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1、必修2 第一章 第二节元素周期律第二课时教学设计一、学习目标 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。 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。 通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养总结归纳及逻辑推理能力。(3) 通过对实验的研究，培养观察能力、实验能力和创造思维能力。(4)培养勤于思考、勇于探究的科学品质。(5)了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。(6)通过对元素周期律的学习，初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等。二、重点和难点1、重点： 元素周期律的实质 元素金属性
2、和非金属性的变化规律2、难点： 元素周期律的实质 元素金属性和非金属性的变化规律 通过实验来培养学生的探究能力三、教学过程【复习所学知识】 请同学们回忆我们上节课所学的内容1、元素原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的原子半径、主要化合价、原子核外电子层排布随原子序数的递增而呈现出怎样变化的？【创设问题情境】我们知道，元素的化学性质是由原子结构决定的。那么，元素的金属性和非金属性是否也将随元素原子序数的递增而呈现出周期性的变化呢？【知识回忆】金属性和非金属性的强弱的判断依据？ 【实验方案讨论】以第三周期元素为研究对象，如何通过实验来比较元素(钠、镁、铝)的金属性强弱呢？ （提示：从金属性强弱的
3、判断依据入手来设计实验。可选用提供的药品与仪器。实验药品：镁条、铝条、酚酞溶液、蒸馏水、稀盐酸（2mol/L）。实验仪器：试管、试管夹、酒精灯、砂纸、火柴、滴管） 设计实验比较钠、镁、铝的金属性强弱方案1 方案2 【板书】3、同周期元素金属性和非金属性的递变【上述实验方案落实，师生共同完成表格】元素名称（符号）钠（Na）镁（Mg）铝（Al）与水反应与酸反应对应碱的碱性元素的金属性比较【讨论】讨论:利用非金属性的判断依据如何比较Si、P、S、Cl非金属性强弱?【师生共同完成表格】元素名称（符号）硅（Si）磷（P）硫（S）氯（Cl）最高价氧化物对应水化物（酸性）与H2反应难易非金属性比较【实验事实
4、结论】Na Mg Al Si P S Cl金属性逐渐 ，非金属性逐渐 【原子结构解释】原子半径 电子层数 ，核电荷数 同周期元素 从左到右原子失电子能力逐渐 ，得电子能力逐渐 原子核对最外层电子的吸引力 【结论】同一周期，从左到右，随核电荷数的增加，元素的金属性 ，非金属性 。【板书】4、元素周期律的涵义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化【质疑】引起元素性质周期性变化规律的原因是什么？【引导学生得出，并板书】5、元素周期律的实质：元素原子核外电子层排布周期性变化 【课堂小结】【作业】课本习题P19 4、5【巩固练习】1、课本P19、第1题2、下列各元素的性质递变情况错误的是（ ） A
5、、Li、Be、B原子最外层电子数依次增加 B、P、S、Cl元素最高化合价依次升高 C、N、O、F原子半径依次增大D、Na、K、Rb的金属性依次增强3、能根据元素单质和化合物性质判断元素非金属性强弱的是（ ）A、元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱B、元素最高价氧化物对应水化物的酸性强弱C、元素的单质跟酸反应置换出氢气的难易D、元素的单质跟氢气反应生成氢化物的难易4、下列有关元素周期律的叙述，正确的是（ ） A. 元素周期律的实质是元素原子核外电子排布呈周期性变化 B. 元素周期律的实质是原子半径呈周期性变化 C. 元素周期律的实质是元素的性质随原子序数的递增呈周期性变化D. 元素周期律的实质是
6、元素的性质随原子量的递增而呈周期性变化5、气态氢化物按稳定性递增顺序排列的一组是（ ）A、 PH3、H2S、HCl、 SiH4B、SiH4、PH3、H2S、HClC、SiH4、H2S、HCl 、PH3D、SiH4、PH3、HCl 、H2S6、下列排列顺序错误的是（ ） A、原子半径：Na S Cl B、金属性：KCa C、酸性：H3PO4 H2SO4 HClO4 D、碱性：Al（OH）3 Mg（OH）2 NaOH7、A、B、C、D、E是同一周期的一种元素。A和B的最高氧化物对应的水化物均呈碱性，且碱性BA，C和D的最高价氧化物对应的水化物均呈酸性，且酸性CD，E是这五种元素中原子半径最小的元素，则元素的原子序数由小到大的顺序是（ ） A、ABCDE B、CDABE C、BADCE D、ECDBA6