族元素在周期表中所处的位置，取决于该元素的A最外层电子数和原子量 B原子量和核外电子数C次外层电子数和电子层数 D电子层数和最外层电子数3、下表是元素周期表的一部分，数字是该元素的原子序数，请填出其同族下一周期元素的原子序数：    17  20            【5分钟检测题】1、下列元素中不属于短周期元素的是( )A、Na B、H C、O D、K2、写出第三周期A主族的元素，及其电子结构示意图。3、M2+有2个电子层，则M在元素周期表中的位置是_4、第三周期，A族元素的名称和符号_【板书设计】 元素周期表1、周期数 = 电子层数2、主族序数最外层电子数3、描述元素所在位置第X周期，Y族H：第1周期，A族原子结构第二课时 核外电子排布 教学目标：1. 了解原子核外电子的排布规律，能画出1-18号元素的原子结构示意图。掌握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。2.通过对原子核外电子排布规律的学习，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。3通过对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过程，培养他们的科学态度和科学精神。教学重难点：核外电子排布规律，最外层电子排布与元素性质之间的关系课时安排： 1课时 教学模式：荣超“20+20”高效课堂模式教学设计思路说明： 1、在初中学生对许多元素及其化合物知识已由感性认识的基础上，本节将继续深入探讨原子核的结构以及核外电子排布规律，并运用原子结构知识解释某些元素部分性质。这无疑遵循了由具体到抽象由现象到本质的认知规律。2、同时，原子结构也是认识元素周期律、元素周期表和分子结构（离子键、共价键）的基础，因此本节教材在必修模块中起着承上启下的作用。教学过程： 课程导入：（约3分钟）首先向学生展示学习目标（1分钟）1.了解原子核外电子的排布规律，能画出1-18号元素的原子结构示意图。2.掌握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。重难点：核外电子排布规律，最外层电子排布与元素性质之间的关系 引入（2分钟）：通过播放院子内部核外电子排布视频，让学生能直观了解原子的内部结构，激发他们对核外电子性质探究与学习的兴趣自主学习（10分钟）：阅读课本P6-7，回答以下问题。电子层离核远近与能量高低的关系电子在不同电子层中排布的规律稀有气体，金属，非金属最外层电子数的特点最外层电子数与元素化合价的关系学生自学时，老师要巡堂，了解学生自学情况，端正学生学习态度，个别提示指导。自学完毕，个别提问3-4个学生回答以上问题，了解学生做答情况。教师精讲：（15分钟）1. 核外电子分层排布电子层（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2.核外电子的排布规律（1）核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层(能量最低原理)。（2）各电子层最多容纳2n2个电子（3）最外层电子数不超过8个电子(K层是最外层时，最多不超过2个）3.原子结构示意图 小组讨论：（5分钟）下列各小题中的物质均由核电荷数为1-10的元素组成，请填写分子式：（1）L层有5个电子的原子和只有1个电子的原子结合而成的分子是（2）由两个原子核10个电子结合成的分子是（3）由5个原子核10个电子结合成的分子是答案：（1）NH3（2）HF（3）CH4这个小组讨论的题目主要是考查学生对刚刚学习的原子核外电子排布的知识，让他们对于核外电子与质子的关系。比较有思考性，也有一定的难度。4 .最外层电子与元素性质的关系最外层电子数得失电子能力化合价非金属元素一般大于等于4易得电子也能失电子既显负价又显正价金属元素一般小于4易失电子只显正价稀有气体元素8（He为2）既不易得也不易失0根据学生自学的情况，老师有选择性的，分重点的讲解有关知识点，有些可带过，有些要慢慢解读给学生看，到重点难点的时候要放慢速度，讲清楚，让学生掌握重点、突破难点。当堂训练：（2分钟）1、某元素的原子最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为（ C ） A、3 B、7 C、8 D、102、用符号填空：a质子数;b中子数;c核外电子数;d最外层电子数.1）原子种类由 ab 决定。 2）元素种类由 a 决定。3）核电荷数由 a 决定。 4）相对原子质量 ab 决定。5）元素的化合价主要由 d 决定。6）元素的化学性质主要由 d_决定。当堂检测：（5分钟）1、下列原子结构示意图中,正确的是( B )2.（2分）某元素原子的原子核外有三个电子层，最外层电子数是4，该原子核内的质子数是（ A ）A.14 B.15 C.16 D.173.（3分）写出元素符号并画出下列元素的原子结构示意图。（1）原子核外有2个电子层，核外有10个电子的原子 （2）质量数为23，中子数为12的原子（3）最外层电子数是次外层电子数3倍的原子课后作业：课本P8P9练习与活动1、2、3题板书设计：核外电子的排布规律：（1）能量最低原理（2）各电子层最多容纳2n2个电子（3）最外层电子数不超过8个电子(K层是最外层时，最多不超过2个）非金属元素：最外层电子数大于等于4金属元素：最外层电子小于4稀有气体元素：最外层电子数8（He为2）第一章 原子结构与元素周期律第三节 元素周期表的应用 第1课时 课程标准 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。同时理解元素周期律的实质并能熟练应用。能描述元素周期周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。教学目标1 掌握同周期元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律；2 了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。教学重点、难点1、钠、镁、铝失电子能力的递变；2、硅、磷、硫、氯得电子能力的递变课时安排 一课时教学模式 荣超“20+20”高效课堂模式教学思路设计说明本节课是鲁科版必修二第一章第三节，元素周期律和元素周期表是学生学习元素化合物知识的重要工具。在前面的学习中，学生已经了解了原子结构、元素周期律、元素周期表和大量元素化合物。本节课首先学生通过阅读课本，找出第3周期元素Na、Mg、Al原子半径由大到小的顺序，失电子能力由强到弱的顺序，最高价氧化物对应的水化物的碱性变化；Si、P、S、Cl原子半径变化顺序，得电子能力变化,与H2化合能力变化，最高价氧化物对应的水化物的酸性变化，并归纳出同周期元素性质有着怎样的递变规律。紧接着教师精讲本节课内容，借助图表归纳同周期元素原子得失电子递变规律（包括原子半径、化合价等），运用原子结构的理论初步解释这些递变规律，培养学生的分析推理能力。小结本节课内容时，让学生谈谈对元素周期表的认识。接下来以小组为单位，讨论同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是：HXO4 >H2YO4 >H3ZO4 ，分别判断它们的原子半径 气态氢化物的稳定性非金属性 阴离子的还原性的大小关系，小组成员在相互合作、学习的氛围中加强本节课所学到的知识。最后，当堂训练，提升巩固本节课所学的内容，同时，通过做题，也可以检查出学生对本节课所学知识的掌握情况。本节课是希望学生了解元素周期律，认识元素周期表，体会元素在周期表中的位置、元素的结构、元素的性质的关系，初步体会在元素周期律和元素周期表的指导下探究化学知识的学习方法。教学过程课程导入： 3min元素周期表的诞生，可谓是开创了化学科学的新纪元。因为通过周期表，我们可以系统地总结已有元素知识，可以根据原子结构研究元素性质的递变规律，还可以预测未被发现的新物质的性质和应用。这节课，我们就来看看同周期的元素性质有着怎样的递变规律。 自主学习：10min阅读课文20-22页，完成下列问题：1、Na、Mg、Al原子半径由大到小的顺序为_，失电子能力由强到弱的顺序为_，最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐_。2、Si、P、S、Cl原子半径逐渐_，得电子能力逐渐_,与H2化合越来越_，最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐_。3、同周期元素性质有着怎样的递变规律？反馈精讲：14min1、 结合原子的电子层数、原子半径、核电核数，预测第三周期元素原子得失电子能力的强弱。 Na Mg Al Si P S C核电荷数，原子半径；失电子能力，得电子能力还原性，氧化性；金属性，非金属性2、判断元素原子失电子能力的强弱的方法：（1）比较元素的单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度：置换反应越容易发生，元素原子的失电子能力越强。（2）比较元素最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱：一般说来，碱性越强，元素原子失电子的能力越强。讲完判断元素原子失电子能力的强弱的方法后具体举例子，例如钠、镁、铝失电子能力的递变规律：失电子能力 Na > Mg > Al原子序数111213元素符号NaMgAl单质与水(或酸)反应情况冷水剧烈热水较快盐酸剧烈盐酸较快氢氧化物 碱性强弱（最高价氧化物对应的水化物）NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物3、判断元素原子得电子能力强弱的方法：（1）比较元素的单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性：一般说来，反应越容易进行，生成的气态氢化物越稳定，元素原子得电子能力越强。（2）比较元素原子最高价氧化物对应水化物的酸性：一般说来，酸性越强，元素原子得电子的能力越强。讲完后，具体举例子，硅、磷、硫、氯得电子能力的递变规律：Si < P < S < Cl原子序数14151617元素符号SiPSCl单质与H2化合的难易高温磷蒸汽加热光照或点燃爆炸化合气态氢化物的稳定性SiH4很不稳定PH3不稳定H2S不稳定HCl稳定最高价氧化物对应水化物的酸性 H4SiO44极弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4最强酸4、小结：同周期元素性质的递变规律原子序数依次递增，原子半径逐渐减小；金属性减小，非金属性增强；原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强；小组讨论:10 min 同一周期X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应水化物的酸性是： HXO4 >H2YO4 >H3ZO4 ，判断： 原子半径：Z > Y > X 气态氢化物的稳定性：HX > H2Y > ZH3 非金属性：X > Y > Z 阴离子的还原性：Z3- > Y2- > X-当堂训练：7min 1、A、B为同周期元素，如果A原子半径比B原子半径大，则下列判断中正确的是（ C ）A.两元素形成的最高价氧化物对应水化物的酸性应：A强于BB.A的气态氢化物比B的气态氢化物稳定C.A的金属性比B的金属性强 D.A的阴离子比B的阴离子还原性弱。2 .下列递变规律不正确的是( B ) A.Na Mg Al还原性依次减弱 B. NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的碱性依次增强 C. C N O 原子半径依次减小 D .P S Cl 最高正价依次升高3、双选锂和镁在元素周期表中有特殊的“对角线关系”，它们的性质相似，下列有关锂及其化合物性质的叙述，正确的是（ BD ）A.Li2SO4难溶于水 B.Li在氮气中燃烧生成Li3NC.LiOH易溶于水 D.Li2CO3受热易分解课堂效果检测 7min 1、下列各组元素性质递变情况错误的是( B )ALi、Be、B原子最外层电子数逐渐增多 BN、O、F原子半径依次增大CP、S、Cl最高正价依次升高 DLi、Na、K、Rb的金属性依次增强2、下列关于周期表中第三周期元素性质从左到右变化趋势的叙述，错误的是( C )A最高正价依次升高 B气态氢化物稳定性逐渐增强C原子半径逐渐增大D最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强3、双选下列各组元素最高价氧化物对应水化物碱性渐弱，酸性渐强的是 ( AB ) ANaOH、Mg(OH)2、H3PO4、H2SO4BKOH、NaOH、H2SO4、HClO4CCa(OH)2、KOH、H2SO4、HClO4DMg(OH)2、Al(OH)3、H2SO4 、H3PO4布置作业1、在第3周期中，置换酸中氢的能力最强的元素的元素符号为 ，化学性质最稳定的元素符号是 ，最高价氧化物的水化物的酸性最强的化合物的化学式是 ，碱性最强的化合物的化学式是 ，显两性的氢氧化物的化学式是 ，该两性氢氧化物与盐酸、氢氧化钠液分别反应的离子方程式为 、 。板书设计1.3.1元素周期表的应用一、同周期元素性质的递变规律（从左到右）：1、原子序数依次递增，原子半径逐渐减小；Na > Mg > Al > Si >P >S >Cl2、金属性减小，非金属性增强；Na < Mg <Al （金属性）； Si <P <S <Cl(非金属性)3、原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；Na < Mg <Al < Si <P <S <Cl(得电子能力)4、最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强； NaOH >Mg(OH)2 >Al(OH)3(碱性)； H4SiO4 < H3PO4<H2SO4 <HClO4(酸性)第一章 原子结构与元素周期律第三节 元素周期表的应用 第2课时 课程标准 能结合有关数据和实验事实认识元素周期律，了解原子结构与元素性质的关系。同时理解元素周期律的实质并能熟练应用。能描述元素周期周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律。教学目标3 引导学生掌握同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构的理论初步解释这些递变规律；4 了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用元素周期表。5 学会领会化学对个人生活和社会发展的贡献，培养学生将化学知识应用于生产、生活实践的意识。教学重点、难点同主族元素性质的递变规律课时安排 一课时教学模式 荣超“20+20”高效课堂模式教学思路设计说明元素周期律和元素周期表是学生学习元素化合物知识的重要工具。本节课首先复习上节课所学内容，同周期元素性质的递变规律，引出同主族的元素，它们又有着怎样的递变规律呢？接着展示本节课的学习目标及重难点，让学生明白本节课所要达到的目标。接下来学生阅读课本，找出A族元素原子的相似性与递变性，原子半径由大到小的顺序，失电子能力由强到弱的顺序，最高价氧化物对应的水化物的酸性变化；归纳出同族元素性质有着怎样的递变规律。观看视频“金属钠、钾与水反应的情况”，“预测金属钾的性质”，培养学生对实验结果的分析、处理、总结的能力。紧接着教师精讲本节课内容，借助图表归纳同主族元素原子得失电子递变规律（包括原子半径、化合价等），运用原子结构的理论解释这些递变规律，培养学生的分析推理能力。接下来让学生小结本节课内容，谈谈对元素周期表的认识。之后介绍元素周期表在实践中的作用最后，让学生领会化学对个人生活和社会发展的贡献，培养学生讲化学知识应用于生产、生活实践的意识。然后以小组为单位，讨论习题，组员上台演示答案并讲解解题思路，小组成员在相互合作、学习的氛围中加强本节课所学到的知识。最后是8分钟的当堂训练，提升巩固本节课所学的内容，同时，通过做题，也可以检查出学生对本节课所学知识的掌握程度。本节课希望学生能够对化学1（必修）和初中化学中学过的元素化合物知识进行整合，体会元素周期律、元素周期表在指导生产实践中的意义。教学过程课程导入：3min同周期元素性质的递变规律：原子序数依次递增，原子半径逐渐减小；金属性减小，非金属性增强；原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；最高价氧化物对应水化物的碱性减弱，酸性增强；对于同主族的元素，它们又有着怎样的递变规律呢？自主学习：9min 阅读课文22-24页，完成下列问题： 1、阅读课本23页完成以下问题： （1） 元素周期，同主族元素，以A族为例，从上往下,电子层数依次_,最外层电子数都为_，原子半径逐渐_, 得电子能力越来越_。 （2） F2 、Br2、Cl2、I2与H2化合条件分别为_ _， 它们与H2发生化合反应越来越_，所形成氢化物稳定性_，最高价氧化物对应的水化物酸性逐渐_。2、看视频，完成课本23页实验表格，思考： 以A族为例，从上到下，最外层电子数都为_ ， 与水置换出氢越来越_，失电子能力越来越_, 最高价氧化物对应的水化物碱性逐渐_反馈精讲：13min1、 A族元素性质的相似性和递变性：元素各层电子数与氢化合条件氢化物氢化物稳定性最高价氧化物最高价氧化物的水化物最高价氧化物的水化物的酸性强弱得电子能力F2，7冷暗处爆炸HF逐渐减弱无无逐渐减弱逐渐减弱Cl2，8，7点燃或光照HClCl2O7HClO4Br2，8，18，7高温HBrBr2O7HBrO4I2，8，18，18，7高温,缓慢,可逆HII2O7HIO42、 A族元素原子的相似性与递变性：元素原子结构原子半径失电子能力最高价氧化物最高价氧化物对应水化物最高价氧化物对应水化物的碱性Li2,1逐渐增强逐渐增强Li2OLiOH逐渐增强 Na2,8,1Na2ONaOHK2,8,8,1K2OKOHRb2,8,18,8,1Rb2ORbOHCs2,8,18,18,8,1Cs2OCsOH3、小结：同主族元素性质的递