元素周期律和元素周期表（第1課時元素周期律）（教案） 高一化學 （蘇教版2019必修第一冊）

元素周期律和元素周期表（第1課時）一、核心素養(yǎng)發(fā)展目標1.了解元素的原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性的周期性變化，認識元素周期律并理解其實質(zhì)。2.能從物質(zhì)變化的實驗事實和有關(guān)數(shù)據(jù)中提取證據(jù)，能從宏觀和微觀結(jié)合的視角進行分析、比較、得出規(guī)律性的結(jié)論。二、教學重難點重點：元素周期律內(nèi)容及實質(zhì)。難點：元素周期律應(yīng)用。三、教學方法實驗探究法、總結(jié)歸納法、分組討論法等四、教學過程【導入】思考：是先有元素周期表還是先有元素周期律？【生】先有元素周期律【問】什么是周期？【生】某些現(xiàn)象或事件按同樣的順序重復出現(xiàn)【展示】元素周期表及氧所在的格子【講解】原子序數(shù)概念：按照核電荷數(shù)由小到大的順序給元素依次編號，這種編號叫作原子序數(shù)?！締枴颗c其他量的關(guān)系？【生】原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝核內(nèi)質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)。【展示】展示核電荷數(shù)為1~18的元素原子最外層電子數(shù)【生】觀察，并總結(jié)規(guī)律：規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，除H、He外元素原子的最外層電子數(shù)呈現(xiàn)從1到8的周期性變化?！菊故尽吭影霃降淖兓旧坑^察，并總結(jié)規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的原子半徑呈現(xiàn)由大到小的周期性變化【講解】①原子電子層數(shù)相同時，最外層電子數(shù)越多，半徑越小。②最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越多，半徑越大?！旧克性刂校影霃阶钚〉脑厥荋短周期元素中，原子半徑最大的元素是Na【展示】1～18號元素的最高正價和最低負價【生】觀察，并總結(jié)規(guī)律：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的最高正化合價呈現(xiàn)＋1到＋7(氧、氟除外)、最低負化合價呈現(xiàn)－4到－1的周期性變化【講解】對于1～18號元素：(1)元素的最高正化合價＝最外層電子數(shù)(O、F及稀有氣體除外)(2)|元素的最低負化合價(非金屬具有)|＝8－最外層電子數(shù)(3)元素的最高正化合價＋|元素的最低負化合價|＝8(4)根本原因：隨著核電荷數(shù)的遞增，原子的最外層電子數(shù)排布呈周期性變化?！局v解】金屬性是指：在化學反應(yīng)中元素的原子失去電子的能力非金屬性是指：在化學反應(yīng)中元素的原子得電子的能力【展示】堿金屬和鹵素原子的變化規(guī)律【講解】判斷元素金屬性強弱的方法①比較元素的單質(zhì)與水(或酸)反應(yīng)置換出氫的難易程度。置換反應(yīng)越容易發(fā)生，元素原子的失電子能力越強，元素的金屬性越強。②比較元素最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性強弱。一般來說，堿性越強，元素原子失電子的能力越強，元素的金屬性越強。【展示】鈉、鎂、鋁與水或酸反應(yīng)的實驗探究【生】現(xiàn)象：Na與冷水反應(yīng)劇烈；Mg與熱水反應(yīng)緩慢；化學方程式Mg＋2H2Oeq\o(=,\s\up7(△))Mg(OH)2↓＋H2↑Al與冷水、熱水看不到明顯的變化。Mg與稀鹽酸反應(yīng)劇烈；Mg＋2H＋=Mg2＋＋H2↑Al與稀鹽酸反應(yīng)較劇烈。2Al＋6H＋=2Al3＋＋3H2↑結(jié)論：金屬失電子的能力，即金屬性：Na>Mg>Al【講解】原因：當元素原子的核外電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），原子失電子能力逐漸減弱，所以金屬性逐漸減弱。【講解】判斷元素非金屬性強弱的方法①比較元素的單質(zhì)與氫氣化合的難易程度以及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性。一般來說，反應(yīng)越容易進行，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。②比較元素最高價氧化物對應(yīng)的水化物的酸性強弱。一般來說，酸性越強，元素原子得電子的能力越強，非金屬性越強。【展示】硅、磷、硫、氯元素的非金屬性強弱比較原子SiPSCl最高正價＋4＋5＋6＋7最低負價－4－3－2－1單質(zhì)與H2化合的條件高溫較高溫度需加熱點燃或光照從Si到Cl，與H2化合越來越容易氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性SiH4很不穩(wěn)定PH3不穩(wěn)定H2S較不穩(wěn)定HCl穩(wěn)定從Si到Cl，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性越來越強最高價氧化物SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性強弱H4SiO4或H2SiO3弱酸H3PO4中強酸H2SO4強酸HClO4最強無機酸從Si到Cl，最高價氧化物對應(yīng)水化物的酸性逐漸增強【生】結(jié)論：非金屬失電子的能力，即非金屬性：Cl>S>P>Si【講解】原因：當元素原子的核外電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減?。ㄏ∮袣怏w元素除外），原子得電子能力逐漸增強，所以非金屬性逐漸增強?！菊故尽刻骄縉aOH、Mg(OH)2、Al(OH)3堿性強弱①實驗操作實驗操作沉淀溶解情況沉淀逐漸溶解沉淀逐漸溶解沉淀溶解沉淀不溶解相關(guān)反應(yīng)方程式Al(OH)3＋3HCl=AlCl3＋3H2OAl(OH)3＋NaOH=NaAlO2＋2H2OMg(OH)2＋2HCl=MgCl2＋2H2O實驗結(jié)論NaOH是強堿，Mg(OH)2是中強堿，Al(OH)3是兩性氫氧化物，三者的堿性依次減弱結(jié)論：eq\o(→,\s\up7(NaMgAl),\s\do15(\b\lc\(\a\vs4\al\co1(單質(zhì)與水或酸反應(yīng)的劇烈程度越來越弱,最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性越來越弱))))Na、Mg、Al失去電子的能力逐漸減弱，金屬性逐漸減弱。【講解】11～17號元素金屬性、非金屬性變化規(guī)律的根本原因元素原子核外電子層數(shù)相同時，隨著核電荷數(shù)逐漸增加，原子半徑逐漸減小(稀有氣體元素除外)，這種原子結(jié)構(gòu)的變化，使原子核對最外層電子的吸引能力逐漸增強，元素原子失電子能力逐漸減弱，得電子能力逐漸增強，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。【講解】元素周期律1．內(nèi)容隨著元素核電荷數(shù)的遞增，元素的原子半徑(稀有氣體元素除外)、元素的主要化合價(最高化合價和最低化合價)、元素的金屬性和非金屬性均呈現(xiàn)周期性變化。2．含義元素的性質(zhì)隨著元素核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律叫作元素周期律。3．實質(zhì)元素原子核外電子排布隨著元素核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性變化的必然結(jié)果?！局v解】判斷元素非金屬性強弱的4個誤區(qū)1、比較元素金屬性、非金屬性強弱不能根據(jù)最外層電子數(shù)的多少或電子層數(shù)的多少,而應(yīng)根據(jù)得失電子的難易程度。2、不能通過物質(zhì)的物理性質(zhì),如熔沸點、溶解性等方面比較元素金屬性或非金屬性強弱。3、氫化物的穩(wěn)定性越強或還原性越弱,則元素的非金屬性越強,不能認為氫化物的酸性越強,元素的非金屬性越強。4、最高價氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強,不能認為某元素氧化物的水化物酸性越強,元素非金屬性越強。例：X、Y代表兩種非金屬元素，下列不能說明非金屬性X比Y強的是()A．Y的陰離子Y－的還原性強于X的陰離子X－B．X的氫化物的水溶液的酸性比Y的氫化物的水溶液的酸性強C．X的單質(zhì)X2能將Y的陰離子Y－氧化成Y2D．X、Y的單質(zhì)分別與Fe化合，產(chǎn)物中前者Fe為＋3價，后者Fe為＋2價答案B【講解】微粒半徑大小的比較1.原子半徑(1)電子層數(shù)相同時,隨原子序數(shù)的遞增,原子半徑逐漸減小。例如:Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl。(2)最外層電子數(shù)相同時,隨電子層遞增原子半徑逐漸增大。例如:Li<Na<K<Rb<Cs。2.離子半徑(1)同種元素的不同粒子半徑:陰離子大于原子,原子大于陽離子。例如:S2->S,Na>Na+。(2)電子層結(jié)構(gòu)相同的離子,核電荷數(shù)越大,半徑越小。例如:S2->Cl->K+。(3)帶相同電荷的離子,電子層數(shù)越多,半徑越大。例如:K+>Na+。(4)所帶電荷、電子層數(shù)均不同的離子可選一種離子參照比較。例如:K+與Mg2+半徑,可選Na+為參照,得出:K+>Na+>Mg2+?！菊n堂小結(jié)】師生共同完成。一、原子結(jié)構(gòu)與元素化合價的變化規(guī)律二、元素的金屬性和非金屬性的變化規(guī)律三、微粒半徑大小的比較【課堂練習】下列