4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时（教学设计） 化学沪科版必修第一册

该高中化学教学设计聚焦元素周期律及周期表应用，通过门捷列夫预言镓、锗的化学史故事导入，衔接已学周期表结构知识，引导学生探究同周期、同主族元素性质递变规律。 资料以实验探究（如Na、Mg与水反应）和数据分析（最高价含氧酸酸性比较）为主线，培养科学探究与实践能力，结合化学史渗透科学态度与责任，通过归纳规律和对应训练发展科学思维，助力学生构建知识体系，为教师提供直观高效的教学支架。

4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 一、知识目标 1.结合有关数据和实验事实，认识同周期和同主族元素性质的递变规律。 2.理解元素周期律的内容和实质。 3.掌握比较元素及其化合物性质的方法，能推测未知元素的某些性质。 4.了解元素周期表在指导新元素的发现、寻找有特殊用途的新物质等方面的应用。 二、素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察元素及其化合物的性质递变，从微观上理解元素原子的核外电子排布对元素性质的影响。 2.证据推理与模型认知：通过分析实验数据和事实，建立元素性质递变规律的模型，培养逻辑推理能力。 3.科学探究与创新意识：通过实验探究和问题讨论，培养科学探究能力和创新思维。 4.科学态度与社会责任：感悟元素周期表在科学研究和生产实践中的重要作用，培养科学态度和社会责任感。 一、教学重点 同周期和同主族元素性质的递变规律、元素周期律的内容和实质、元素周期表的应用。 二、教学难点 元素金属性和非金属性强弱的判断方法、运用元素周期律和元素周期表解决实际问题。 本节教学内容源于沪科版2020必修第一册第四章《原子结构和化学键》第一节《元素周期表和元素周期律》的第2课时《元素周期律 元素周期表的应用》。元素周期表和元素周期律是化学学科的重要理论，它揭示了元素之间的内在联系和变化规律，是学习化学的重要工具，在化学学习和研究中具有不可替代的作用。 本课时在学习了元素周期表的结构和元素周期律的基础上，进一步探讨同周期和同主族元素性质的递变规律以及元素周期表的应用。教材通过实验探究、数据分析等方式，引导学生认识元素性质的递变规律，如通过Na、Mg、Al与水反应以及它们最高价氧化物对应水化物碱性强弱的比较，得出同周期元素金属性的递变规律；通过Si、P、S、Cl的最高价氧化物对应水化物酸性强弱和它们与氢气化合的难易及氢化物稳定性的比较，得出同周期元素非金属性的递变规律。同时，教材还介绍了元素周期表在比较元素及其化合物性质、预测元素及其化合物性质、指导新元素的发现以及寻找有特殊用途的新物质等方面的应用，使学生深刻体会元素周期表的重要价值。 教学对象是高一阶段的学生，处于从形象思维向抽象思维过渡的时期。在知识储备方面，学生已经了解了元素周期表的基本结构，掌握了原子结构的相关知识，但对于元素性质的递变规律还缺乏深入的理解。在思维能力方面，学生具备了一定的观察、分析和归纳能力，但在运用理论知识解决实际问题的能力上还有所欠缺。 在学习过程中，学生可能会对元素性质递变规律的理解存在困难，尤其是从原子结构的角度解释元素性质的变化。此外，对于元素周期表的应用，学生可能缺乏实际的感受和体验，难以理解其重要性。因此，在教学过程中，教师应充分利用实验、图表等直观手段，引导学生观察、分析和总结，帮助学生理解元素性质的递变规律。同时，通过具体的实例和应用，让学生体会元素周期表在化学学习和研究中的重要作用，激发学生的学习兴趣和探索欲望。此外，还应注重培养学生的逻辑思维能力和科学探究精神，提高学生运用所学知识解决实际问题的能力。 教学环节一 课堂导入 【展示图片并讲述故事】同学们，在化学的历史长河中，有一个伟大的发现如同璀璨的明星照亮了元素研究的道路。1869 年，俄国化学家门捷列夫将当时已知的 63 种元素按照相对原子质量由小到大依次排列，并将化学性质相似的元素放在一个纵列，制成了第一张元素周期表。这一创举就像是给元素们建立了一个“大家庭”，让人们对元素的认识有了系统的框架。 【提出问题引导思考】但是，当时的元素周期表并不完美，还有很多未知元素等待被发现。门捷列夫凭借着元素周期表的规律，大胆地预言了 11 种尚未发现的元素，为它们在周期表中预留了空位。比如说，他预测在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，还详细描述了它的性质。1875 年，法国化学家布瓦博德朗发现了这种元素，并将它命名为镓。令人惊叹的是，镓的性质与门捷列夫推测的几乎一模一样！还有在硅和锡之间，门捷列夫预测存在的“类硅”，15 年后被德国化学家文克勒发现，命名为锗，其性质同样与预测高度相符。同学们，你们能想象到门捷列夫当时的预测有多么神奇吗？这背后究竟隐藏着怎样的规律呢？ 【引入课题】其实，这些神奇的预测都源于元素周期表和元素周期律的强大力量。今天，我们就一起来深入探究元素周期表和元素周期律的奥秘，看看它们还能带给我们哪些惊喜。 【设计意图】 1.激发学生兴趣：通过讲述门捷列夫发现元素周期表以及成功预言新元素的故事，营造出神秘而引人入胜的氛围，激发学生对化学史的好奇心和对元素周期表的探索欲望，使学生积极主动地参与到课堂学习中来。 2.联系科学成就：介绍门捷列夫的伟大成就，让学生了解化学科学的发展历程和重要意义，培养学生对科学的崇敬之情和追求真理的精神。 3.引发思考，导入新课：以门捷列夫的神奇预测为切入点，提出问题引导学生思考，自然地引出本节课关于元素周期表和元素周期律的主题，让学生带着疑问和好奇去学习新知识，提高学习的主动性和积极性。 教学任务一 同周期元素性质的递变规律 活动一 引入新课 【引入】我们可以将元素周期表比作一座精心设计的图书馆，每一种元素就像一本独一无二的书。如果仅按书名（即元素符号）排列，我们很难发现其中的规律；但如果按照书的厚度（原子量）或内容主题（化学性质）进行分类，就能清晰地识别出隐藏的‘章节’结构。例如，同一列的元素（称为‘族’）具有相似的性质，如碱金属族（锂、钠、钾等）都易与水反应；而同一行的元素（称为‘周期’）则呈现出性质的递变规律，比如第三周期中的钠、镁、铝，它们与水反应的剧烈程度依次减弱，这正是周期性规律的生动体现。通过这样的类比，我们能更直观地理解元素周期表的内在逻辑。 【设计意图】通过生动的类比，将抽象的元素周期表形象化，激发学生的学习兴趣，引导学生思考元素周期表中元素性质的规律。 活动二 探究同周期元素金属性递变规律 【问题】如何比较(Na)、(Mg)元素金属性强弱呢？ 【学生思考】根据金属与水反应置换出(H2)的难易程度来判断。 【师生活动】教师进行(Na)、(Mg)与水反应的实验，学生观察现象。 现象：钠与水剧烈反应，溶液变成浅红色；镁条表面附着少量气泡。 化学反应：(Mg + 2H2O = Mg(OH)2 + H2) 【讲解】根据反应现象，(Na)与水反应置换(H2)比(Mg)容易，所以金属性：(Na > Mg)。 【问题】那又如何比较(Na)、(Mg)、(Al)元素金属性强弱呢？ 【学生思考】依据金属的最高价氧化物对应的水化物的碱性强弱来判断。 【师生活动】教师进行相关实验，学生观察现象并记录。 现象及结论： (A)：沉淀溶解；(B)：沉淀溶解；(Al(OH)_3 + 3H^+ = Al^{3+} + 3H2O)，(Al(OH)_3 + OH^- = [Al(OH)_4]^-)，说明(Al(OH)_3)是两性氢氧化物。 (C)：沉淀溶解；(D)：沉淀不溶解；(Mg(OH)2 + 2H^+ = Mg^{2+} + 2H2O) ，不反应。 碱性：(NaOH > Mg(OH)2 > Al(OH)_3)，则金属性：(Na > Mg > Al)。 【设计意图】通过实验探究，让学生直观地感受同周期元素金属性的递变规律，培养学生的观察能力和分析问题的能力。 活动三 探究同周期元素非金属性递变规律 【思考分析】利用元素非金属强弱的判断依据，结合所给资料，判断(Si)、(P)、(S)、(Cl)的非金属性强弱。 【资料展示】硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下表： 非金属元素 最高价氧化物对应的水化物(含氧酸) 的酸性强弱 (Si) (H2SiO3)（硅酸），弱酸 (P) (H3PO4)（磷酸），中强酸 (S) (H2SO4)（硫酸），强酸 (Cl) (HClO4)（高氯酸），强酸(酸性比(H2SO4)强) 【学生思考】根据酸性强弱(H2SiO3 < H3PO4 < H2SO4 < HClO4)，得出非金属性：(Si < P < S < Cl)。 【资料展示】磷、硫、氯的单质与氢气化合的条件及氢化物的稳定性如下表： 元素 单质与氢气化合的难易 氢化物稳定性 (Si) 硅单质高温下可与氢气反应生成气态氢化物——硅烷(SiH4)，硅烷在400℃以上会发生分解 (SiH4) (P) 磷蒸气与氢气能反应生成气态氢化物——磷化氢(PH3)，磷化氢在500℃以上很快分解 (PH3) (S) 硫在加热时能与氢气反应生成气态氢化物——硫化氢(H2S)，硫化氢在较高温度时可以分解 (H2S) (Cl) 氯气与氢气能在光照或点燃的条件下反应生成稳定的气态氢化物——氯化氢，氯化氢是稳定的气态氢化物 (HCl) 【学生思考】根据与氢气化合的难易及氢化物稳定性：稳定性(SiH4 < PH_3 < H2S < HCl)，进一步验证非金属性：(Si < P < S < Cl)。 【设计意图】通过分析资料，让学生掌握判断同周期元素非金属性强弱的方法，培养学生的逻辑推理能力。 活动四 归纳同周期元素性质递变规律 【归纳总结】同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 元素周期律： (1)内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。 (2)实质：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 【设计意图】帮助学生总结归纳同周期元素性质的递变规律，加深对元素周期律的理解。 活动五 对应训练 【对应训练1】判断正误：第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物的酸性最强的为(H2SO4)。 【答案】错误。 【解析】第三周期元素中，最高价氧化物对应水化物酸性最强的是(HClO4)，而不是(H2SO4)。 【对应训练2】下列说法正确的是(　　) A．第三周期的金属元素从左到右原子半径依次增大 B．(HF)、(HCl)、(HBr)、(HI)的热稳定性从左到右依次增强 C．第三周期非金属元素含氧酸的酸性从左到右依次增强 D．元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果 【答案】D 【解析】A项，第三周期的金属元素从左到右原子半径依次减小，A错误；B项，(HF)、(HCl)、(HBr)、(HI)的热稳定性从左到右依次减弱，B错误；C项，第三周期非金属元素最高价含氧酸的酸性从左到右依次增强，C错误；D项，元素周期律是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，D正确。 【对应训练3】某同学为探究元素周期表中元素性质的递变规律，将大小相同的钠、镁、铝(除去氧化膜)分别投入到冷水中，反应最剧烈的是_______。 【答案】钠。 【解析】同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，钠、镁、铝位于第三周期，且原子序数依次增大，所以金属性(Na > Mg > Al)，与水反应最剧烈的是钠。 教学任务二 同主族元素性质的递变规律 活动一 引入新课 【问题】我们已经了解了同周期元素性质的递变规律，那么同主族元素的性质又有怎样的递变规律呢？ 【设计意图】通过问题引导，激发学生对同主族元素性质递变规律的探究欲望。 活动二 探究碱金属元素性质递变规律 【观察分析】展示碱金属元素的原子结构示意图及相关信息： 元素名称 元素符号 核电荷数 原子结构示意图 最外层电子数 电子层数 原子半径/nm 锂 (Li) (3) (1) (2) (0.152) 钠 (Na) (11) (1) (3) (0.186) 钾 (K) (19) (1) (4) (0.227) 铷 (Rb) (37) (1) (5) (0.248) 铯 (Cs) (55) (1) (6) (0.265) 【问题】观察碱金属元素的原子结构示意图，它们的原子核外电子排布有什么特点？从哪一点推断出碱金属元素的化学性质具有相似性？ 【学生思考】最外层电子数都是(1)；随核电荷数的增大，电子层数逐渐增多。化学性质相似。 【问题】在周期表中，从上到下碱金属元素原子的核电荷数、原子半径的变化有什么特点？ 【学生思考】从上到下碱金属元素原子的核电荷数逐渐增大，原子半径逐渐增大。 【观察并思考】(Na)与(K)分别与水、(O2)反应现象有何不同？试从原子结构角度解释。 【师生活动】教师展示(Na)与(K)分别与水、(O2)反应的视频，学生观察现象。 现象：钾和钠都可以与水和氧气发生反应，钾的反应更为剧烈。 【讲解】原子最外层电子相同，但钾的原子半径较大，失电子能力更强，还原性更强。 【总结】碱金属与(O2)反应的产物： 元素 反应剧烈程度 产物复杂程度 活泼性结论 (Li) (Li - Cs)，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。 (Na) 越来越剧烈 越来越复杂 (K) (Rb) (Cs) 常温下自发燃烧，产物复杂 总结：与氧气反应越来越剧烈，生成的氧化物越来越复杂。 碱金属单质与水反应的现象： 元素 反应现象 反应程度 活泼性结论 (Li) 剧烈（锂不熔），生成(H2) 越来越剧烈 (Li - Cs)，单质的还原性逐渐增强；金属元素的金属性逐渐增强。 (Na) 更剧烈（钠熔化），生成(H2) (K) 轻微的爆炸，生成(H2) (Rb) 遇水立即燃烧，爆炸 (Cs) 遇水立即燃烧，爆炸 通式：(2R + 2H2O = 2ROH + H2) 【设计意图】通过观察原子结构和实验现象，让学生探究碱金属元素性质的递变规律，培养学生的观察和分析能力。 活动三 探究卤族元素性质递变规律 【展示信息】展示卤族元素的相关信息： 元素名称 元素符号 核电荷数 颜色和状态 密度(g/cm3) 熔点(℃) 沸点(℃)) 氟 (F) (9) 淡黄绿色(气体) 氯 (Cl) (17) 黄绿色(气体) 溴 (Br) (35) 深红棕色(液体) 逐渐增大 逐渐升高 碘 (I) (53) 紫黑色(固体) 【问题】根据表中的信息，思考卤族元素的原子核外电子排布有什么特点？ 【学生思考】最外层均只有(7)个电子。随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大。决定了化学性质的相似性和差异性。 【探究实验】 (1)卤族单质与氢气反应： 名称 反应现象 方程式 氢化物稳定性 (F2) 冷暗处爆炸 (H2 + F2 = 2HF) (HF)很稳定 (Cl2) 光照条件下易爆炸 (H2 + Cl2 2HCl) (HCl)稳定 (Br2) 缓慢进行 (H2 + Br2 2HBr) (HBr)较不稳定 (I2) 持续加热下缓慢进行 (H2 + I2 2HI) (HI) 很不稳定 结论: ① 与氢气反应的难易程度：逐渐变得困难。 ② 生成的氢化物的稳定性：逐渐减弱。 ③ 卤素的非金属性强弱：逐渐减弱。 稳定性：(HF > HCl > HBr > HI)。 (2)卤素与水反应： (2F2 + 2H2O = 4HF + O2) （爆炸） (Cl2 + H2O HCl + HClO) (Br2 + H2O HBr + HBrO) (I2 + H2O HI + HIO) 与水反应的剧烈程度逐渐减弱。 (3)卤素单质氧化性强弱比较： 实验 实验现象 化学方程式 (KBr +)氯水，振荡 溶液变为橙黄色 (2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2)，(2Br- + Cl2 = 2Cl- + Br2) (KI +)氯水，振荡 溶液变为棕黄色 (2KI + Cl2 = 2KCl + I2)，(2I- + Cl2 = 2Cl- + I2) (KI +)溴水，振荡 溶液变为棕黄色 (2KI + Br2 = 2KBr + I2)，(2I- + Br2 = 2Br- + I2) 氧化性：(F2 > Cl2 > Br2 > I2)，(Cl- < Br- < I-)。 【设计意图】通过实验探究，让学生了解卤族元素性质的递变规律，培养学生的实验操作和分析能力。 活动四 总结同主族元素性质递变规律 【总结】同主族元素性质递变规律： 比较内容 同周期(从左到右) 同主族(从上到下) 原子结构 电子层数：相同；最外层电子数：依次增加(1)个；原子半径：逐渐减小 电子层数：依次增加；最外层电子数：相同；原子半径：逐渐增大 元素的性质 金属性：逐渐减弱；非金属性：逐渐增强；主要化合价：最高正价：(+1 +7) ((O)、(F) 除外)，最低负价 = 最高正价 - (8) 金属性：逐渐增强；非金属性：逐渐减弱；主要化合价：最高正价 = 主族序数((O)、(F) 除外) 化合物性质 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐增强，碱性逐渐减弱；氢化物稳定性：逐渐增强 最高价氧化物对应水化物：酸性逐渐减弱，碱性逐渐增强；氢化物稳定性：逐渐减弱 【设计意图】帮助学生总结同主族元素性质的递变规律，形成系统的知识体系。 活动五 对应训练 【对应训练1】以下关于锂、钠、钾、铷、铯的叙述不正确的是（ ） A. 氢氧化物中碱性最强的是(CsOH) 4.1 元素周期表和元素周期律 第2课时 元素周期律 元素周期表的应用 一、同周期元素性质的递变规律 1.金属性递变 oNa、Mg与水反应比较 oNa、Mg、Al最高价氧化物对应水化物碱性比较 2.非金属性递变 oSi、P、S、Cl最高价氧化物对应水化物酸性比较 oSi、P、S、Cl与氢气化合及氢化物稳定性比较 3.元素周期律 o内容：元素性质随原子序数递增呈周期性变化 o实质：核外电子排布周期性变化 二、同主族元素性质的递变规律 1.碱金属元素 o原子结构特点 o性质递变：金属性增强 2.卤素 o原子结构特点 o性质递变：非金属性减弱 3.金属性与非金属性判断方法 三、元素周期表的应用 1.比较元素及其化合物性质 2.预测元素及其化合物性质 3.指导新元素发现 4.寻找特殊用途新物质 5.对角线规则 1.下列事实不能用元素周期律解释的是 A．非金属性：N＜O＜F B．碱性：Al(OH)₃＜Mg(OH)₂＜NaOH C．稳定性：HI＜HBr＜HCl D．酸性：H₂SO₃＞H₂CO₃＞HClO 【答案】D 【解析】A. 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以非金属性N＜O＜F，能用元素周期律解释，A不符合题意；B. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，所以碱性Al(OH)₃＜Mg(OH)₂＜NaOH，能用元素周期律解释，B不符合题意；C. 同主族元素从上到下非金属性逐渐减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，所以稳定性HI＜HBr＜HCl，能用元素周期律解释，C不符合题意；D. H₂SO₃不是S的最高价含氧酸，HClO不是Cl的最高价含氧酸，不能根据元素周期律比较它们的酸性强弱，D符合题意。答案选D。 2.Na、Mg、S、Cl是短周期中的主族元素。下列叙述正确的是 A．原子半径：r(Cl)＞r(S)＞r(Mg)＞r(Na) B．非金属性：S＞Cl C．Na、S两种元素可形成化合物Na₂S D．最高价氧化物的水化物的碱性：NaOH＜Mg(OH)₂ 【答案】C 【解析】A. 同周期元素从左到右原子半径逐渐减小，所以原子半径r(Na)＞r(Mg)＞r(S)＞r(Cl)，A错误；B. 同周期元素从左到右非金属性逐渐增强，所以非金属性Cl＞S，B错误；C. Na为+1价，S为 -2价，Na、S两种元素可形成化合物Na₂S，C正确；D. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，所以最高价氧化物的水化物的碱性NaOH＞Mg(OH)₂，D错误。答案选C。 3.下列关于碱金属元素和卤素的说法中，错误的是 A．随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大 B．碱金属元素中，锂原子失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子得电子的能力最强 C．钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈 D．溴单质与水的反应比氯单质与水的反应更剧烈 【答案】D 【解析】A. 同主族元素随核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径逐渐增大，所以随核电荷数的增加，碱金属元素和卤素的原子半径都逐渐增大，A正确；B. 碱金属元素中，锂原子的电子层数最少，原子半径最小，失去最外层电子的能力最弱；卤素中，氟原子的电子层数最少，原子半径最小，得电子的能力最强，B正确；C. 钾的金属性比钠强，所以钾与水的反应比钠与水的反应更剧烈，C正确；D. 氯的非金属性比溴强，所以氯单质与水的反应比溴单质与水的反应更剧烈，D错误。答案选D。 4.元素周期表和元素周期律可以指导人们进行规律性的推测和判断。下列说法错误的是 A．若X⁺和Y²⁻的核外电子层结构相同，则原子序数：X>Y B．硫、硒为同主族元素，因此硒的主要化合价有 -2、＋4、＋6 C．Cs和Ba分别位于第六周期IA和IIA族，碱性：CsOH>Ba(OH)₂ D．常温下，形状和大小相同的镁和铝与浓度相同的盐酸反应，镁更剧烈 【答案】C 【解析】A. 若X⁺和Y²⁻的核外电子层结构相同，说明X失去一个电子后和Y得到两个电子后的电子层结构相同，则原子序数X>Y，A正确；B. 同主族元素的主要化合价相似，硫的主要化合价有 -2、＋4、＋6，所以硒的主要化合价也有 -2、＋4、＋6，B正确；C. 同周期元素从左到右金属性逐渐减弱，金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，Cs的金属性比Ba强，所以碱性CsOH>Ba(OH)₂，C错误；D. 镁的金属性比铝强，所以常温下，形状和大小相同的镁和铝与浓度相同的盐酸反应，镁更剧烈，D正确。答案选C。 5.运用元素周期表和元素周期律回答下列问题： (1)比较不同周期，不同主族元素的性质(填“＞”或“<”，下同) 例如金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)₂______Al(OH)₃、Ca(OH)₂______Mg(OH)₂，所以碱性：Ca(OH)₂______Al(OH)₃。 (2)推测未知元素的某些性质 例如已知Ca(OH)₂微溶于水、Mg(OH)₂难溶于水，可推知Be(OH)₂______溶于水。 根据卤素元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢______化合，HAt不稳定，其水溶液呈______性，AgAt______溶于水等。 【答案】(1)＞；＞；＞；(2)难；难；酸；难 【解析】(1)金属性越强，其最高价氧化物对应水化物的碱性越强，因为金属性Mg＞Al、Ca＞Mg，所以碱性Mg(OH)₂＞Al(OH)₃、Ca(OH)₂＞Mg(OH)₂，进而可得碱性Ca(OH)₂＞Al(OH)₃。(2)同主族元素从上到下金属性逐渐增强，其氢氧化物的溶解性逐渐增大，已知Ca(OH)₂微溶于水、Mg(OH)₂难溶于水，所以可推知Be(OH)₂难溶于水。根据卤素元素的性质递变规律，从上到下非金属性逐渐减弱，与氢气化合越来越难，氢化物稳定性逐渐减弱，所以砹(At)与氢气难化合，HAt不稳定，其水溶液呈酸性，卤化银的溶解性逐渐减小，所以AgAt难溶于水。 在本节课的教学中，通过实验探究、数据分析等方式引导学生理解同周期和同主族元素性质的递变规律，取得了一定的教学效果。学生对元素周期表和元素周期律的应用有了更深入的认识，能够运用规律解决一些实际问题。但在教学过程中也存在一些不足之处，例如在实验演示环节，由于时间有限，部分学生可能没有充分观察到实验现象；在讲解元素周期律的实质时，部分学生理解起来有一定难度，后续应加强对这部分内容的辅导。在今后的教学中，要更加合理地安排教学时间，注重学生的主体地位，采用多样化的教学方法，提高学生的学习兴趣和学习效果。 1 / 2 学科网（北京）股份有限公司 $