元素周期律第二课时导学案

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1、word资料下载可编辑第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）【学习目标】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、了解元素周期表和元素周期律的应用3、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。【学习重点】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。【学习难点】如何判断元素的金属性和非金属性【知识链接】1、元素原子核外电子排布规律有哪些？同周期从左到右原子半径如何变化？周期序数原子序数电子层数最外层电子数一1~21二3~102三11~183结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布

2、呈现1~8的周期性变化（H、He除外）完成P15页的表格，2、在原子中：质子数===3、稳定结构与不稳定结构（重点阅读）通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的

3、最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。举例说明：KSAl的金属性、非金属性。4、元素金属性非金属性的判断依据（重点学习并记忆）金属性比较本质原子越容易失电子、金属性越强判断依据1.在金属活动顺序表中越靠前，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.单质还原性越强或离子氧化性越弱，金属性越强。4.最高价氧化物对应水化物碱性越强，金属性越强。5.若xn++y——→x+ym+，则y比x金属性强。非金属性比较本质原子越容易得电子，非金属性越强。判断方法1.与H2化合越易，气态氢化物越稳定，非金

4、属性越强。2.单质氧化性越强，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酸性越强，非金属性越强。4.An-+B——→Bm-+A则B比A非金属性强。[引入]上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们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。专业技术资料word资料下载可编辑一、同周期元素金属性随着原子序数的递增呈现周期性的递变规律实验探究一.Mg、Al和水的反应1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸

5、去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。表（一）NaMgAl与冷H2O反应现象.与沸H2O反应现象剧烈反应Mg带表面有气泡；Mg带表面变红化学方程式最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOHMg（OH）2Al(OH)3结论Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。则随原子序数递增，金属性：NaMgAl（填<或>）实验二.Mg、Al和盐酸的反应2、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管

6、，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较MgAl现象与酸剧烈反应放出氢气反应迅速，放出大量的H2反应方程式结论Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈金属性：MgAl（填<或>）结论：碱性NaOH>Mg(OH)2　>Al(OH)3,金属性：　NaMgAl　　　金属性逐渐减弱二、同周期元素非金属性随着原子序数的递增呈现周期性的递变规律填表，并将硅、磷、硫、氯的性质比较，你能得出什么结论？性质SiPSCl氢化物非金属单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应须加热光照或点燃时发生爆炸而化合最高价氧

7、化物最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H２SiO2弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4比H2SO4更强的酸结论：　SiPSCl单质与Ｈ2的反应越来越容易,生成的氢化物越来越稳定,最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强故：非金属性逐渐增强。专业技术资料word资料下载可编辑[结论]同周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强NaMgAl　　SiPSCl　　　　　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强三、元素周期律定义：叫做元素周期律。（为什么元素的性质会随着原子序数的递增呈现周期性的变化规律？）实质：。四、元素周期便和元素周期律的应用1、元素

8、的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系（阅读教材P17页的图1-19）在周期表中，主族元素从上到下金属性逐渐非金属性，同周期元素从左到右金属性逐