人教版高中化学必修二 教案

第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表（一）

[知识与技能]: 1、了解元素周期表的结构以及周期、族等概念；

2、了解周期、主族序数和原子结构的关系

[过程与方法]:通过自学有关周期表的结构的知识，培养学生分析问题、解决问题的能力。[情感态度与价值观]:通过精心设计的问题，激发学生求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。[教学重难点]：周期表的结构；周期、主族序数和原子结构的关系。

[教学过程]:

[导入]：丰富多彩的物质世界有100多种元素组成，这些元素性质不同，有的性质活泼，易与其他元素形成化合物，有的性质不活泼，不易与其他元素形成化合物，等等。为什么他们性质不同他们之间存在着什么联系为解决以上问题，我们今天学习元素周期表。

[板书]：第一节元素周期表

[提问]：投影元素周期表，到目前为止人类已发现了多少种元素

[学生回答]：112种，那么元素周期表是谁发现呢

[指导阅读]：门捷列夫图象

[思考与交流]：为什么这个表要称为元素周期表呢对“周期”是如何理解的。

[学生回答]：

[讲解分析]：《现代汉语词典》第1636页解释，“事物在运动、变化的发展过程中，某些特征多次、重复出现，一个过程就是一个周期。”

门捷列夫发现元素不是一群乌合之众，而是像一支训练有素的军队，按照严格的命令井然有序地排列着，怎么排列的呢

[讲解分析]：1869年，俄国化学家门捷列夫把当时已发现的60多种元素按其相对原子质量由大到小依次排列，将化学性质相似的元素放在一个纵行，通过分类归纳，制出第一张元素周期表，开创了化学历史新纪元；下面我们就来学习元素周期表的有关知识。

[板书]：一、元素周期表

[讲解]：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。

[思考与教流]：1．画出1－18号元素原子的结构示意图。

2．认真分析、观察原子结构上有哪些相同点与不同点。

[板书]：（一）、元素周期表编排原则：

1、按原子序数递增的顺序从左到右排列。

2、将电子层数相同的元素排列成一个横行。

3、把最外层电子数相同的元素排列成一个纵行。

[过渡]：下面我们就一起来研究一下元素周期表的结构。

[板书]：（二）、元素周期表的结构

[设问]：数一数元素周期表有多少个横行多少个纵行

[学生回答]：(数后回答)有7个横行，18个纵行。

[教师精讲]：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

[教师精讲]：元素周期表中共有7个周期，请大家阅读课本P5的有关内容。在发现原子的组成及结构之后，人们发现，原子序数与元素的原子结构之间存在着如下关系：

[板书]：原子序数═ 核电荷数═ 质子数═ 核外电子数

[设问]：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

[学生回答]：依据为具有相同电子层数的元素按照原子序数递增顺序排列在一个横行里。

[设问]：周期序数与什么有关

[归纳小结]：周期序数=电子层数。

[课堂反馈]：1、已知碳、镁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[学生回答]：碳有两个电子层，位于第二周期，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。

[教师精讲]：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。

[归纳小结]：

类别周期序

数

起止元素

包括元素种

数

核外电子层

数

短周期1H—He21 2Li—Ne82 3Na—Ar83

长周期4K—Kr184 5Rb—Xe185 6Cs—Rn326

不完全周

期7

Fr—112

号

267

[过渡]：——族。[板书]：2、.族

[教师精讲]：将最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上而下排列，叫族。用罗马数字表示族序数。

[设问]：主族元素的族序数与什么有关

[学生回答]：主族序数=最外层电子数。

[设问]：请大家数一下，周期表中共有多少个纵行

[学生回答]：18个。

[设问]：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

[学生回答]：族序数，A表示主族，B表示副族。

[设问]：什么是主族什么是副族

[归纳小结]：

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。

[设问]：元素周期表中共有多少个主族多少个副族

[学生回答]：7个主族、7个副族。

[设问]：零族元素都是什么种类的元素为什么把它们叫零族

[学生回答]：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。

[设问]：第Ⅷ族有几个纵行

[学生回答]：3个。

[设问]：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

[教师精讲]：其偏旁均为“金”，说明它们均为金属。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。

[教师精讲]：周期表中还有些族还有一些特别的名称。

例如：第IA族：碱金属元素第VIIA族：卤族元素0族：稀有气体元素[课堂反馈]：

2、完成下列表格：

3、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

[总结]：最后我们用一句话来概括元素周期表的结构：三短三长一不全；七主七副Ⅷ和零。

[板书计划]：

第一章物质结构元素周期律

第一节元素周期表

一、元素周期表的结构

1．周期

周期序数=电子层数七个周期（1、2、3短周期；4、5、6长周期；7不

2．族

主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数

18个纵行（7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族（8、9、10三个纵行））

第一节元素周期表（二）

教学目标

（一）知识与技能：

1、会写简单的碱金属与氧气、水反应的化学反应方程式

2、运用原子结构的理论解释同主族元素性质的递变规律；

3、知道结构决定性质。

（二）过程与方法：

由原子结构理论分析推导出元素性质的递变规律并通过实验来研究物质化学性质的变化规律，理论联系实际。

（三）情感、态度与价值观：

1、辩证唯物主义理论联系实践的观点及方法。由实践得出理论，并由理论指导实践。

2、加深学生对物质世界对立统一规律的认识。

3、用辩证唯物主义量变质变的观点，在本节内容中有着最恰当的体现。

教学重点

元素的性质与原子结构的关系；碱金属原子结构与性质的关系

教学难点

金属的性质递变判断；金属活泼性强弱的判断规律

教学过程

【引入】活泼的金属元素Na的性质是我们所熟知的，现象是本质的反应，宏观是微观的体现。现在让我们从原子结构这一微观角度来研究微观结构与宏观性质的关系。

【板书】二、元素的性质与原子结构的关系

（一）、碱金属元素

[科学探究1]请同学们看书本P5，并完成该表。由此可以得出什么结论

1．核电荷数从Li到Cs逐渐增多。

2．最外层电子数都相同为1。

3．电子层数依次增多，从2层增大到6层。

[实验1]取钾、钠各一粒，分别放在石棉网上的左、右两边，同时加热。观察实验的现象。[现象]钾首先熔化（熔点低），先与氧气发生反应，后钠再熔化与氧气反应。

[板书]1、碱金属与氧气的反应

[思考与交流]请写出钠与氧气在加热条件下的化学反应方程式，并尝试的写出锂、钾与氧气

[答]相似性：碱金属都能与氧气反应。

递变性：周期表中碱金属从上往下，与氧气的反应越来越剧烈。

[过渡]我们知道金属钠除了与氧气反应外还能与水发生反应。

[实验2]钾、钠与水的反应：取两烧杯，放入相同量的水，然后分别取绿豆大的钾、钠各一粒同时分别放入两烧杯中，观察实验的现象。

[现象]钾燃烧，先消失；钠熔化，后消失。

[板书]2、碱金属与水的反应

[提问]根据钾、钠与水反应的实验，请请总结出碱金属与水反应有什么相同点、不同点生成的碱性氢氧化物的碱性如何变化

[答]相同点：碱金属与水反应都生成氢氧化物和氢气。

不同点：周期表中碱金属从上往下，与水的反应越来越剧烈。

生成氢氧化物的碱性越来越强。

[过渡]以上我们学习的是碱金属的化学性质，下面我们来学习碱金属的物理性质。

[板书]3、碱金属的物理性质

随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

[提问]碱金属有这样的相似性、递变性的本质原因

．．．．在哪里

[答]因为，原子结构的最外层电子，原子半径的递变，有性质的递变。

随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，最外层电子易失去，表现在参加化学反应时越来越剧烈，金属性增强。[板书]4、结构决定性质

[讲解]金属性：金属原子失电子的能力。

金属性强弱的比较依据：

1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；

2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。

【引入】借鉴上节课推导碱金属元素性质递变规律的方法，结合已学过的氯元素的性质，现

在我们来进一步学习卤族元素，并比较与Cl2的相同与不同之处。

[板书] （二）卤族元素

[科学探究1]根据碱金属元素结构的相似性、递变性，根据下表总结并推测

．．卤族元素的结构

递变性：卤素随着荷电荷数的增加，电子层数逐渐增加，原子半径逐渐增大，原子核对外层电子的吸引能力逐渐减小，得电子能力越来越差，非金属性减弱。

[讲解]非金属性：非金属得到电子的能力。

非金属性强弱的判断依据：1、非金属单质与H2化合的难易程度；

2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。

[过渡]下面我们根据对卤素性质的推测来验证卤族元素性质的相似性和递变性。

[板书]1、卤素的物理性质

剂（萃取原理）。

递变性：从氟到碘，单质的颜色逐渐加深，密度依次增大，熔点、沸点依次升高。

[板书]2、卤族元素的化学性质

22

从结构上的递变有结构决定性质。

（2）卤素单质间的置换反应

性强弱。

再次证明了，结构决定性质，卤族元素从氟到碘，氧化性逐渐降低。

【总结】在元素周期表中，同主族元素从上到下原子核外电子层数依次增多，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，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

【板书设计】

第一节元素周期表（二）

（一）、碱金属元素

1、碱金属与氧气的反应

2、碱金属与水的反应

3、碱金属的物理性质随核电荷数增加，密度逐渐增大（K除外），熔沸点逐渐降低。

4、结构决定性质

金属性强弱的比较依据：

1、金属与水或者酸反应生成氢气的剧烈程度来比较；

2、最高价氧化物对应水化物——氢氧化物的碱性强弱来比较。

（二）卤族元素

1、卤素的物理性质

2、卤族元素的化学性质

（1）卤素单质与H2的反应

（2）卤素单质间的置换反应

非金属性强弱的判断依据：

1、非金属单质与H 2化合的难易程度；

2、非金属单质其气态氢化物的稳定性。

第一节 元素周期表（三）

[知识与技能]:

1、使学生理解核素及同位素概念，元素性质与原子核的关系。

2、了解同位素在工农业生产中的应用。

[过程与方法]:

培养学生提出问题、分析归纳、概念辨析及应用能力

[情感态度与价值观]:

通过精心设计的问题，激发学生求知欲和学习热情，培养学生的学习兴趣。

[教学重难点]：

构成原子的粒子之间的关系和数目,以及元素、核素、同位素之间的关系。

[教学过程]:

[复习导入]：请同学们回忆：质子带正电，电子带负电，而原子不显电性的原因。

[学生回答]： 核内质子数＝核电荷数＝核外电子数，所以，整个原子呈电中性，原子核由质子和中子构成。下面我们对原子的结构做进一步认识。

[板 书]：三、核素

（一）、原子结构

原子核 质子

原子 中子

核外电子

[设 问]：请同学们回忆初中所学的知识，得出原子的质量主要取决于哪种微粒

[原子 质子数 （Z ） 中子数 （N ） 质子数＋中子数 （A ）

相对原子质量 F 10 18．998

Na 12 22．990

Al 14 26．982

[子的质量，将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加起来，所得的数值叫做质量数。

[板 书]：质量数：将核内所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加。

[设 问]：根据质量数的定义，可得质量数与质子数和中子数间的关系。

[归纳小结]：1、质量数（A ）=质子数（Z ）+中子数（N ）

2、强调：质量数不是原子的真实质量，只表示某元素的某个原子。

[过 渡]： 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A

Z X 。

3、应用：①用符号X A Z 表示组成原子的微粒关系

②根据上述关系，A 、Z 、N 三个数可知二求一

[设 问]：原子形成离子之后构成原子的微粒哪些发生了变化如何改变质量数呢

[归纳小结]： 和 中的质子数、中子数、质量数和电子数。

离子指的是带电的原子或原子团。

带正电荷的粒子叫阳离子，带负电荷的粒子叫阴离子。

当质子数(核电荷数)＞核外电子数时，该粒子是阳离子，带正电荷；

当质子数(核电核数)＜核外电子数时，该粒子是阴离子，带负电荷。[

粒子符号质子数（Z）中子数（N）质量数（N）用A Z X表示为

①Cl1718353517Cl

②111223

③10111H 11212H 12313H

2、①A X x+N= A-2X

②A X x-共的x个电子，则N= A

③B2-原子核内有x个中子，其A为m，则ng B2-离子所含电子的物质的量：

[过渡]：研究证明，同种元素原子的原子核中，中子数不一定相同。如组成氢元素的氢原子，就有以上三种：我们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的原子叫核素.

[板书]：（二）、核素

定义：把一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称核素

[教师精讲]：11H 21H（D）31H（T）就各为一种核素。

[提问]：那么11H、21H和31H间我们把他们互称为什么

[板书]：（三）、同位素

定义：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素（即同一元素的不同核素间互称为同位素）。

[指导阅读]：P10同位素的特点

[归纳小结]：

①对象：核素是指单个原子而言，而同位素则是指核素之间关系。

②“同位”是指质子数相同，周期表中位置相同，各同位素原子结构几乎相同（除中子数），

同一元素的各种同位素化学性质几乎相同。

③不同：不同的同位素构成的物质物理性质不同。

④同位素特性：在天然存在的某种元素中，不论是游离态，还是化合态，各种同位素所

占的丰度(原子百分比)一般是不变的。

[指导阅读]：P10几种重要同位素及应用

[课堂反馈]：3、有以下一些微粒：①②③④⑤，其中互为同位素的是①和④，质量数相等但不能互为同位素的是③和⑤，中子数相等但质子数不等的是②和③。

4、下列各组中属于同位素的是（ C ）

A、40K与40Ca

B、T2O和H2O

C、40K与39K

D、金刚石与石墨

[思考与交流]：2、元素、核素、同位素的不同和联系。在周期表中收入了112种元素，是不是就只有112种原子呢

[归纳小结]：元素、核素、同位素的比较和关系

[小结]：略

第二节元素周期律（一）

教学目标

（一）知识与技能：

1、了解原子核外电子排布，

2、培养学学生分析问题，总结归纳的能力。

（二）过程与方法：

利用归纳法、比较法培养学生抽象思维能力。

（三）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、难点

元素原子核外电子排布

教学过程

[引言]我们已学习了元素周期表的结构，那么这张表又有何意义呢我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题呢这就是我们本节课所要研究的内容。[板书] 第二节元素周期律

[教师]元素的性质是由组成该元素的原子结构决定的，因此我们讨论性质之前，必须先来熟悉一下原子的结构。

[讲解]原子是由原子核和核外电子构成的，原子核相对于原子很小，即在原子内部，原子核外，有一个偌大的空间供电子运动。如果核外只有一个电子，运动情况比较简单。对于多电子原子来讲，电子运动时是否会在原子内打架呢它们有没有一定的组织性和纪律性呢下面我们就来学习有关知识。

[板书]一、原子核外电子的排布

[讲解] 科学研究证明，电子的能量是不相同的，它们分别在能量不同区域内运动。我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层，分别用n=1、2、3、4、5、6、7来表示从内到外的电子层，并分别用符号K、L、M、N、O、P、Q来表示。（形象比喻：鸡蛋或者洋葱）通常，能量高的电子在离核较远的区域运动，能量低的电子在离核较近的区域运动。这就相当于物理学中的万有引力，离引力中心越近，能量越低；越远，能量越高。

[讲解并板书] 1、电子层的划分

电子层（n）1、2、3、4、5、6、7

电子层符号K、L、M、N、O、P、Q

离核距离近远

能量高低低高

[设疑] 由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后在填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢

[思考] 下面请大家分析课本13页表1-2，根据原子光谱和理论分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律。

[学生活动]填写表1-2，并总结规律。

[讲解并板书]

2、核外电子的排布规律

(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)

(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超

过18个，倒数第三层不超过32个。

(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向

能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。

[教师]以上规律是相互联系的，不能孤立地机械套用。知道了原子的核电荷数和电子层的排

布规律以后，我们就可以画出原子结构示意图。如钠原子的结构示意图可表示为，请大家说出各部分所表示的含义。

[学生]圆圈表示原子核，+11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。[练习]1、判断下列示意图是否正确为什么

［答案］(A、B、C、D均错)A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。

2、根据核外电子排布规律，画出下列元素原子的结构示意图。

(1)3Li 11Na 19K 37Rb 55Cs

(2)9F 17Cl 35Br 53I

（3）2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe

［提问］请大家分析稀有气体元素原子电子层排布。稀有气体的最外层电子数有什么特点

［学生］除氢为2个外，其余均为8个。

［问］元素的化学性质主要决定于哪层电子稀有气体原名为惰性气体，为什么

［学生］主要决定于最外层电子数。因为它们的化学性质懒惰，不活泼，一般不易和其他物质发学生化学反应。

［教师］我们把以上分析归纳起来，会得出什么结论呢

［学生］原子最外层电子数为8的结构的原子，不易起化学反应。

［教师］通常，我们把最外层8个电子(只有K层时为2个电子)的结构，称为相对稳定结构。一般不与其他物质发学生化学反应。当元素原子的最外层电子数小于8(K层小于2)时，是不稳定结构。在化学反应中，具有不稳定结构的原子，总是“想方设法”通过各种方式使自己的结构趋向于稳定结构。

［教师］原子的核外电子排布，特别是最外层电子数决定着元素的主要化学性质。从初中所学知识，我们知道，金属元素的原子最外层电子数一般少于4个，在化学反应中比较容易失去电子达到相对稳定结构；而非金属元素的最外层一般多于4个电子，在化学反应中易得到电子而达到8个电子的相对稳定结构。原子得到或失去电子后的阴阳离子也可用结构示意图来表示。

［投影练习］1.写出下列离子的离子结构示意图：Mg2+F-Br-Ca2+

答案：+

2. S2-离子的结构示意图，并且从示意图判断S元素属于周期，族，表现为S原子易电子，化合价最低为价，最高正价为价。

［小结］本节课我们重点学习了原子核外电子的排布规律，知道了多电子原子中的电子排布并不是杂乱无章的，而是遵循一定规律排布的。

[随堂练习]

1、某元素的原子核外有3个电子层，最外层有4个电子，该原子核内的质子数为（）

A、14

B、15

C、16

D、17

2、原子核外的M电子层和L电子层最多容纳的电子数的关系是

A、大于

B、小于

C、等于D不能确定

3、C原子L层上的电子数等于次外层上的电子数、电子层数，C是元素。

4、若a A n+与b B2-两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为( )+n+2

+n-2+2

5、某元素的核电荷数是电子层数的5倍，其质子数是最外层电子数的3倍，该元素的原子结构示意图为

6、今有甲、乙、丙、丁四种元素。已知：甲元素是自然界中含量最多的元素；乙元素为金属元素，它的原子核外K层、L层电子数之和等于M、N层电子数之和；丙元素的单质及其化合物的焰色反应都显黄色；氢气在丁元素单质中燃烧火焰呈苍白色。

(1)试推断并写出甲、乙、丙、丁四种元素的名称和符号；

(2)写出上述元素两两化合成的化合物的化学式。

参考答案：1、A 2、A 3、Be 4、A 5、该元素为磷元素

6、(1)O Ca Na Cl (2)略

【板书设计】

第二节元素周期律（一）

一、原子核外电子的排布

1、电子层的划分

(1)各电子层最多容纳的电子数是2n2个(n表示电子层)

(2)最外层电子数不超过8个(K层是最外层时，最多不超过2个)；次外层电子数目不超

过18个，倒数第三层不超过32个。

(3)核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向

能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)。

第二节元素周期律（二）

教学目标

1、了解主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、了解元素周期表和元素周期律的意义。

3、认识事物变化由量变引起质变的规律。

重点难点

元素周期表和元素周期律的意义

教学过程

[复习]1、回忆有关元素原子核外电子的排布规律；

2、填写1——18号元素符号以及它们的原子结构示意图。

[学生活动]

[投影展示]1～18号元素原子结构示意图。

[提问]请大家总结一下，随着原子序数的递增，原子核外电子层排布有何规律性变化。

[板书]二、元素周期律

[学生活动]

[投影展示]

原子序数电子层数最外层电子数

1～211～2

3～1021～8

11～1831～8

[讲述]从上表可以看出：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重

复)的现象，我们称之为周期性。这就如同我们一年一年的四季更替及学生活中的每天都是24小时一样。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。由此，可得出如下结论：

[讲述并板书]随着原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈现周期性变化。

[过渡]元素的性质是由元素的原子结构决定的，那么，随着原子序数的递增，元素的性质是否也会像元素原子最外层电子排布一样呈现周期性变化我们从元素的化合价和元素的金属性与非金属性两个方面来进行探讨。

原子序数12

元素符号H He

最高正化

合价或最

+1O 低负化合

价

原子序数345 6 78910

元素符号Li Be B C N O F Ne

主要化合

+1+2+3+4、-4+5、-3-2-10价

原子序数1112131415161718

元素符号Na Mg Al Si P S Cl Ar

最高正化

合价或最

+1+2+3+4、-4+5、-3+6、-2+7、-10低负化合

价

结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。

学生化学反应，因此，把它们的化合价看作0。

［提问］说出上表中元素化合价变化的规律

［学生］原子序数为1～2时，化合价从+1下降到0；原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子序数为11～17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+7，最低负价从-4到-1。稀有气体元素的化合价均为0。［教师］很好！那么，能不能由此说明：随着原子序数的递增，元素的化合价也呈周期性变化呢

［板书］随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。

［过渡］下面我们通过第三周期元素的一些化学性质来探讨元素的金属性与非金属性有何变化。

［提问］假如我们要用实验来验证这个结论，又应从哪些方面着手呢

［学生回答，教教师板书］

判断元素金属性强弱的依据：

1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；

2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。

判断元素非金属性强弱的依据：

1.跟氢气学生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；

2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

［教师］一般，对于金属元素我们主要研究其金属性，对于非金属元素我们主要研究其非金属性。下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金

属性的变化情况。下面我们通过实验来研究Na 、Mg 、Al 三种金属元素的金属性强弱。 ［演示实验］

+Na

滴有酚酞的水 +Mg

+Al

［教师］请大家分别描述实验现象(注意反应现象的剧烈程度)

［学生］

在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产学生大量无色气体，溶液

变红。

在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有大量气泡出现，溶液变红。 在常温或加热下，遇水无明显现象。

［注］学生在描述实验现象时，常把“产学生无色气体”回答成“产学生氢气”；“与Mg 反应在

常温下现象不明显”常易错答为“Mg 与冷水不反应”。教教师根据具体情况进行纠正。

［教师］上述现象说明了Na 、Mg 、Al 的金属性强弱顺序怎样

［学生］Na 的金属性最强，Mg 次之，Al 最弱。

［教师］也即Na 、Mg 、Al 的金属性强弱顺序为Na ＞Mg ＞Al

［板书］金属性Na ＞Mg ＞Al

［教师］请大家预测一下，Mg 、Al 分别与稀盐酸反应时，现象是否会相同应该有什么区别 ［学生］Mg 与盐酸反应要比Al 与盐酸反应剧烈。

［教师］实践是检验真理的惟一标准。下面，我们通过实验来进行验证。

+Mg 条

1 mol/L

+Al 条

［同时让附近的学学生用手摸一下试管的外壁，请这位同学告诉大家，两支试管的温度是否一样］

［学生］与Mg 反应的试管壁温度高，与Al 反应的试管壁温度低。

［教师］从刚才的实验现象我们可知，Mg 与稀HCl 的反应剧烈得多，同时放出大量的热。

这说明大家的预测是正确的。根据Na 、Mg 、Al 三者的金属性强弱顺序，我们可推知，Na 与HCl 反应将会更剧烈，甚至发学生爆炸。

［过渡］那么，Na 、Mg 、Al 的最高价氧化物的水化物的性质怎样呢

［学生］NaOH 是强碱，由酚酞的颜色可知Mg(OH)2的碱性应弱于NaOH ，强于Al(OH)3。

［讲解并板书］碱性强弱NaOH ＞Mg(OH)2＞Al(OH)3

［投影展示］

性质 Na Mg Al

单质与水（或酸）的反应情况 与冷水剧烈反应放出氢气 与冷水反应缓慢，与沸水迅速反应，放出氢气，与酸剧烈反应放

出氢气

与酸迅速

反应放出

氢气

最高价氧化物对应水化物的碱性强弱 NaOH 强碱 Mg(OH)2 中强碱 Al(OH)3

两性氢氧

化物

△ △ 常温

［过渡］上面我们研究了11～18号元素中金属元素的金属性。下面我们来研究非金属元素的非金属性。

［投影展示］

硅、磷、硫、氯的性质比较

性质Si P S Cl

非金属单质与

氢气反应的条

件高温

磷蒸气与

氢气能反

应

须加

热

光照或点燃时

发学生爆炸而

化合

最高价氧化物对应水化物的酸性强弱H4SiO4

弱酸

H3PO4

中强酸

H2SO4

强酸

HClO4

比H2SO4更强

的酸

［教师］请大家根据资料以及判断元素非金属性强弱的依据，做如下练习：

［板书］氢化物稳定性强弱顺序SiH4＜PH3＜H2S ＜HCl

酸性强弱顺序H4SiO4＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

［请学学生说出结果，教教师把“＜”“＞”填在上述板书中适当的位置

［教师］因此我们不难判断下列元素的非金属性强弱。

［板书］非金属性的强弱Si＜P＜S＜Cl

［教师］因为18号元素氩是一种稀有气体元素，一般情况不难与其他物质发学生化学反应。

因此，我们不研究它的性质。

［教师］综上所述，我们可以从11～18号元素性质的变化中得出如下结论：

［讲解并板书］

Na Mg Al Si P S Cl

同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

［教师］如果我们对其他元素也进行同样的研究，也会得出类似的结论。因此，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的变化。通过大量事实，我们归纳出这样一条规律：

［板书］元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。

［小结］本节课我们主要实验探究认识到元素周期表中所蕴涵的规律。

[随堂练习]

1、从原子序数11依次增加到17，下列所叙递变关系错误的是( )

A.电子层数逐渐增多

B.原子半径逐渐增大

C.最高正价数值逐渐增大

D.从硅到氯负价从-4-1

2、已知X、Y、Z为三种原子序数相连的元素，最高价氧化物对应水化物的酸性相对强

弱是：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4。则下列说法正确的是（）

A.气态氢化物的稳定性：HX＞H2Y＞ZH3

B.非金属活泼性：Y＜X＜Z

C.原子半径：X＞Y＞Z

D.原子最外电子层上电子数的关系：Y=

2

1(X+Z)

3、已知X、Y均为1～18号之间的元素，X、Y可形成化合物X2Y和X2Y2，又知Y的

原子序数小于X的原子序数，则两种元素的原子序数之和为( ) B.18

4、下列各离子化合物中，阳离子与阴离子的半径之比最小的是…………………( )

A．KCl B．NaBr

C．LiI D．KF

参考答案：1、AB 2、AD 3、A 4、C 5、B

6、

【板书设计】

第二节元素周期率

随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。

同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

第二节元素周期律（三）

教学目标

（一）知识与技能

1、掌握元素周期表和元素周期律的应用。

2、了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

3、掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。

（二）过程与方法

1、归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

2、自主学习。自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

（三）情感、态度与价值观

培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。

教学重点

周期表、周期律的应用

教学难点

“位、构、性”的推导

教学过程

【引入】元素周期表、元素周期律是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢这就是我们这节课要学习的内容。

【板书】三、元素周期表、元素周期律的应用

【讲述】元素在周期表中的位置（简称“位”）反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响元素的性质（简称“性”）。因此，我们只要知道三种量（“位、构、性”）中的一种，即可推出另外2种量。

【设问】请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：

1、哪种元素的金属性最强（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置

2、哪种元素的非金属性最强位于周期表中什么位置

【分析】

【板书】1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系

【反馈练习】X、Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是（）

A、X原子的电子层比Y原子的电子层数多

B、X的氢化物的沸点比Y的氢化物的沸点低

C、X的气态氢化物比Y的气态氢化物稳定

D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来

【分析】

【过渡】我们已经知道化合价是元素的重要性质，前面也学习了同周期元素化合价随原子序数的递增而呈周期性变化的规律。那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢【板书】2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

【设问】1、标出下列有下划线元素的化合价：NaCl MgCl2AlCl3H2SiO3H3PO4H2SO4

HClO4

2、总结最高正化合价与什么有直接关系

【分析】

【板书】（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数

【知识拓展】1、价电子数：

2、上述规律只对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。

【过渡】写出下列化合物中有下划线元素的化合价：Na2CO3与CH4 H2SO4与H2S HCl 与HClO4分析最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。

【分析】

【板书】（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

【反馈练习】某元素X的最高价氧化物对应水化物的化学式为HXO4，则其气态氢化物的化学式为：；

若其水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成白色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：。

【分析】

【过渡】通过前面的学习，我们已经感觉到元素周期律、元素周期表的重要性，那么，它在实际应用中有哪些用途呢（看书自学）

【板书】3、元素周期律、元素周期表的应用

1、预测未知物的位置与性质

Ra（镭）是原子序数最大的第ⅡA族元素，下列说法不正确的是（）

A、原子半径是第ⅡA族中最大的

B、遇冷水能剧烈反应

C、位于第七周期

D、Ra(OH)2是两性氢氧化物

2、寻找所需物质

在能找到制造半导体材料，如；

在能找到制造农药的材料，如；

在能找到作催化剂，耐高温，耐腐蚀的合金材料。

[随堂练习]

1、在周期表中金属和非金属的分界线附近能找到（）

A、制农药的元素

B、制催化剂的元素

C、做半导体的元素

D、制耐高温合金材料的元素

2、元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（元素X、Y都为主族元素）。（）

A、XY2

B、X2Y3

C、X3Y2

D、X2Y

3、某元素X的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是（）

A、该元素的原子最外电子层上有6个电子

B、该元素最高正价氧化物的化学式为XO2

C、该元素是非金属元素

D、该元素最高正价氧化物对应水化物的化学式为H2XO4

【板书设计】

第二节元素周期律

三、元素周期表、元素周期律的应用

1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系

2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数

（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

3、元素周期律、元素周期表的应用

第三节化学键离子键（一）

[教学目标]

一、知识与技能

使学生理解离子键、离子化合物的概念。了解电子式概念，掌握电子式的书写。

二、过程与方法

通过离子键教学，培养对微观粒子运动的想像力。

三、情感态度价值观

１、在学习过程中，激发学生的学习兴趣和求知欲。

2、培养学生从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。

［教学重点］

１、离子键的概念，化学反应的本质

２、用电子式表示离子化合物的形成过程

［教学难点］

离子键和用电子式表示离子化合物的形成过程。

［教学过程］

[引入]通过元素周期表的学习，我们发现了元素之间的内在联系。到目前为止，已经发现的元素只有一百多种，然而，由这一百多种元素的原子组成的物质却数以千万计。那么，元素的原子通过什么作用形成如此丰富多彩的物质呢这就是我们这节要研究的问题—-化学键。

化学键种类很多，可以分为离子键、共价键、金属键。今天我们主要学习离子键。

[多媒体板书]第三节化学键一、离子键

[过渡]下面请同学们先阅读课本P21的实验步骤、装置图。请同学们仔细观察实验现象，并尝试写出反应方程式。

[多媒体]钠在氯气中的燃烧实验

[学生] 钠在氯气中剧烈燃烧，火焰呈黄色且有大量的白烟生成，白烟就是氯化钠的固体小颗粒，叫做氯化钠晶体。方程式：2Na +Cl2===2NaCl

[思考] 1、写出Na原子和Cl原子的原子结构示意图。2、试着解释氯化钠是怎样形

成的

[讲述] Na和Cl的原子结构是不稳定的。那通过什么途径才能达到稳定结构由原子结构知识我们知道，钠原子要达到8电子的稳定结构，需要失去一个电子；氯原子要达到8电子的稳定结构，需要得到一个电子。这样二者接触时，钠原子的最外层电子转移到氯原子上，分别形成带正电的Na+和带负电的Cl-。二者结合在一起，形成了新的化合物—氯化钠。

[思考]在氯化钠晶体中，钠离子和氯离子间存在哪些力

[动画]带有正电荷的Na+与带有负电荷的Cl-相互靠近，到了一定的距离时不再移动。多次重复上述操作让学生看个明白。

[多媒体板书] (阴阳离子之间的静电引力作用；Na+与Cl-能否无限制的靠近呢由于电子和电子间、原子核和原子核之间的斥力它们不能无限靠近，表现为排斥作用。)也就是说静电作用既包括吸引作用又包括排斥作用。当钠离子和氯离子接近达到一定距离时，吸引和排斥作用达到平衡，形成稳定的离子键，形成了化合物氯化钠。

[多媒体板书]定义：带相反电荷离子间的相互作用

[讨论] 通过离子键的概念我们来看：形成离子键的成键粒子、成键本质、成键元素分别是什么

[讲述]（引导学生讨论）形成离子键的粒子是阴、阳离子。成键本质：静电作用

[讲述]离子键的本质是静电作用，既有静电吸引作用又有静电排斥作用。

[板书]成键元素：一般活泼金属元素与活泼非金属元素。即元素周表中第ⅠA、ⅡA 族元素和第ⅥA、ⅦA族元素之间易形成离子键。

[多媒体]展示活泼金属元素和活泼非金属元素表格。

[练习]1.下列说法正确的是（D ）

A.含有金属元素的化合物一定是离子化合物

B.第IA族和第VIIA族原子化合时，一定生成离子键

C.由非金属元素形成的化合物一定不含离子键

D.活泼金属与非金属化合时，能形成离子键

E.离子键是通过阴、阳离子的静电吸引形成的

[讲解]考查离子键的成键条件A、AlCl3中不含有离子键。B、第IA族的H是非金属元素，与第VIIA族原子之间不能形成离子键。C、NH4Cl是由非金属元素构成的，但是含有离子键。E,离子键是通过阴、阳离子的静电作用形成的

[板书]离子键的成键元素还有哪些呢

一：活泼的金属元素（IA，IIA）和活泼的非金属元素（VIA，VIIA）之间可以形成离子键。

二：活泼的金属元素和酸根（或氢氧根）离子也可以形成离子键（如：Na2SO4、Mg(NO3)2、KOH等)

三：铵根离子和酸根离子也可以形成离子键。（如：(NH4)2SO4、NH4Cl等)

[过渡]由离子键构成的化合物称为离子化合物。我们以前学过的化合物中有哪些类别是离子化合物呢大家想一下。

[讲述]常见物质有：强碱、大部分盐（除AlCl3）、活泼金属氧化物。例子···

[讲述]我们知道在化学反应中一般是原子的最外层电子发生变化，原子的最外层电子决定元素的化学性质,也体现了原子结构的特点，我们只需要在元素符号周围把原子的最外层的电子表达出来就可以把原子的结构特点表达出来，这就是电子式。请同学们阅读课本资料卡片的内容。

[板书]（二）电子式1、定义：在元素符号的周围用小黑点（或）来表示原子的最外层电子，这种式子叫做电子式。

[过渡]下面我们从几个角度看一下电子式是如何书写的。

[板书] 2、书写方式

[举例讲解]原子：将最外层电子均匀的排布在原子周围。

注意：电子先成单后成双。

[练习] 试写出Ca和S的电子式。（请同学写在黑板上，并订正）

[举例讲解]简单阳离子：简单阳离子的电子式就是它的离子符号；阴离子的电子式：阴离子加括号，电子电荷不能少。

[板书答案]离子：

[讲述]金属原子失去了最外层上的电子变成阳离子达到稳定结构，书写电子式时阳离子最外层上的电子通常不表达出来，所以简单阳离子的离子符号就是它的电子式；铵根离子例外。非金属原子得到电子最外层达到8电子的稳定结构，所以阴离子的电子式要在元素符号的周围用小黑点表示最外层的8个电子并且加上[ ]n-来表示，n表示阴离子带的电荷数（即得到几个电子就带几个负电荷）。

[练习]试写出F-和S2-的电子式.（请同学写在黑板上，并订正）

[举例讲解] 如何表示NaCl、Na2O、MgCl2等化合物的电子式

[板书]

[说明] NaCl的电子式的书写是把Cl-的电子式表达出来放在Na+之后，Na2O的电子式是在O2-的电子式的两边分别写上两个Na+的电子式，CaCl2的电子式是在Ca2+的电子式的两边分别写上两个Cl-的电子式。相同离子不合并，对称分布要记牢。

[练习]试写出KCl、Na2O、CaF2的电子式。（请同学写在黑板上，并订正）

[多媒体板书]书写电子式的注意事项

[讨论]下列电子式是否正确并改正，请同学上黑板上改正。

:O: [:Na:]+ [:S:]-2Ca2+[:Cl:]2-Na2+[:O:]2-

[板书] 3、用电子式表示化合物的形成过程

[讲解]怎样用电子式表示离子化合物NaCl的形成过程左边写原子的电子式，右边写化合物的电子式。中间用“→”表示形成过程，并用弯箭头标出电子转移情况。

[小结]

第二节化学键共价键（二）

用电子式表示共价分子的形成过程

二.共价键

1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。

(1) 成键粒子：原子

(2) 成键性质：共用电子对间的相互作用

2.形成条件：

同种或不同种非金属元素原子结合；

部分金属元素元素原子与非金属元素原子，如AlCl3，FeCl3；

3.存在：

(1 ) 非金属单质

(2) 原子团

(3) 气态氢化物，酸分子，非金属氧化物，大多数有机物

4、电子式表示：

5.共价键的种类：

(1) 非极性键：电子对处在成键原子中间；

极性键：电子对偏向于成键原子其中一方。

教学过程