高考化学一轮复习 5.2 元素周期表 元素周期律（第II课时）教学案.doc

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1、云南省德宏州潞西市芒市中学高考化学一轮复习5.2元素周期表元素周期律（第II课时）教学案一.内容及其解析1.内容:元素周期表、元素周期律。2.解析:关于元素周期表、元素周期律每年必考，题型多以选择题、填空题形式出现。主要考查知识点：元素原子结构、元素在周期表中的位置、元素的性质之间的关系：元素周期表的结构：周期表中元素性质的递变规律及于原子结构的关系展望今后的题型会稳中有变，仍以元素及其化合物知识为载体，用物质结构理论，将解释现象、定性推断、归纳总结、定量计算、向多方位、多角度、多层次方向发展。二.目标及其解析目标:1.掌握元素周期律的实质，了解元素周期表的结构

2、及其应用2．以第三周期为例，掌握同一周期内元素性质（如：原子半径、化合价、单质及化合物性质）的递变规律与原子结构的关系3.以IA和IIA族为例，掌握同一主族元素性质递变规律与原子结构的关系.解析1、元素周期律2、两性氧化物和两性氢氧化物3、元素周期表结构4、元素性质、结构及在周期表中位置的关系5、微粒半径大小的比较三.教学问题诊断分析关于“位、构、性”三者之间的关系是本节的重点和难点，教师要注意采用启发引导的方法，可结合已学过的碱金属、卤素的知识，培养学生的分析、判断能力。师生共同推导得出结论，总之要让学生参与到教学中来。四.教学过程设计(一)教学基本流程知识梳

3、理→例题精析→目标检测(二)教学情景第II课时一、元素的金属性或非金属性强弱的判断1．元素金属性强弱比较方法①与水（或非氧化性酸）反应置换氢的难易。越易，金属性越强。②最高价氧化物的水化物碱性强弱。越强，金属性越强。③互相置换反应(金属活动性顺序表)。金属性较强的金属可以把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来。注意，较活泼的金属不能活泼到和盐溶液中的水反应。④单质的还原性或离子的氧化性（电解中在阴极上得电子的先后）。一般地来说，阳离子氧化性越弱，电解中在阴极上越难得电子，对应金属元素的金属性越强。⑤原电池反应中正负极。负极金属的金属性强于正极金属。⑥金属活动性顺

4、序：K>Ca>Na>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au2．元素非金属性强弱比较方法①与H2化合的难易及氢化物的稳定性。越易化合、氢化物越稳定，则非金属性越强。②最高价氧化物的水化物酸性强弱。酸性越强，则非金属性越强。③单质的氧化性或离子的还原性。阴离子还原性越弱，则非金属性越强。④互相置换反应。非金属性强的元素可以把非金属性弱的元素从其盐中置换出来。二、微粒（原子及离子）半径大小比较规律⑴影响原子（或离子）半径大小的因素①电子层数越多，半径越大；②．电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。⑵具体规律①同主族元素的原子半径（或

5、离子半径）随核电荷数的增大而增大。如：F-Mg>Al>Si>P>S>Cl。③电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+。④同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。如Na+＜Na；Cl＜Cl-。⑤同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。如Fe>Fe2+>Fe3+。⑥稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径（测量方法不同）。【设计意图】总结归纳，夯实基础。击破考点七：认识元素周期律的本质

6、，掌握同一周期、同一主族元素的原子结构与元素性质递变规律的关系例7：有X、Y两种元素，原子序数≤20，X的原子半径小于Y，且X、Y原子的最外层电子数相同(选项中m、n均为正整数)。下列说法正确的是()A.若X(OH)n为强碱，则Y(OH)n也一定为强碱B.若HnXOm为强酸，则X的氢化物溶于水一定显酸性C.若X元素形成的单质是X2，则Y元素形成的单质一定是Y2D.若Y的最高正价为+m，则X的最高正价一定为+m答案：A解析：抓住“规律”的共性和特殊性，是解决好此问题的关键击破考点八：了解原子结构、元素在周期表中的位置及其性质递变的规律例8：2007年3月21日，我

7、国公布了111号元素Rg的中文名称。该元素名称及所在周期是()A.钅仑第七周期B.镭第七周期C.铼第六周期D.氡第六周期答案：A解析：第六周期最后一种元素氡的原子序数是86，第七周期如果排满，最后一种元素的原子序数应该是118，根据元素周期表的结构可知111号元素，Rg应位于第七周期、第IB族，而镭是第七周期、第IIA族元素。击破考点九：考查有关元素周期律的内容例9：下列说法正确的是（）A．IA族元素的金属性比IIA族元素的金属性强B．VIA族元素的氢化物中，稳定性最好的其沸点也最高C．同周期非金属氧化物对应的水化物的酸性从左到右依次增强D．第三周期元素的离子半

8、径从左到右逐渐减小答案：