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1、周期表周期三个短周期
四个长周期
主族
族副族
Ⅷ
O族
[知识拓展][多媒体播放:
Ⅷ族、零族介绍]
[例题剖析]
[例1]．国际无机化学命名委员会在1989年做出决定，把长式周期表原先的主、副族及族号取消：
从左至右改为第1～18列，碱金属族为第1列，稀有气体为第18列．按这个规定，下列说法不正确的是（）
A．第15列元素的最高价氧化物为R205B．第2列元素中肯定没有非金属元素
B．第17列元素的第一种元素无含氧酸D．第16、17列元素都是非金属元素
[例2]．（2002年上海）有人认为在元素周期表中，位于IA族的氢元素，也可以放在ⅦA族，下列物质能支持这种观点的是…………（）
A．HFB．H30＋C．NaHD．H202
[板书]：
元素的性质与原子结构
1、碱金属元素
同学们看书P5，科学探究，并完成该表。
由此可以得出什么结论？
[实验：
Na、K在空气中燃烧]引导学生观察，得出结论。
[实验二：
Na、K与H2O反应]请两名学生上台，在教师指导下，演示K、Na与水反应。
指导学生观察现象，并写出方程式
表
（一）Na、K与O2反应
Na
K
现象
易燃烧，火焰呈黄色
易燃烧透过蓝色钴玻璃观察火焰呈紫色
结论
Na、K都易与O2反应，K先燃烧
表
（二）
现象
熔化成银白色小球，在水面四处游动，溶液呈红色
相同，有较微爆炸声
反应方程式
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
2K+2H2O=2KOH+H2↑
结论
Na、K都易与水反应，但K更容易更剧烈
请同学们看书P6—P7。
（多媒体展示：
结论①②）
同学根据刚才的实验及表1-1推导出碱金属特理性质及变化规律。
[知识拓展]
元素金属性判断依据：
1、据金属单质与水或者与酸反应置换出氢的难易程度。
置换出氢越容易，则金属性越强。
2、据金属元素最高价氧化物对应化水物碱性强弱。
碱性越强，则原金属单质的金属性越强。
3、可以根据对应阳离子氧化性强弱判断。
金属阳离子氧化性越弱，则单质金属性越强。
布置作业：
教材：
P11、T11、T12。
板书设计
第一节元素周期表
（第1课时）
一．元素周期表二.碱金属
1．原子序数＝核电核数2.结构1.相似性
＝质子数
（1）周期2.变化规律
＝核外电子数
（2）族
教学后记
第一节元素周期表（第2课时）
1、掌握卤族元素的性质与原子结构的关系；
2、了解核素、同位素、质量数等的概念
1、归纳、比较法：
归纳总结卤族元素性质；
探究卤素性质递变规律。
1、探究、分析培养学生创新思维能力；
2、培养理论联系实际的能力
卤族元素性质与原子结构的关系
质量数、同位素、核素的概念
多媒体课件、实物投影仪、试管、烧杯、胶头滴管。
新制饱和氯水、NaBr溶液、KI溶液、CCl4、苯、溴水。
[新课导入]上节课我们学习了元素周表的结构，请同学们拿出纸和笔，画出一、二、三短周期表的示意图。
[实物投影：
2份同学的作业]请几位同学点评存在的问题。
[推进新课]提问，学生思考交流
1.在主题1中我们已经学过氯气的性质，请同学们画出Cl原子结构示意简图。
并在周期表中找到氯元素所在的位置，卤族元素包含哪几种元素？
2.借鉴上节课推导碱金属元素的性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，根据教材提供的卤素的原子结构，请同学们推测氟、溴、碘的可能性质，并比较与Cl2的相同与不同之处。
3.如何验证？
可以通过实验验证。
[知识拓展][多媒体播放：
元素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，对应非金属元素非金属性也越强。
4．置换反应
师：
请同学们看书P8，卤素单质与H2反应，总结出变化规律。
请同学们完成下表
（一）卤素单质与H2反应
F2
Cl2
Br2
I2
与F2反应条件
暗处
光照或点燃
加热至一定温度
不断加热
氢化物稳定性
很稳定
较稳定
不如HCl稳定
不稳定、易分解
从F2→I2与H2化合越来越困难，氢化物稳定性逐渐减弱
通过实验，我们可以证明K、Na的金属性较弱，同时，我们也可以通过实验证明Cl2、Br2、I2的非金属性强弱。
实验1-1：
教师演示，请同学认真观察，完成下表：
表
（二）卤素单质间的置换反应
实验内容
化学方程式
新制饱和氯水
NaBr+CC14
Cl2→I2
单质氯化性逐渐减弱
KI+CC14
振荡、静置、分层，下层呈紫色
溴水+KI+CC14
同主族元素，从上→下，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，元素金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。
【例题剖析】
【例1】
（98）氯化碘（ICl）m化学性质跟氯气相似，预计它跟水反应的最初生成物是（）
A、HI和HClOB、HCl和HIOC、HClO3和HIOD、HClO和HIO
【例2】
（1996年上海，4）随着卤素原子半径的增大，下列递变规律正确的是……（）
A．单质的溶、沸点逐渐降低B．卤素离子的还原性逐渐增强
C．气态氢化物稳定性逐渐增强D．单质氧化性逐渐增强
【例3】（2003上海）13C—NMR（核磁共振），15N——NMR可用于测定蛋白质，核酸等生物大分子的空间结构，KurtWuthrich等人为此获得2002年诺贝尔化学奖。
下列有关13C，15N叙述正确的是（）
A、13C与15N有相同的中子数B、13C与C60互为相素异形体
C、15N与14N互为同位素。
D.15N的核外电子数与中子数相同
[多媒体展示课件：
原子的构成]AZX
[多媒休展示：
构成原子的三种微粒比较]1.构成原子的三种微粒比较
微粒种类
质子
中子
电子
电性
带正电
不带电
带负电
电量
1
0
l
相对质量
1.007
1.008
1／1836
数量关系
核电荷数=核内质子数=核外电子数，质量数=质子数+中子数
元素的相对原子质量=Aa％+B×
b％+C×
c％…（a％、b％、c％为原子个数百分比，A、B、C为各原子相对原子质量）
[板书]三、核素
1、核素
2、同位素
[知识拓展]1、天然同位素无论是在单质还是化合物中原子所占的百分比一般不变。
2、同位素原子物理性质不同，但化学性质几乎完全相同，例如：
12C+O2=12CO2；
211H2+02=211H2O；
3、据各同位素原子的相对原子质量，结合所占原子个数百分比，可求出元素的相对原子质量，即周期表中我们常用的元素相对原子质量。
例如：
C1：
35.45，就是一个平均值。
（计算公式:
M=M1×
n1%+M2×
n2%）
课堂小结
布置作业
教材P11、T3、T5
板书设计：
第二节元素周期律（第1课时）
1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。
2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。
1.归纳法、比较法。
2.培养学生抽象思维能力。
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
元素化合价随原子序数的递增的变化规律。
原子核外电子排布。
实物投影仪、多媒体
教学过程：
[新课导入]
我们已经知到，原子是由原子核和核外电子所构成的。
电子围绕着核作高速运动。
H原子核外只有一个电子，运动的情况是比较简单的，但是，在含有多个电子的原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究微观粒子—电子的这种复杂运动呢？
人们提出了这样的观点：
[推进新课提问][多媒体播放：
电子核模型示意图]（教材1-7图片）
1.请同学们认真观察这个示意图，它表示了什么样的含义。
同学交流后回答
[多媒体播放：
核外电子排布规律]
1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。
2、电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。
3.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。
[知识拓展]4.次外层电子数最多不超过18。
5.倒数第3层不超过32。
6.每层电子容纳数，最多不超过2n2
【例题1】．根据下列条件写出元素名称和元素符号，并画出原子结构示意图，把结果填在表中。
（1）A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1／2。
（2）B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1．5倍。
（3）C元素原子的L层电子数与K层电子数之差是电子层数的2．5倍。
（4）D元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1／4。
【答案：
SiBFNe硅硼氟氖
2.在分析研究上表的基础上，请同学们完成下表。
表
（一）随原子序数的递增，原子核行电子排布变化的规律性
原子序数
电子层数
最外层电子数
稀有气体原子最外层电子数
1-2
3-10
11-18
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化
3.请同学们回答（并投影学生填表情况）
根据教材内容：
请同学们讨论，完成下表：
表
（二）随原子序数的递增，化合价变化的规律：
最高正价或最低负价的变化
+10
+1+4+5
-4-10
+1+4+5+7
-4-10
随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化规律
【例题2】．某非金属X的最高正价为+m，它的最高价氧化物的水化物中有b个氧原子一个X原子
该酸的化学式为。
【例题3】．有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素；
V和Z元素原子的最外层都只有一个电子；
W和Y元素原子的最外层电子数相同，且W元素原子L层电子数是K层电子数的3倍；
X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层电子数的一半，由此推知
（填元素符号）
（1）V,W,X,Y,Z。
（2）写出Z与V2W反应的化学方程式.。
答案：
（1）H、O、A1、S、K
（2）2K+2H2O=====2KOH+H2↑
[多媒体展示作业]
1.下列各题中的物质均由核电荷数为1～10的元素组成。
请按下列要求填写化学式：
（1）只有2个原子核和2个电子构成的分子是；
（2）1个最外层有5个电子和3个只有1个电子的原子结合的分子是；
（3）1个最外层有4个电子的原子和2个最外层有6个电子的原子结合的分子是；
（4）由3个最外层是6个电子的原子结合而形成的分子是；
（5）由2个原子核10个电子结合而成的分子是，由5个原子核10个电子结合而成的分子是。
参考答案：
（1）H2
（2）NH3（3）CO2（4）O3（5）HF
第二节元素周期律
一、元素周期律
（一）元素周期律
1、电子层排列的周期性2、化合价的周期性变化
3、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
4、
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数
5、
（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。
教学后记：
第二节周期律（第2课时）
1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。
2、通过实验操作，培养学生实验技能。
1、自主学习，归纳比较元素周期律。
2、探究，通过实验探究，培养学生探究能力。
培养学生辩证唯物主义观点：
量变到质变规律
元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。
探究能力的培养
多媒体课件、投影仪。
试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞、、1mo1/L盐酸，A1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、H2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。
[新课导入]：
请同学们回忆我们上节课所学的内容：
1、元素原子核外电子排布规律有哪些？
2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？
[多媒体课件展示：
元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律]
[推进新课]就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。
金属性强弱判断依据]
1、金属与H2O或与酸反应难易程度。
2、置换反应。
3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
实验一.Mg、Al和水的反应
[多媒体展示出表格]表
（一）（见书本16页）
实验二.Mg、Al和盐酸的反应
[多媒体展示出表格]表
（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较
Mg
Al
反应迅速，放出大量的H2
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
实验三：
Mg（OH）2的性质
取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：
[多媒体展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性质
加入NaOH
加入稀盐酸
沉淀溶解
Mg（OH）2+2HCl=MgCl2+2H2O
Mg（OH）2能溶于盐酸
不能溶于氢氧化钠
实验四：
Al（OH）3的性质
[多媒体播放表格]表（四）：
加入NaOH，
Al（OH）3+NaOH=NaAlO2+2H2O
Al（OH）3既能溶于，也能溶于稀盐酸
从上面几个实验，Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；
知道了NaOH、Mg（OH）2、Al（OH）3的性质，请大家在此基础上完成下表。
表（五）
单质与水（酸）反应
最高价氧化物水化物
NaOH
Mg（OH）2
Al（OH）3
碱性强弱比较
NaOH强碱
Mg（OH）2中强碱
Al（OH）3弱碱
随着原子序数的递增，金属性Na＞Mg＞Al
请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
[多媒体展示出：
元素非金属判断依据]请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：
S
P
Cl
气态氧化物化学式
SiH4
PH3
单质与H2化合的条件
高温
磷蒸气与H2能反应
加热
对应水化物合或最高价氧化物
H2SiO3
HClO4
酸性强弱
弱酸
中强酸
最强含氧酸
从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？
[多媒体同时展示元素周期律内容]
1.定义：
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
板书：
元素周期律的实质
【例2】．甲、乙两种非金属：
①甲比乙容易与H2化合；
②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；
③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；
④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；
⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是（）
A．只有④B．只有⑤C．①②③D．①②③④⑤
课堂小结：
布置作业P19T6
第二节元素周期律（第2课时）
一．元素周期律
1．第三周期元素性质变化规律2.同周期元素性质递变规律3.元素周期律
从NaC1从左右
（1）定义:
金属性逐渐减弱，金属性逐渐减弱，
（2）实质:
核外电子
非金属性逐渐增强。
非金属性逐渐增强。
排布的周期性变化
第二节元素周期律（第3课时）
1、掌握元素周期表和元素周期律。
2、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。
1、归纳、比较。
通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。
2、自主学习。
引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。
培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。
周期表、周期律的应用
“位、构、性”的推导
多媒体、实物投影仪
元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？
这
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。
请同学们打开周期表观察：
用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？
如果沿着硼（B）、铝（A1）；
硅（Si）、锗（Ge）；
砷（As）、锑（Sb）；
碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？
折线右侧的又是什么元素？
[板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系
（04江苏）X.Y是元素周期表中的两种元素。
下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是
A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多B、X的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低。
C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定。
D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。
[知识拓展]元素金属性，金属活动性区别（优化设计）
[板书]2：
元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
请同学们写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。
[板书]
（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。
1、价电子数：
元素外层电子—一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。
2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。
[板书]
（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。
【例2】：
氧化还原反应中除了原子守恒（质量守恒）外，氧化剂得电子总数和还原剂失电子总数相等，在一定条件下，RO3n-和I发生反应的离子方程式为：
RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O（R为主族元素）则：
（1）RO3n-中R的化合价为，n值为。
（2）R元素最外层电子数为个。
共同归纳一下元素周期律、元素周期表的用途。
元素周期律、周期表的用途]
预测新元素。
寻找半导体材料。
合成新农药。
寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。
进行“位、构、性”的推导。
【例3】
（2002．上海市高考题）致冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时吸收热量，使环境温度降低，达到致冷的目的。
人们曾用乙醚、NH3、CH3C1等作致
冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。
于是科学家根据元素性质的递变规律来开发新的致冷剂。
据现有知识，某些元素化合物的易燃性、毒性变化趋势如下：
（1）氢化物的易燃性：
第2周期：
>
H20>
HF；
第3周期：
SiH4>
PH3>
>
（2）化合物的毒性：
NH3；
H2SH20；
CS2C02；
CCl4>
CF4（选填“>
”、“<
”或“=”）。
于是科学家们开始把注意力集中在含F、C1的化合物上。
（3）已知CCl4。
的沸点为76．8℃，CF4的沸点为-128℃，新的致冷剂的沸点范围应介于其间。
经过较长时间反复试验，一种新的致冷剂氟里昂CF2Cl2终于诞生了，其他类似的还可以是。
（4）然而，这种致冷剂造成了当今的某一环境问题是。
但求助于周期表中元素及其化合物的变化趋势来开发致冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。
（填写字母）
①毒性②沸点③易燃性④水溶性⑤颜色
a．①②③b．②④⑤c．②③④
【答案】
（1）CH4、NH3；
H2S、HC1
（2）>
；
>
（3）CFCl3（或CF3Cl）；
（4）使大气臭氧层出现空洞，a。
教材P19，T4，T5
第二节元素周期律
（第3课时）
三.元素周期表和元素周期律的应用3.预测新元素
1.金属性.非金属性与2..位构性的推导4.找半导体.
元素在周期表中位置的关系5.新农药等
位构
2.化合价与
元素在周期表中位置的关系性
探究元素周期律的实验教案
1、教学目标
（1）通过对实验的研究，培养学生的观察能力、实验能力和创造思维能力。
（2）通过元素周期律学习的探究，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力。
2、教学重点
同周期元素金属性与非金属性递变规律的探究
3、教学难点
元素周期律的实质
4、仪器与药品
Mg、Al、稀盐酸、酚酞、NaBr溶液、NaI溶液、、氯水、Br2水、试管、试管夹、酒精灯、
5、教学过程
[实验探究]：
1、分组实验
请学生进行实验操作，记录观察实验现象。
[题表]：
与冷水反应
实验现象
在常温下，与水的反应无明显现象
加热时
Mg带表面有气泡；
Mg带表面变红
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