高一化学必修2教案【实用3篇】

高一化学使我们进入高中学习的基础，而教师的教案是教学的根本。下面是小编为您带来的高一化学必修2教案，帮助教堂更顺利地进行。

高一化学必修2教案：化学键

教学目标

1.使学生理解共价健的概念，能用电子式表示共价化合物的形成。

2.使学生了解化学键的概念和化学反应的本质。

3.通过离子键和共价键的教学，培养学生对微观粒子运动的想象力。

教学重点 1.共价键 2.用电子式表示共价化合物及其形成过程

教学难点 化学键概念、化学反应的本质

教学方法启发、诱导、拟人、讲述、练习、比较

教学用具 投影仪、电脑

教学过程

[引言]上节课我们介绍了化学键中的离子键，本节课我们再来认识另一种类型的化学键——共价键。

[板书] 第四节 化学键(第二课时)

四、共价键

[师]什么是共价键呢?我们初中所学的共价化合物的知识可以帮助我们找到答案。请大家看以下实验，并描述实验现象。

[电脑演示]氢气在盛有***的集气瓶中燃烧。

氢气在***中燃烧，发出苍白色的火焰，集气瓶的瓶口有大量白雾出现。

[师]需要注意的是，该现象不能用“白气”或“白烟”来描述。因为它是氢气与***反应生成的氯化氢分子与空气中的水分子结合而成的盐酸小液滴分散在瓶口所形成的现象，应该说是“白雾”。

我们前面学过，氢气与***在光照条件下的反应。这是它们在又一条件(即点燃)下反应的反应现象。请大家写出该反应的化学方程式：

[学生活动] [教师板书] H2 + Cl2 = 2HCl

[师]在该条件下，氢分子被破坏成氢原子，那么，当氢原子和氯原子相遇时，它们是通过什么作用结合成氯化氢分子的呢? 它们是通过共用电子对形成氯化氢分子的。

[师]像氯化氢这样以共用电子对形成分子的化合物，叫共价化合物。而原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，就叫做共价键。

[板书]原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

[师]氢原子与氯原子结合成氯化氢分子的过程，我们可用下列动画形象地表示出来。

[电脑演示]

[师]以氢原子和氯原子形成了一个共用电子对，共用电子对的共用，使它们各自都满足了对方的要求，并把它俩紧紧地联系在了一起，即共价键的存在，使氯原子和氢原子最终结合成了氯化氢分子。

共价键与离子键不同的地方在于：共价键的成键粒子是原子，它们相互之间属不打不相识的关系，而形成离子键的粒子是阴、阳离子，它们之间是周瑜打黄盖——一个愿打，一个愿挨。

从氯原子和氢原子的结构来分析，由于氯和氢都是非金属元素，不仅氯原子易得一个电子形成最外层8个电子的稳定结构，而且氢原子也易获得一个电子，形成最外层两个电子的稳定结构。这两种元素的原子获得电子难易的程度相差不大，所以相遇时都未能把对方的电子夺取过来。这两种元素的原子相互作用的结果是双方各以最外层一个电子组成一个电子对，电子对为两个原子所共用，在两个原子核外的空间运动，从而使双方最外层都达到稳定结构。这种电子对，就是共用电子对。共用电子对受两个核的共同吸引，使两个原子结合在一起。在氯化氢分子里，由于氯原子对于电子对的吸引力比氢原子的稍强一些，所以电子对偏向氯原子一方。因此，氯原子一方略显负电性，氢原子一方略显正电性，但作为分子整体仍呈电中性。

以上过程也可以用电子式表示如下：

[板书]略

[讲解]氯化氢分子中，共用电子对仅发生偏移，没有发生电子得失，未形成阴、阳离子，因此，书写共价化合物的电子式不能标电荷。

[投影练习]用电子式表示下列共价化合物的形成过程。

CO2 、NH3 、CH4

[学生活动，教师巡视，并让三个同学到黑板上各写一个]

[师]在用电子式表示共价化合物时，首先需分析所涉及的原子最外层有几个电子;若形成稳定结构，需要几个共用电子对;然后再据分析结果进行书写。

[对三个同学书写的结果进行评价，并纠错]容易出现的问题是：

1、不知怎样确定共用电子对的数目和位置;

2、受离子键的影响，而出现中括号，或写成离子的形式;

3、把“”写成“=”。

[把正确结果书写于黑板上]

[板书]略

[过渡]由以上分析可以知道，通过共用电子对可形成化合物的分子，那么，通过共用电子对，能不能形成单质的分子呢?下面，我们以氢分子为例，来讨论这个问题。

[师]请大家写出氢原子的电子式。 (H�)

[问]要使氢原子达到稳定结构还差几个电子? 一个电子

[问]氢分子是由氢原子构成的，要使每个氢原子都达到两电子稳定结构，氢原子与氢原子之间应怎样合作? 形成共用电子对

[师]那么，请大家用电子式表示出氢分子的形成过程。

[让一个同学把结果板书于黑板上]

[板书] H� + �H —→

[师]氢原子和氢原子结合成氢分子时，由于两个氢原子得失电子的能力相等，所以其形成的共用电子对位于两原子的正中间，谁也不偏向谁。

[师]由氢分子的形成过程也可以解释为什么氢气分子为双原子分子。那是因为氢原子和氢原子相遇时，每两个结合就可以达到稳定结构。

[问]为什么稀有气体是单原子组成的? 因为稀有气体元素的原子都已达到稳定结构

[师]请大家用电子式表示***、氧气、氮气。

[学生活动，教师巡视][对具有典型错误的写法进行分析、评价][易出现的错误是]

1.把用电子式表示物质写成了用电子式表示其形成过程;

2.把氮气的电子式写成∶N∶∶∶N∶

[写出正确结果][板书]略

[师]由此，我们得出以下结论：即同种或不同种非金属元素化合时，它们的原子之间都能通过共用电子对形成共价键(稀有气体除外)。

以上共价键中的共用电子对都是成键原子双方提供的，共用电子对能不能由成键原子单方面提供呢?我们可通过NH4+的形成及结构进行说明。

已知氨分子和氢离子可结合生成铵根离子。那么，它们是通过什么方式结合的呢?分析氨分子和氢离子的电子式，即可揭开此谜。

[板书]略

[讲解]从氨分子的电子式可以看出，氨分子的氮原子周围还有一对未共用电子，而氢离子的周围正好是空的。当氨分子和氢离子相遇时，它们一拍即合，即氢离子和氨分子结合时各原子周围都是稳定结构。这样，在氮原子和氢离子之间又新成了一种新的共价键，氨分子也因氢分子的介入而带正电荷，变成了铵根离子(NH4+)，其电子式可表示如下：

[板书]略

[师]像这种共用电子对由成键原子单方提供的共价键，叫做配位键。配位键的性质和共价键相同，只是成键方式不同。

在多数共价键分子中的原子，彼此形成共用电子对后都达到稳定结构，还有一些化合物，它们的分子中并不是所有的原子都达到稳定结构。如BF3分子中的硼离子，外层只有6个电子;PCl5分子中的磷原子共用5对电子后，磷原子外层成了10个电子。同样的情况还有CO、NO2等分子，因此，化学键理论仍在不断发展中。

[过渡]在化学上，我们常用一根短线来表示一对共用电子，这样得到的式子又叫结构式。以上提到的几种粒子，表示成结构式分别为：

[板书]H—Cl O=C=O

H—H Cl—Cl O=O N≡N

[过渡]从上节课的学习我们知道，含有离子键的化合物一定是离子化合物。那么，含有共价键的化合物是不是一定是共价化合物呢?下面，我们通过分析氢氧化钠的结构来对此结论进行判断。

[问]氢氧化钠是否为离子化合物?判断依据是什么?氢氧化钠是强碱，所以是离子化合物

[师]已知氢氧化钠是由钠离子和氢氧根离子组成的，试用电子式表示氢氧化钠。

[由学生和老师共同完成]

[板书]略

[问]根据氢氧化钠的电子式分析，氢氧化钠中存在什么类型的化学键?

钠离子和氢氧根离子之间是离子键，氧原子和氢原子之间是共价键。

[师]十分正确。

[板书](把离子键和共价键的字样标在氢氧化钠电子式对应位置的下方)

[问]含有共价键的化合物一定是共价化合物。这句话是否正确? 不正确

[师]因此，我们说含有离子键的化合物一定是离子化合物，而含有共价键的化合物不一定是共价化合物。

[师]下面，让我们来认识几种化合物的电子式。

[板书]略

[师]请大家标出其中存在的化学键。

[请一位同学上黑板在相应位置写上离子键、共价键]

[师]通过以上实例及以前的学习，我们可以得出这样的结论：即在离子化合物中可能有共价键，而在共价化合物中却不可能有离子键。

非金属和非金属原子之间，某些不活泼金属与非金属原子之间，形成的都是共价键。如HCl中的H—Cl键和AlCl3的Al—Cl键。

[过渡]从有关离子键和共价键的讨论中，我们可以看到，原子结合成分子时，原子之间存在着相互作用。这种作用不仅存在于直接相邻的原子之间，而且也存在于分子内非直接相邻的原子之间。前一种相互作用比较强烈，破坏它要消耗比较大的能量，是使原子互相联结成分子的主要因素。我们把这种相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。

[板书] 五、化学键

相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。

[师]理解化学键的定义时，一定要注意“相邻”和“强烈”。如水分子里氢原子和氧原子之间存在化学键，而两个氢原子之间及水分子与水分子之间是不存在化学键的。

学了有关化学键的知识，我们就可以用化学键的观点来概略地分析化学反应的过程。如钠与***反应生成氯化钠的过程，第一步是金属钠和***分子中原子之间的化学键发生断裂(旧键断裂)，其中金属钠破坏的是金属键，***分子断开的是共价键，它们分别得到钠原子和氯原子;第二步是钠原子和氯原子相互结合，形成钠氯之间的化学键——离子键(新键形成)。分析其他化学反应，也可以得出过程类似的结论。因此，我们可以认为：

[讲解并板书]一个化学反应的过程，本质上就是旧化学键断裂和新化学键形成的过程。

[师]请大家用化学键的观点来分析，H2分子与Cl2分子作用生成HCl分子的过程。

先是H2分子与Cl2分子中的H—H键、Cl—Cl键被破坏，分别生成氯原子和氢原子，然后氯原子与氢原子又以新的共价键结合成氯化氢分子。

[师]离子键和共价键是两种不同类型的化学键，它们之间的区别我们可总结如下：

[投影展示]　　　　　　　　　离子键与共价键的比较

注：以上内容也可由学生自己填写。

[小结]

本节课我们主要介绍了共价键的实质及化学反应过程的本质。

[布置作业]

课本一、2，3，4;二、1;三、2，3。

[参考练习]

1.下列说法中正确的是———————————————————————(　AD　)

A.含有离子键的化合物必是离子化合物　　B.具有共价键的化合物就是共价化合物

C.共价化合物可能含离子键　　　　　　　D.离子化合物中可能含有共价键

2.下列物质中含有共价键的离子化合物是———————————————(　A　)

A.Ba(OH)2　　　　　　B.CaCl2　　　　C.H2O　　　　　　　D.H2

3.在下列分子结构中，原子的最外层电子不能满足8电子稳定结构的是——( D )

A.CO2 　　　　　B.PCl3　　　C.CCl4 　　　　D.NO2

高一化学必修2教案：元素同期表

教材分析：

本节教学内容共分四个部分：第一部分是元素周期表的结构，第二部分是元素的性质与元素在周期表中位置的关系，第三部分是同位素与核素的常识，最后一部分为是元素周期律及元素周期表的意义。教材中还编写了阅读材料与有关资料，对学生也有一定的帮助。在四个部分的教学内容中，要突出前三个部分为教学的重点，要充分认识到学生在学习元素在元素周期表中位置与原子结构的关系时的难度。

教学目的与要求：

1、 使学生了解元素周期表的结构以及周期、族的概念。

2、 使学生理解同周期、同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。

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

4、 使学生了解元素周期律和周期表的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律，对他信进行辩证唯物主义教育。

5、 使学生对核素和同位素有常识性的认识。

教学重点：

1、 元素周期表的结构

2、 元素性质、元素在周期表中位置和原子结构的关系

教学难点：

1、 元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系

2、 核素、同位素

教学方法：比较发现法、讲述法、启发类比法、辨析法

教学用具：元素周期表、挂图、课本

课型： 新课

课时： 2+1(习题课)+1(研究性学习辅导)

教学内容：

第一课时

新课的准备：

1、思考：元素周期律中每隔一定数目的元素，元素性质呈现周期性变化，所隔的元素数目是否相同，即周期是否规则?与元素周期表的行是否有关系?

2、翻开元素周期表，让学生以第二周期和卤族元素、碱金属元素为例分析周期表排列方式。

引出元素周期表的概念及本节标题(元素周期表概念 )。

元素周期表

新课进行：

一、 元素周期表的结构

展示元素周期表，分析元素周期表的行。

1. 周期

具有相同电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一行，叫周期。

比较：元素周期表结构——行，分析比较各元素原子间结构关系，并填写表5-11。

发现：

① 每一周期都是从碱金属开始→卤素→惰性元素(第一与第七周期例外 );

② 周期序数=同周期元素具有的电子层数，元素周期表有7行，共有7个周期;

③ 第一、二、三周期，所排元素种类： 2、8、8， 短周期;

第四、五、六周期，所排元素种类：18、18、32，长周期;

第七周期，所排元素种类：26，不完全周期。

介绍：镧系元素 57La～71Lu 15种元素 第六周期;

锕系元素 89Ac～103Lr 15种元素 第七周期;

超铀元素 92U号元素以后。

(说明元素周期表在排列时采取“短空长出”的办法保持两端对齐)

④每一周期，从左向右，原子半径从大到小;主要化合价从+1～+7，-4～-1，金属性渐弱，非金属性渐强。

(展示元素周期表，分析元素周期表的列)

2. 族

比较：同一列中元素原子最外层电子数，重点分析卤族元素及碱金属元素的相同。

发现：①元素周期表共有18列，除8、9、10三列为一族外，其余15列各为一族;

②长短周期共同组成的族为主族，用A表示;完全由长周期元素构成的族为副族，用B表示，并用罗马数字表示其序号;稀有气体元素所在的列为零族，计作“0”;

① ⅢB族到ⅡB族共10列通称为过渡元素，包括Ⅷ族和七个副族，是从左边主族向右边主族过渡的元素。

新课的延伸：

①思考：元素周期表共有18列，18种元素的周期是标准周期，凡不标准的周期，元素周期表是如何处理的?

②练习：元素周期表从第1列到第18列，主族、副族、Ⅷ族及零族的分布情况。

教学小结：

① 关于周期表、周期、族的概念;

② 周期与电子层数，主族序数与最外层电子数的关系;

③ 元素的原子结构与所在周期表中的位置的关系。

作业：P111习题一、1

课后小结：

第二课时

新课的准备：

游戏：各小组同学派五名同学，依次分别在黑板上写出：1～18列对应的族序数、族类、所包含的周期数、对应的元素数、有关主族元素的最外层电子数。各小组其它同学在座位上也做同样的工作，并可以帮助本组同学进行修改，最后进行评比，看哪个小组做的又对又快。

新课进行：

讲述：元素原子结构与元素在元素周期表中位置有关，由于原子结构决定元素的性质，因此，元素性质与元素在元素周期表中位置有着十分密切的关系。

二、元素性质与元素在周期表中位置的关系 主要化合价

元素在周期表中位置 原子结构 元素性质

元素金属性等

1、 元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系

同一周期，从左向右：原子半径逐渐变小，最外层电子数逐渐增多，失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强;

同一主族，从上到下：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，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱;　　说明：①齿状线右上区为非金属区，左下区为金属区;

②齿状线两侧为往往表现一定金属性，又表现一定的非金属性,是寻找半导体材料的区域;

③金属性最强的元素为Cs，最强的非金属元素为F。

设问：元素化合价与元素在周期表中位置有何关系呢?

讲述：元素化合价与原子电子层结构关系密切，通常把最外层电子称为价电子。

关系：主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数(价电子数)=原子所能失去或偏移的电子数;

负化合价与最高正价绝对值之和等于8。

三、 核素 同位素

建立概念 它们是质子数相同的同种元素，但中子数不同又是不同种原子，引出：

①一定数目质子和一定数目的中子的一种原子，叫做核素;

② 质子数相同，中子数不同的同一元素的不同原子间，互称同位素。

强调：①同一元素的各种核素虽然质量数不同，但它们的化学性质基本相同;

②在天然存在的各种元素里，无论是游离态还是化合态，各种核素所占的原子个数百分比是不变的。

H属于几种原子，几种元素，构成几种分子，组成几种物质?

②为什么有15种分子，只有13种质量?15种分子的相对质量如何计算?

③元素相对原子质量的求法

计算方法:①34.969�75.77%+36.966�24.23%=35.45

③ 35�75.77%+37�24.23%=35.48

四、 元素周期律和元素周期表的意义

史实：1869年，门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。

元素周期表是学习研究的一种重要工具。

门捷列夫用元素周期律预言了未知元素，为发现新元素提供了线索。

元素周期律与元素周期表可以指导工农业生产。

教学小结：

1、 元素性质与元素所在周期表结构的关系

2、 概念：同位素、核素

3、 元素周期表的意义

作业：P111 习题一、 2、3、4、5、6、8 (课堂巩固)

习题二、 1、2(课堂巩固)

习题三、1、2 (书面)

习题三、3、4、5、6(书面)

课后小结：

第三课时 辅导课

新课的准备：

复习几组关系：①元素原子结构与元素在周期表位置的关系

②主族元素最高正化合价=等于它所在的主族的族序数=最外层电子数(价电子数)=原子所能失去或偏移的电子数;

③负化合价与最高正价绝对值之和等于8。

新课进行：

一、 化合物性质递变规律

同一周期元素：最高价氧化物对应的水化物酸性渐强，碱性渐弱;

同一主族元素：①最高价氧化物对应的水化物酸性渐弱，碱性渐强;

②氢化物稳定性渐小，氢化物还原性渐强。

二、 元素属性判定规律

① 第n周期，有n种主族金属元素，最后一种金属属nA族;有(8-n)种非金属(含稀有气体元素)。

② 过渡族元素，元素化合价高于电子层数，表现非金属性，如，Mn2O7;元素化合价不高于电子层数，表现金属性，如，MnO。

三、 氢化物质子数、电子数规律

各周期非金属元素的氢化物质子数、电子数与该周期稀有气体元素的相同。

HF H2O NH3 CH4 10个电子、10个质子

F- OH- NH2- 10个电子、9个质子

H3O+ NH4+ 10个电子、11个质子

四、 原子序数差规律

⑴同周期元素

ⅡA元素原子序数为n，同周期ⅢA元素的原子序数为m

二、三周期，m-n =1 ;

四、五周期，m-n =11 ;

六、七周期，m-n =25。

⑵同主族元素

左侧： H →Li → Na →K → Rb→ Cs → Fr

各周期容纳的元素数 2 8 8 18 18 32 32

右侧 F → Cl → Br→ I → At

五、 常见元素原子的特征结构

① 最外层电子数=次外层电子数：Be、Ar;

② 最外层电子数=电子层数：H、Be、Al、Ge;

③ 最外层电子数为电子层数2倍：He、C、S、Kr;

④ 最外层有两个电子的元素为：ⅡA、He、B+Ⅷ族;

⑤ 次外层上有2电子的元素为：第二周期;;

⑥ 次外层上有8电子的元素的为：第三周期、ⅠⅠA、ⅡA。

新课的延伸：

例题：1.X、y是短周期元素，两者能组成化合物X2Y3，已知X原子的原子序数为n，则Y的原子序数不可能是：

(A)n+11 (B)n-6 (C)n+3 (D)n+5

2.A和B两元素在周期表中分别排有m和n种元素，若A、B同在一族，且B在A的上一周期，当A的原子序数为x时，B的原子序数为

(A)x-n (B)x+m (C)x-m (D)x+n

3.A、B两元素原子的电子层均小于或等于3，它们的离子的电子层相差两层，已知A原子最外层电子数为m，B原子最外层电子数为n，且A只有正化合价，则A、B两元素的原子核外电子总数分别为：

(A)m+2，n+10 (B)m，n(C)3，7(D)m-2，10-n

4.A、B、C是周期表中相邻的三种元素，其中A和B同周期，B和C同主族。此三种元素原子的最外层电子数之和为17，质子数总和为31。则A、B、C分别是N、O、S 。

5.已知，某元素的一种核素的n个原子的质量为Wg，其摩尔质量为M g/mol ，则氯元素的一种核素35Cl的一个原子的质量是35W/Mng 。

教学小结：略

简单重述五个方面的规律。

作业：P112 习题二、7 课后练习

习题四 课后练习

课后小结：

第四课时 研究性学习课程辅导

研究性课题的目的：

1. 训练学生综合运用各学科知识分析问题和解决问题的能力，并培养他们的的探究能力;

2. 培养学生自己动手查阅资料、获取信息的技能。

新课的准备：

介绍上一次研究性课题关于家用能源性能、价格、资源蕴藏及燃烧产物对环境的影响情况的调查的结果。综合同学们的调查，公布家用燃料的最佳选择及使燃料充分燃烧的一些做法。

新课进行：

指导学生读第113页的“研究性课题”：搜集资料，找出人体组织的主要元素、我国储量最大的矿产元素、地壳组成中含量最高的前16种元素在周期表中位置。

研究过程：

1. 查找资料

介绍主要参考书：①有关营养的、生理的科普书籍;②初中地理课本、化学书中的元素丰度表;③高等无机化学教材;④其它各种科普读物。

2. 请教教师帮助

向生物教师及地理教师请教，可以询问，也可以书面提出问题，请老师给予辅导。

3. 书面报告结果

将从各方面收集到的元素，通过查阅其在元素周期表的位置后，将研究结果上报，上报时一律要求在16K白纸上自己设计表格，自己绘制及填写表格。

附参考答案：

1. 人体组成的主要元素

O，C，H，N，Ca，P，K，S，Na，Cl，Mg共11种，占人体质量的99.95%，其余组成人体的元素还有50种，它们只占人体的0.05%。

2. 我国储量较大的矿产元素

稀土，Ti、Li、W、Sn、Sb，其探明储量居世界第一。

3. 地壳组成中含量最高的前16种元素

O，Si，Al，Fe，Ca，Mg，Na，K，Ti，H，P，Mn，F，Ba，Sr，S。

研究性课题结题报告表(建议)

一、 人体组织的主要元素

二、 我国储量较大的矿产元素

三、 地壳中含量最高的前16种元素

高一化学必修2教案：元素周期律

知识目标：1. 使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化;

2. 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。

3.了解两性氧化物和两性氢氧化物情感目标：热爱、理解对规律探讨的科学家能力目标：进行科学研究方法的教育观点教育：量变引起质变

重点：核外电子排布与金属性、非金属性的周期性变化;元素周期律的实质

难点：金属性、非金属性的周期性变化

教 具 投影及有关仪器、药品

教 法 探索发现和迁移类比。思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。

教 学 过 程

教师活动 教 学 内 容 学 生 活 动

提 问 (第一课时)引入：介绍门捷列夫，设问：他的最大功绩是什么? 答：元素周期律。

板 书 第二节 元素周期律

讲 解 元素周期表看起来很有规律，这个表的确是按一定的规律来排的，这个规律就是元素周期律。如何理解"律"和"周期"的含义?讲解：质子数和核电荷数有何关系?什么叫原子序数，应如何理解?元素排序 "律" --- 规律和"周期"--- 周而复始

投 影 [思考讨论]1. 能否说："质子数即核电荷数，也就是原子序数。"2. 阅读P97表1-18号元素的原子结构示意图，研究以怎样的排列方式能使其有明显的规律性?这种规律是什么?3. 随着原子序数的递增：(1)原子半径;(2)最高正价和负价;(3)元素的金属性和非金属性强弱 有何规律性变化?从原子结构的角度来解释元素周期律的实质是什么? 给出1-18号元素按周期表排列要求学生板演原子结构示意图

师生活动 1. 提问后讲解原子序数的含义，与质子数只是数值上相等2. 展示1-18号元素的原子结构示意图的卡片，学生来排列(引导：横向怎么排，纵向怎么排?排列的依据是什么?氦元素排在哪里更合理?为什么?1-18号元素原子的最外层电子数的变化有何规律?) 3. 讲解元素性质的周期性变化(稀有气体元素原子半径突大的原因是测定方式不同引起的，解释课本表格不列出的原因);从左到右半径缩小的原因是电荷数和电子数增多，互相吸引能力增大，半径缩小;最高正价与最外层电子数的关系及最高正价与负价之间的关系) 从黑板上的原子结构示意图及课本表格数据分析讲解

归 纳 核外电子排布介绍横行纵列行与行之间的关系

讲解练习 课本表5-6 对答案

板书小结 核外电子排布 横行 纵列行与行之间周期性的变化

练 习 1。课本表5-62.投影：在下列元素中，原子半径最小的是( )A.N B。F C。Mg D。Cl 报告答案

板书小结 原子半径周期性的变化

讲 练 结构如此，元素的性质呢?化合价是元素相互化合时表现出来的性质。请同学们根据核外电子排布标出1-18号元素的化合价，注意正负化合价都有。最高、最低价。 填写课本P99 表5-8，总结规律：最外电子，次外电子，倒数第三层电子，从里往外排，2n2相互制约

板书小结 化合价 不变 周期性的变化

练 习 某元素不最高价氧化物对应水化物的化学式是H2XO3，这种元素的气态氢化物的化学式是( ) A.HX B。H2X C。XH3 D。XH4 讲解

本课小结 核外电子排布 原子半径 化合价横行纵行行与行之间 周期性变化 周期性变化 周期性变化

今天的学习，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性的变化。既然结构决定性质，那么，元素的金属性、非金属性是否也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化呢?下节课学习。 思考：元素周期律的实质

布置作业 课本P103 T一2、3，T二2、3、4、5，T三课课练本节课时(1)

附：板书设计 一、核外电子排布的周期性变化--最外层电子数由1-8周期性变化二、原子半径的周期性变化--从左到右半径缩小(稀有气体突大)三、元素的化合价 最高正价：+1 +7 负价 -4 -1四、元素金属性和非金属性的周期性变化 金属性：从左到右逐渐减弱 非金属性：从左到右逐渐增强元素周期律的实质：原子核外电子的排布呈周期性变化

引 入 (第二课时)上节课的学习，我们认识到随着原子序数的递增，元素原子的电子排布、原子半径和化合价均呈现出周期性的变化。结构决定性质，元素的金属性、非金属性是否也随原子序数的递增而呈现出周期性的变化呢?下面我们来研究这个问题。

复 习 元素性质横行纵列行与行之间

演示实验 A组 钠、镁与水的反应 水现象大量气泡、变红 无明显现象，滴入酚酞变红 加热 大量气泡、颜色加深

学生活动 1. 观察实验现象，写出反应的化学方程式2. 由现象得出结论：镁的金属性不如钠强 板演评价

实 验 B组 镁、铝与盐酸的反应 镁 铝 6mol/L盐酸 学生做实验

学生活动 1. 写出反应的离子方程式2. 由现象得出结论：铝的金属性不如镁强 评价

小 结 金属活动性顺序：Na>Mg>Al

板 书 金属性递减

设 问 镁、铝化合物的性质如何呢?

讲 解 在初中我们学习的氧化物性质，有碱性氧化物和酸性氧化物，但有一个氧化物，即Al2O3 却能发生这样的反应：Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2OAl2O3 + 2NaOH = NaAlO2 + H2O偏铝酸钠定义：两性氧化物。

实 验 C组 钠、镁、铝的氢氧化物性质 NaOH溶液 MgCl2 AlCl3 现象：白色沉淀 白色沉淀 加稀硫酸 加NaOH溶液 加稀硫酸 加NaOH溶液观察实验现象，得出结论：Mg(OH)2不溶于NaOH溶液，而Al(OH)3既能与酸反应，也能与碱反应，表现出两性。 学生做实验

练 习 写出有关化学方程式及离子方程式Mg(OH)2 + NaOH = 不反应Al(0H)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O定义：两性氢氧化物 把Al(0H)3理解为H3AlO3 脱水为HalO2

分 析 比较NaOH、 Mg(OH)2 、Al(OH)3 碱性强弱，由此可得出什么结论?对比两种金属的活泼性，可从那些方面去比较。

附：板 书 单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度对应的氢氧化物碱性强弱单质与盐溶液的置换反应

分 析 硅、磷、硫、氯的氧化物对应水化物性质横行纵列用碱金属、卤素验证 Na Mg Al Si P S Cl Ar 金属性减弱，非金属性增强

小 结 元素性质随原子序数的递增呈现出周期性的变化。这个规律叫元素周期律。是核外电子排布周期性变化的必然结果。

复习 (第三课时)明辨和理解概念：氢化物酸性大小与非金属性强弱最高价氧化物对应水化物----酸-----酸性大小比较与非金属性强弱最高价氧化物对应水化物----碱----碱性大小比较与金属性强弱 以碱金属和卤素为例进行分析比较

补充内容 A 微粒半径的比较1. 原子电子层越多，半径越大;电子层相同，核电荷越多，半径越小 例如：Cl>F,，NaAl，OMg2+ ，S2->Cl-3. 原子和离子之间原子半径大于阳离子半径;原子半径小于阴离子半径;例如：Al>Al3+; FFe3+ 关键从原子核对外围电子的引力上理解

后续课程前 读 B 同位素与核素质子数相同的一类原子为同一元素，占居元素周期表的一个位置，但因中子数不同，核素不同，因此，几种核素互称同位素。

难点加强 C 几个难点1.Al(OH)3的计算2.图示变化3.实验现象的比较 AlCl3 滴加到NaOH溶液中 NaOH 滴加到AlCl3溶液中 解释原因

评 讲 课课练部分题目讲评

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