第一章物質結構元素周期律 2第一節元素周期表 2第二節元素周期律 教案第三節化學鍵 教案第二章化學反應與能量 第二節化學能與電能 1、引導學生認識原子核的結構，懂得質量數和AX和含義，掌握構成原子的微知識第三節化學反應速率與限度 2、知道元素、核素、同位素的涵義；技能第一節最簡單的有機物——甲烷 3、掌握核電荷數、質子數、中子數和質量數之間的相互關系第二節來自石油和煤的兩種基本化工原料 教過程與通過對構成原子的微粒間的關系和氫元素核素等問題的探討，培養學生分析、第三節生活中常見的兩種有機物 學方法處理數據的能力，嘗試運用比較、歸納等方法對信息進行加工第四節基本營養物質 目1、通過構成物質的基本微粒的質量、電性的認識，了解微觀世界的物質性，從第四章化學與自然自然的開發利用 而進一步認識物質世界的微觀本質；通過原子中存在電性不同的兩種微粒的關情感態情感態第一節開發和利用金屬資源與海水資源 系，認識原子是矛盾的對立統一體第二節環境保護與資源綜合利用 2、通過人類探索原子結構的歷史的介紹，使學生了解假說、模型等科學研究方法和科學研究的歷程，培養他們的科學態度和科學精神，體驗科學研究的艱辛與喜悅培養分析、處理數據的能力，嘗試運用比較、歸納等方法對信息進行加工。第一節元素周期表(一)------原子結構一.原子結構核電荷數(Z)==核內質子數==核外電子數==原子序數2、質量數將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來，所得的數質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）==近似原子量原子核3、陽離子aWm+：核電荷數＝質子數>核外電子數，核外電子數＝a－m3、陽離子aWm+：核電荷數＝質子數>核外電子數，核外電子數＝a－m陰離子Yn-：核電荷數＝質子數<核外電子數，核外電子數＝b＋nb二.核素、同位素核素：人們把具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子稱為核素。同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同核素(原子)互為同位素。2、同位素的特點①化學性質幾乎完全相同②天然存在的某種元素，不論是游離態還是化合態，其各種同位素所占的原子【提問】化學變化中的最小微粒是什么【回答】原子是化學變化中的最小微粒?！疽稣n題】這一節就從探討原子的結構開始我們的學習?！局v解】原子結構模型的演變史1、公元前5世紀，希臘哲學家德謨克利特等人認為：萬物是由大量的不可分割2、1803年，英國科學家道爾頓提出近代原子學說，他認為原子是微小的不可分3、湯姆生原子模型（1904年）:原子是一個平均分布著正電荷的粒子，其中鑲嵌著許多電子,中和了正電荷，從而形成中性原子。4、盧瑟福原子模型（1911年在原子的中心有一個帶正電的核，它的質量幾乎等于原子的全部質量，電子在它周圍沿著不同的軌道運轉，就像行星環繞太陽一樣運轉。（空心球）5、波爾原子模型（1913年）:電子在固定的軌道上分層運動。6.電子云模型：現代物質結構學說【投影】原子結構模型的演變一個物體一直分割下去，將會怎樣？能不能找到一種組成物質的最基本粒子？【板書】第一節元素周期表(一)------原子結構【回答】2、分子是保持物質的化學性質中的最小粒子3、元素是具有相同核電荷數即核內質子數的一類原子的總稱【提問】我們已經知道原子由原子核和核外電子構成。那么，原子核的內部結構又是怎樣的？電子在核外空間的運動狀態又是怎樣的呢【板書】一、原子結構1、原子核的構成【投影】原子結構示意圖【回答】1個電子帶一個單位負電荷；中子不帶電；1個質子帶一個單位正電荷【板書】核電荷數(Z)==核內質子數==核外電子數==原子序數【講解】原子核半徑小于原子半徑的萬分之一，體積占原子體積的幾千萬億分之幾乎集中了原子的所有質量，且密度很大?！局v解】下面我們根據上表來分析一下原子的質量，從表中可以看出，質子和中子的相對質量均近似等于1，而電子的質量只有質子質量的1/1836，若忽略電子似等于該原子的相對原子質量，我們將其稱為質量數，用符號A表示，中子數用【板書】2、質量數將原子核內所有的質子和中子的相對質量取近似整數值加起來，所得的數質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）==近似原子量【講解】在化學上，我們用符號AX來表示一個質量數為A、質子數為Z的具體Z的X原子，如12C表示質量數為12，原子核內有6個質子的碳原子6【投影】【思考與交流】思考：16O2-各數字所表示的含義？8【隨堂練習】粒子符號O質子數Z中子數N質量數A用AX表示Z為AlArClH1【講解】【板書】由以上的練習我們可以得出，組成原子的各粒子間的關系可表示如下原子核A原子ZXA1、假如原子在化學反應中得到或失去電子，它還顯電中性嗎？此時，它還可以2、離子所帶電荷數與原子在化學反應中所得到或失去的電子數之間有什么聯【講解】當質子數（核電荷數）>核外電子數，該離子是陽離子，帶正電荷。當質子數（核電荷數）<核外電子數，該離子是陰離子，帶負電荷【隨堂練習】粒子符號AXn+AXm-NH4+OH-質子數Y-m11 9【板書】3、陽離子aWm+：核電荷數＝質子數>核外電子數，核外電子數＝a-陰離子Yn-：核電荷數＝質子數<核外電子數，核外電子數＝b＋n【遷移與應用】1.在科學研究中，人們常用7Cl符號表示某種原子，請你談談圖中符號和數字的2.某二價陽離子含有10個電子,12個中子,求質量數。3.元素R的一個原子，質量數為a，其陰離子Rn-有b個電子，求中子數?！具^渡】元素的種類是由原子核內的質子數決定的。元素是具有相同質子數(核電荷數)的同一類原子的總稱。那么同種元素原子的質子數相同，那么，中子數是否也相同呢【投影】三種不同的氫原子【比較】三種氫原子結構的異同?！局v解】科學研究證明，同種元素原子的原子核中，中子數不一定相同，如H的原子有以下三種【投影】氫元素原子核質子數（Z）111012【回答】核內質子數相同，中子數不同【提問】那它們是否為同一種元素呢？【回答】是，因為他們質子數相同元素符號Z111【講解】對，都屬于氫元素，我們又把它互稱為同位素【提問】是否是同一種原子【回答】不是，因為中子數目不一樣【板書】二.核素、同位素核素：人們把具有一定數目質子和一定數目中子的一種原子稱為核素。同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同核素互為同位素?！局v解】“同位”指幾種同位素的質子數相同，在周期表中占據同一個位置。許多元素具有多種同位素，同一元素的各種同位素雖然核內中子數不同(質量數不同)，但它們的化學性質基本相同【板書】2、同位素的特點①化學性質幾乎完全相同②天然存在的某種元素，不論是游離態還是化合態，其各種同位素所占的原子【講解】在天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，各種同位素所占的原子個數百分比一般是不變的，我們平常所說的某種元素的相對原子質量，是按各種天然同位素原子所占的百分比標出來的平均值。【交流與研討】生物體在生命存續期間保留的一種碳原子----碳-14（1C）會在其死亡后衰變，測量考古遺址中發現的遺物里碳-14的數量，可以推斷出它的存在年代。根據課本內容與網上資料：闡述1C在考古上的應用；列舉核素、同位素在生產和生活中的應用。【簡介】1．放射性同位素用于疾病的診斷2．放射性同位素用于疾病的治療3．未來的能添一一一核聚變能【隨堂練習】1.法國里昂的科學家最近發現一種只由四個中子構成的粒子，這種粒子稱為“四中子”，也有人稱之為“零號元素”。下列有關“四中子”粒子的說法不正確的A．該粒子不顯電性B．該粒子質量數為4C．與氫元素的質子數相同D．該粒子質量比氫原子大2.已知A2－、B－、C＋、D2＋、E3＋五種簡單離子的核外電子數相等，與它們對應的原子的核電荷數由大到小的順序是。3.現有Xn－和aYm＋兩種離子，它們的電子數相同，則a與下列式子有相等關系b的是()（A）b－m－n（B）b＋m＋n（C）b－m＋n（D）b＋m－n4.某元素的陽離子Rn核外共用x個電子，原子的質量數為A，則該元素原子里的中子數為()（B）A－x＋n（D）A＋x＋n本節課的重點是原子結構的處理以及用原子結構找元素在元素周期表中的位置，核素和同位素的等一些概念會混淆。多用練習強化。了解元素的相對原子質量的計算方法。教案1、會寫1-20號元素的符號并會寫出其原子結構示意圖教知識與技能2、理解元素周期表的“行”和“列”的編排原則學3、了解元素周期表的結構目過程與方法理解元素周期表的“形”與原子結構的’義“的相互關系和探究過程的情感態度價感受元素周期表的結構美，從周期表的發展過程中體會到科學的本質在于值觀不斷的探究重點元素周期表的結構元素周期表的結構。第一節元素周期表一、元素周期表的結構主族元素的族序數=元素原子的最外層電子數18個縱行（7個主族；7個副族；一個零族；一個Ⅷ族（8、9、10三個縱【提問】有那位同學知道到目前位置人類已發現了多少種元素？【投影】元素周期表。質活潑，易與其他元素形成化合物，有的性質不活潑，不易與其他元素形成化合我們今天學習元素周期表?！景鍟康谝还澰刂芷诒怼局v解】宇宙萬物是由什么組成的？古希臘人以為是水、土、火、氣四種元素，金、銀、鐵、氧、磷、硫等，到19世紀，已發現的元素已達54種。人們自然會問，沒有發現的元素還有多少種？元素之間是【投影】門捷列夫圖象【講述】門捷列夫發現元素不是一群烏合之眾，而是像一支訓練有素的軍隊，按夫把當時已發現的60多種元素按其相對原子質量由大到小依次排列，將化學性質相似的元素放在一個縱行，通過分類歸納，制出第一張元素周期表，開創了化【引入課題】元素周期表包含了豐富的用用信息，今天我們就來“深入”認識元素周期表【學生活動】默寫出1-20號元素的符號并畫出其原子結構示意圖?！疽龑l】大家觀察一下元素周期表的位置，它們所在的“行”和“列”與其【觀察、歸納】元素周期表的編排原則①按照原子序數遞增的順序從左到右排列②將電子層數相同的元素排成一個橫行③把最外層電子數相同的元素（個別除外）按電子層數遞增的順序從上到到下排【投影】元素周期表。行；再把不同橫行中最外層的電子數相同的元素，按電子層數遞增的順序由上而下排成縱行。這樣，就可以得到一個表，這個表就叫元素周期表。元素周期表是元素周期律的具體表現形式，它反映了元素之間相互聯系的規律，是我們學習化學的重要工具。下面我們就來學習元素周期表的有關知識?！景鍟恳?、元素周期表的結構【提問】數一數元素周期表有多少個橫行？多少個縱行？【講解】對。我們把元素周期表中的每一個橫行稱作一個周期，每一個縱行稱作一族。下面，我們先來認識元素周期表中的橫行——周期?！景鍟?、周期【講解】元素周期表中共有7個周期，請大家閱讀課本P5的有關內容?！咎釂枴堪巡煌脑嘏旁谕粋€橫行即同一個周期的依據是什么？【回答】依據為具有相同電子層數的元素按照原子序數遞增的順序排列在一個橫【回答】周期序數等于該周期元素具有的電子層數。【講解】如此，我們可以得出如下結論：【板書】周期序數=電子層數【提問】已知碳元素、鎂元素和溴元素的原子結構示意圖：它們分別位于第幾碳有兩個電子層，位于第二周期，鎂有三個電子層，位于第三周期；溴有四個電子層，位于第四周期。周期，第7周期稱為不完全周期，因為一直有未知元素在發現?！就队啊空埓蠹腋鶕约豪L制的元素周期表，完成下表內容：周期表的有關知識類別短周期長周期不完全周期周期序數1234567起止元素Li—NeNa—ArK—Kr號包括元素種數288核外電子層數1234567【講解】從上面我們所填表的結果可知，在元素周期表的7個周期中，除第1周期只包括氫和氦，第7周期尚未填滿外，每一周期的元素都是從最外層電子數為8的稀有氣體結束。需作說明的是：第6周期中，57號元素鑭(La)到71號元素镥(Lu)，共15種元素，它們原子的電子層結構和性質十分相似，總稱鑭系元子的電子層結構和性質也十分相似，總稱錒系元素。為了使表的結構緊湊，將全體鑭系元素和錒系元素分別按周期各放在同一個格內，并按原子序數遞增的順序，把它們分兩行另列在表的下方。在錒系元素中92號元素鈾(U)以后的各種元素，多數是人工進行核反應制得的元素，這些元素又叫做超鈾元素?！具^渡】學完了元素周期表中的橫行——周期，我們再來認識元素周期表中的【講解】請大家數一下，周期表中共有多少個縱行？(18個。)【講解】在每一個縱行的上面，分別有羅馬數字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字【提問】羅馬數字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ等表示什么意思？(族序數)【提問】A、B又分別表示什么呢？(A表示主族，B表示副族)【回答】由短周期元素和長周期元素共同構成的族，叫做主族；完全由長周期元素構成的族，叫做副族?！咎釂枴吭刂芷诒碇泄灿卸嗌賯€主族？多少個副族？【回答】7個主族、7個副族?！咎釂枴苛阕逶囟际鞘裁捶N類的元素？為什么把它們叫零族？【回答】零族元素均為稀有氣體元素。由于它們的化學性質非常不活潑，在通常狀況下難以與其他物質發生化學反應，把它們的化合價看作為零，因而叫做零【提問】分析元素周期表中從ⅢB到ⅡB之間的元素名稱，它們的偏旁部首有什【講解】很正確。元素周期表的中部從ⅢB族到ⅡB族10個縱行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多種元素，通稱為過渡元素。因為這些元素左邊主要是金屬元素，而右邊主要是非金屬元素。用過它們完成了從金屬元素到非金屬元【講解】此即為元素周期表的主要結構。在中學化學里，我們主要學習主族元素主族元素的族序數與主族元素原子的最外層電子數有什么關系？可參考我們學習過的堿金屬、鹵族元素以及1～20元素原子的結構示意圖?！净卮稹恐髯逶氐淖逍驍档扔谄渥钔鈱与娮訑??！局v解】很好！由此我們可得出以下結論：【板書】主族元素的族序數=元素原子的最外層電子數(或：主族序數=最外層電子數)【小結】完成下列表格：【隨堂練習】已知某主族元素的原子結構示意圖如下，判斷其位于第幾周期，第【回答】X位于第四周期、第一主族；Y位于第五周期、第七主族。能判斷它們分別是什么元素嗎？可對照元素周期表。X為鉀元素，Y為碘元【過渡】以上，我們了解了元素周期表的結構。那么，科學家們在完成這張元素內容，并思考以下問題?！净卮稹坎粦摗６窃S多科學家不斷研究、探索的智慧結晶?！就队啊?．通過這些資料，你認為人類認識世界的過程是不是一帆風順的？所【總結】人類認識世界的過程不是一帆風順的，而是曲折的、螺旋式前進的。人們得到的知識不一定都是絕對真理，其中多數是處于發展中，并且在發展中不斷地被完善。元素周期表的發現就是一個很好的例子?！局v解】元素周期表是根據元素的內在聯系編排而成，具體形式可多種多樣，根據剛才咱們講述的元素周期表的編排依據，請同學們分組探究元素周期表的其他【探究過程】教師參加，并適時點撥（長短螺旋）各小組交流【投影】幾種不同形式的元素周期表【隨堂練習】1、推算原子序數為6、13、34、53、88的元素在周期表中的位置。（A）14、24、34（B）26、31、35（C）5、15、20（D）11、17、183、下列各表為周期表的一部分（表中為原子序數），其中正確的是()（AB）（CD）通過元素周期表結構的了解，讓學生理解元素周期表與原子核外電子的排布規律，理解原子核外電子的排布的周期性，從而為學生學習元素性質的周期律埋下伏筆。知識1、會寫簡單的堿金屬與氧氣、水反應的化學反應方程式，并進行相關的計算；與2、運用原子結構的理論解釋同主族元素性質的遞變規律；教學目的教學目的1、由原子結構理論分析推導出元素性質的遞變規律。2、讓學生親自動手實驗來研究物質化學性質的變化規律。情感態1、辯證唯物主義理論聯系實踐的觀點及方法。由實踐得出理論，并由理論指2、加深學生對物質世界對立統一規律的認識。3、用辯證唯物主義量變質變的觀點，在本節內容中有著最恰當的體現。元素的性質與原子結構的關系；堿金屬原子結構與性質的關系金屬族的性質遞變判斷；金屬活潑性強弱的判斷規律元素性質與原子結構一、堿金屬元素異：核電荷數：由小→大；電子層數：由少→多；最外層都有1個電子，化學性質相似；隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,金屬性逐漸增強。4Li+O2====2Li2O（白色、氧化鋰）2Na+O2====Na2O2（淡黃色、（3）堿金屬元素在化學性質上的規律：①相似性：均能與氧氣、與水反應,表現出金屬性（還原性）；②遞變性：與氧氣、與水反應的劇烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反3、物理性質：隨核電荷數增加，密度逐漸增大（K除外熔沸點逐漸降低。4、元素金屬性判斷標準（2）、根據金屬元素最高價氧化物對應水化物堿性強弱。堿性越強，則原金屬元素的金屬性越強。（3）、可以根據對應陽離子的氧化性強弱判斷。金屬陽離子氧化性越弱，則元結論：同一主族的金屬具有相似的化學性質,隨著金屬元素核電荷數的增大,單質的金屬性(還原性)逐漸增強?！疽搿炕顫姷慕饘僭豊a的性質是我們所熟知的，現象是本質的反應，宏觀是微觀的體現?，F在讓我們從原子結構這一微觀角度來研究微觀結構與宏觀性質的【板書】元素的性質與原子結構的關系【科學探究一】請同學們看書本P5，并完成該表。由此可以得出什么結論？填寫情況，總結異同點原子結構示意最外層電子電子層數堿圖數數金屬元素【板書】1、在結構上的相似性與遞變性相同點：最外層電子數都相同為1。【講解】金屬性：指氣態原子失去電子的能力大小的性質(由電離能的大小確定)。還原性：指含有易失電子元素的物質的性質。具有還原性的不一定有金【思考與交流】物質的性質主要取決于原子的最外層電子數，從堿金屬原子的結【結論】最外層都有1個電子，化學性質相似；隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,金屬性逐漸增強?！局v解】因此、堿金屬最外層上都只有一個電子，化學反應中易失去一個電子，形成+1價的陽離子，并能與氧氣等非金屬元素及水發生化學反應。同時加熱。觀察實驗的現象。【現象】鉀首先熔化（熔點低），先與氧氣發生反應，后鈉再熔化與氧氣反應。【板書】2、化學性質【思考與交流】請寫出鈉與氧氣在加熱條件下的化學反應方程式，并嘗試的寫出鋰、鉀與氧氣在加熱條件下的化學反應方程式。堿金屬鋰與氧氣的化學反應方程式（加熱）【提問】從鉀、鈉與氧氣的反應實驗中，請總結出堿金屬與氧氣的反應有什么相【回答】相似性：堿金屬都能與氧氣反應。遞變性：周期表中堿金屬從上往下，與氧氣的反應越來越劇烈。鉀與氧氣反應生成比過氧化物更為復雜的氧化物（超氧化物）【過渡】我們知道金屬鈉除了與氧氣反應外還能與水發生反應?！咎骄繉嶒灦库浥c水反應實驗【投影】視頻演示Li、Rb、Cs與水反應的實驗，請學生觀察,與鈉與水反應的現象作比較.鉀與水反應鈉與水反應【思考交流】鈉與鉀性質有什么相似性與不同？這與原子結構有什么關系？【思考與交流】根據實驗討論鈉與鉀的性質有什么相似性和不同性。你認為元素的性質與他們的原子結構有關系嗎？其余堿金屬的性質【回答】鈉與鉀都能與氧氣、水發生反應，但反應的劇烈程度不同不同點：周期表中堿金屬從上往下，與水的反應越來越劇烈。與水反應現象方程式Na在書面上四處游動，發出嘶嘶K劇烈燃燒、輕微爆炸更猛烈、燃燒、爆炸【回答】相同點：堿金屬與水反應都生成氫氧化物和氫氣。不同點：周期表中堿金屬從上往下，與水的反應越來越劇烈。【提問】堿金屬有這樣的相似性、遞變性的本質原因在哪里？【回答】因為，原子結構的最外層電子，原子半徑的遞變，有性質的遞變?！究偨Y】隨著荷電荷數的增加，電子層數逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減小，最外層電子易失去，表現在參加化學反應時越來越劇烈，金屬性增強。遞變性：與氧氣、與水反應的劇烈程度有所不同；在同一族中，自上而下反應【過渡】以上我們學習的是堿金屬的化學性質，下面我們來學習堿金屬的物理性【板書】3、堿金屬的物理性質【科學探究二】根據堿金屬的物理性質表格，請總結堿金屬的物理性質有什么共顏色和狀態密度顏色和狀態密度（g/cm-3）銀白色，柔0.5340.152軟銀白色，柔Na97.81882.90.186軟銀白色，柔K63.650.227軟銀白色，柔0.278軟銀白色，柔28.40678.40.265軟NaKRbCs色、態均為銀白銀白銀白略帶金黃硬度密度沸點【歸納】結論：同一主族的金屬具有相似的化學性質,隨著金屬元素核電荷數的增大,單質的金屬性(還原性)逐漸增強。金屬性強弱的比較依據：【板書】4、金屬性強弱額比較方法2、最高價氧化物對應水化物——氫氧化物的堿性強弱來比較。【小結】【小結】堿金屬元素作為金屬元素代表性的一族，由于其結構的相似性和遞變性，導致了堿金屬元素性質的相似性和遞變性。在學習時要注意，結合鈉的性質，然后與其他的堿金屬相比較就會體會到從一般到特殊的規律性所在。金屬性強弱的比較方法有1讓活潑金屬與水反應，看反應劇烈程度2中等活潑金屬利用置換反應或與酸反應看產生氫氣快慢程度3不活潑金屬利用置換反應4看其最高價氧化物水化物堿性強弱教案情感態度價值1、以VIIA元素為例，掌握非金屬元素同族性質遞變規律2、了解元素周期表在指導生產實踐等方面的作用1、通過“活動·探究“，學會運用具體事物來研究抽象概念的思想方法整合信息的能力1、通過對門捷列夫的預言和一些化學元素的發現等化學史的學習，讓學生體驗科學研究的艱辛與喜悅2、通過對元素周期表在指導生產實踐中的作用等知識的學習，讓學生體會化學對人類生活、科學研究和社會發展的貢獻。培養學生將化學知識應用于生產生活實踐的意識元素性質與原子核間的關系元素周期表的應用二、鹵族元素1、在結構上：最外層都有7個電子，化學性質相似；隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,得電子的能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱。2、鹵族元素單質的物理性質的變化規律（隨原子序數的遞增）○1．顏色：淺黃綠色~黃綠色~深紅棕色~紫黑色顏色逐漸加深3、鹵素的化學性質（1）鹵素單質與氫氣反應2反應的劇烈程度:F2>Cl2>Br2>I2、生成氫化物的穩定性:逐漸減弱.即氫化物穩定性次序為HF>HCl>HBr>HI反應通式：X2+H2===2HX(2)鹵素單質間的置換反應：2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2隨核電荷數的增加,鹵素單質氧化性強弱順序:氧化性逐漸減弱非金屬性逐漸減弱4、非金屬性強弱判斷依據：22(3)、最高氧化物對應水化物的酸性強弱，酸性越強，對于非金屬元素性也越【過渡】以上我們研究了金屬族元素與原子結構關系，下面我們繼續研究非金屬族元素－鹵素【板書】元素的性質與原子結構的關系二、鹵族元素【投影】鹵素原子結構示意圖：【科學探究一】根據堿金屬元素結構的相似性、遞變性，根據下表總結并推測鹵族元素的結構和性質有什么相似性和遞變性。荷數原子結構示意圖最外層層數0．71nm0．99nm【歸納】相似性：最外層電子數相同，均為7；遞變性：鹵素隨著荷電荷數的增加，電子層數逐漸增加，原子半徑逐漸增大，原子核對外層電子的吸引能力逐漸減小，得電子能力越來越差，非金屬性減弱。（2）隨著核電荷數的增加，原子的電子層數遞增,原子核對最外層電子的引力逐漸減弱,得電子的能力逐漸減弱，非金屬性逐漸減弱。【科學探究二】根據下表，總結鹵素的物理性質有什么相似性、遞變性。質Br22顏色和狀態(常淡黃綠色氣體3．214g/l黃綠色氣體3．119g/cm3深紅棕色液體紫黑色固體4．93g/cm3沸點℃-188．1-34．658．78溶點℃水中)-219．6反應-101-7．2113．5226cm34．17g0．029g【歸納】相似性：都是雙原子分子，有顏色，不易溶于水（氟除外易溶于苯、遞變性：從氟到碘，單質的顏色逐漸加深，密度依次增大，熔點、沸點依次升高?！景鍟?、物理性質的變化規律（隨原子序數的遞增）①顏色：淺黃綠色~黃綠色~深紅棕色~紫黑色顏色逐漸加深②狀態：氣態~液態~固態【板書】2、鹵族元素的化學性質F22反應條件冷暗處爆炸方程式H+F====2HF光H+Cl=====2HCl生成氫化物的穩HF很穩定HCl穩定2I高溫、持續加熱2H+Br======2HBr△HBr較不穩定HI很不穩定【歸納】鹵素單質與氫氣反應①、鹵素單質與H2反應的劇烈程度:F2>Cl2>Br2>I2②、生成氫化物的穩定性:逐漸減弱.即氫化物穩定性次序為：HF>HCl>HBr>HI③、反應通式：X2+H2===2HX【結論】鹵素與H2、H2O、堿的反應，從氟到碘越來越不劇烈，條件越來越苛刻，再次證明了從結構上的遞變有結構決定性質?！究茖W探究三】完成下列實驗，觀察現象。寫出有關反應的化學方程式。實驗現象化學方程式1．將少量新制的飽和氯水分別加入盛有NaBr溶液和KI溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振2．將少量溴水加入盛有KI溶液的試管中，用力振蕩后加入少量四氯化碳，振蕩、靜置。【演示實驗】鹵素單質間的置換反應【實驗步驟】滴滴NaB滴滴溶液由無色變成橙黃色123【實驗步驟】滴溶液由無色變成棕黃色【實驗步驟】滴溶液由無色變成棕黃色【結論】溴可以把碘從其化合物中置換出來【講解】請同學們指出上述三個反應的氧化劑和氧化產物，得出氟氯溴碘的氧化性依次減弱的結論。氧化性逐漸減弱非金屬性逐漸減弱【思考與交流】主族元素隨原子核外電子層數增加，它們得失電子能力、金屬性、非金屬性、遞變的趨勢。1、非金屬元素單質與H2化合的難易程度，化合越容易，非金2、形成氣態氫化物的穩定性，氣態氫化物越穩定，元素的非金屬性也越強。3、最高氧化物對應水化物的酸性強弱，酸性越強，對于非金屬元素性也越強?！倦S堂練習】1.若用X代表F、Cl、Br、I四種鹵族元素，下列屬于它們共性反應的是A．X2+H2==2HXB．X2+H2O==HX+HXOC．2Fe+3X2==2FeX3D．X2+2NaOH==NaX+NaXO+H2O2.隨著鹵素原子半徑的增大，下列遞變規律正確的是A．單質的熔、沸點逐漸降低B．鹵素離子的還原性逐漸增強C．單質的氧性逐漸增強D．氣態氫化物的穩定性逐漸增強3．砹（At）是放射性元素，它的化學性質符合鹵素性質的變化規律，下列說法正確的是()A．HAt很穩定B．AgAt易溶于水C．砹易溶于有機溶劑D．砹(At)是白色固24．下列敘述正確的是()A.鹵素離子（X－）只有還原性而無氧化性B.某元素由化合態變成游離態，該元素一定被氧化C.失電子難的原子獲得電子的能力一定強D.負一價鹵素離子的還原性在同一族中從上至下逐漸增強6、堿金屬鈁（Fr）具有放射性，它是堿金屬元素中最重的元素，下列對其性質的預言中，錯誤的是(預言中，錯誤的是()A、在堿金屬元素中它具有最大的原子半徑B、它的氫氧化物化學式為FrOH，是一種極強的堿C、鈁在空氣中燃燒時，只生成化學式為Fr2O的氧化物D、它能跟水反應生成相應的堿和氫氣，由于反應劇烈而發生爆炸7、砹（At）是鹵族元素中位于碘后面的元素，試推測砹和砹的化合物最不可能具備的性質是()A、砹的非金屬性在鹵素中是最弱的，At-易被氧化B、砹化氫很穩定不易分解C、砹化銀不溶于水或稀HNO3D、砹在常溫下是白色固體采用歸納總結的方法引導學生探索元素的性質（元素原子最外層電子排布、原子半徑以及主要化合價、原子得失電子能力）和原子結構的關系從而歸納出元素周期律，揭示元素周期律的實知識與技能知識與技能過程與方法情感態度2、了解原子的最外層電子排布與元素的原子得、失電子能力和化合價的關系培養學生對事物認識的方法：從宏觀到微觀，從特殊到一半引導學生形成正確的物質觀原子核外電子的排布規律原子核外電子的排布規律一、原子核外電子的排布1、電子層的劃分電子層（n）1、2、3、4、5、6、7電子層符號K、L、M、N、O、P、Q離核距離近遠能量高低低高2、核外電子的排布規律【引言】我們已學習了元素周期表的結構，那么這張表又有何意義呢？我們能否從其中總結出元素的某些性質規律，以方便我們應用，解決新的問題呢？這就是我們本節課所要研究的【板書]】第二節元素周期律【教師】元素的性質是由組成該元素的原子結構決定的，因此我們討論性質之前，必須先來熟悉一下【展示】電子層模型示意圖【講解】原子是由原子核和核外電子構成的，原子核相對于原子很小，即在原子內部，原子核外，有一個偌大的空間供電子運動。如果核外只有一個電子，運動情況比較簡單。對于多電子原子來講，電子運動時是否會在原子內打架呢？它們有沒有一定的組織性和紀律性呢？下面我們就來學習有關知【板書】一、原子核外電子的排布我們把不同的區域簡化為不連續的殼層，也稱作電子層，分別用n=1、2、3、4、5、6、7來表示從并分別用符號K、L、M、N、O、P、Q來表示。通常，能量高的電子在離核較遠的區域運動，能量低離核距離能量高低1、2、3、4、5、6、7K、L、M、N、O、P、Q【設疑】由于原子中的電子是處于原子核的引力場中，電子總是盡可能的從內層排起當一層充滿后在有沒有可以遵循【思考】下面請大家分析課本12頁表1-2，根據原子光譜和理論分析得出的核電荷子核外電子層排布，看能不能總結出某些規律核電荷數12345678元素符號HeLiBeBCNO各層電子數L123456M9NeNaMgAlPSAr2222222222888888888234568(1)各電子層最多容納的電子數是2n2個(n表示電子層)(2)最外層電子數不超過8個(K層是最外層時，最多不超過2個)；次外層電子數目(3)核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層，然后由里向外從能量低的電子層逐步向能量高的電子層排布(即排滿K層再排L層，排滿L層才排M層)?！窘處煛恳陨弦幝墒窍嗷ヂ撓档模荒芄铝⒌貦C械套用。知道了原子的核電荷數和電子層的排布規律以后，我們就可以畫出原子結構示意圖。如鈉原子的結構示意圖可表示為說出各部分所表示的含義。原子核電子層上的電子數核電荷,請大家說出各部分所表示的含義。原子核電子層上的電子數核電荷【學生】圓圈表示原子核，+11表示核電荷數，弧線表示電子層，弧線上的數字表2.根據核外電子排布規律，畫出下列元素原子的結構示意圖?！咎釂枴空埓蠹曳治鱿∮袣怏w元素原子電子層排布。稀有氣體的最外層電子數有什【學生】除氦為2個外，其余均為8個?！咎釂枴吭氐幕瘜W性質主要決定于哪層電子？稀有氣體原名為惰性氣體，為什【學生】主要決定于最外層電子數。因為它們的化學性質懶惰，不活潑，一般不易和其他物質發學生化學反應?！窘處煛课覀儼岩陨戏治鰵w納起來，會得出什么結論呢？【學生】原子最外層電子數為8的結構的原子，不易起化學反應?！窘處煛客ǔ?，我們把最外層8個電子(只有K層時為2個電子)的結構，稱為相對穩定結構。一般不與其他物質發學生化學反應。當元素原子的最外層電子數小于8(K層小于2)時，是不穩定結構。在化學反應中，具有不穩定結構的原子，總是“想方設法”通過各種方式使自己的結構趨【教師】原子的核外電子排布，特別是最外層電子數決定著元素的主要化學性質。我們知道，金屬元素的原子最外層電子數一般少于4個，在化學反應中比較容易失去電子達到相對穩定結構；而非金屬元素的最外層一般多于4個電子，在化學反應中易得到電子而達穩定結構。原子得到或失去電子后的陰陽離子也可用結構示意圖來表示?！拘〗Y】本節課我們重點學習了原子核外電子的排布規律，知道了多電子中的電子排布并不是雜亂無章的，而是遵循一定規律排布的。【遷移與應用】1.下列微粒結構示意圖表示的各是什么微粒2.下列微粒結構示意圖是否正確？如有錯誤，指出錯誤的原因?！军c評】通過上述應用，使學生加深對核外電子排布的規律的認識，對容易出現的錯誤，讓學生自我發現，以加深印象?！咎骄颗c應用】核電荷數為1～18的元素原子核外電子層結構的特殊性：(2)最外層電子數等于次外層電子數一半的元素：(4)最外層電子數等于次外層電子數2倍的元素:教案課題：第二節元素周期律(二)授課班級1、了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的周期性變化，認識元素2、了解元素“位、構、性”三者間的關系，初步學會運用元素周期表過程與方法情感態度通過對元素周期律的探究，培養學生利用各種圖表過程與方法情感態度聯系和具有內部結構規律”、“內因是事物變化的依據”等辯證唯物主義的觀點元素周期律的實質第二節元素周期律(一)結構1、隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現周期性變化。與2、隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變化板書3、隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現周期性變化設計4、隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現周期性變化元素的性質隨元素原子序數的遞增呈現周期性變化，這個規律叫元素周期律。元素周期律的實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結【復習】1、回憶有關元素原子核外電子的排布規律；2、填寫1——18號元素符號以及它們的原子結構示意圖?！就队啊?～18號元素原子結構示意圖?！咎釂枴空埓蠹铱偨Y一下，隨著原子序數的遞增，原子核外電子層排布有何規律性變【板書】第二節元素周期律(一)【投影】隨著原子序數的遞增，原子核外電子層排布變化的規律性原子序數123最外層電子數【講解】從上表可以看出，隨著原子序數的遞增，每隔一定數目的元素，會重復出現原子最外層電子從1個遞增到8個的情況，這種周而復始的現象，我們稱之為周期性。因此，原子核外電子層排布的這種規律性變化，我們便稱之為周期性變化?！景鍟?、隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現周期性變化?！具^渡】元素的性質是與構成元素的原子結構密切相關的，元素原子半徑的大小，直接影響其在化學反應中得失電子的難易程度，那么隨原子序數的遞增。元素的原子半徑會不會像元素的最外層電子排布一樣呈現周期性變化呢？下面，根據我們剛剛畫出1-18號元素的原子結構示意圖來進行討論。HB【投影小結】原子序數【講解】從上面的分析我們知道，CNPOSFHeNeAr原子半徑的變化大→小大→小3-9、11-17號元素重復了相同的變化趨勢，由此，【板書】2、隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現周期性變化【講解】稀有氣體元素的原子半徑并未列出。這是由于其原子半徑的測定與相鄰非金屬元素的依據不同，數字不同有可比性，故不列出【提問】怎樣根據粒子結構示意圖來判斷原子半徑和簡單離子半徑的大小呢？【回答】原子半徑和離子半徑的大小主要是由核電荷數、電子層數和核外電子數決定素【投影小結】粒子半徑大小比較規律：（1）電子層數：一般而言，電子層數越多，半徑越大（2）核電荷數：電子層數相同的不同粒子，核電荷數越大，半徑越小。（3）核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的趨勢【例題】1、比較Na原子與Mg原子的原子半徑大小2、比較Na原子與Li原子的原子半徑大小3、比較Na與Na+的半徑大小4、比較Cl―與Cl的半徑大小5、比較Fe、Fe2+與Fe3+的半徑大小6、比較Na+與Mg2+半徑大小【總結】⑴同一周期，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸⑵同一主族，隨著核電荷數的遞增，原子半徑逐漸⑶對于電子層結構相同的離子，核電荷數越大，則離子半徑⑷對于同種元素,電子數越多，半徑越大：①陰離子半徑>原子半徑>陽離子半徑________②陽離子所帶正電荷數越多，則離子半徑________③陰離子所帶負電荷數越多，則離子半徑_________【隨堂練習】寫出下列微粒的半徑由大到小的順序：F-、O2―、【過渡】從以上的學習我們可以知道，隨著元素原子序數的遞增，元素的原子結構呈現周期性的變化。那么，元素的性質是否也會有周期性的變化呢？我們從元素的化合價(一種元素的原子在和其他元素一定數目的原子化合時所表現出來的性質)和金屬性和非金屬性兩個方面來進行探討?！就队啊?89元素符號LiBeBOFNe化合價0元素符號NaMgAlSAr化合價+4,-4+5,-3+6,-2+7,-10【結論】隨著原子序數的遞增，元素化合價也呈現周期性變化。【提問】請大家參考1-18號元素的原子結構示意圖，結合上表同內容，能夠發現哪些【投影小結】(1)最高正價與最外層電子數相等(2)最外層電子數≧4時出現負價(3)最高正化合價與負化合價絕對值和為8【講解】大家總結很詳細，要熟記這些知識，對于稀有氣體元素，由于他們的化學性質不活潑，在通常狀況下難與其他物質發生化學反應。因此，把它們的化合價看作是【投影小結】元素主要化合價變化規律性原子序數主要化合價的變化3-10+1→+5-4→-1→0-4→-1→0【板書】3、隨著原子序數的遞增，元素化合價呈現周期性變化【過渡】元素的化學性質是由元素的原子結構決定的，原子結構決定了原子在參加化學反應時得失電子的難易程度。請大家根據己學知識分析3-9、11-17號元素，隨原子序數的遞增得失電子的難易程度【講解】3-9、11-17號元素隨原子序數的遞增，原子半徑逐漸變小，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱，【講解】我們知道，原子得失電子能力的強弱決定了元素金屬性與非金屬性強弱。【板書】3、隨著原子序數的遞增，元素金屬性與非金屬性呈現周期性變化【講解】縱觀以上結論，我們可歸納出這樣一條規律：元素周期律的實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化【總結】由于元素的性質是由組成該元素的原子結構決定的，元素的核外電子排布的周期性變化，決定了元素性質的周期性變化，這也是元素周期律的實質。1、下列元素的原子半徑依次減小的是（AB）A.Na、Mg、AlB.N、O、FC.P、Si、AlD.C、Si、P2.下列化合物中，陽離子與陰離子半徑比最小的是()ANaFBLiICCsFDLiF3.下列各組元素中，按最高正價遞增順序排列的是()A．C．N、O、FB．K、Mg、C．SC．F、Cl、Br、ID．Li、Na．K、RbA.FB.Mg2+C.Cl-D.Ca2+本節課主要采用的是討論法教學，在整個教學活動中始終注意學生學習的主動性，突出自主與合作的學習方式，充分調動了學生學習的積極性。學習方式，充分調動了學生學習的積極性。知識與技能過程與方法情感態度價知識結構與板書設計知識結構與板書設計1、通過“實驗探究”，“觀察思考”，培養學生實驗能力以及對實驗結果的分析、處理和總結能力2、認識元素的周期性變化是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果，從而理解元素周期律的實質1、學會運用元素周期律和元素周期表指導探究化學知識的學習方法。2、通過本節課的學習，使學生對以前學過的知識進行概括、綜合，實現由感性認識上升到理性認識；同時，也會以理論來指導后續學習通過自學、思考、對比、實驗等方法培養觀察、分析、推理、歸納等探究式學習能力元素周期律的涵義元素周期律的實質一、同周期元素原子的結構與性質1、金屬性：Na>Mg>Al2、堿性強弱：NaOH>Mg(OH)>Al(OH)3、非金屬性：Si<P<S<Cl4、氫化物的穩定性：SiH4<PH3<H2S<HCl5、酸性強弱：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4NaMgALSiP二、元素周期律：元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈現周期性的變化金屬性逐漸減弱，非金屬性逐元素周期律的實質：元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。NaK非金屬性非金屬性增增C【引入】從上一節我們分析通過上一節課的我們對最典型的金屬元素（堿金屬）、最典型的非金屬元素（鹵族元素）的學習，3-9、11-17號元素的得失電子能力強弱可知：同一主族元素，隨著元素原子序數的遞增，原子核對外層電子的吸引力逐漸減弱，那么元素的金屬性逐漸增強，而非金屬性逐漸減弱，那么同一周期元素的金屬性，非金屬性變化呈現周期性變化呢？假如我們要用實驗來驗證自己的假設，又應從哪些方面著手呢？這就是我們本節課所要學習的內容?！景鍟康诙澰刂芷诼?二)【猜測】大家猜測一下第三周期元素的金屬性與非金屬性是如何變化的【回答】NaMgAlSiP【回答】同周期元素從左到右→電子層數相同、核電荷數增加→原子半徑減小→原子核的吸引能力增強→原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強【講解】請大家結合課前預習知識回答，以及上一節課的學習，如何通過實驗判斷元素金屬性和非金屬性的依據?！就队靶〗Y】判斷元素金屬性強弱的依據1、單質跟H2O或H+置換出H的難易程度(反應的劇烈程度)反應越易，金屬性就越強2、最高價氧化物對應的水化物堿性越強，金屬性就越強3、金屬間的置換反應，單質的還原性越強，金屬性就越強4、按金屬活動性順序表，金屬性逐漸減弱5、金屬陽離子的氧化性越強，對應金屬的金屬性就越弱【投影小結】判斷元素非金屬性強弱的依據1、單質跟H2化合的難易程度，條件及生成氫化物的穩定性。越易跟H2化合，生成氫化物越穩定，說明非金屬性就越強2、最高價氧化物對應的水化物酸性越強，說明非金屬性越強3、非金屬單質間的置換反應。單質氧化性越強，非金屬性越強4、對應陰離子的還原性越強，元素的非金屬性就越弱【過渡】下面，我們就按照這個標準以11-18號元素為例，來研究同一周期元素的金屬性和非金屬性的變化情況?！具^渡】從金屬性和非金屬性強弱的判斷依據里，我們來設計實驗探究第三周期元素的金屬性和非金屬性強弱，請先填寫下表?！就队啊刻顚懴铝懈髟氐臍鈶B氫化物、最高價氧化物及最高價氧化物對應的水化原子序數元素符號NaMgAlSiPSAr氣態氫化物---最高價氧化物對應的水化物---【講解】一般，對于金屬我們主要研究其金屬性，對于非金屬元素我們主要研究其非金屬性，下面我們通過一系列探究性實驗來探究本節的研究主題【板書】一、第三周期元素性質變化規律【投影】實驗一鈉、鎂、鋁與水反應的實驗【實驗一】Mg、Al和水的反應：分別取一小段鎂帶、鋁條，用砂紙去掉表面的氧化膜，放入兩支小試中，加入2~3ml水，并滴入兩滴酚酞溶液。觀察現象。過一會兒，分別用酒精燈給兩試管加熱至沸騰，并移開酒精燈，再觀察現象。NaMgAl應應式2↑化學方程式Na與冷水劇烈反應，Mg只能與沸水反應，Al與水不反應最高價氧化物對應的水化物堿性強弱NaOHMg(OH)2Al(OH)3兩性(1)Na與水反應的現象：常溫下，與H2O劇烈反應，浮于水面并四處游動，同時產生大量無色氣體，溶液變紅?！痉匠淌健?Na+2H2O==2NaOH+H2↑(2)放少許鎂帶于試管中，加2mL水，滴入2滴酚酞試液，觀察現象；過一會加熱至沸，再觀察現象?！粳F象】鎂與冷水反應緩慢，產生少量氣泡，滴入酚酞試液后不變色。加熱后鎂與沸水反應較劇烈，產生較多氣泡，溶液變為紅色?！窘Y論】鎂元素的金屬性比鈉弱(3)鋁與水反應現象：在常溫下或加熱條件下，遇水無明顯現象，很難與水發生反【過渡】現在我們再來認識一下，Na、Mg、Al的氧化物及其最高價氧化物的水化物【提問】Na2O、MgO、Al2O3分別屬于哪類氧化物？為什么？【知識回顧】1、堿性氧化物均為金屬氧化物，但金屬氧化物不一定是堿性氧化物。2、判斷堿性氧化物的標準是看該氧化物能否和酸反應生成鹽和水。3、判斷酸性氧化物的標準是看該氧化物能否和堿反應生成鹽和水。4、若某氧化物既能和酸反應生成鹽和水，又能和堿反應生成鹽和水，稱其為兩性【講解】Na2O、MgO只與酸反應生成鹽和水，屬堿性氧化物。Al2O3既能與酸反應生成鹽和水，又能與堿反應生成鹽和水，屬兩性氧化物?！具^渡】Na、Mg、Al對應的最高價氧化物的水化物是NaOH、Mg(OH)、Al(OH)。其中NaOH是強堿，Mg(OH)是難溶于HO的中強堿，Al(OH)是兩性氫氧化物?！局v解】由以上我們可以知道，【板書】堿性強弱：NaOH>Mg(OH)>Al(OH)【提問】上述現象說明了Na、Mg、Al的金屬性強弱順序怎樣？【講解】請大家預測一下，Mg、Al分別與稀鹽酸反應時，現象是否會相同呢？若不【回答】Mg與鹽酸反應要比Al劇烈【講解】實踐是檢驗真理的唯一標準，下面，我們通過實驗來進行驗證?！就队啊繉嶒灦?、取鋁片和鎂帶，擦去氧化膜，分別和2mL1mol/L鹽酸反應?！緦嶒灦縈g、Al與稀鹽酸反應比較MgAl反應迅速，放出大量的H2反應方程式結論Mg、Al都很容易與稀鹽酸反應，放出H2，但Mg比Al更劇烈【講解】從剛才的實驗現象我們可知，Mg與稀鹽酸的反應，比Al與稀鹽酸的反應要劇烈得多，同時放出大量的熱。說明大家預測的是正確的。根據Na、Mg、Al三者金屬性可推出，Na與鹽酸反應將會更劇烈，甚至發生爆炸，請大家寫出反應方程【投影】Mg+2HCl==MgCl2+H2↑2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑2Na+2H＋==2Na＋+H2↑Mg+2H＋【現象】鎂與鋁均能與鹽酸反應產生氣泡。但鎂反應更劇烈【總結】Na、Mg、Al與水反應越來不越劇烈，對應氧化物水化物的堿性越來越弱，金屬性逐漸減弱?！具^渡】我們再研究第三周期的非金屬Si、P、S、Cl的非金屬性的強弱?！举Y料】總結【講解】請大家根據原子結構的知識，判斷下列元素的非金屬性強弱?！局v解】請大家根據我們剛學過的判斷元素非金屬性強弱的依據，分別從幾個方面進行分析，首先我們從氫化物的角度分析單質與氫氣反應的最高價氧化物對應P磷蒸氣與氫氣能反應加熱光照或點燃時發生爆炸而化合HClO4酸性強弱結論第三周期的非金屬Si、P、S、Cl的非金屬性逐漸增強【講解】從最高價氧化物的水化物方面分析【板書】酸性強弱：H4SiO4<H3PO4<H2SO4<HClO4【講解】因18號元素Ar是一種稀有氣體元素，一般情況下難與其他物質發生化學反應，因此，不研究它的性質【講解】綜上所述，可以從11-18號元素性質的變化中得出如下結論第三周期元素NaMgAlSiPSCl，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。【講解】如果我們對其他元素進行同樣的研究，也會得出類似的結論：隨著原子序數的遞增，元素原子的核外電子排布呈現周期性變化；元素原子半徑呈現周期性變化；元素化合價呈現周期性變化；元素的化學性質呈現周期性變化?！局v解】綜上所述，我們可以得到結論：【板書】同周期元素性質遞變規律：從左到右，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增【板書】3、元素周期律（1）定義：元素的性質隨著原子序數的遞增而呈周期性的變化，這條規律叫做元（2）實質：原子核外電子排布的規律性變化?！就队靶〗Y】元素金屬性和非金屬性的遞變【講解】根據同周期、同主族元素性質的遞變規律可推知：金屬性最強的元素是銫（Cs）,位于第6周期第ⅠA族（左下角非金屬性最強的元素是氟（F),位于第2金屬性，如Al、Si、Ge等【小結】元素周期律具有重要的應用和意義。首先，元素周期表是元素周期律的具體表現形式，是學習化學的一種重要工具。其次，可預測或推測元素的原子結構和性質。再次，在科學研究和生產上也有廣泛的應用。而且，在哲學方面，元素周期律揭示了元素原子核電荷數遞增引起元素性質發生周期性變化的事實，有力地論證了事物變化的量變引起質變的規律性。【投影小結】位、構、性三者之間的關系位【講解】原子結構周期性變化（核外電子排布、原子半徑）決定元素性質周期性變化（元素的化合價、元素的金屬性、元素的非金屬性）可歸納出元素周期律【過渡】通過前面的學習，我們已經感覺到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在實際應用中有哪些用途呢？（看書自學）【板書】4、元素周期律、元素周期表的應用（一）元素的金屬性、非金屬性與元素在周期表中位置的關系2金67金屬性逐漸1、Ra（鐳）是原子序數最大的第ⅡA族元素，下列說法不正確的是()A、原子半徑是第ⅡA族中最大的B、遇冷水能劇烈反應C、位于第七周期D、Ra(OH)2是兩性氫氧化物2、下列事實能說明金屬性Na＞Mg的是：A、Na最外層有一個電子，Mg最外層有2個電子；B、Na能與冷水反應，而MgC、堿性NaOH＞Mg(OH)2D、Na能從MgCl2的溶液中把3.下列事實能說明非金屬性Cl＞S的是：C、酸性HCl＞H2SD、Cl的最高正價為+7，S的最高正價為+6A．Na．Mg、Al還原性依次減弱B．I2、Br2、Cl2氧化性依次增強C．C、N、O原子半徑依次增大D．P、S、Cl最高正價依次升高5、.堿性強弱介于KOH和Mg(OH)之間的氫氧化物是2A．NaOHB．Al(OH)C．Ca(OH)D．RbOH6、下列敘述中，肯定a金屬比b金屬活潑性強的是()A．a原子的最外層電子數比B原子的最外層電子數少B．a原子電子層數比b原子的電子層數多C．1mola從酸中置換H+生成的H2比1molb從酸中置換H+生成的H2多D．常溫時，A能從水中置換出氫，而B不能7、已知X、Y、Z元素的原子具有相同的電子層數，且原子序數依次增大，其最高價氧化物對應的水化物酸性依次增強，則下列判斷正確的是(價氧化物對應的水化物酸性依次增強，則下列判斷正確的是()A、原子半徑按X、Y、Z依次增大B、陰離子的還原性按X、Y、Z順序增強C、單質的氧化性按X、Y、Z順序增強D、氫化物的穩定性按X、Y、Z順序增強8、A和B是前三周期的元素，它們的離子A2+和B3+具有相同的核外電子層結構，數:A>B采用歸納總結的方法引導學生探索元素的性質（元素原子最外層電子排布、原子半徑以及主要化合價、原子得失電子能力）和原子結構的關系從而歸納出元素周期律，揭示元素周期知識與技過程與方情感態度1、掌握離子鍵的概念2、掌握離子鍵的形成過程和形成條件，并能熟練地用電子式表示離子化合物的形成過程通過對離子鍵形成過程中的教學，培養學生抽象思維和綜合概括能力1、培養學生用對立統一規律認識問題；由個別到一般的研究問題的方法；2、結合教學培養學生認真仔細、一絲不茍的學習精神離子鍵的概念和形成過程用電子式表示離子化合物的形成過程第三節化學鍵一、離子鍵1.定義：陰陽離子結合形成化合物時的這種靜電的作用，叫作離子鍵?；顫娊饘費Mn+吸引、排化合離子鍵斥活潑非金屬XXm-3.離子鍵的實質：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥。二.電子式3.表示離子化合物：4.表示離子化合物的形成過程【引言】從元素周期表我們可以看出，到目前為止，已經發現了一百多元素，元素原子可以相互碰撞形成分子，那是不是所有的原子都可以相互碰撞形成新學生舉例說明【講解】以上例子可知，原子和原子相遇時，有的能夠反應有的不能反應。在能夠組合的原子之間一定存在某種力的作用，比如說，蘋果能掉在地上因為有萬有引力的存在。對于微觀世界里的物質來說也是一樣，也存在力的作用。元素的原子通過什么作用形成物質的呢？這就是化學鍵，也是我們這節要學習的共價鍵、金屬鍵等不同種類。首先我們來學習離子鍵?！景鍟恳弧㈦x子鍵【展示】氯化鈉樣品和氯化鈉晶體結構示意圖引入學生微觀引入學生微觀【視頻實驗】鈉在氯氣中燃燒取一塊綠豆大小的金屬鈉（切去氧化層），再用濾紙吸干上面煤油，放在石棉網上，用酒精燈微熱，待鈉熔化成球狀時，將盛有氯氣的集氣瓶倒扣在鈉【學生】學生觀察實驗現象【投影】新知識，抓住學生的知識生長點從原子結構入手，激發學生求知欲，從宏觀到微觀訓練學生抽象思維從原子結構入手進行分析離子鍵形成過程及本質，同時培養學生抽象學生的知識生長點從原子結構入手，激發學生求知欲，從宏觀到微觀訓練學生抽象思維從原子結構入手進行分析離子鍵形成過程及本質，同時培養學生抽象思維能力加深對靜電作用的理解，突【講解】從宏觀上講鈉在氯氣中燃燒，生成新的物質氯化鈉，若從微觀角度考【講解】在加熱的情況下氯氣分子先被破壞成氯原子，氯原子在和鈉原子組合【講解】那么氯原子和鈉原子又是以怎樣方式結合在一起的？他們之間存在什【投影】視頻演示NaCl的微觀形成過程1性很強，在反應中容易失去一個電子而形8電子穩定結構；而氯的非金屬性很強，在反應中容易得到一個電子而形成8電子穩定結構。當鈉原子和氯原子相遇時，鈉原子最外層的一個電子轉移原分別形成了帶正電荷的鈉離子和帶負電荷的氯離子。因此離子通過靜電作用，形成了離子化合物。我們把陰陽離子結合形成化合物時的這種靜電的作用，叫作離子鍵。.....【講解】從定義上分析離子鍵形成的條件和構成粒子【板書】【回答】Na+離子和Cl-離子原子核和核外電子之間的靜電相互吸引作用【講解】陰陽離子間電子與電子、原子核與原子核間的相互排斥作用，當陰陽離子接近到某一定距離時，吸引和排斥作用達到平衡，陰陽離子間形成穩定的活潑金屬MMn+破難點的同時化合離子鍵活潑非金屬XXm-【講解】原子形成離子鍵以后離子間吸引和排斥作用達到平衡，成鍵后體系能【板書】3.離子鍵的實質：陰陽離子間的靜電吸引和靜電排斥?！局v解】由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物，所以一般離子化合物都很穩【提問】要想形成離子鍵、就必須有能提供陰、陽離子的物質，那么哪些物質VIIA）之間的化合物。(2)活潑的金屬元素和酸根離子形成的鹽(3)銨鹽子和酸根離子（或活潑非金屬元素）形成的鹽?！局v解】不是只有活潑的金屬元素和活潑的非金屬元素之間的化合才能形成離子鍵，如銨離子與氯離子也能形成離子鍵、鈉離子與硫酸根離子也能形成離子堿、低價金屬氧化物都屬于離子化合物，所以它們都含有離子鍵。【提問】（1）所有金屬和非金屬化合都能形成離子鍵嗎？舉例說明。【回答】AlCl3、AlBr3、AlI3化合物中，鋁與氯之間所形成的并非離子鍵，均不是離子化合物【提問】（2）所有非金屬化合都不能形成離子鍵嗎【回答】NH4Cl、NH4Br等化合物。NH4＋、CO32―、SO42―、OH―等原子團也能與活潑的非金屬或金屬元素形成離子鍵。強堿與大多數鹽都存在離子鍵?！舅伎寂c交流】Cl―和Na＋通過離子鍵形成離子化合物NaCl，那么NaCl晶體到【回答】在NaCl晶體中不存在NaCl分子，只有在蒸氣狀態時才有NaCl分子【講解】在NaCl晶體中，每個Na+同時吸引著6個Cl-，每個Cl-也同時吸引著6個Na+，Na+和Cl-以離子鍵相結合，構成晶體的粒子是離子，不存在單個的NaCl分子，晶體里陰陽離子個數比是1：1，所以NaCl表示離子晶體中離子個數比的化學式，而不是表示分子組成的分子式【講解】由于在化學反應中，一般是原子的最外層電子發學生變化，為了分析化學反應的實質的方便，我們引進只表示元素原子最外層電子的一個式子——【板書】二、電子式【講解】在元素符號的周圍用小黑點（或×)來表示原子最外層電子的式子叫電子式。如Na、Mg、Cl、O的電子式我們可分別表示為：“對立統一規律”來認識問題加強對離子鍵概念的理解深入掌握離子鍵的形成條件【練習】AlSiPSH【講解】電子式同樣可以用來表示陰陽離子，例如陽離子：Na+Mg2+Al3+2-2-【練習】Ca2+Br-K+F–【講解】①.電子式最外層電子數用?（或×)表示；②.陰離子的電子式不但要畫出最外層電子數，還應用[]括起來，并在右上③.陽離子不要畫出最外層電子數，只需標出所帶的電荷數。【板書】3、表示離子化合物NaFMgOKClNa+-Mg2-【練習】KBrNaCl【提問]對于象MgCl2、Na2O之類的化合物應該如何用電子【思考】學生自己動手寫，教教師在此基礎上小結，說出其中的注意點【講解】書寫離子化合物的電子式時，相同離子不能合并,且一般對稱排列.【講解】對于以上我們所學習的電子式的表示是為了表示離子化合物的形成過【板書】4、.表示離子化合物的形成過程【講解】①反應物要用原子的電子式表示，而不是用分子式或分子的電子式表②箭頭表示電子轉移情況，可不采用③離子化合物形成符合質量守恒定律，連接反應物和學生成物一般用“→”不2【練習】用電子式表示MgO和KS的形成過程2【小結】本節課我們主要學習了化學鍵中的離子鍵及電子式的有關知識。知道離子鍵是陰、陽離子之間的靜電作用，電子式不僅可以用來表示原子、離子，還可以用來表示物質分子及化合物的形成過程。本節課的重點是一些化學符號的電子式的書寫學生對于掌握電子式以及形成過程感覺較吃力，需多花時間加大練習進行鞏固。知識與技能過程與方法情感態度價1、理解共價鍵的概念，初步掌握共價鍵的形成2、通過學生對離子鍵和共價鍵的認識與理解，培養學生的抽象思維能力；3、通過電子式的書寫，培養學生的歸納比較能力培養學生從宏觀到微觀，從現象到本質的認識事物的科學方法通過共價鍵形成過程的分析，培養學生懷疑、求實、創新的精神共價鍵的形成及特征用電子式表示共價分子的形成過程二.共價鍵1、定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。(2)成鍵性質：共用電子對間的相互作用部分金屬元素元素原子與非金屬元素原子，如AlCl3，FeCl3；(3)氣態氫化物，酸分子，非金屬氧化物，大多數有機物5、非極性鍵：電子對處在成鍵原子中間；極性鍵：電子對偏向于成鍵原子其中一方?！緩土暋繌土曤x子鍵，原子、離子、分子的電子式以及離子化合物的形成過程【引言】我們知道鈉在氯氣中燃燒學生成氯化鈉分子，它是由鈉離子和氯離子間的靜電作用形成的。那我們在初中學習過的共價化合物HCl的形成和NaCl一樣嗎？H2和Cl2在點燃或光照的情況下，H2和Cl2分子被破壞成原子，當氫原子和氯原子相遇時是通過什么樣的方式結合在一起的呢，是通過陰陽離子間靜電作用【回答】不能，因非金屬元素的原子均有獲得電子的傾向?！局v解】氫原子最外層有一個電子要達到穩定結構就需要得到一個電子，氯原電子形成共用電子對，兩原子都可以達到穩定結構象氯化氫分子這樣，原子間通過共用電子對所形成的相互作用就叫做共價鍵。【板書】二、共價鍵【講解】讓我們進一步深入的對概念進行一下剖析【板書】2、成鍵粒子：原子【板書】3、成鍵作用：共用電子對間的相互作用【提問】那么什么樣的元