新人教版高中化学必修2精品教案　全册

第一章 物质结构 元素周期律

第一节 元素周期表

第1课时

三维目标

一、知识与技能

1.使学生了解元素周期表的结构以及周期、族等概念。

2.使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系，初步学会运用周期表。

二、过程与方法

通过对原子结构的初步认识，树立对立统一的观点，知道有关元素、核素、同位素的涵义及其简单的计算。

三、情感态度与价值观

1.通过对元素周期表的编制过程的了解，使学生正确认识科学发展的历程，并以此来引导自己的实践，同时促使他们逐渐形成为科学献身的高贵品质。

2.使学生了解元素周期表的意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。

3.使学生对核素、同位素及元素相对原子质量的测定有常识性的认识。

教学重点

元素周期表的结构、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

教学难点

元素在周期表中的位置和原子结构的关系、核素、同位素。

教学方法

启发、诱导、阅读、讨论、练习、探究等。

教学过程

一、引入新课

［引言］通过我们学习知道元素有一百多种。那么，有没有一种工具可以把我们已知的一百多种元素之间的这种周期性很好地表现出来呢？答案是肯定的。那就是元素周期表，也是我们本节课所要讲的主要内容。

二、新课教学

［板书］第一节 元素周期表(第一课时)

元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它反映了元素之间相互联系的规律，是我们学习化学的重要工具。下面我们就来学习元素周期表的有关知识。

首先，我们来认识元素周期表的结构。

［板书］元素周期表的结构

［师］数一数元素周期表有多少个横行？多少个纵行？

［生］(数后回答)有7个横行，18个纵行。

［师］对。我们把元素周期表中的每一个横行称作一个周期，每一个纵行称作一族。下面，我们先来认识元素周期表中的横行——周期。

［板书］1.周期

［师］元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P4的有关内容。

［学生活动］

［问］把不同的元素排在同一个横行即同一个周期的依据是什么？

［生］依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列在一个横行里。

［问］周期序数与什么有关？

［生］周期序数等于该周期元素具有的电子层数。

［师］如此，我们可以得出如下结论：

［板书］周期序数=电子层数

［投影练习］已知镁元素和溴元素的原子结构示意图：

它们分别位于第几周期？为什么？

［生］镁有三个电子层，位于第三周期；溴有四个电子层，位于第四周期。

［师］请把所得结论与元素周期表相对照，看是否正确。

［学生看元素周期表］

［师］元素周期表中，我们把1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期，因为一直有未知元素在发现。

［请大家根据自己绘制的元素周期表，完成下表内容。］

［投影］

表5—11 周期表的有关知识

［学生活动］

［师］从上面我们所填表的结果可知，在元素周期表的7个周期中，除第1周期只包括氢和氦，第7周期尚未填满外，每一周期的元素都是从最外层电子数为1的碱金属开始，逐步过渡到最外层电子数为7的卤素，最后以最外层电子数为8的稀有气体结束。

需作说明的是：第6周期中，57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中，89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)，共15种元素，它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑，将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀(U)以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素，这些元素又叫做超铀元素。

元素周期表上列出来的元素共有112种，而事实上现在发现的元素还有：114号、116号、118号元素。

［过渡］学完了元素周期表中的横行——周期，我们再来认识元素周期表中的纵行——族。

［板书］2.族

［师］请大家数一下，周期表中共有多少个纵行？

［生］18个。

［师］在每一个纵行的上面，分别有罗马数字Ⅰ、Ⅱ、……及A、B、0等字样，它们分别表示什么意思呢？

［学生活动］

［教师板书］

［师］罗马数字Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ等表示什么意思？

［生］族序数。

［师］A、B又分别表示什么呢？

［生］A表示主族，B表示副族。

［师］什么是主族？什么是副族？

［生］由短周期元素和长周期元素共同构成的族，叫做主族；完全由长周期元素构成的族，叫做副族。

［师］元素周期表中共有多少个主族？多少个副族？

［生］7个主族、7个副族。

［师］元素周期表中还有哪些纵行没提到？

［生］零族和第Ⅷ族。

［师］零族元素都是什么种类的元素？为什么把它们叫零族？

［生］零族元素均为稀有气体元素。由于它们的化学性质非常不活泼，在通常状况下难以与其他物质发生化学反应，把它们的化合价看作为零，因而叫做零族。

［师］第Ⅷ族有几个纵行？

［生］3个。

［师］分析元素周期表中从ⅢB到ⅡB之间的元素名称，它们的偏旁部首有什么特点？说明什么？

［生］其偏旁均为“金”，说明它们均为金属。

［师］很正确。元素周期表的中部从ⅢB族到ⅡB族10个纵行，包括了第Ⅷ族和全部副族元素，共六十多种元素，通称为过渡元素。因为这些元素都是金属，所以又把它们叫做过渡金属。

［师］请大家根据本节的学习内容，填写板书中的空白。

［把黑板上所挂元素周期表取下，让一个学生上黑板填写］

［注：易把16个族错添为18个］

［师］［指住板书内容］此即为元素周期表的主要结构。在中学化学里，我们主要学习主族元素的性质。

［师］元素的性质主要是由元素原子的最外层电子数决定的。请大家分析讨论主族元素的族序数与主族元素原子的最外层电子数有什么关系？可参考我们学习过的碱金属、卤族元素以及1～20元素原子的结构示意图。

［学生分析、讨论］

［生］主族元素的族序数等于其最外层电子数。

［师］很好！由此我们可得出以下结论：

［讲述并板书］主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数

(或：主族序数=最外层电子数)

［投影练习］已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？

［生］X位于第四周期、第一主族；Y位于第五周期、第七主族。

［师］能判断它们分别是什么元素吗？可对照元素周期表。

［生］X为钾元素，Y为碘元素。

［师］很正确。

［过渡］以上，我们了解了元素周期表的结构。那么，科学家们在完成这张元素周期表时，经历了怎样的一个过程呢？

［投影展示］阅读思考题：

1.元素周期律发现的背景是什么？

2.元素周期律的发现和周期表的编制是否应完全归功于门捷列夫？

3.门捷列夫总结出的元素周期律是否就是我们现在所学的元素周期律？

4.门捷列夫在研究的过程中，最突出的两大功绩是什么？

5.通过这些资料，你认为人类认识世界的过程是不是一帆风顺的？所得到的知识是否都为绝对真理？

［学生阅读、思考］

［教师让学生分别回答以上各个问题，其中问题5由教师和学生一块完成］

1.从18世纪中叶到19世纪中叶的100年间，随着科学技术的发展，新的元素不断地被发现。人们也逐渐积累了不少关于这些元素的物理、化学性质的资料。因此，人们产生了整理和概括这些感性材料的迫切要求。

2.不应该。而是许多科学家不断研究、探索的智慧结晶。

3.不是。门捷列夫的元素周期律指的是：元素(以及由它所形成的单质和化合物)的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性的变化。如今的元素周期律已发展为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

4.首先是预言了某些未知元素，并为这些元素在表中留下了空位；其次是指出了当时测定的某些元素的相对原子质量数值可能有错误。

5.人类认识世界的过程不是一帆风顺的，而是曲折的、螺旋式前进的。人们得到的知识不一定都是绝对真理，其中多数是处于发展中，并且在发展中不断地被完善。元素周期表的发现就是一个很好的例子。

［师］从以上史料可以看出，元素周期律的发现和元素周期表的编制是经过一个发展过程的。从1789年拉瓦锡提出将元素分为四类，到1869年门捷列夫提出元素周期律为止，先后有德贝莱纳、高库尔特瓦、欧德林、迈耶尔、纽兰兹等科学家为此做出努力。如果没有“三素组”“螺旋图”“六元素表”“八音律”等元素分类工作的基础，就不会有门捷列夫的元素周期律。门捷列夫的元素周期律既是前人思想的继承，又是前人思想的创新和发展。元素周期律在门捷列夫之后又经过了不断地完善和发展，1894年拉姆塞发现惰性气体氩，继后又有氦的发现等。于是，在周期表中增加了一个零族，稀有气体排在这族中。1913年莫斯莱测定原子序数，并提出周期律的真正基础是原子序数而不是原子量。直到今天，还有许多人在研究周期律，周期表也出现了多种形式，如维尔纳长式周期表、波尔塔式表等。另外，也一直有人工合成的新元素在不断地填充元素周期表。

［学生活动］

［师］能说出该表上为什么没有113、115、117号元素吗？

［生］这些元素尚未被发现，或正在研究中。

［师］确实这样！美国的劳伦斯·贝克莱实验室曾预计，该实验室和德国重离子研究中心以及俄罗斯的研究人员不久将会用氪离子来轰击铋靶子，以获得119号元素。由于119号元素会衰变成尚未发现的117、115和113号元素，所以科学家有可能一次就发现4种新元素！

［问］在这么多人工合成新元素的合成者中，却没有中国人的足迹，大家是否为此感到遗憾呢？

［生］(很懊恼地)十分遗憾！

［师］那么，就让我们向纽兰兹、门捷列夫等科学家学习吧，他们的研究历程向我们揭示了这样一个真理，即：我们不但要学习前人的知识，更要在前人所积累的知识的基础上，进行创新和发展。引申到我们现在的学习中，就是：既要牢固地掌握知识，又要灵活地运用知识，更要不断地扩充和发展知识。

物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期系最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第七周期，并进入第八周期，甚至第九周期。不过，机遇总是垂青于那些头脑有准备的人。如我们前面学习碱金属时所知道的英国化学家戴维，一生都是好学不倦，其仅在1807～1808年两年内就发现了钾、钠、钙、恩、钡、镁、硼等元素，当时年仅29岁；1824年法国化学家巴拉尔发现溴，当时才22岁。

［师］因此，只要我们努力学习，不断进取，勇于为科学事业而攀登，那么，人工合成新元素的合成者中，出现中国人的身影就不再仅仅是一个希望，中国诺贝尔奖金的空缺也终会弥补！

［板书］第一节 元素周期表(第一课时)

元素周期表的结构

1.周期

周期序数=电子层数

2.族

三、小结

元素周期表的结构、元素在周期表中的位置与原子结构的关系

四、布置作业

1.重新熟悉元素周期表，预习下节课内容。

2.试着写一篇学了这节课的感想。

【教学反思】元素周期表这一部分知识，学生在初中阶段已经有了一定的基础了，再次基础上学习，有知识衍生出知识。有利于学生的学习。但是这一部分记忆性知识较多。适当的讲解帮助学生理解性记忆。

第2课时

【三维目标】

1.知识与技能

了解原子结构与元素性质的关系，能初步学会总结元素递变规律的能力。

2.过程与方法

具有把元素的性质、元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化的运用能力。

3.情感与价值观

通过对元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系。从而认识事物变化过程中量变引起质变的规律性，接受辨证唯物主义观点的教育。

【教学重点】元素性质的递变规律与元素组成微粒结构的联系

【教学方法】讨论、比较、实验、归纳 。

【教学过程设计】

【复习导入】我们把ⅠA 称为碱金属族，我们为什么要把他们编在一个族呢？请同学们画出碱金属的原子结构示意图，分析碱金属原子结构的共同之处。

[思考与交流]我们知道物质的性质主要取决于原子的最外层电子数，从碱金属原子的结构可推知其化学性质如何？是否完全相同？

[实验1]将一干燥的坩埚加热，同时取一小块钾，擦干表面的煤油后，迅速的投入到热坩埚中，观察现象。同钠与氧气的反应比较。

[实验2]在培养皿中放入一些水，然后取绿豆大的钾，吸干表面的煤油，投入到培养皿中，观察现象。同钠与水的反应进比较。

[归纳与整理]

二、元素的性质与原子结构

（一）碱金属的化学性质

1、与非金属的反应

Li＋O2 Na＋O2 K+O2

K、Rb等碱金属与O2反应，会生成超氧化物。 Rb、Cs在室温时，遇到空气会立即燃烧。

2、与水的反应

K＋H2O Rb＋H2O

除Na、K外，其他碱金属元素也都可以和水反应生成相应的碱与H２。

[小结]

2M＋2H２O == 2MOH＋H２↑ 碱性:

[思考与交流]

根据实验讨论钠与钾的性质有什么相似性和不同。你认为元素的性质与他们的原子结构有关系吗？

（二）碱金属的物理性质的比较（见课本第7页）

课堂练习1:碱金属钫(Fr)具有放射性，它是碱金属元素中最重的元素，下列预言错误的是：

Ａ.在碱金属中它具有最大的原子半径 Ｂ.它的氢氧化物化学式为FrOH,是一种极强的碱

C.钫在空气中燃烧时,只生成化学式为Fr2O的氧化物

D.它能跟水反应生成相应的碱和氢气,由于反应剧烈而发生爆炸

[阅读教材]第7、8页 典型的非金属-----卤素 看看他们的性质有原子结构间是否存在联系？

[归纳与整理]

（三）卤素单质的物理性质（见课本第8页）

[思考与交流]请大家根据卤素单质的物理性质，总结出卤素单质在颜色、状态、密度、熔沸点、溶解性等各方面的递变规律。

[归纳与整理]

颜色： 状态： 密度：

熔沸点： 在水中的溶解性：

［设问］大家能否根据卤素原子的结构特点来解释一下卤素单质在性质上的相似性与递变性呢?

[归纳与小结]

（四）卤素的化学性质：

1、卤素单质与氢气的反应（见课本第8页）

卤素和H2的反应可用通式H2＋X2==== 来表示，反应时按F2、Cl2、Br2、I2的顺序，反应条件越来越 ，反应程度依次 ，形成的卤化氢的稳定性也依次 。

[实验1]将少量新制的饱和氯水分别注盛有NaBr溶液和KI溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量四氯化碳，振荡。观察四氯化碳层和水层的颜色变化。

[实验2]将少量的溴水注入盛有KI溶液的试管中，用力振荡后，在注入少量的四氯化碳。观察四氯化碳层和水层颜色的变化。

1、卤素单质间相互置换反应：Cl2＋ NaBr===== Cl2＋ Br-=====

Cl2＋ KI===== Cl2＋ I－=====

［小结］卤素单质随着原子核电荷数的递增，在物理性质和化学性质方面，均表现出一定的相似性和递变性。

[归纳与总结]

同一主族元素性质具有一定的相似性和递变性；同一主族，从上到下：原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 ，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 ；

课堂练习2:现有下列几种物质的溶液KCl、KI、新制氯水、KBr、淀粉、AgNO3,不用其他试剂，怎样鉴别它们？

课堂练习3：砹(At)是卤族元素中位于碘后面的元素，试推测砹和砹的化合物最不可能具备性

质

A.砹易溶于某些有机溶剂 B.砹化氢很稳定不易分解

C.砹是有色气体 D.砹化银不溶于水或稀HNO3

【板书设计】

一、卤族元素

1、结构

2、性质

3、性质变化规律

作业：1、整理、归纳本节教学案 2、完成【课时作业】

【教学反思】这节课学习了卤素和碱金属的一些性质，物理性质还有化学性质，碱金属和卤素分别代表着标准的金属族和非金属族，他们在性质上呈现规律性的变化。表示着金属或者是非金属在性质上表现出来的规律性变化。

第3课时

【课标要求】

1、知识与技能

了解原子结构与同位素、使学生懂得质量数和AZX的含义。

2、过程与方法

具有把元素周期表的位置与元素组成微粒的结构初步联系起来并在一定条件下相互转化

3、情感与价值观要求：认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】同位素、质量数和AZX的含义

【教学方法】讨论、比较、归纳 。

【教学过程设计】

【复习导入】请同学们回忆初中所介绍的原子结构的知识。我们按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。可见原子序数与原子结构间存在什么关系？

（结合1--18号元素原子结构）

1、原子序数= = =

2、原子是由居于原子中心的带正电的 和核外带负电的 构成的。原子核由 和 构成。

[归纳与整理]

一、原子结构

质子

1、原子

核外电子

构成原子的粒子及其性质

[思考与交流]从表格得出原子的质量主要取决于哪种微粒？

原子的质量主要集中在 ，质子和中子的相对质量都近似为1，如果忽略电子的质量，将核内所有 叫做质量数。

2、质量数与质子数和中子数间的关系。

质量数（A）= +

在化学上，我们为了方便地表示某一原子。在元素符号的左下角表出其质子数，左上角标出质量数X。

[课堂练习]

1、若有某种新元素，它的原子核内有161个中子，质量数为272。该元素的原子序数与原子核内中子数的关系是( )

A. 大于 B. 小于 C. 等于 D. 不能肯定

2、填表：

3、X元素原子的质量数为m，核内中子数为n，则WgX+含有电子的物质的量(mol)是( )

A. (m-n)×W/m B. (m-n-1)×W/m C. (m+n)×W/m D. (m-n+1)×W/m

科学研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数 。如组成氢元素的氢

原子，就有以下三种：我们把 原子叫核素。

三种不同的氢原子

[提问]上面的H、H和H就是核素。那么H、H和H间我们把他们互称为什么？

[归纳与整理]

二、核素：

同位素：

同位素的特点：

[课堂练习]

4、在Li、N、Na、Mg、Li、C中：

（1） 和 互为同位素。

（2） 和 质量数相等，但不能互称同位素。

（3） 和 的中子数相等，但质子数不相等，所以不是同一种元素。

5、放射性原子在人类生活中的很多地方有着特殊的作用，对人类的科学研究有很大的帮助，其中最主要的作用是作为示踪原子。最近医学界通过用放射性14C的羧酸衍生物在特定条件下可通过断裂DNA来杀死细胞，从而抑制艾滋病。

(1)下面有关14C的叙述正确的是（ ）

A.14C与14N含有相同的中子数 B. 14C与C60互为同位素

C. 14C与C60中普通碳原子的化学性质不同 D. 14C与12C互为同位素

(2)自然界中存在很多像14C的放射性原子，这些天然放射现象的发现说明了什么问题（ ）

A.原子不可以再分 B.原子的核式结构 C.原子核还可以再分 D.原子核是由质子和中子构成

作业：1、整理、归纳本节教学案 2、完成【课时作业】

【板书设计】

第3课时

一、原子结构

质子

1、原子

核外电子

二、核素：

同位素：

同位素的特点：

【教学反思】

本章知识的重点是元素周期律和元素周期表，但要深刻地理解并运用它们，必须用有关原子结构、核外电子排布的知识作基础。元素周期表中同周期同主族元素性质的递变规律，包括分析简单化合物的形成等都是在原子结构的基础上建立起来的，否则，元素周期律和周期表就成了无源之水，无本之木。因此，教学过程中重点讲授有关原子结构的知识，是深刻理解元素周期律和运用元素周期表必不可少的。

第二节 元素周期率

第1课时

第二节   元素周期律

知识与技能：

1、使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。

2、了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

3、认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

4、通过教学，培养学生的逻辑推理能力。

过程与方法：

1、归纳法、比较法

2、培养学生抽象思维能力

情感态度价值观：

培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

教学重点：原子的核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律。

教学过程：

第1课时

设问：碱金属元素间、卤族元素间的化学性质为什么相似？

结论：结构决定性质，（性质决定用途）。

讲述：目前已发现了100多种元素，它们的结构与性质各有什么联系？这其中有没有什么规律？（引出板书）

目前已经发现和合成的115种元素在排列时，也是按一定规律排列的，也有一定的周期，那么，这里面周期是什么？有哪些规律可言？

建立原子序数概念后让学生阅读：表5-5、图5-5，解决以下问题：

1：原子序数概念： 。

①随着原子序数的递增，元素的种类呈现怎样的规律性的变化？

②随着原子序数递增，原子最外层电子排布呈现怎样规律性变化？

③随着原子序数递增，元素原子半径呈现怎样的规律性变化？

④随着原子序数递增，元素主要化合价呈现怎样的规律性变化？

板书：原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数

填表：

表5～6 随着原子序数的递增，原子核外电子层排布变化的规律性

（5）表5—7 随着原子序数的递增，元素原子半径变化的规律性

［①大→小 ②大→小 ③周期性］

元素的主要化合价及实例

（6）

填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：

分析：周期性变化的起点、终点的一致性，并分析主要化合价中正价与负价的关系，还要从原子半径最大的原子同时又是最外层电子数最少的，表现最强的金属性，同理，原子半径最小的原子又是最外层电子数最多的，表现最强的非金属性。再根据原子半径与最外层电子数的变化引出元素金属性与非金属性周期性变化规律。

【板书设计】：

1.随着原子序数的递增，元素种类、元素原子最外层电子排布、元素原子半径、元素的主要化合价、元素的金属性与非金属性都呈现周期性变化。

2.元素性质（原子半径、主要化合价、元素的金属性与非金属性）呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。

3.元素性质周期性变化是原子核外电子排布周期性变化必然结果。

【教学小结】：1.原子序数、元素周期律的概念。2.元素性质周期性变化的表现形式及与最外层电子排布周期性变化的关系

【教学反思】这节课接触了很多新的概念，原子序数，元素周期律、以及原子径的变化。多注重理论联系实际，多练习帮助学生理解，加深记忆。

第二课时

三维目标：

1、知识与技能

金属性和非金属性的比较和学习

2、过程与方法

1、自主学习，自主归纳比较元素周期律

2、自主探究，通过实验探究，培养学生的探究能力

3、情感态度与价值观

1）培养学生辩证唯物主意观点；理解量变到质变的规律

新课准备：

提问：⑴原子序数、元素同期律的概念；

⑵元素性质同期性变化的形式。

设问：元素的金属性、非金属性是否也随着原子序数的递增呈现同期性变化？

新课进行：

讲述：“越易越强、越强越强”即：

⑴金属：与水或酸反应越容易，金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性越强，金属性越强。

⑵非金属性：与氢气化合越容易，非金属性越强；最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）酸性越强，非金属性越强。

类推：“越难越弱、越弱越弱”。

以1～18号元素为例，通过实验以说明。

比较1 （1）钠与水反应（回忆）

（2）镁与水反应【实验5-1】

发现1 a条件不同，反应速度不同，镁在沸水中反应快； b化学反应方程式：Mg＋2H2O = Mg(OH)2 +H2↑；

c钠与水反应比镁与水反应剧烈、容易，钠的金属性比镁强；

d NaOH为强碱，而Mg(OH)2的酚酞溶液为浅红色，即为中强碱，钠的金属性比镁强。

比较2：①镁与2mL1mol/L盐酸反应

        ②铝与2mL1mol/L盐酸反应

发现2：①镁比铝与酸反应速度快，镁的金属性比铝强；

②化学反应方程式：Mg+2HCl==MgCl2+H2↑

                  2Al+6HCl==2AlCl3+ 3H2↑

比较3：氧化铝与盐酸和NaOH溶液反应，化学反应方程式为：

        Al2O3+6HCl ==2AlCl3+3 H2O

        Al2O3+2NaOH ==NaAlO2+H2O

填表

铝的化合物的性质：

（1）氧化铝：Al2O3既能跟盐酸反应，又能跟氢氧化钠反应。

　　　方程式为：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O

　　　　　　　　Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O

　　　　　　　　　　　　　　　 偏铝酸钠

（2）两性氧化物：既能跟酸反应生成跟盐和水；又能跟碱反应生成盐和水的氧化物。

↓+3mol/LH2SO4

1mol/LAlCl3+3mol/LNaOH→Al(OH)3↓

　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　↓+6mol/LNaOH

　　两个试管中的氢氧化铝全部溶解，说明氢氧化铝既能与强酸反应，又能与强碱反应。

（1）两性氢氧化物：既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物。

（2）两性氢氧化物：既能与酸反应又能与碱反应的氢氧化物。

小结：

　　可见，铝虽然是金属，但已经表现出一定的非金属性。

发现3：Al2O3既能与酸反应又能与碱反应，均生成盐和水→两性氧化物。

比较4：【实验5-3】先制备一定量的Al(OH)3,再分别与3mL1mol/L H2SO4溶液和6 mL1mol/L NaOH溶液反应.

发现4:① Al(OH)3也呈两性 →两性氢氧化物;

②化学反应离子方程式: Al(OH)3+3H+=Al3++3 H2O

                         Al(OH)3+OH－= AlO2－+ 2H2O

比较：Si—SiO2—H4SiO4 （难溶弱酸） Si—SiH4（极难生成）

        P—P2O5—H3PO4   （中强酸）  P—PH3 （很难生成）

        S—SO3—H2SO4   （强酸）     S—H2S（较难生成）

        Cl—Cl2O7—HClO4   （最强酸）  Cl—HCl （容易生成）

组织学生阅读P102、P103页课本，结合比较：

发现：非金属性：Cl＞S＞P＞Si

结论：

1、 Ar

        金属性→弱，非金属性→强    稀有气体元素

      2、元素的金属性与非金属性随着原子序数数的递增也呈现周期性变化。

新课的延伸：

1、NaHCO3既能与盐酸反应，也能与NaOH溶液反应，它是两性化合物吗？

2、氧化物分为三种：酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。

教学小结：

1、概念：两性氧化物、两性氢氧化物、元素周期律。

2、Na     Mg     Al     Si     P     S     Cl

氧化物： Na2O   MgO  Al2O3   SiO2   P2O5   SO3   Cl2O7

水化物： NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 H4SiO4 H3PO4  H2SO4 HClO4

氢化物：  —    —     —     SiH4    PH3     H2S   HCl

主要化合价： ＋1   ＋2    ＋3    ＋4   ＋5   ＋6    ＋7

                                   －4   －3    －2    －1

最外层电子数： 1      2      3      4     5     6       7

原子半径：         → 由 大 到 小→

   元素的性质：  金属性→渐强，非金属性→渐弱。

钠、镁、铝的性质比较

硅、磷、硫、氯的性质比较

用元素符号回答原子序数11～18号的元素的有关问题

(1)除稀有气体外，原子半径最大的是 。

(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是 。

(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是 。

(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是 。

(5)能形成气态氢化物且最稳定的是 。

［答案：(1)Na (2)Na (3)Al (4)Cl (5)Cl

注：此处(2)、(3)、(4)、(5)分别容易错填为：NaOH、Al(OH)3、HClO4、HCl］

［总结］

11~18号元素性质的变化结论：

Na Mg Al Si P S Cl Ar

　　　　金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强　　　　　　　　稀有气体

［结论］

　　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变化。

［归纳总结］

　　元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

　　事实上：随着原子序数的递增，原子核外电子排布呈周期性变化。如11 ~ 18号元素的最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，失电子的能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。故元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。

【教学反思】：

本节课主要是进行元素金属性和非金属性的学习，以及总结归纳出金属性和非金属性比较的一些方法。再一次的体现元素周期律

第3课时

三维目标：

1．知识与技能

掌握元素性质、原子结构、元素在周期表中的位置三者之间的关系。

2．过程与方法

了解元素周期表中的三角规则和对角线规律。

3．情感态度与价值观

了解元素周期表和元素周期律的意义。

教学过程

[题]：

已知X、Y、Z三元素为同周期中相邻主族元素，且原子序数按X、Y、Z依次增大。已知X的氧

化物对应水化物呈弱碱性，Z是同周期元素中非金属性最弱的非金属元素，关于元素Y，下列说法中正确的是（ ）

A．Y的氢氧化物一定具有两性

B．Y是金属元素，且既溶于酸，又溶于强碱

C．Y单质能与水剧烈反应，并放出氢气

D．Y元素能与氢元素形成稳定的氢化物

【知识梳理】

1、元素在周期表中的位置，反映了 。我们可以根据元素在周期表中的位置 ；或根据元素的 。

2、主族元素的最高正化合价一般等于其 序数，非金属元素的负化合价等于 。

3、卤族元素的原子最外层上的电子数是 ，其中，非金属性最强的是 。卤素的最高价氧化物对应水化物的化学式是 (以X表示卤素)。

4、元素周期表是元素周期律的 ，是学习化学的 。它为新元素

及 提供了线索；对于其他与化学相关的 。

5、请填写下表的空白处

典例分析：

典例1：X和Y元素的原子，在化学反应中都容易失去电子而形成与Ne相同的电子层结构，已知X的原子序数比Y的原子序数大，下列说法中正确的是（ ）

A．X的金属性比Y的金属性强

B．常温下，X和Y都不能从水中置换出氢

C．Y元素的氢氧化物碱性比X 元素的氢氧化物碱性大

D．X元素的最高化合价比Y 元素的最高化合价高

分析解答：

典例2：某元素X的气态氢化物的化学式为H2X,下列叙述不正确的是（ ）

A.X原子最外层电子层上有6个电子

B.该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO3

C.X一定是非金属元素

D.X元素的非金属性比氧元素的非金属性强

分析解答：

跟踪训练：

1．下列各组元素性质递变排列顺序不正确的是（ ）

A.Li、B、Be原子最外层电子数依次增多

B.P、S、Cl元素最高正价化合价依次升高

C.B、C、N、O、F原子半径依次增大

D.Li、Na、K、Rb的金属性依次增强

2．下列叙述错误的是

A.原子半径：Cl＞S＞O

B.还原性：Na＞Mg＞Al

C.稳定性：HF＞HCl＞HBr

D.酸性：HClO4＞H2SO4＞H3PO4

3、X、Y、Z、W均为短周期元素，它们在元素周期表中的位置如下图所示。若Y原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，下列说法中正确的是( )

A.原子半径：W＞Z＞Y＞X

B.最高价氧化物对应水化物的酸性：Z＞W＞X

C.四种元素的单质中，Z单质的熔沸点最高

D.W的单质能与水反应，生成一种具有漂白性的物质下列所画原子结构示意图正确的是（ ）

4、在元素周期表中，在金属元素与非金属元素的分界线附近可以找到

A.电子工业上的半导体材料 B.作为催化剂的材料

C.制造新农药的材料 D.耐高温的合金材料

5、下列各组顺序的排列不正确的是（ ）

A．离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋＞F－

B．热稳定性：HCl＞H2S＞PH3＞AsH3

C．酸性强弱：H3AlO3＜H2SiO3＜H2CO3＜H3PO4

D．碱性强弱：KOH＞NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3已知aXm+和bYn-的电子层结构相同，则下列关系式正确的是 （ ）

6、关于元素周期表和元素周期律的应用有如下叙述：①元素周期表是同学们学习化学知识的一种

重要工具；②利用元素周期表可以预测新元素的原子结构和性质；③利用元素周期表和元素周期律

可以预言新元素；④利用元素周期表可以指导寻找某些特殊的材料。其中正确的是（ ）

A．①②③④ B．只有②③④ C．只有③④ D．只有②③

7、如下图所示，已知A元素的最低化合价为－3价，它的最高价氧化物含氧59.21%，原子核内中子数比质子数多1，试回答：

(1)写出它们的元素符号：

A____________，B____________，C____________，D____________，E____________。

(2)A、B、C、D的气态氢化物稳定性最差的是____________。

(3)A、B、C的原子半径由小到大的顺序是____________。

(4)A、B、C三元素最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序是：____________。

【板书设计】三、元素周期表和元素周期律的应用

1、元素的金属性和非金属性欲元素在周期表中的位置关系

2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

3、1）主族元素最高正化合价=族序数=最为外层电子数=价电子书

4、元素周期表和元素周期律的用途

1） 测新元素

2）寻找半导体材料

3）合成新农药

4）需找催化剂

5）进行位构性的推导

【教学反思】：

对基础知识的讲解要透彻，分析要细腻，否则直接导致学生的基础知识不扎实，并为以后的继续学习埋下祸根。其次，对重点、难点要把握准确。教学重点、难点正确与否，决定着教学过程的意义。在化学教学活动开始之前，首先要明确教学活动的方向和结果，即所要达到的质量标准。

必修二第一章 物质结构 元素周期律 复习导案

三维目标

知识与技能目标

1．使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律。

2．让学生认识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。

3．让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。

过程与方法目标

1．通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表（直方图、折线图）分析、处理数据的能力。

2．通过对获取的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培养学生学归纳、概括能力、口头表达能力和交流能力。

3．通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。

情感态度与价值观目标

1．学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物变化的依据”等辩证唯物主义观点。

2．学习化学史知识，能使学生认识到：人类对客观存在的事物的认识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发现都需要长期不懈地努力，才能获得成功。

三、教学重点、难点

元素周期律和元素周期表的结构。位构性之间的关系

【教学过程】

一、基础知识回顾

（一）原子结构与同位素

1、原子的构成：

2、原子的表示方法：

①原子可表示为 ，代表的意义是 。

②abXcd的含义：a代表 ，b代表 ，c代表 ，d代表 。

3、原子中各粒子存在的数据关系：　

①质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)+中子数(N)。　　

②电子关系：　　

对于中性原子：核外电子数＝ ＝ ＝ ；　　

对于阳离子：核外电子数＝ ；　　

对于阴离子：核外电子数＝ 。

4、元素、核素与同位素：

（1）概念：

①元素：具有相同的 的 原子的总称。

②核素：具有一定数目的 和一定数目的 的一种 。

③同位素： 相同而 不同的同一元素的 互称为同位素。

（2）三者之间的关系：

（二）元素周期表与元素周期律

1、元素周期表的编排及结构

（1）编排原则：

①按原子序数递增的顺序从 到 排列；

②将 的各元素按 递增的顺序从左到右排成一横行，称为一周期；

③把 的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行，称为一族。

（2）周期表的结构：

（3）元素周期表与原子结构的关系：

周期序数＝ ；主族序数＝ ＝ ；

主族元素的负化合价＝ 。

2、元素周期律的实质及内容

（1）元素周期律：元素的性质（ 、 、 、 、

等）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是 。

（2）运用列表对比，掌握同周期、同主族元素性质的递变规律

（三）化学键

1、化学键：在原子结合成分子时， 叫做化学键。化学反应的过程，本质上就是 的断裂和 的形成的过程。

2、离子键和共价键的比较：

二、规律方法总结

1、元素金属性与非金属性的判断规律

（1）元素金属性的判断规律

①在同一周期中，从左到右元素的金属性逐渐减弱；在同一主族中，从上向下元素的金属性逐渐增强。

②金属与水（或酸）反应越容易，则元素的金属性越强；反应则越弱。

③氢氧化物的碱性越强，则元素的金属性越强；反之，则越弱。例如，碱性：NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3，则元素的金属性：Na＞Mg＞Al。

④金属单质和另外金属盐溶液的置换反应。

（2）元素非金属性的判断规律

①在同一周期中，从左向右元素的非金属性逐渐增强；在同一主族中，从上向下元素的非金属性逐渐减弱。

②若该水化物的酸性越强，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。例如，酸性：HClO4 (最强酸) ＞H2SO4 (强酸) ＞H3PO4 (中强酸) ＞H4SiO4(弱酸)，则元素的非金属性：Cl＞S＞P＞Si。

③若容易生成气态氢化物，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。

④若氢化物越稳定，则元素的非金属性越强；反之，则越弱。

⑤非金属单质和另外非金属盐溶液的置换反应。

2、微粒半径大小的比较规律

（1）同种元素微粒的半径比较

①阳离子半径小于相应原子半径，如r(Na+)＜r(Na)；

②阴离子半径大于相应原子半径，如r(Cl-)＞r(Cl)；

③同种元素不同价态的离子，价态越高，离子半径越小如r(Fe2+)＞r(Fe3+)。　　

（2）不同元素微粒半径的比较

①同周期元素，原子序数越大，原子半径、最高价阳离子半径、最低价阴半径均渐小(仅限主族元素)，如r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(S)＞r(Cl)；

②同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，同价态的离子半径大小也如此。如：r(F)＜r(Cl)＜r(Br)＜r(I)，r(F-)＜r(Cl-)＜r(Br-)＜r(I-)；

③电子层结构相同的不同粒子，其半径比较规律是核电荷数越大，半径越小，r(S2-)＞r(Cl-)＞r(K+)＞r(Ca2+)。

3、具有相同电子层结构的阴、阳离子、原子相应的元素在周期表中的位置关系

（1）具有相同电子层结构的阴、阳离子相应的元素在周期表中的位置关系和半径大小相同电子层结构的阴离子和阳离子，相应的元素在周期表中周期相邻，阴离子相应的元素在上一个周期，阳离子相应的元素在下一个周期，且阴离子半径大于阳离子半径。

即： 阴上阳下，序小径大。 半径 r(F－) ＞ r(Na＋)

如：F－和Na＋ S2－和K＋ 等 半径 r(S2－) ＞ r(K＋)

2、具有相同电子层结构的阴离子、稀有气体元素的原子、阳离子相应的元素在周期中位置的关系：

相同电子层结构的阴离子和阳离子，相应的元素在周期表中周期相邻，阴离子相应的元素与稀有气体原子的元素在同一个周期，阳离子相应的元素在下一个周期，且阴离子半径大于阳离子半径。

即：阴前阳下，阴稀同周。

4、化学键与物质类别的关系规律

（1）只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如：、金钢石、晶体等。

（2）只含极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如：HCl、NH3、SiO2、CO2等。

（3）既有极性键又有非极性键的物质：如：、苯等。

（4）只含有离子键的物质：活泼金属元素与活泼非金属元素形成的化合物。如：、等。

三、典型例题分析

例1、四种主族元素的离子和（a、b、c、d为元素的原子序数），它们具有相同的电子层结构，若m＞n，对下列叙述的判断正确的是（ ）

①a－b＝n－m；②元素的原子序数a＞b＞c＞d；③元素非金属性Z＞R；④最高价氧化物对应水化物的碱性X＞Y

A．只有③正确 B．①②③④正确

C．①②③正确 D．②③正确

解析：四种离子具有相同的电子层结构，则核外电子数相等，即a－m＝b－n＝c+n＝d+m，又m＞n，则①错，②正确。对于主族元素简单阳离子所带的正电荷数为其族序数，阴离子所带的负电荷数为8－族序数，故Z、R位于X、Y的上一周期，且Z在R后，X在Y后，故③正确，④错，综合以上情况，故D正确。

例2、A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大。B原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍；C的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X；E与A同主族；A、B、C这三种元素，每一种与D都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物。

（1）写出下列元素的元素符号：A___________，E___________；

（2）D在周期表中位于第___________周期，第___________纵行；

（3）B的最高价氧化物的电子式为___________；

（4）E和D形成的化合物与水反应的化学方程式为___________。

解析：由“B原子的最外层电子数是其次外层电子数的2倍”，可确定其为6号元素碳。

由“C的最高价氧化物对应的水化物与其氢化物反应生成一种盐X”可确定其为氮，因为只有氮元素的氢化物的水溶液呈碱性。

由“A、B、C、D、E五种短周期元素，它们的原子序数依次增大”和“E与A同主族”可知，A只可能为“H、Li、Be、B”，又由“A、B、C这三种元素，每一种与D都能形成元素的原子个数比不相同的若干种化合物”知，D应为氧。能与氧生成多种氧化物的只有H，故E为Na。

答案：（1）H，Na（2）2，16（3）

（4）

例3、A、B、C、D、E、F为原子序数依次增大的短周期主族元素。已知：A、C、F三种原子的最外层共有11个电子，且这三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两皆能反应，均生成盐和水；D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4；E元素原子次外层电子数比最外层电子数多3。

(1)写出下列元素的符号：A_______，D________，E_______。

(2)B的单质在F的单质中的现象是_______，化学方程式是_________。

(3)A、C两种元素最高价氧化物的水化物反应的离子方程式是_____________________。

解析：根据各种元素均为前三周期的主族元素，A、C、F三种元素的最高价氧化物的水化物之间两两反应生成盐和水，可推知其中一种元素为铝。因A、B、C、E原子序数依次增大，故只能是C为铝元素，A为钠元素，B为镁元素。再根据A、C、F三种元素的最外层共有11个电子，可求得F的最外层电子数为11－3－1=7，F为氯元素。D和E的原子序数应介于13和17之间，依据D元素原子的最外层电子数比次外层电子数少4，E元素原子次外层电子比次外层电子数多3，可推知D为硅，E为磷。

答案：(1) Na、Si、P；(2)产生白烟，Mg+Cl2MgCl2；(3)OH－+Al(OH)3=AlO2－+2H2O

四、本章巩固练习

1、第三周期元素R，它的原子最外电子层上达到饱和所需电子数小于次外层和最内层电子数之差，但等于最内层电子数的正整数倍。下列说法正确的是（ ）

A．常温下，能稳定存在的R的氧化物都能与烧碱溶液反应

B．R的最高价氧化物对应的水化物都是强酸

C．点燃条件下，R的单质均能生成最高价氧化物

D．在常温下，R的气态氢化物都能在空气中稳定存在

2、下列分子的电子式书写正确的是(　　)

3、在元素周期表短周期中的X和Y两种元素可组成化合物XY3，下列说法正确的是（ ）

A． XY3一定是离子化合物

B．若Y的原子序数为m，X的原子序数一定是m±4

C．X和Y可属于同一周期，也可属于两个不同周期

D．X和Y一定不属于同一主族

4、A、B、C、D四种短周期元素的原子半径依次减小，A与C的核电荷数之比为3：4，D能分别与A、B、C形成电子总数相等的分子X、Y、Z。下列叙述正确的是（ ）

A．X、Y、Z的稳定性逐渐减弱

B．A、B、C、D只能形成5种单质

C．X、Y、Z三种化合物的熔沸点逐渐升高

D．自然界中存在多种由A、B、C、D四种元素组成的化合物

5、X、Y、Z为三种不同的短周期元素，X、Y处在相邻的两个周期，X原子的最外层电子数是Y原子最外层电子数的2倍，Y的原子序数比X的原子序数多5，Z原子与Y原子的最外层电子数之差为3。下列叙述正确的是（ ）

A. X、Y、Z三种元素不能组成一种盐

B. Y单质与Z单质均能导电

C. X、Y、Z的最高价氧化物对应的水化物，可能是酸、碱或两性的物质

D. X、Y形成的一种离子跟反应可生成Y的离子

6、甲、乙、丙、丁为四种的短周期元素，在周期表中，甲与乙、丙、丁在周期表中的位置关系如下图所示（其中，乙、丙、丁位置未标出）。四种元素的原子序数之和为40，丁的原子序数与乙、丙原子序数之和相等，四种元素原子的最外层电子数之和为24。

（1）甲元素在周期表中的位置是第___________周期第___________族；

（2）这四种元素可按原子个数比1：2两两化合，形成的化合物的化学式有___________、___________、___________（写出三种即可）；

（3）乙、丙两元素可形成AB3型化合物，其结构式可表示为___________。

7、短周期主族元素A、B、C、D的原子序数依次增大，其中A、C同主族，B、C、D同周期，A原子的最外层电子数是次外层电子数的3倍，B是短周期元素中原子半径最大的主族元素。试回答下列问题：

(1)A的元素符号 。

(2)A、B、C三种元素形成的简单离子的半径由大到小的顺序是 。

(3)A、B、C、D形成的化合物B2A2、CD2、D2A、DA2中各原子都满足最外层8电子结构的是 (填化学式 )。

【教学反思】通过大量的习题加强了学生对元素周期律周期表以及位构性之间的关系。但在解题过程中还暴露了学生的一些问题，上课不集中注意力，多提问，多疑问发起学生思维。两外在讲题过程中更多的应该注意学生的领悟情况。从学生的角度出发，控制讲解的速度。

高中化学必修2全册