高中化学《元素性质的递变规律》教案2 苏教版选修3

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1、元素性质的递变规律[教学目标]1、   知识与技能：：掌握同周期元素性质和元素化合物性质的递变规律。2、   过程与方法：：以探究性实验为切入口，培养学生观察、分析及思维的能力，对学生进行科学研究一般方法的指导。3、情感态度与价值观：了解元素周期律的发现史，理解元素周期律的重要意义。[教学重点]掌握同周期元素性质和元素化合物性质的递变规律。[教学难点]同周期元素性质和元素化合物性质的递变规律。[教学方法]“引导探究”教学法[教学过程]引言：上节课我们已经学习了元素周期表的结构及主族元素性质的递变规律，请同学们画出周期表的大致轮廓，填写周期数、主族的族序数及

2、0族，并填写1--20号元素的元素符号及已学过的卤族、氧族、氮族及碱金属元素的元素符号ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0一HHe二LiBeBCNOFNe三NaMgAlSiPSClAr四KCaAsSeBr五RbSbTeI六CsBiPoAt七Fr纵行序数123456789101112131415161718族序数ⅠAⅡAⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅧⅧⅧⅠBⅡBⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA0分类主族副族第Ⅷ族副族主族零族复习：同主族元素性质的递变规律：同一主族的元素，随着核电荷数的递增，从上到下电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以金属性

3、逐渐增强，非金属性逐渐减弱。那么，同一周期元素性质的递变规律如何呢？这就是我们今天要学习的内容。板书：同周期元素性质的递变规律要解决这些问题，我们给同学们介绍科学研究的一般方法：提出问题→收集材料→设计方案→实验验证→得出结论首先讨论第一个问题：1.     原子半径：同周期主族元素的原子半径随原子序数递增依次减小。解释：同一周期中主族元素原子的电子层数相同，随着原子序数的增大，最外层电子数逐渐增多，原子核对外层电子的吸引力增大，因而原子半径逐渐减小。2.     元素主要化合价：在元素周期律的学习中，我们已经知道从+1~+7，从中部元素开始有负价，从-4

4、~-1ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA主要化合价+1+2+3+4-4+5-3+6-2+7-1气态氢化物的通式RH4RH3H2RHR最高价氧化物的通式R2OROR2O3RO2R2O5RO3R2O7①主族序数=原子最外层电子数=最高正化合价②负化合价=8-正化合价③O、F无最高正化合价3.     元素的金属性和非金属性（以第三周期元素为例）推测：元素的金属性应该逐渐减弱，非金属性逐渐增强。问：如何应用科学研究的一般方法，如何设计方案进行试验验证，从而得出结论？（1）    Na、Mg、Al金属性比较的设计方案Ⅰ、与H2O反应复习：Na与H2O反应学生实验：Mg、

5、Al与水的反应现象：与沸水反应放出H2与水反应很慢（联系日常生活中铝锅及铝）Mg+2H2O→Mg(OH)2+H2　↑2Al+6H2O→2Al(OH)3+3H2↑教师演示：钠与盐酸的反应现象：Na与酸的反应比水更剧烈，有燃烧现象。2Na+2HCl→2NaCl+H2↑学生实验：Mg、Al与2ml1mol/L盐酸的反应现象：与酸反应放出H2速度快与酸反应放出H2速度较快Mg+2HCl→MgCl2+H2↑2Al+6HCl→2AlCl3+3H2↑结论：金属性：Na>Mg>Al提问：其氧化物对应水化物NaOH为强碱，Mg(OH)2为中强碱，Al(OH)3的性质如何呢？

6、MgCl2+2NaOH→Mg(OH)2↓+2NaClMg(OH)2+H2SO4→MgSO4+2H2O　AlCl3+3NaOH→Al(OH)3↓+3NaCl　　Al(OH)3+3H2SO4→Al2(SO4)3+6H2O Al(OH)3+NaOH→NaAlO2+2H2O两性氢氧化物：既能与酸起反应，又能与碱起反应的氢氧化物。小结：金属元素的性质NaMgAl单质与水（或酸）反应情况与水剧烈反应与沸水反应放出H2，与酸反应放出H2速度快与水反应很慢，与酸反应放出H2速度较快最高价氧化物对应水化物碱性强弱NaOH（强碱）Mg(OH)2（中强碱）Al(OH)3（两性氢

7、氧化物）∴金属性：Na>Mg>Al碱性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3讲：对于第三周期Si、P、S、Cl如何来比较它们的非金属性呢？非金属元素的性质SiPSCl非金属单质与H2反应的条件高温磷蒸汽加热光照或点燃气态氢化物的化学式及热稳定性SiH4（很不稳定）PH3（不稳定）H2S（较稳定）HCl（稳定）最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H2SiO3（弱酸）H3PO4（中弱酸）H2SO4（强酸）HClO4（最强酸）∴非金属性：Si

8、酸起反应置换出氢的难易，元素最高价氧化物对应水化物??氢氧化物的碱