《元素周期表》教学设计高中化学必修2人教版.docx

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《元素周期表》教学设计高中化学必修2人教版

《元素周期表》教学设计

本节教材的教学安排在原子结构的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，既有利于学生从本质上认识元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。

将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式它建立在元素周期律的基础之上。

本节教材内容属于基础理论的教学，在学生学习了氧、氢、碳、铁等元素及一些化合物。

碱金属、卤素知识。

原子结构的理论知识等基础上引导学生探索元素性质和原子结构的关系，揭示元素周期律的实质。

通过本节内容的学习既能巩固原子结构的知识又能过渡引出元素周期表的教学，因此在本章教材中起承前启后的作用。

通过本节内容的学习，可以促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，同时也能使学生以此为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。

【知识与能力目标】

1、简单了解元素周期表的发展历程；

2、了解元素周期表的编排原则及结构；

3、能描述元素在元素周期表中的位置；

4、了解碱金属、卤素原子在周期表中的位置；

5、了解碱金属、卤素原子结构特点，了解原子结构与元素性质的关系；

6、了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论解释；

7、使学生理解核素及同位素概念，元素性质与原子核的关系；

8、了解同位素在工农业生产中的应用。

【过程与方法目标】

培养学生提出问题、分析归纳、概念辨析及应用能力。

【情感态度价值观目标】

通过精心设计的问题，激发学生求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。

【教学重点】

1、能描述元素在元素周期表中的位置；

2、了解碱金属、卤素性质的相似性与递变性，并能初步运用原子结构理论解释；

3、构成原子的粒子之间的关系和数目,以及元素、核素、同位素之间的关系。

【教学难点】

构成原子的粒子之间的关系和数目,以及元素、核素、同位素之间的关系。

教学用书（独具）

3课时

第一课时

【导入】请同学们回忆初中我们学习过的元素周期表,你能知道关于元素周期表的那些知识点。

今天一起学习元素周期表的有关知识

【学生活动】元素周期表的发展历程

诞生⇒1869年，俄国化学家门捷列夫编制出第一张元素周期表。

　↓

依据⇒按照相对原子质量由小到大排列，将化学性质相似的元素放在同一纵行。

　↓

意义⇒揭示了化学元素间的内在联系，成为化学发展史上的重要里程碑之一。

　↓

发展⇒随着化学科学的发展，元素周期表中为未知元素留下的空位先后被填满。

　↓

成熟⇒当原子的组成及结构的奥秘被发现后，编排依据由相对原子质量改为原子的核电荷数，形成现行的元素周期表。

【教师讲解】元素周期表的编排原则:

（1）原子核外电子层数目相同的元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行；

（2）原子核外最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。

【课堂练习】1、下列说法正确的是（　　）

A、我们现在常用的元素周期表中元素排序的依据是相对原子质量的大小

B、元素周期表中同一横行的元素电子层数相同

C、元素周期表中同一纵行的元素的最外层电子数相同

D、元素周期表已发展成一个稳定的形式，它不可能再有新的变化了

【解析】A项，现在使用的周期表的元素排序是根据原子序数的大小；C项，同一纵行的元素的最外层电子数不一定相同，如He与Ne；D项，元素周期表的形式多种多样。

【答案】B

2．下列元素在同一横行的为（　　）

A、H与CB、C与S

C、S与ClD、F与Na

【答案】C

【学生活动】阅读课本,理解并记忆关于元素周期表的几个重要的概念

1、周期

（1）概念：

具有相同的电子层数而又按原子序数递增的顺序排列的一横行，叫做一个周期。

（2）与原子结构的关系：

周期的序数就是该周期元素具有的电子层数。

（3）分类：

短周期—包括第一、二、三周期

∣

长周期—包括第四、五、六、七周期

2、族

（1）概念：

把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。

（2）与原子结构的关系：

元素周期表中主族元素的族序数等于其最外层电子数。

（3）分类：

主族—在族序数后标A，如周期表中第14个纵行表示为第ⅣA族。

∣

副族—在族序数后标B，如周期表中第6个纵行表示为第ⅥB族。

∣

0族—最外层电子数为8He为2。

第Ⅷ族—周期表中第8、9、10纵行。

注：

①碱金属元素在第ⅠA族　②卤族元素在第ⅦA族③稀有气体元素在0族

【特别提醒】1、氢元素为ⅠA族，但属于非金属；

2、零族元素的最外层不一定均为8个电子，氦为2；

3、周期表中，每一纵行不一定为一族，8、9、10纵行为Ⅷ族。

【教师讲解】元素周期表的结构特点

【学生活动】结合教材图12元素周期表探究并填表

（1）周期

类别

周期序数

起止元素

包括元素种数

核外电子层数

稀有气体原子序数

位置与结构的关系

短

周

期

一

H～He

2

1

2

周期序数＝电子层数

二

Li～Ne

8

2

10

三

Na～Ar

8

3

18

长

周

期

四

K～Kr

18

4

36

五

Rb～Xe

18

5

54

六

Cs～Rn

32

6

86

七

Fr～Uuo

32

7

118

（2）族（前七周期）

列数

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

类别

主族

副族

Ⅷ族

副族

主族

0族

名称

ⅠA

ⅡA

ⅢB

ⅣB

ⅤB

ⅥB

ⅦB

Ⅷ族

ⅠB

ⅡB

ⅢA

ⅣA

ⅤA

ⅥA

ⅦA

0族

元素种数

7

6

32

4

4

4

4

12

4

4

6

6

6

6

6

7

位置与结构的关系

①主族元素的族序数＝最外层电子数

②副族元素最外层电子数一般不等于族序数（第ⅠB族、ⅡB族除外），最外层只有1～2个电子

【教师总结】元素周期表中原子序数的数量关系

（1）同周期

周期

ⅡA

ⅢA

2、3

n

n＋1

4、5

n

n＋11

6、7

n

n＋25

（2）同族

若A、B为同主族元素，A所在周期有m种元素，B所在周期有n种元素，A在B的上一周期，设A的原子序数为a；

①若A、B为第ⅠA族或第ⅡA族（位于过渡元素左边的元素），则B的原子序数为（a＋m）；

②若A、B为第ⅢA～第ⅦA族（位于过渡元素右边的元素），则B的原子序数为（a＋n）；

【课堂练习】1、下列各表为周期表的一部分（表中为原子序数），其中正确的是（　　）

【解析】A项中2号元素应该位于周期表的最后一列，错误；B项中2号、3号、4号不应该在同一周期，因为第一周期只有两种元素H和He，错误；C项中6号、12号和24号元素不应在同一主族，因为相邻周期主族之差为2、8、8、18、18、32等，不存在相差6或12的情况，错误；D项完全符合元素周期表的排列规则。

【答案】D

2、下列说法中，错误的是（　　）

A、原子及其离子的核外电子层数等于该元素所在的周期序数。

B、元素周期表中从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行的元素都是金属元素。

C、除He外的稀有气体元素原子的最外层电子数都是8。

D、第四周期中，第ⅡA族与第ⅢA族之间隔着10个纵行。

【解析】本题考查的是元素周期表的结构，应特别注意族的排列顺序。

简单的阴离子如F－、Cl－及相应原子F、Cl的核外电子层数等于元素所在的周期序数，但像Na＋、Mg2＋、Al3＋等阳离子的核外电子层数等于元素所在周期的上一周期的周期序数，A项错误；从第ⅢB族到第ⅡB族共10个纵行的元素全部都是金属元素，B项正确；除He的最外层有2个电子外，其他稀有气体元素原子的最外层电子数都是8，C项正确；第四周期中，第ⅡA族与第ⅢA族之间隔着7个副族和1个第Ⅷ族（3个纵行）共10个纵行，D项正确。

【答案】　A

3、甲、乙是周期表中同主族相邻元素，若甲的原子序数为x，则乙的原子序数不可能是（　　）

A、x＋2B、x＋4C、x＋8D、x＋18

【解析】同一主族相邻两元素的原子序数可以相差2（H和Li）、8（如O和S）、18（如Cl和Br），但不能相差4。

【答案】B

4、下列说法正确的是（　　）

A、相邻周期的同一主族的两种元素，其原子序数之差都相同

B、同周期的第ⅡA族元素与第ⅢA族元素的原子序数之差都相同

C、第一周期、0族的元素都是非金属元素

D、原子序数为奇数，族序数一定为奇数

【解析】由于相邻周期所容纳的元素数目不一定相同，因此相邻周期的同一主族的两种元素，其原子序数之差不一定相同，A错误；同周期的第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数可相差1、11或25，B错误；第Ⅷ族中的原子序数有奇数也有偶数，D错误。

【答案】C

5、原子序数为83的元素位于：

①第五周期；②第六周期；③第ⅣA族；④第ⅤA族；⑤第ⅡB族，其中正确的组合是（　　）

A、①④B、②③

C、②④D、①⑤

【解析】根据与该元素原子序数最接近的0族元素的位置来确定。

与83号元素最邻近的0族元素为86号元素氡，83号元素比氡的原子序数小3，那么它在元素周期表中的位置应该是氡左移3个格，即第六周期第ⅤA族。

【答案】C

6、下表是元素周期表的一部分，表中所列的字母分别代表某一化学元素。

表中所列元素中：

属于短周期元素的有________________________________________；

属于主族元素的有_________________________________________；

e元素在元素周期表中的位置是第________周期________族。

【答案】　b、h、j、a、c、f、i、l、m　a、b、c、d、f、h、g、i、j、k、l　四　ⅣB

【题后归纳】利用稀有气体的原子序数2，10，18，36，54，86推断

1若某元素原子序数比相应的0族元素多1或2，则该元素应处在该0族元素所在周期的下一个周期的ⅠA族或ⅡA族；

2若比相应的0族元素少5～1时，则应处在同周期的ⅢA～ⅦA族；

3若差其他数，则由相应差数找出相应的族。

第二课时

【导入】复习提问上节课主要内容，

【学生活动】教材整理，碱金属元素的原子结构与性质，填写下列横线部分。

1、碱金属元素的原子结构

碱金属元素包括：

Li、Na、K、Rb、Cs、Fr（写元素符号）。

原子结构特点如下：

（1）相似性：

最外层电子数都是__1__。

（2）递变性：

Li―→Cs，核电荷数增大，电子层数增多，原子半径增大。

2、碱金属的化学性质（写出化学方程式）

（1）与O2反应

①锂与氧气反应：

4Li＋O2

2Li2O。

②钠与氧气反应：

4Na＋O2===2Na2O；2Na＋O2

Na2O2。

（2与H2O反应

①钠与水反应：

2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。

②钾与水反应：

2K＋2H2O===2KOH＋H2↑。

3．碱金属单质的物理性质

【实验探究】碱金属的性质相似性与递变性

（1）钠、钾与氧气的反应

【实验现象】都能在空气中燃烧，钠产生黄色火焰，钾产生紫色火焰，钾燃烧更剧烈化学反【应方程式】2Na＋O2

Na2O2；K＋O2

KO2

【实验结论】金属的活泼性K>Na

（2）钠、钾与水的反应

碱金属

钾

钠

实验操作

实

验

现

象

共同点

a：

金属浮在水面上；b：

金属熔化成闪亮的小球；c：

小球四处游动；d：

发出“嘶嘶”的响声；e：

反应后的溶液呈红色

不同点

K与水反应更剧烈

化学方程式

2K＋2H2O===2KOH＋H2↑

2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑

实验结论

与水反应的剧烈程度：

K>Na

金属活泼性：

K>Na

递变规律

同主族元素从上到下，金属性逐渐增强

【教师讲解】碱金属的原子结构与化学性质的关系

（1）相似性

原子都容易失去最外层的一个电子，化学性质活泼，它们的单质都具有较强的还原性，它们都能与氧气等非金属单质及水反应。

碱金属与水反应的通式为2R＋2H2O===2ROH＋H2↑（R表示碱金属元素）。

（2）递变性

①随着原子序数的递增，原子半径逐渐增大，原子核对最外层电子的引力逐渐减小，碱金属元素的原子失电子能力逐渐增强，金属性逐渐增强；

②与O2的反应越来越剧烈，产物更加复杂，如Li与O2反应只能生成Li2O，Na与O2反应还可以生成Na2O2，而K与O2反应能够生成KO2等；

③与H2O的反应越来越剧烈，如K与H2O反应可能会发生轻微爆炸，Rb与Cs遇水发生剧烈爆炸；

④最高价氧化物对应水化物的碱性逐渐增强，CsOH的碱性最强。

【课堂练习】1、下列各组比较不正确的是（　　）

A、锂与水反应不如钠与水反应剧烈

B、还原性：

K＞Na＞Li，故K可以从NaCl溶液中置换出金属钠

C、熔、沸点：

Li＞Na＞K

D、碱性：

LiOH＜NaOH＜KOH

【解析】A中锂的活泼性比钠弱，与水反应不如钠剧烈；B中还原性：

K>Na>Li，但K不能置换出NaCl溶液中的Na，而是先与H2O反应；C中碱金属元素从Li到Cs，熔、沸点逐渐降低，即Li>Na>K>Rb>Cs；D中从Li到Cs，碱金属元素的金属性逐渐增强，对应最高价氧化物的水化物的碱性依次增强，即碱性：

LiOH

【答案】B

2、下列对碱金属元素性质的叙述中，正确的是（　　）

A、都是银白色的柔软金属（除铯外），密度都比较大

B、单质在空气中燃烧生成的都是过氧化物

C、碱金属单质与水剧烈反应生成碱和氢气

D、单质的熔、沸点随着原子序数的增加而升高

【解析】A项，密度较小；B项，Li生成Li2O；D项，熔、沸点降低。

【答案】C

3、下列有关金属钠和金属钾的比较，正确的是（　　）

A、金属性：

Na＞K

B、氢氧化物的碱性：

Na＜K

C、还原性：

Na＞K

D、密度：

Na＜K

【解析】A项，金属性：

Na＜K；B项，碱性：

KOH＞NaOH；C项，还原性：

Na＜K；D项，密度：

Na＞K。

【答案】B

【题后归纳】碱金属元素性质的特殊性

（1）碱金属单质还原性最强的是Cs（放射性元素除外），最弱的是Li。

（2）碱金属元素只有Li与O2反应的产物为Li2O一种，其他与O2反应的产物至少有两种。

（3）碱金属元素的最高价氧化物对应水化物中只有LiOH微溶，其他均为易溶于水的强碱。

（4）碱金属单质从Li→Cs，密度逐渐增大，但K的密度小于Na。

（5）Na、K通常保存在煤油中，但Li通常用石蜡密封。

【学生活动】教材整理，卤族元素的结构与性质

1、卤族元素的原子结构

卤族元素包括：

F、Cl、Br、I、At（写元素符号）。

原子结构特点如下：

（1）相似性：

最外层电子数都是____7____；

（2）递变性：

F→I，核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大。

2、卤素单质的物理性质

F2

Cl2

Br2

I2

颜色、状态

淡黄绿色气体

黄绿色气体

深红棕色液体

紫黑色固体

密度

逐渐增大

熔、沸点

逐渐升高

3、卤素单质的化学性质

（1）卤素单质与氢气的反应。

从F2到I2（用“＞”或“＜”填写）：

反应的剧烈程度：

F2＞Cl2＞Br2＞I2；

氢化物的稳定性：

HF＞HCl＞HBr＞HI。

（2）卤素单质间置换反应（写出化学反应方程式）。

将氯水加入NaBr溶液中：

Cl2＋2NaBr===2NaCl＋Br2；

将氯水加入KI溶液中：

Cl2＋2KI===2KCl＋I2；

将溴水加入KI溶液中：

Br2＋2KI===2KBr＋I2。

（3）结论：

随着核电荷数的增加，卤素单质的氧化性逐渐减弱，卤族元素的非金属性逐渐减弱。

【学生活动】教材整理，同主族元素的结构与性质的关系

1、元素性质的影响因素

元素的性质主要与原子核外电子的排布，特别是与最外层电子数有关。

2、同主族元素性质的递变规律

【实验探究】卤素单质间的置换反应的实验分析

实验操作

实验现象

离子方程式

结论

静置后，液体分层，上层接近无色，下层橙红色

Cl2＋2Br－===2Cl－＋Br2

Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱；Cl、Br、I的非金属性逐渐减弱。

静置后，液体分层，上层接近无色，下层紫红色

Cl2＋2I－===2Cl－＋I2

静置后，液体分层，上层接近无色，下层紫红色

Br2＋2I－===2Br－＋I2

规律：

同主族元素从上到下，非金属性逐渐减弱。

【教师讲解】卤素单质的相似性和递变性

（1）相似性

①与H2反应：

X2＋H2

2HX

②与活泼金属（如Na）反应：

2Na＋X2

2NaX

③与H2O反应

X2＋H2O

HX＋HXO（X＝Cl、Br、I）

2F2＋2H2O===4HF＋O2

（2）递变性

①氧化性与还原性

②与H2反应的难易及氢化物的稳定性（由F2―→I2）

a．与H2反应越来越难，生成的氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

b．氢化物中HCl、HBr、HI的熔、沸点依次升高。

③卤素单质与变价金属（如Fe）反应

【课堂练习】1、卤素是最活泼的一族非金属，下列关于卤族元素的说法正确的是（　　）

A、卤素单质的最外层电子数都是7

B、从上到下，卤素原子的电子层数依次增多，半径依次减小

C、从F到I，原子核对最外层电子的吸引能力依次减弱，原子的得电子能力依次减弱

D、卤素单质与H2化合的难易程度为F2

【解析】卤素原子最外层有7个电子，而不是单质最外层有7个电子，A项错误；卤素原子从F到I，电子层数依次增多，原子半径依次增大，原子核对最外层电子吸引能力依次减弱，原子得电子能力依次减弱，故B项错误，C项正确；单质与H2化合的难易程度为：

F2>Cl2>Br2>I2，D项错误。

【答案】C

2、下列对卤素的说法不符合递变规律的是（　　）

A、F2、Cl2、Br2、I2的氧化性逐渐减弱

B、HF、HCl、HBr、HI的热稳定性逐渐减弱

C、F－、Cl－、Br－、I－的还原性逐渐增强

D、卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色变浅，密度增大

【解析】从F→I原子半径依次增大，单质氧化性逐渐减弱，则阴离子的还原性逐渐增强，氢化物的稳定性逐渐减弱，卤素单质按F2、Cl2、Br2、I2的顺序颜色逐渐变深，密度也逐渐增大。

【答案】D

【规律总结】卤素单质的特殊性

1、氟无正价，无含氧酸。

而Cl、Br、I都有正化合价和含氧酸。

2、Cl2易液化，Br2易挥发，I2易升华。

3、常温下呈液态的非金属单质是Br2，I2遇淀粉变蓝色。

4、活泼的卤素单质能置换较不活泼的卤素单质，但F2不能从NaCl溶液中置换出Cl2，原因是2F2＋2H2O===4HF＋O2。

3、下列事实不能用于判断金属性强弱的是（　　）

A、金属间发生的置换反应

B、1mol金属单质在反应中失去电子的多少

C、金属元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱

D、金属元素的单质与水（或酸）反应置换出氢气的难易程度

【解析】金属性强弱与失电子多少没有直接关系。

【答案】B

4、下列有关物质性质的比较正确的是（　　）

①同主族元素的单质从上到下，氧化性逐渐减弱，熔点逐渐升高

②元素的非金属性越强，气态氢化物的热稳定性越弱

③单质与水反应的剧烈程度：

F2＞Cl2＞Br2＞I2

④元素的非金属性越强，它的气态氢化物水溶液的酸性越强

⑤还原性：

S2－＞Se2－

⑥酸性：

HNO3＞H3PO4

A、①③B、②④　　　C、③⑥　　　D、⑤⑥

【解析】同主族元素的单质从上到下：

熔点不一定逐渐升高，如碱金属，从上到下熔点逐渐降低，①不正确；元素的非金属性越强，气态氢化物稳定性越强，②不正确；卤素非金属性：

F＞Cl＞Br＞I，单质与水反应的剧烈程度：

F2＞Cl2＞Br2＞I2，③正确；非金属气态氢化物水溶液的酸性与其非金属性的强弱不呈规律性递变，④不正确；还原性：

Se2－＞S2－，⑤不正确；非金属性：

N＞P，酸性：

HNO3＞H3PO4，⑥正确，故选C。

【答案】C

【题后归纳】元素的金属性与非金属性强弱的判断依据

金属性的比较

①在金属活动性顺序表中位置越靠前，金属性越强

②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强

③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强

④最高价氧化物的水化物的碱性越强，金属性越强

⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y的金属性比X的金属性强

非金属性的比较

①与H2越易化合或气态氢化物越稳定，非金属性越强

②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强

③最高价氧化物的水化物的酸性越强，非金属性越强

④若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A的非金属性强

第三课时

【导入】复习上节课内容。

请同学们回忆：

1、构成原子粒子所带的电性及电荷大小。

2、质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因。

【提问】请同学们回忆初中所学的知识，得出原子的质量主要取决于哪种微粒？

【学生活动】填写下表，总结A与相对原子质量的关系。

原子

质子数

（Z）

中子数

（N）

质子数＋中子数

（A）

相对原子质量

F

10

18．998

Na

12

22．990

Al

14

26．982

【教师讲解】原子的质量主要集中在原子核，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加起来，所得的数值叫做质量数。

【板书】质量数：

将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加。

【提问】根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。

【教师总结】1、质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）；

2、强调：

质量数不是原子的真实质量，只表示某元素的某个原子的相对原子质量。

（过渡）：

在化学上，我们为了方便地表示某一原子。

在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出其质量数。

3、应用：

①用符号

表示组成原子的微粒关系

②根据上述关系，A、Z、N三个数可知二求一

【提问】原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化？

如何改变？

质量数呢？

【教师总结】

和

n-中的质子数、中子数、质量数和电子数。

离子指的是带电的原子或原子团。

带正电荷的粒子叫阳离子，带负电荷的粒子叫阴离子。

当质子数（核电荷数）＞核外电子数时，该粒子是阳离子，带正电荷；

当质子数（核电核数＜核外电子数时，该粒子是阴离子，带负电荷。

【学生活动】1、请大家做如下练习

粒子符号

质子数（Z）

中子数（N）

质量数（N）

用

X表示为

①Cl

17

18

35

②

+

11

12

23

③

1

0

1

1

1

2

1

2

3

2、①AXx+共有x个电子，则N=A-2X②AXx-共的x个电子，则N=A

③B2-原子核内有x个中子，其A为m，则ngB2-离子所含电