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2014年上学期醴陵四中高一化学必修2导学案 编号：
［迁移应用1］下列原子结构示意图是否正确？如有错误，指出错误的原因。 +9 2 8
+11 2 9 12 2 8 2 +14 2 9 3 +16 2 7 7 知识点二 元素周期律
［探求新知2］认真完成课本第14页“科学探究”中两个表格的填空，然后思考与交流如下问题： 1、化合价的递变规律
分析元素主要化合价的变化，你能得到什么结论？
结论：随着原子序数的递增， 。 且同一元素化合价有以下量的关系：│最高正价│+│负价│= 。 2、原子半径的递变规律
分析原子半径的数据变化，你能得到什么结论？
结论：随着原子序数的递增， 。
且有规律：同一周期元素（即电子层数相同的元素）的原子随原子序数的增加，半径逐渐 。
［知识拓展］ 1.粒子半径大小比较
(1)电子层数相同的原子的半径，随核电荷数的增加逐渐减小(稀有气体除外)。如r(Na)>r(Mg)>r(Al)。即同周期元素的原子半径随核电荷数的增大，自左至右逐渐减小。
(2)稀有气体元素的原子半径比与它相邻的卤素原子的原子半径大。如r(Ar)>r(Cl)。
(3)最外层电子数相同的元素的原子半径，随电子层数(或核电荷数)的增多而增大。如r(F) (4)核外电子排布相同的粒子的半径，随核电荷数的增多而减小。如核外是18个电子的离子的半 2＋＋－2－ 径大小是r(Ca) (5)不同周期、不同主族元素原子半径大小的比较。先找参照元素，使其建立起同周期、同主族的关系，然后进行比较。比较S与F的原子半径大小，先找O做参照，因为O与F同周期，r(F) ［迁移应用2］下列元素原子半径最大的是（ ） A．Li B．F C．Na D．Cl 【课堂检测】 n+2－ 1、若aA与bB两种离子的核外电子层结构相同，则a的数值为( ) A．b+n+2 B．b+n–2 C．b–n–2 D．b–n+2 【课后提升】完成《创新设计》课时活页规范训练P86-P87 A组1、5、6、7题， B组1、3题。 【学后反思】 9 2014年上学期醴陵四中高一化学必修2导学案 编号： 第二节 元素周期律 第2课时 一、学习目标： 1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数递增而呈现周期性变化规律。 2、通过实验操作，培养实验技能。 二、学习重、难点： 1、元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。 2、元素周期律的本质。 三、学习过程： 【独立自学】自主学习教材P15-P16，独立思考问题。 相关知识点的回顾 1、金属单质与水或酸反应（非氧化性酸）置换出氢气越容易（反应的程度越剧烈），表明元素的金属 性 ，最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性 。 2、非金属单质与氢气化合越容易，形成气态氢化物越稳定，表明元素非金属性 ，非金属 元素的最高价氧化物对应水化物的酸性越强，表明元素非金属性 。 一、第三周期元素性质变化规律 1、金属性的递变 （1）请画出Na、Mg、Al的原子结构示意图： Na、Mg、Al的主要化合价分别是Na Mg Al 。 （2）写出Na、Mg和水的反应的化学方程式： （3）写出Mg、Al与稀盐酸反应化学方程式： 2、非金属性的递变 （1）请画出Si、P、S、Cl四种非金属的原子结构示意图： Si、P、S、Cl的主要化合价： 元素 主要化合价 Si P S Cl （2）比较下列含氧酸的酸性大小： H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4 二、元素周期律：元素的性质随着 的递增而呈 的变化。 【合作互学】合作探究重点，互动撞击思维。 知识点一 同周期元素性质的递变规律 （1）金属性的变化规律 〖分析推测1〗金属钠、镁、铝的结构和性质： ①金属钠、镁、铝在化学反应中常表现出还原性，你能用原子结构的知识对这一事实进行解释吗? ②推测：金属钠、镁、铝的原子结构中 相同，但原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的作用力逐渐 ，所以它们的失电子能力逐渐 ，金属性逐渐 。 10 2014年上学期醴陵四中高一化学必修2导学案 编号： 〖实验探究1〗 ③完成课本第15页“科学探究”1和2中实验内容，并填写课本中表格。 〖归纳结论1〗 ④从以上实验得知，三种金属化学活泼性顺序为 ， 判断的依据是：Na、Mg、Al与水或酸反应越来越 ；对应最高价氧化物的水化物碱性 NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3，故金属性逐渐 。 （2）非金属性的变化规律 〖分析推测2〗非金属硅、磷、硫、氯的结构和性质： ①推测：非金属硅、磷、硫、氯的原子结构中 相同，但原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的作用力逐渐 ，所以它们的得电子能力逐渐 ，非金属性逐渐 。 〖归纳结论2〗 ②Si、P、S、Cl的单质与氢气化合越来越 ；Si、P、S、Cl四种氢化物的化学式分别为 ，它们的稳定性依次 ；Si、P、S、Cl的对应最高价氧化物的水化物酸性大小为H2SiO3 H3PO4 H2SO4 HClO4，故非金属性逐渐 。 〖小结〗第三周期元素Na、 Mg 、Al、 Si 、P、 S、 Cl，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。即同周期从左到右，金属性逐渐 ，非金属性逐渐 。 ［知识拓展］元素金属性和非金属性强弱的比较 (1)金属性强弱的比较 比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的能力，越易失电子，金属性越强。 ①从元素原子结构判断 a．当最外层电子数相同时，电子层数越多，原子半径越大，越易失电子，金属性越强。 b．当电子层数相同时，核电荷数越多越难失电子，金属性越弱(以后学)。 ②从元素单质及其化合物的相关性质判断 a．金属单质与水或酸反应越剧烈，元素金属性越强。 b．最高价氧化物对应水化物的碱性越强，元素金属性越强。 ③根据金属活动性顺序表判断 一般来说排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。 ④离子的氧化性强弱判断 离子的氧化性越强，则对应金属元素的金属性越弱。 特别提醒 金属性强弱的比较，关键是比较原子失去电子的难易，而不是失去电子的多少。如Na失去一个电子，而Mg失去两个电子，但Na的金属性比Mg强。 (2)非金属性强弱的比较 比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。 ①从元素原子结构判断 a．当电子层数相同时，核电荷数越多，非金属性越强； b．当最外层电子数相同时，核电荷数越多，非金属性越弱。 ②从元素单质及其化合物的相关性质判断 a．单质越易跟H2化合，生成的氢化物也就越稳定，氢化物的还原性也就越弱，其非金属性也就越强。 b．最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。如H2SO4的酸性强于H3PO4，说明S的非金属性比P强。 11 2014年上学期醴陵四中高一化学必修2导学案 编号： c．非金属单质间的置换反应，例如：Cl2＋2KI===2KCl＋I2，说明氯的非金属性比碘强。 2－－ d．元素的原子对应阴离子的还原性越强，元素的非金属性就越弱。如S的还原性比Cl强，说明Cl的非金属性比S强。 特别提醒：(1)金属性和非金属性讨论的对象是元素，具体表现为该元素的单质或特定化合物的性质。 (2) 氧化性和还原性讨论的对象是具体物质或某物质中的特定粒子，具体表现在该物质中某元素 得失电子的能力。 ［迁移应用2］ 1．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是( ) A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少 B．A原子的电子层数比B原子电子层数多 C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多 D．常温时，A能从冷水中置换出H2，而B不能 【课堂检测】 1．原子电子层数相同的X、Y、Z三种元素，若最高价氧化物的水化物酸性强弱为H3XO4 ＜H2YO4＜HZO4，则下列判断正确的是( ) A．非金属性强弱为X＞Y＞Z B．原子半径为X＜Y＜Z 3－2－－ C．阴离子的还原性为X＞Y＞Z D．气态氢化物的稳定性为H3X＞H2Y＞HZ 【课后提升】完成《创新设计》课时活页规范训练P86-P87 A组2、3、4、8题， B组2、4、5、6、7题。 【学后反思】 12 搜索更多关于： 必修2第一章导学案 的文档
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