06（必修2）认识同周期元素性质的递变规律（2）（教案1）

skybamboo · 发表于 5 天前

第一章原子结构元素周期律
第三节元素周期表的应用
第一课时认识同周期元素性质的递变规律

本课时是教材第一章第三节第一课时的内容，该课时主要研究同周期元素性质的递变规律。首先是在前两节学习原子结构、元素周期表和元素周期律的基础上，继续学习元素周期表的应用，尤其是深入理解原子的核外电子排布对同周期元素性质变化的根本影响。其次要在实验和阅读信息的基础上，判断元素原子得失电子的能力强弱，进一步判断元素的金属性和非金属性强弱。在之前的学习中，学生已经知道了原子的核外电子排布方式、以及同周期元素原子核外电子排布的规律，但是对于同周期元素性质的递变规律还没有形成系统的概念。通过本课时的学习，学生可以更好地认识通周期元素性质的递变规律，更好地理解元素周期律，为今后元素性质的比较打下坚实的基础。

宏观辨识与微观探析：从微观上核外电子排布的角度理解同周期元素性质的递变规律，从宏观上通过实验现象和结论，通过阅读材料，理解同周期元素金属性、非金属性的递变规律。
科学探究与创新意识：通过对第3周期元素得失电子强弱的预测，设计实验验证猜想，探究同周期金属元素金属性的递变规律。
科学精神与社会责任：通过对同周期元素性质递变规律的学习，认识化学知识的规律性，理解化学知识从实验到理论，再由理论推测出实验结果的科学精神。

元素金属性、非金属性的强弱判断。

学生复习前两节原子核外电子排布，元素周期表和元素周期律的知识，预习本课内容；教师准备多媒体课件。

【引入】一提到化学，大家首先想到的是元素周期表。学化学的人对元素周期表有一种说不出的喜爱。
【投影】元素周期表领带、围巾、饼干。
【投影】门捷列夫的预言
【过渡】门捷列夫为何能做出如此惊人的预测？你想拥有这样的“超能力”吗？那我们今天就来学习——认识同周期元素性质的递变规律。
【板书】1.3.1 认识同周期元素性质的递变规律
【交流研讨】1.以第3周期元素为例，核外电子排布、原子半径如何变化？
2.根据第3周期元素的结构特点预测，同一周期元素的原子的得电子能力和失电子能力按照原子序数递增的顺序如何变化？
【学生活动】根据学习的关于原子结构和元素周期律的知识，请同学们回答上述问题。
【讲解】第3周期元素原子核外电子排布电子层数相同，从左到右随核电荷数的递增，最外层电子书递增，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐变大，原子的失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
【过渡】元素原子的结构决定了其性质。那么我们预测的性质到底准不准确呢？假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢？
【学生活动】阅读教材，寻找依据。
【投影】元素原子失电子能力强弱的判断依据：
1.在多数情况下，可以通过比较元素的单质与水或酸反应置换出氢气的难易程度来判断元素原子失电子能力的强弱：越容易置换，失电子能力越强，金属性越强；
2.一般来说，一种元素最高价氧化物对应水化物的碱性的强弱：碱性越强，失电子能力越强，金属性越强；
【讲解】一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。下面我们通过实验来研究Na、Mg、Al三种金属元素的金属性强弱。
【板书】一、钠、镁、铝的化学性质对比
【实验探究】比较钠、镁、铝三种元素原子失电子能力的相对强弱
【提问】同学们都可以从哪些角度来设计实验验证钠、镁、铝的金属性强弱呢？
【学生活动】讨论，给出实验设计方案：

钠、镁、铝与水的反应，观察生成气泡的快慢和难易程度；

钠、镁、铝与酸的反应，观察生成气泡的快慢和难易程度；

比较钠、镁、铝所对应的最高价氧化物对应的水化物氢氧化钠、氢氧化镁、氢氧化铝的碱性强弱。

【演示实验1】钠、镁、铝与水的反应


【学生活动】回答实验现象：
1.Na在常温下，与水剧烈，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。
2.Mg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，溶液变粉红。
3.Al在常温或加热下，与水无明显现象。
【提问】上述现象说明了Na、Mg、Al的金属性强弱顺序怎样？
【学生回答】Na的金属性最强，Mg次之，Al最弱。
【板书】金属性：Na＞Mg＞Al
【追问】请大家预测一下，Mg、Al分别与稀盐酸时，现象是否会相同？应该有什么区别？
【学生预测】Mg与盐酸反应要比Al与盐酸剧烈。
【过渡】实践是检验真理的惟一标准。下面，我们通过实验来进行验证。
【演示实验2】镁、铝与酸的反应

【讲解】从刚才的实验现象我们可知，Mg与稀HCl的反应剧烈得多。这说明大家的预测是正确的。根据Na、Mg、Al三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na与HCl将会更剧烈，甚至发生爆炸。
【过渡】那么，Na、Mg、Al的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢？
【学生回答】NaOH是强碱，由酚酞的颜色可知Mg(OH)2的碱性应弱于NaOH，强于Al(OH)3。
【板书】碱性强弱NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3
【追问】你能否设计实验验证NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3三者的碱性强弱呢？
【学生回答】可以利用复分解反应，强碱制弱碱的原理。
【演示实验3】比较NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3三者的碱性强弱

【学生活动】实验现象：
现象1：白色沉淀
现象2：沉淀不溶解
现象3：白色沉淀
现象4：沉淀溶解，溶液变澄清
【讲解】从实验现象可以看出，NaOH的碱性强于Mg(OH)2,Mg(OH)2不能与NaOH继续反应，但是Al(OH)3可以与NaOH继续反应。其中Al(OH)3是两性氧化物，既可以与酸反应也可以与碱反应。
【板书】氢氧化铝的化学性质
①与强酸反应
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
②与强碱反应
Al(OH)3+NaOH=Na[Al(OH)4] Al(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-

【小结1】
【过渡】上面我们研究了11～18号元素中金属元素的金属性。下面我们来研究非金属元素的非金属性。
【投影】元素原子得电子能力强弱的判断依据：
1.比较元素的单质与氢气化合的难易程度，以及所生成的气态氢化物的稳定性：一般来说，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，非金属性越强；
2.比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性：一般来说，最高价氧化物对应的水化物的酸性越强，元素原子的得电子能力越强，非金属性越强。
【板书】二、硅、磷、硫、氯的化学性质对比
【阅读探究】阅读教材P21页所提供的材料，从中获取证据，验证你对硅、磷、硫、氯等元素原子得电子能力相对强弱的预测。
【学生活动】填写下表

	硅	磷	硫	氯
最高价氧化物	化学式
最高价氧化物对应水化物	化学式
	性质
氢化物	化学式
	性质

【思考】通过材料你获得哪些信息？硅、磷、硫、氯等元素原子的得电子能力如何？你是如何判断的？通过材料你获得哪些信息？硅、磷、硫、氯等元素原子的得电子能力如何？你是如何判断的？
【归纳投影】
1.最高价氧化物对应的水化物的酸性

结论：得电子能力（非金属性）：Cl＞S＞P＞Si
2.与氢气化合的难易程度及气态氢化物的稳定性

结论：得电子能力（非金属性）：Cl＞S＞P＞Si
【讲解】因此我们不难判断Si、P、S、Cl元素的非金属性强弱。
【板书】非金属性的强弱 Si＜P＜S＜Cl
【小结2】

【强调】因为18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。因此，我们不研究它的性质。
【归纳总结】综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

【板书】
Na Mg Al Si P S Cl
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
【课堂小结】如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。因此，元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。通过大量事实，我们归纳出这样一条规律：
【投影】同期元素原子的电子层数相同，从左到右随核电荷数的递增，原子半径逐渐变小，原子核对最外层电子的吸引力逐渐变大，原子的失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

本节课从分析同周期元素原子的微观结构开始，分析预测同周期元素原子得失电子能力以及金属性和非金属性强弱的关系，进而通过实验探究和阅读探究认识同周期元素性质的递变规律。其目的在于使学生进一步认识位——构——性三者之间的相互关联，能够应用原子结构解释元素性质及其递变规律。发展学生宏观辨识与微观探析、证据推理与模型认知的核心素养。

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[鲁科版] 06（必修2）认识同周期元素性质的递变规律（2）（教案1）