化学必修2学习设计和加深学案

1化学必修2学习设计和加深学案第一章第一节元素周期表第一课时元素周期表【学习目标】1.熟悉常用元素周期表的结构，理解编排原则，掌握周期表中每格的信息；2.能熟练说出1∽20号元素在周期表中的位置（第几横排几纵行，哪一周期哪一族）；3.掌握元素周期表的一些主要特征。【学习重点】常用元素周期表的编排原则。【学习设计】一．预习教材，完成《学案导学》基础内容（不含所有练习，上课的前一天完成。独立完成，认真阅读教材，不会的空着，课代表、组长及时检查）；二．课堂组织讨论弄清预习问题；三．选做【活学活用】、当堂检测题，讨论；四．加深学案1.原子序数===；周期数=，元素周期表共有个周期，短周期有，长周期有，各周期元素总数依次为：2.元素周期表共有个纵行，归为个族，第四周期从左到右各族依次为：主族有个，主族族序数=。3.六种稀有气体元素的元素符号依次为，原子序数依次为；同一周期ⅡA、ⅢA的原子序数差可能为；元素总数最多的族为；了解元素周期表中金属和非金属的分界线。五．作业：1、教材P116、7题做作业本上；2、课时作业训练1。2第二课时碱金属元素的原子结构和性质【学习目标】1.掌握碱金属元素的原子结构及特点；2.掌握碱金属的物理性质特点及递变性；3.掌握碱金属化学性质的相似性、递变性，理解碱金属化学性质和原子结构的关系。【学习设计】一．预习教材，完成《学案导学》基础内容（不含所有练习，上课的前一天完成，独立完成，不会的空着，课代表、组长及时检查）；二．课堂组织讨论弄清预习问题；三．选做【活学活用】、当堂检测题，讨论；四．加深学案1.碱金属元素（除Fr）在元素周期表中的位置为，写出五种碱金属元素（除Fr）的名称和元素符号：说出五种碱金属的颜色状态、硬度、密度、熔沸点等物理性质的特点及递变规律：2.写出前三种碱金属分别与氧气加热时反应的化学方程式，指出递变性：3.写出前三种碱金属分别与水反应的离子方程式，指出递变性：34.说出碱金属化学性质及递变性与原子结构的关系：五．作业：1、教材P11第9题做作业本上；2、课时作业训练2。第三课时卤族元素的原子结构和性质【学习目标】1.掌握卤族元素的原子结构及特点；2.掌握卤族元素单质的物理性质特点及递变性；3.掌握卤素单质化学性质的相似性及递变性，理解卤族元素单质化学性质和原子结构的关系。【学习设计】一．预习教材，完成《学案导学》基础内容（不含所有练习，上课的前一天完成，独立完成，不会的空着，课代表、组长及时检查）；二．课堂组织讨论弄清预习问题；三．选做【活学活用】、当堂检测题，讨论；四．加深学案1.卤族元素（除At）在元素周期表中的位置为，写出四种卤族元素（除At）的名称和元素符号及单质的化学式：说出四种卤素单质的颜色状态、密度、溶沸点、溶解性等物理性质的特点及递变规律：42.写出四种卤素单质分别与氢气反应的化学方程式，指出递变性：3.写出水溶液中卤素单质间发生置换反应的离子方程式，指出反应原理：4.说出卤素单质化学性质及递变性与原子结构的关系：5.作业：1、教材P11第10题做作业本上；2、课时作业训练3。【教学反思】5第四课时核素【学习目标】1.了解原子的结构，理解元素、核素、同位素的含义，理解质子数、中子数、质量数的含义和关系。2.掌握核素（原子）的表示方法，理解离子带电荷的实质。3.通过对比分析，学会对不同概念的辨析，培养科学严谨的思维习惯。【学习设计】一.组织学生讨论弄清《学案导学》基础内容；二．组织学生完成相关练习；三.完成加深学案，收查。【加深学案】一．原子的构成微粒及基本关系原子质子数符号，中子数符号，质量数符号=；原子核电荷数===；原子质量主要由和决定，可忽略不计，所以原子相对原子质量近似等于；原子半径主要由决定。【问题】是否所有原子核均由质子和中子构成？二．核素表示法N=；m±=；【概念辨析及举例】1．元素：2．核素：3．同位素：4．同素异形体：【作业】1.教材P114、5题，P1211；2.课时作业。XZAXZAm±6第一章第二节元素周期律第一课时原子核外电子的排布【学习目标】1.了解核外电子能量高低与分层排布的关系；2.掌握核外电子排布基本原则，能写出主族元素原子、离子结构示意图。【重点】核外电子排布规律的简单应用【学习设计】1.阅读教材，完成学案导学基础内容，组织完成相关练习；2.组织学生讨论完成加深学案。一．按能量由低到高写出各电子层字母代号及最多排布的电子数目二．写出核外电子排布满足的4种基本规律1.2.3.4.三．画出第四周期主族元素原子结构示意图（19K、20Ca、31Ga、32Ge、33As、34Se、35Br）【归纳】元素周期表中主族元素核外电子排布的周期性变化规律【练习】族序数等于周期数的元素有；族序数等于周期数2倍的元素有；族序数等于周期数3倍的元素是；周期数等于族序数2倍的元素是；周期数等于族序数3倍的元素是；最外层电子数是次外层电子数两倍的元素是；最外层电子数是次外层电子数三倍的元素是；最外层电子数是次外层电子数1/2的元素有。（均填写元素符号）【作业】1.教材P2011题；2.课时作业。7第二课时元素周期律【学习目标】1.掌握元素周期律的四个主要内容，理解引出元素周期律的根源是什么。2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式并能加以应用。3.掌握粒子半径的比较方法，学会利用元素周期表比较粒子半径。【学习重点】“位、构、性”的推导，元素周期律在周期表中的体现。【学习过程】一．回顾第二、第三、第四周期主族元素原子结构示意图，得出元素周期表中除第一周期外，各周期元素原子核外电子排布的周期性变化规律为：二．填写学案导学P14表格；主族元素（除去O、F元素）最高正化合价等于，非金属元素的最低负化合价等于；各周期元素原子核外电子排布的周期性变化规律势必引出元素周期表中主族元素主要化合价的周期性变化规律：。三．阅读教材P14—P15内容，元素周期表中元素原子半径的周期性变化规律为：，原因为：。【重要解题方法】粒子半径大小比较方法：（1）比较电子层数，一般电子层数越多，粒子半径越大。同主族元素从上往下，原子半径、离子半径均，金属元素的简单阳离子半径均比原子半径；【特例】第二周期的锂原子半径比第三周期的铝、硅、硫、氯原子半径都。（2）电子层数相同，比较核电荷数，核电荷数越多，粒子半径越；除稀有气体（测定方法不同），同周期元素的原子半径从左到右均；Na、Mg、Al、S、Cl的原子半径从大到小排列为，Na+、Mg2+、Al3+、S2—、Cl—的半径从大到小排列为；O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+的半径从大到小排列为；8（3）电子层数相同，核电荷数也相同（同种元素的粒子），比较电子数，电子数多，粒子半径大（电子间有相互排斥）：rCl—rCl，rFe2+rFe3+。四．各周期元素原子核外电子排布的周期性变化规律决定了：各周期元素从左到右，原子半径逐渐，原子核对最外层电子的吸引力逐渐，且原子最外层电子数逐渐，所以从左到右原子得能力逐渐，失电子能力逐渐，则元素非金属性逐渐，金属性逐渐。除去稀有气体元素，在元素周期表中，非金属性最强的元素位置为，既元素，金属性最强的元素位置为，除去放射性元素，既元素。周期表中元素金属性、非金属性的周期性变化规律为。【作业】1.教材P19第4、8题；2.预习教材P15—P16面内容，思考：比较元素金属性、非金属性的主要方法有哪些？写出你的答案：9第三课时元素周期表——元素周期律的具体体现形式【学习目标】1.掌握元素周期律的主要内容，掌握元素金属性、非金属性比较的主要方法；2.理解元素周期表是元素周期律的具体体现形式，能熟练应用元素在周期表中的相对位置解题。【学习过程】1.完成学案导学P15—P16面实验内容，组织学生完成有关问题；2.完善上一课时的思考问题；3.加深学案：元素X、Y是第四周期的两种金属元素，原子序数XY；元素W、R是第三周期的两种非金属元素，原子序数WR，回答下列问题：（1）X、Y、W、R的原子半径从大到小排列为；（2）X、Y、W、R都能形成简单离子，它们的离子半径从大到小排列为（用X、Y、W、R表示，下同）；X、Y的离子氧化性由强到弱为，W、R的离子还原性由强到弱为；（3）X、Y的单质与稀硫酸反应剧烈程度由强到弱为，X、Y的最高价氧化物对应水化物碱性由强到弱为；W、R的单质与H2化合由易到难为，生成的气态氢化物稳定性由强到弱为，氢化物的酸性由强到弱为，W、R的最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱为。【作业】1.教材P19第5、9题；2.课时作业。【课堂反馈】10第三课时元素周期表和元素周期律的应用【学习目标】了解元素周期表的简单分区，运用元素周期律和元素周期表解决实际问题。【学习过程】一．元素“位-构-性”之间的关系1.元素在周期表中的位置由决定，元素的性质由决定，故由元素在周期表中的位置可推测元素的性质，由元素的性质可推测元素在周期表中的位置。（1）原子核外有10个电子的原子是，分子有等五种，常见阳离子有等五种，常见阴离子有等五种，其中质子数为11的有，质子数为9的有。（2）短周期元素中，原子的最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是，3倍的元素是，4倍的元素是，1/2倍的元素是，1/4倍的元素是；原子最外层电子数等于电子总数1/3的元素有，1/6的的是。2.元素的主要化合价与元素在周期表中位置的关系结论：⑴主族元素最高正化合价＝＝；⑵主族元素最低负化合价＝。例1：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；若其气态氢化物的水溶液呈现酸性，且能与AgNO3溶液反应生成黄色沉淀，则它在元素周期表中的位置是：。3.元素周期律、元素周期表的应用在元素周期表中，金属元素和非金属元素之间有一条分界线，除氢元素外，该分界线右侧为等五种元素，左侧为等五种元素。⑴预测未知物的位置与性质例2：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⑵寻找所需物质11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。1、电子层数相同的三种元素X、Y、Z，它们最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱顺序为：HXO4＞H2YO4＞H3ZO4，下列判断错误的是（）A.原子半径X＞Y＞ZB.气态氢化物稳定性X＞Y＞ZC.元素原子得电子能力X＞Y＞ZD.单质与氢气反应难易X＞Y＞Z2、按C、N、O、F的顺序，下列递变规律错误的是（）A.原子半径逐渐减小B.元素原子得电子能力逐渐增强C.最高正化合价逐渐增大D.气态氢化物稳定性逐渐增大【作业】1.所有课后习题；2.课时作业，自己完成并对好答案。【元素周期表和元素周期律知识课堂反馈和反思】12第三节化学键(第一课时——离子键)【学习目标】1.理解离子键的形成过程和形成条件；2.掌握离子化合物电子式的书写，能用电子式表示离子化合物的形成过程；3.理解离子键、离子化合物的概念。【重点难点】离子化合物形成过程,电子式的书写。【学习过程】1.完成学案导学P19（离子键及离子化合物）内容，掌握离子键、离子化合物的概念；2.完成学案导学P20（用电子式表示离子化合物）内容，掌握离子化合物的电子式书写，学会用电子式表示离子化合物的形成过程；3.完成加深学案一．常见原子的电子式书写H、Li、Na、K:Be、Mg、Ca:N、P:O、S:F、Cl、Br、I:二．常见阳离子的电子式除NH4+外既：NH4+：三．常见阴离子的电子式（注意H-）：H-：N3-：O2-：S2-：F-：Cl-：Br-：I-：四．离子化合物的电子式1.NaCl：KI：MgO：CaS：2.K2O：Rb2S：3.CaBr2：MgF2：五．用电子式表示上述离子化合物的形成过程134.复习回顾练习【练习】1．下列物质中属于离子化合物的是()A．苛性钠B．碘化氢C．硫酸D．醋酸2．XY2是离子化合物，X和Y离子的电子层结构都与氖原子相同，则X、Y为()A.Ca和ClB.