高一化学《元素周期律》复习学案

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高一化学《元素周期律》复习学案

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高一化学《元素周期律》复习学案

教材分析:

《元素周期律》是化学必修2第一章第二节,本节包括三部分教学内容:原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规律以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。第二课时主要是在原子结构的周期性变化的基础上,以第三周期为例,探究同周期元素金属性、非金属性的递变规律,而同周期同主族元素性质的周期性变化,是元素周期律的最本质体现。元素周期律是学习化学和研究化学的理论基础,是指导学生学习无机化合物的导航图,对学生化学能力的提升有着举足轻重的作用。本节课的教学内容充分体现了“结构决定性质”的化学思想,也渗透了“量变引起质变”的哲学思想。因此本节课的教学应充分体现元素周期律的“周期性”概念,元素周期性的教学要注重“周期性”的理解,同时根据新课改的要求,尽量发挥学生学习的自主性,引导学生从元素原子最外层电子数的递变入手,引导学生,通过对比分析,类比迁移,自主总结出得出同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

学情分析:

本节课针对的是高一学生,从认知思维特点上看,该年龄段的学生思维敏捷、活跃,但抽象思维能力薄弱。“元素周期律”理论性强,要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须设置问题情境,激发学生学习兴趣,帮助学生掌握本节课的内容。同时通过原子核外电子排布规律,碱金属、卤族元素性质的学习,学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系,也初步理解了结构决定性质的化学思想。因此,只要教师通过问题的设置和适当的引导点拨,可以让学生通过实验探究与验证,完全将这一理论知识应用到同周期元素性质的学习中,并获得预期的学习效果。

教学目标

知识技能:

1、理解同周期元素金属、非金属的递变规律;                   

2、掌握并能运用元素金属性、非金属性的判断依据

3、 培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

过程与方法:

1、通过同周期元素金属、非金属的递变规律的推出,初步培养学生对比分析、类比迁移的归纳演绎推理能力;

2、培养学生自学能力和阅读能力。

情感态度价值观:

1、结合元素周期律的学习,帮助学生树立由“量变到质变”的哲学观点。

2、从周期律的导出,培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。

3、结合周期律的推出,使学生初步掌握透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。

教学课型:基本理论基本概念课

教学重点:同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

教学难点:周期元素性质的递变规律的应用。

教学方法:实验探究法、观察讨论法、对比分析法和类比迁移法

教学用具:PPT课件、投影仪、酒精灯、烧杯、试管、小刀、玻璃片、镊子、滤纸、金属钠、镁、铝,稀盐酸、酚酞试剂、蒸馏水

教学过程:

[新课导入] 通过上节课的学习,我们随着原子序数的递增,元素原子的核外电子排布、原子半径、化合价都呈周期性变化。

[知识储备] 随着原子序数的递增,元素原子的电子层排布、原子半径和化合价均呈现周期性的变化。请完成导学案中表1:

元素符号

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

最高正价

 

 

 

 

 

 

 

最低负价

 

 

 

 

 

 

 

最高价氧化物

 

 

 

 

 

 

 

最高价氧化物的水化物

 

 

 

 

 

 

 

氢化物

 

 

 

 

 

 

 

[设疑激趣]  元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增呈现周期性的变化呢?

[观察思考]

第一章第二节元素周期律(第二课时)教学设计

    尝试根据元素原子核外电子排布规律及原子半径的递变预测第三周期元素原子失电子能力或得电子能力的相对强弱。

[学生活动] 对比分析、相互讨论、归纳整理、得出结论

[教师引导] 引导学生注意最外层电子数的递变、原子半径的递变。

[学生活动] 预测:从左到右,随着原子序数递增,失电子能力逐渐减弱,得电子能力逐渐增强

[教师设疑]元素原子失电子能力(即金属性)的强弱,可以采用哪些方法间接判断?

[学生活动] 复习回顾、相互讨论、归纳整理、得出结论

[学生小结]

1、比较元素单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。置换反应越容易,元素金属性越强,原子失电子的能力越强。

    2、比较元素最高价氧化物对应水化物的碱性强弱。一般说来,碱性越强,元素金属性越强,原子失电子的能力越强。

    3、相互置换

[实验探究]探究钠、镁与水的反应。根据实验现象,完成下列实验报告1。

 

 

实验内容

实验结论

化学方程式

最高价氧化物对应的水化物碱性强弱

Na、Mg、Al分别与水反应

 

现象

化学方程式

 

Na

 

 

Mg

 

 

Al

 

 

[实验探究]探究镁、铝与盐酸的反应。根据实验现象,完成下列实验报告2。

[学生活动] 根据实验现象,完成实验报告1、实验报告2,,对比分析,得出结论:Na、Mg、Al金属性逐渐                 

[教师设疑] 元素原子得电子能力(即非金属性)的强弱,可以采用哪些方法间接判断?

[学生活动] 复习回顾、相互讨论、归纳整理、得出结论

[学生小结]

1、比较元素单质与氢气化合的难易程度以及气态氢化物的稳定性。一般说来,反应越容易进行,生成气态氢化物越稳定,元素原子得电子的能力越强。

2、比较元素最高价氧化物对应水化物的酸性。一般说来,酸性越强,元素原子得电子的能力越强。

3、相互置换
[实验探究]

 

Si

P

S

Cl

最高价氧化物

SiO2

P2O5

  SO3

Cl2O7

最高价氧化物的水化物

H2SiO3

  H3PO4

  H2SO4

HCLO4

最高价氧化物的水化物的酸性

弱酸

中强酸

强酸

更强酸

单质与氢气化和的条件

  高温

加热或磷蒸汽

 加热

 点燃或光照

气态氢化物的稳定性

 SiH4

PH3

  H2S

 HCl

[学生活动] 分组讨论,对比分析非金属与氢气化合的反应条件,生成氢化物的稳定性,及对应最高价氧化物水化物的酸性强弱。

[学生小结] 由实验理论分析,我们可以得出:第三周期,非金属元素Si、P、S、Cl:随着原子序数的递增,氢化物的形成由难到易,生成的氢化物的稳定性逐渐增强。最高价氧化物对应的水化物的酸性逐渐增强。                 

[归纳小结] 通过上述实验探究我们可以得出的结论:从11-18号元素随着原子序数的递增,元素的非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱。

[学生总结] 元素周期律

元素的性质随着元素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。

[拓展提升] 同周期元素,从左到右,随原子序数的递增:

1、从左到右,原子半径逐渐增大;         

2、从左到右,原子失电子能力逐渐减弱;得电子能力逐渐增强;即元素的金属性逐渐减弱;非金属性逐渐增强;

3、从左到右,最高价氧化物对应的水化物的碱性逐渐减弱;酸性逐渐增强;

4.从左到右,气态氢化物的稳定性逐渐增强。

[活学活用]

1、判断下列说法是否正确:

  (1)  C、N、O、F原子半径依次增大

  (2)  PH3、H2S、HCl 稳定性依次增强

  (3)酸性:H3PO42SO4

 (4)氢化物的稳定性: NH32O

2、已知短周期主族元素X、Y、Z,三种元素原子的电子层数相同,且原子序数X

A、原子半径X

B、得电子能力X、Y、Z逐渐减弱

C、最高价含氧酸酸性H3XO42YO44

D、气态氢化物的稳定性按照X、Y、Z顺序减弱

 3、下列各组的排序中正确的是:(      )

A、原子半径:K

B、酸性:H2SiO32CO32SO4

C、氢化物的稳定性:HF

D、碱性:NaOH23

[作业布置]:步步高章节检测训练6

 

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