高一化学-121-元素周期律教学设计.doc

元素周期律
课题
1-2-1 元素周期律
教学
目标
知识与技能
1、掌握元素原子核外电子排布的规律
2、掌握原子半径、主要化合价周期性变化
3、掌握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
过程与方法
（1）自主学习，归纳比较元素周期律。
（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力
情感、态度与价值观
学会总结，学会概括，体会结构决定性质的理念。
教学重点
掌握核外电子排布规律、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性周期变化
教学难点
原子核外电子排布规律
教学设计
环节
教师活动
学生活动
设计意图
导入新课
第一节我们学习了原子结构和元素性质关系，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上呈现一定的相似性和递变性，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在某种关系或规律呢？
【板书】1．2元素周期律
聆听、思考
通过学过的知识引入新课。
合作探究
展示归纳
【复习】同学们回忆原子的构成？
【讲解】原子由原子核和核外电子构成，电子在核外高速绕核运动。
【过渡】有的同学就要想了，多个电子运动会不会出现碰撞，那电子运动的轨迹是怎么样的呢？
【板书】一、原子核外电子的排布
【阅读】阅读课本P13页表1-2，小结出原子核外电子排布规律思考以下问题：
（1）根电子层最多容纳_________个电子；
（2）最外层电子数不超过______个电子（K层为最外层时不超过______个）；
（3）次外层电子数不超过_______个电子；
（4）核外电子总是尽先排布在能量_____的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步_____的电子层。
【板书】1．
电子层（n）
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
近→远
能量高低
低→高
2．一般规律
（1）核外电子总是尽可能排布在能量低的电子层里，然后排布在能量较高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满，排下一层。
（2）原子核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个（n为电子层序数）
（3）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；次外层电子数目不超过18个（K层为次外层时不超过2个）；倒数第三层电子数目不超过32个。这几条不是孤立存在，它们是有联系的。
学生回忆知识，并回答。

学生阅读课本，完成问题。
通过学过的知识，引入核外电子排布规律。

通过学生阅读课本，完成问题，培养学生总结归纳能力。
习题巩固
1．下列微粒的结构示意图，正确的是（ ）
A．Mg2＋ +12
2
B．Cl 2
8
8
+178

C．Ar 2
10
6
+18
D．K 2
8
9
+19

2．原子核外电子是有规律地进行排布的，它们分层排布在K、L、M、N……层上，下列叙述正确的是（ ）
A．K层上容纳的电子数只能是2个
B．K层上容纳的电子数可以超过2个
C．L层上最多只能容纳8个电子
D．最外层上容纳的电子数可以超过8个
3．下列叙述正确的是（ ）
A．电子的能量越低，运动区域离核越远
B．核外电子的分层排布即是核外电子的分层运动
C．稀有气体元素原子的最外层都排有8个电子
D．当M层是最外层时，最多可排布18个电子
思考、回答
通过针对性练习，理解核外电子排布的规律。
合作探究
展示归纳
【过渡】同学们通过表1-2，我们还发现了，最外层电子数呈现周期性的变化，那么还有哪些性质呈现周期性变化呢？
【组内讨论】阅读课本P14，科学探究1，同学们讨论一下化合价如何变化，且有什么规律？
【板书】二、元素周期律
1．化合价
（1）随着原子序数的递增，化合价呈现周期性变化（O、F没有正价）
（2）主族元素最高正价=族序数=最外层电子数
非金属的最高正价+最低负价的绝对值=8

思考、讨论，组内交流

通过学生阅读，找出化合价周期性变化的规律，培养学生的自主学习能力。

巩固学习
下列各组元素中，按从左到右的顺序，原子序数递增、元素的最高正化合价也递增的的是（ ）
A．C、N、O、F B．Na、Be、B、C
C．P、S、Cl、Ar D．Na、Mg、Al、Si
思考、回答
组内代表回答
根据碱金属知识个归纳，让学生试着自己归纳总结和迁移
合作探究
展示归纳
【思考】阅读课本P14，科学探究1，同学们讨论一下半径是不是也存在这样的规律？做出总结和归纳。讨论如何比较半径的大小？
【板书】2、半径
（1）同周期从左向右半径随着原子序数的递增而减小（稀有气体除外）
（2）同主族从上到下，半径增大
【展示】半径的比较
（1）一看电子层数：一般来说电子层数越多，半径越大
（2）二看原子序数：电子层数相同，半径随着原子序数的增大而减小
（3）三看电子数，电子层数相同、原子序数相同，电子数越多，半径越大

思考、讨论，组内交流

通过学生阅读，找出半径周期性变化的规律，培养学生的自主学习能力。

习题巩固
已知N、S、O、Si的原子半径如下：
原子
N
S
O
Si
半径r/10-10m
0.75
1.02
0.74
1.17
根据以上数据，推测磷原子的半径可能是（ ）
A．1.10×10－10m B．0.80×10－10m
C．1.20×10－10m D．0.70×10－10m

思考理解卤族元素的相似性和递变性
通过针对性练习，巩固卤族元素的相似性和递变性
实验探究得出金属性和非金属性强弱
【过渡】上节课我们总结了一部分金属性和非金属性强弱的比较，今天我们再学习一种比较的方法
【探究实验】完成科学探究实验1，并完成表格
实验一、分别取一小段镁带，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入试管中，向试管中加入2ml水，并滴入2d酚酞溶液。观察现象，过一会加热试管至水沸腾。观察现象。
【展示】

Na
Mg
与冷水的反应
与沸水反应
现象
与冷水剧烈反应放出气泡
与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡，镁带表面变红
化学反应方程式
2Na+2H2O=2NaOH+ H2↑
Mg+2H2O=Mg（OH）2↓+ H2↑
结论
钠与冷水剧烈反应，镁只能与沸水反应
实验二、取一小段镁带和一小片铝，用砂纸磨去它们表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2ml1mol/L的盐酸，观察发生现象。
【展示】

Mg
Al
现象
反应剧烈，放出大量的H2
反应迅速，放出大量的H2
反应方程式
Mg+2HCl=MgCl2+H2↑
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
结论
Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
【过渡】通过两个实验，我们是否可以总结出金属性强弱的规律呢？
【板书】3．金属性、非金属性
同周期从左向右金属性减弱
【思考】非金属性如何递变呢？
【阅读】科学探究3，得出结论？
【板书】从左向右非金属性增强（稀有气体除外）
【讲解】通过以上分析，元素性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这一规律叫做元素周期律，元素周期律实质是核外电子排布呈现周期性变化。
学生回忆金属性、非金属性强弱比较。

动手做实验，观察实验现象，得出结论。
通过学过知识，判断金属性、非金属性强弱的比较，培养学生学以致用。
巩固知识
下列各组顺序的排列不正确的是（ ）
A．离子半径：Na＋>Mg2＋>Al3＋>F－
B．热稳定性：HCl>H2S>PH3>AsH3
C．酸性强弱：H3AlO3>H2SiO3>H2CO3>H3PO4
D．碱性强弱：KOH>NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3
思考回答
通过问题，检查掌握知识的情况。
总结归纳，结束新课
本节课我们重点讨论了原子的核外电子排布规律、化合价规律、原子半径规律，并以第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法。
聆听、思考
通过总结，让学生明白这节课学习的内容
板书设计
1．2元素周期律（第1课时）
一、原子核外电子的排布
1．
电子层（n）
1
2
3
4
5
6
7
符号
K
L
M
N
O
P
Q
离核远近
近→远
能量高低
低→高
2．一般规律
（1）核外电子总是尽可能排布在能量低的电子层里，然后排布在能量较高的电子层里，即电子最先排满K层，当K层排满，排下一层。
（2）原子核外各电子层最多容纳的电子数目是2n2个（n为电子层序数）
（3）最外层电子数目不超过8个（K层为最外层时不超过2个）；次外层电子数目不超过18个（K层为次外层时不超过2个）；倒数第三层电子数目不超过32个。这几条不是孤立存在，它们是有联系的。
二、元素周期律
1．化合价
（1）随着原子序数的递增，化合价呈现周期性变化（O、F没有正价）
（2）主族元素最高正价=族序数=最外层电子数
非金属的最高正价+最低负价的绝对值=8
2．半径
（1）同周期从左向右半径随着原子序数的递增而减小（稀有气体除外）
（2）同主族从上到下，半径增大
3．金属性、非金属性
同周期从左向右金属性减弱，从左向右非金属性增强（稀有气体除外）
作业设计
完成课后3、4、5