元素周期律（第一课时）教案.docx

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1、元素周期律（第一课时）教案元素周期律学案 第一章物质结构元素周期律章末复习学案复习目标：1.能描述元素周期表的结构，知道金属、非金属在元素周期表中的位置。2.在初中有关原子结构学问的基础上，了解元素原子核外电子排布。3.通过有关数据和试验事实，了解原子结构与元素性质之间的关系。知道核素的涵义；相识原子结构相像的一族元素在化学性质上表现出的相像性和递变性；相识元素周期律。4.相识化学键的涵义，通过实例了解离子键和共价键的形成。 本章学问体系考题回顾【例1】下列指定微粒的个数比为2:1的是ABe2离子中的质子和电子BH原子中的中子和质子CNaHCO3晶体中的阳离子和阴离子DBaO2（过氧化钡）固体

2、中的阴离子和阳离子【例2】1999年美国科学杂志报道：在40GPa高压下，用激光器加热到1800K，人们胜利制得了原子晶体干冰，下列推断中不正确的是A、原子晶体干冰有很高的熔点、沸点，有很大的硬度B、原子晶体干冰易气化，可用作制冷材料C、原子晶体干冰的硬度大，可用作耐磨材料D、每摩尔原子晶体干冰中含4molCO键【例3】不同元素的原子在分子内吸引电子的实力大小可用肯定数值x来表示，若x越大，其原子吸引电子的实力越强，在所形成的分子中成为负电荷一方。下面是某些短周期元素的x值：元素符号LiBeBCOFNaAlSiPSClx值0.981.572.042.553.443.980.931.611.90

3、2.192.583.16（1）通过分析x值改变规律，确定N、Mg的x值范围：_x(Mg)_，_x(N)_。（2）推想x值与原子半径的关系是_；依据短周期元素的x值改变特点，体现了元素性质的_改变规律。（3）某有机化合物结构式为，其中SN中，你认为共用电子对偏向谁？_（写原子名称）。（4）阅历规律告知我们：当成键的两原子相应元素的差值（x），当x1.7时，一般为离子键，当x1.7时，一般为共价键，试推断AlBr3中化学键类型是_。（5）预料元素周期表中，x值最小的元素位置：_(放射性元素除外)。【例4】不同元素的气态原子失去最外层一个电子所须要的能量（设其为）如下图所示。试依据元素在周期表中的位

4、置，分析图中曲线的改变特点，并回答下列问题。(1)同主族内不同元素的值改变的特点是：。各主族中值的这种改变特点体现了元素性质的改变规律。(2)同周期内，随原子序数增大，值增大。但个别元素的值出现反常现象。试预料下列关系式中正确的是（填写编号，多选倒扣）(砷)（硒）(砷)（硒）(溴)（硒）(溴)（硒）(3)估计气态原子失去最外层一个电子所需能量值的范围：(4)号元素值较大的缘由是。 元素周期律 【教学设计】必修第一章物质结构元素周期律其次节元素周期律（第2课时）一、教材分析：在本节中，这些学问将更加细化，理论性更强，体系更加完整。学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的

5、物质结构学问，这些为本节的学习奠定了肯定的基础。通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等学问进行综合、归纳。同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学学问系统化、网络化。本节用第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律。二、教学目标：1、学问与技能：（1）驾驭元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性改变的规律。（2）通过试验操作，培育学生试验技能。2、过程与方法：（1）自主学习，归纳比较元素周期律。（2）自主探究，通过试验探究，培育学生探究实力。3、情感、看法与价值观：培育学生辩证唯物主义观点量变到质变规律三、教学重点难点：重点：元素的金属性和非金属性随原子序数

6、的递增而呈现周期性改变的规律。难点：探究实力的培育四、学情分析：元素周期律的是中学化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性改变可以从资料进行分析而得出的，所以，要留意激发学生的学习主动性，让学生去动手试验获得证据，让学生去分析图表、资料获得信息。详细来说，对于元素的金属性的周期性改变，可以由学生在分组试验的基础上，视察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的猛烈程度，依据获得的第一手证据，来推导出结论。元素的非金属性的周期性改变可以让学生阅读材料、观看试验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。五、教学方法：对比、分类、归纳、总结等方法六、课前打算：1学生的学习打算

7、：预习课本上相关的试验，初步把握试验的原理和方法步骤；完成课前预习学案。2老师的教学打算：多媒体课件制作、实物投影仪，课前预习学案，课内探究学案，课后延长拓展学案。3教具打算：两人一组，试验室内教学。课前打开试验室门窗通风，课前打算好试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、1mo1/L盐酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。七、课时支配：1课时八、教学过程（一）检查预习，了解学生对已有学问的驾驭程度及存在的困惑。（二）情景导入，展示目标新课导入：请同学们回忆我们上节课所学的内容：1、元素

8、原子核外电子排布规律有哪些？2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性改变的？多媒体课件展示：元素原子核外电子排布规律、化合价随原子序数的递增而呈现周期性改变的规律推动新课师：上节课我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性改变。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的改变呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学试验来推断元素的金属性强弱。多媒体播放：金属性强弱推断依据1、金属与H2O或与酸反应难易程度。2、置换反应。3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。（三）合作探究，精讲点拨试验一.Mg、Al和水的反应1、分别取一小段镁带

9、、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。视察现象。过一会儿，用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再视察现象。多媒体展示出表格表（一）Na、Mg、Al和水的反应NaMgAl与冷H2O反应与沸H2O反应现象与冷水猛烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，Mg带表面有气泡；Mg带表面变红与水不反应化学方程式2Na+2H2O=2NaOH+H2Mg+2H2O=Mg（OH）2+H2结论Na与冷水猛烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。试验二.Mg、Al和盐酸的反应取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2

10、-3ml稀盐酸视察现象。多媒体展示出表格表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较MgAl现象反应猛烈，放出大量的H2反应快速，放出大量的H2反应方程式Mg+2HCl=MgCl2+H22Al+6HCl=2AlCl3+3H2结论Mg、Al都很简单与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更猛烈试验三：Mg(OH)2的性质取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸视察，完成下表：多媒体展示出表格表（三）Mg（OH）2的性质现象加入NaOH加入稀盐酸反应方程式Mg(OH)2+2HCl=MgC

11、l2+2H2O结论沉淀不溶解沉淀溶解Mg（OH）2不能溶于氢氧化钠Mg（OH）2能溶于盐酸试验四：Al(OH)3的性质取一支试管，加入1mo1/LAlCl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少产生大量的Al(OH)3白色絮状沉淀，把Al(OH)3沉淀分别盛放于2支试管中，然后，向2支试管中分别加入1mo1/L稀盐酸和6mo1/LNaOH溶液，视察现象。多媒体播放表格表（四）：Al(OH)3的性质加入NaOH，加入稀盐酸现象沉淀溶解沉淀溶解反应方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O结论Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸师：从上面

12、几个试验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。表（五）NaMgAl单质与水（酸）反应与冷水猛烈反应放出氢气与冷水反应缓慢，与沸水快速反应，放出氢气，与酸猛烈反应放出氢气与酸快速反应放出氢气最高价氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3碱性强弱比较NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性氢氧化物结论随着原子序数的递增，金属性NaMgAl（四）反思总结，当堂检测。1第三周期元素性质改变规律2.同周期元素性质递变规律3.元素周期律从NaC1从左右（1）定义:金属性渐渐减弱，金属性渐

13、渐减弱，（2）实质:核外电子非金属性渐渐增加。非金属性渐渐增加。排布的周期性改变 师：请同学们回忆一下，如何来推断元素的非金属性强弱？多媒体展示出：元素非金属推断依据请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：SPSCl气态氧化物化学式SiH4PH3单质与H2化合的条件高温磷蒸气与H2能反应加热对应水化物合或最高价氧化物H2SiO3HClO4酸性强弱弱酸中强酸最强含氧酸结论师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？多媒体同时展示元素周期律内容1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性改变的规律，叫元素周期律。板书：元素周期律的实质【例2】甲、乙两种非金属：甲比乙简单与

14、H2化合；甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；甲的单质熔沸点比乙的低能说明甲比乙的非金属性强的是()A只有B只有CD【老师精讲】元素非金属性得强弱推断是重要得学问点，其推断得标准许多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。得到电子的难易程度等。答案：C。【例3】运用元素周期律分析下面的推断，其中错误的是()A铍(Be)的氧化物的水化物可能具有两性B砹(At)为白色固体，HAt不稳定，AgAt感光性很强C硫酸锶(SrSO4)是难溶于水的白色固体D硒化氢(H2Se)是无

15、色、有毒，比H2S稳定的气体【老师精讲】元素周期律是高考的重点。解题时要充分利用同周期、同主族元素的性质改变规律。A正确，因为，铍的性质类似于铝，氧化物可能有两性。C正确，Sr是第A族元素，其性质类似于Ca、Ba，SrSO4与BaSO4相像，难溶于水。【答案】BD。课堂小结：本节课我们重点探讨了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性改变的规律，并又通过事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能驾驭这种分析问题的方法，培育自己的创新实力。（五）发导学案，布置预习元素周期律、元素周期表是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们下节课要学习的内容。请预习下节，并完成预习导学案

16、。布置作业1.课本习题P18T62.写出Al2O3、Al(OH)3分别与强酸强碱反应的离子方程式。?3.仿照本书附录，画一张元素周期表，下节课上课时带上。(不用写外围电子构型)九、板书设计：其次节元素周期律（第2课时）一元素周期律1第三周期元素性质改变规律2.同周期元素性质递变规律3.元素周期律从NaC1从左右（1）定义:金属性渐渐减弱，金属性渐渐减弱，（2）实质:核外电子非金属性渐渐增加。非金属性渐渐增加。排布的周期性改变活动与探究Al(OH)3性质探究现象说明或方程式1、通入2、加入KOH溶液3、加入Ba(OH)24、加入稀H2SO45、加入稀HNO3结论十、教学反思：本节课因为有演示试验

17、，也是本章的第一次试验，依据高一学生的心理特点，讲授此课并不会显得非常枯燥，但本节内容的目的是在试验验证的基础上来帮助学生巩固和理解元素周期律的实质的。若老师引导不好，往往易使试验起到喧宾夺主的作用。因此，老师在讲授本节内容时，肯定要留意让学生参加到教学活动中来，让其既动手练习，又动脑思索，从而激活他们的思维，使其相识上升到认知的高度，并熬炼他们的抽象思维推理实力。 元素周期律与元素周期表 元素周期律与元素周期表一理解元素周期律及其实质。1元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性改变的规律叫做元素周期律。2元素原子核外电子排布的周期性改变（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性改变）确定了

18、元素性质的周期性改变（原子半径由大到小、最高正价由1递增到7、非金属元素最低负价由4到1、元素金属性渐渐减弱、非金属性渐渐增加）。二驾驭证明元素金属性和非金属性强弱的试验依据。1元素的金属性是指元素的原子失去电子的实力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越简单，最高价氢氧化物的碱性越强；金属性较强的金属能把金属性较弱的金属从其盐溶液中置换出来（K、Ca、Na、Ba等除外）。2元素的非金属性是指元素的原子夺取电子的实力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越简单，形成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强；非金属性较强的非金属能把金属性较弱的非金属从其盐或酸溶液中置换出来

19、（F2除外）三熟识元素周期表的结构，熟记主族元素的名称及符号。1记住7个横行，即7个周期（三短、三长、一不完全）。2记住18个纵行，包括7个主族（AA）、7个副族（BB）、1个第族（第8、9、10纵行）和1个0族（即稀有气体元素）。3记住金属与非金属元素的分界线（氢、硼、硅、砷、碲、砹与锂、铝、锗、锑、钋之间）。4能推断主族元素所在位置（周期、族）和原子序数、核外电子排布。四能综合应用元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质的关系。1原子序数原子核内质子数；周期数原子核外电子层数；主族数原子最外层电子数价电子数元素最高正价数8最低负价。2同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属

20、性递增；同主族元素从上到下，原子半径递增，金属性递增、非金属性递减；位于金属与非金属元素分界线旁边的元素，既表现某些金属的性质，又表现某些非金属的性质。五能综合应用同短周期、同主族元素性质的递变性及其特性与原子结构的关系。原子半径、化合价、单质及化合物性质。主族序数、原子序数与元素的最高正价及最低负价数同为奇数或偶数。六能综合应用元素周期表。预料元素的性质；启发人们在周期表中肯定区域内找寻新物质等。七典型试题。1同周期的X、Y、Z三种元素，已知它们的最高价氧化物对应的水化物是HXO4、H2YO4、H3ZO4，则下列推断正确的是A含氧酸的酸性：H3ZO4H2YO4HXO4B非金属性：XYZC气态

21、氢化物的稳定性按X、Y、Z依次由弱到强D元素的负化合价的肯定值按X、Y、Z依次由小到大2若短周期中的两种元素可以可以形成原子个数比为2:3的化合物，则这两种元素的原子序数差不行能是A1B3C5D63已知短周期元素的离子：aA2+、bB+、cC3、dD都具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是A原子半径：ABCDB原子序数：dcbaC离子半径：CDBAD单质的还原性：ABCD41999年1月，俄美科学家联合小组宣布合成出114号元素的一种同位素，该同位素原子的质量数为298。以下叙述不正确的是A该元素属于第七周期B该元素为金属元素，性质与82Pb相像C该元素位于A族D该同位素原子含有114个电子

22、，184个中子5W、X、Y、Z四种短周期元素的原子序数XWZY。W原子的最外层没有p电子，X原子核外s电子与p电子数之比为1:1，Y原子最外层s电子与p电子数之比为1:1，Z原子核外电子中p电子数比Y原子多2个。Na、Mg、C、O。（1）X元素的单质与Z、Y所形成的化合物反应，其化学反应方程式是_2MgCO2点燃2MgOC。Mg(OH)2NaOH（2）W、X元素的最高价氧化物对应水化物的碱性强弱为_（填化学式）。这四种元素原子半径的大小为_（填元素符号）。NaMgCO。6设计一个试验证明铍元素的氢氧化物（难溶于水）是两性氢氧化物，并写出有关的化学方程式。Be(OH)2H2SO4BeSO42H2

23、O；Be(OH)22NaOHNa2BeO22H2O。7制冷剂是一种易被压缩、液化的气体，液化后在管内循环，蒸发时汲取热量，使环境温度降低，达到制冷目的。人们曾采纳过乙醚、NH3、CH3Cl等作制冷剂，但它们不是有毒，就是易燃。于是科学家依据元素性质的递变规律来开发新的制冷剂。据现有学问，某些元素化合物的易燃性、毒性改变趋势如下：（1）氢化物的易燃性：其次周期_H2O、HF；第三周期SiH4PH3_。（2）化合物的毒性：PH3NH3；H2S_H2O；CS2_CO2；CCl4CF4（填、=）。于是科学家们起先把留意力集中在含F、Cl的化合物上。（3）已知CCl4的沸点为76.8，CF4的沸点为12

24、8，新制冷剂的沸点范围应介于其间。经过较长时间反复试验，一种新的制冷剂氟利昂CF2Cl2最终诞生了，其它类似的还可以是_（4）然而，这种制冷剂造成了当今的某一环境问题是_。但求助于周期表中元素及其化合物的_改变趋势来开发制冷剂的科学思维方法是值得借鉴的。毒性沸点易燃性水溶性颜色ABCD八拓展练习。1下列叙述正确的是A同周期元素中，A族元素的原子半径最大BA族元素的原子，其半径越大，越简单得到电子C室温时，零族元素的单质都是气体D全部主族元素的原子，形成单原子离子时的化合价和它的族序数相等2有人认为在元素周期表中，位于A族的氢元素，也可以放在A族，下列物质能支持这种观点的是AHFBH3O+CNa

25、HDH2O23某元素原子最外层只有1个电子，下列事实能证明其金属性比钾强的是A其单质跟冷水反应，发生猛烈爆炸B其原子半径比钾原子半径大C其单质的熔点比钾的熔点低D其氢氧化物能使氢氧化铝溶解4短周期元素X和Y可形成原子个数比为2:3，且X呈最高价态，Y的原子序数为n，则X的原子序数不行能是An5Bn3Cn3Dn115原子序数为x的元素E与周期表中A、B、C、D四种元素上下左右紧密相邻，则A、B、C、D四种元素的原子序数之和不行能的是（镧系、锕系元素除外）A4xB4x6C4x10D4x146X和Y属短周期元素，X原子的最外层电子数是次外层电子数的一半，Y位于X的前一周期，且最外层只有一个电子，则X

26、和Y形成的化合物的化学式可表示为AXYBXY2CXY3DX2Y37国际无机化学命名委员会在1988年作出确定：把长式周期表原有的主、副族及族号取消，由左至右按原依次改为18列。按这个规定，下列说法中正确的是A第3列元素种类最多，第14列元素形成的化合物种类最多B第8、9、10三列元素中没有非金属元素C从上到下第17列元素的单质熔点渐渐降低D只有第2列元素的原子最外层有2个电子8下列各组依次的排列不正确的是A半径：Na+Mg2+Al3+FB碱性：KOHNaOHMg(OH)2Al(OH)3C稳定性：HClH2SPH3AsH3D酸性：H3AlO3H2SiO3H2CO3H3PO49已知X、Y、Z、T四

27、种非金属元素，X、Y在反应时各结合一个电子形成稳定结构所放出的能量是YX；氢化物稳定性是HXHT；原子序数TZ，其稳定结构的离子核外电子数相等，而其离子半径是ZT。四种元素的非金属型从强到弱排列依次正确的是AX、Y、Z、TBY、X、Z、TCX、Y、T、ZDY、X、T、Z10我国最早报道的超高温导体中，铊（Tl）是重要组成之一。已知铊是A族元素，关于铊的性质推断值得怀疑的是A能生成3价的化合物B铊既能与强酸反应，又能与强碱反应CTl(OH)3的碱性比Al(OH)3强DTl(OH)3与Al(OH)3一样是两性氢氧化物11依据已知的元素周期表中前七周期中的元素种类数，请预言第八周期最多可能含有的元素

28、种类数为A18B32C50D6412有X、Y、Z、W四种短周期元素，原子序数依次增大，其质子数总和为32，价电子数总和为18，其中X与Z可按原子个数比为1:1或2:1形成通常为液态的化合物，Y、Z、W在周期表中三角相邻，Y、Z同周期，Z、W同主族。（1）写出元素符号：X_、Y_、Z_、W_。H、N、O、S。（2）这四种元素组成的一种化合物的化学式是_13A、B、C、D是短周期元素，A元素的最高价氧化物的水化物与它的气态氢化物反应得到离子化合物，1mol该化合物含有42mol电子，B原子的最外层电子排布式为ns2np2n。C、D两原子的最外层电子数分别是内层电子数的一半。C元素是植物生长的养分元

29、素之一。式写出：N、O、P、Li。（1）A、B元素形成酸酐的化学式_N2O3、N2O5。（2）D元素的单质与水反应的化学方程式_2Li2H2O（3）A、C元素的气态氢化物的稳定性大小_。PH3NH3。14在周期表中，有些主族元素的化学性质和它左上访或右下方的另一主族元素相像，如锂与镁都能与氮气反应、铍与铝的氢氧化物均有两性等，这称为对角线规则。请回答：（1）下列关于锂及其化合物性质的叙述中，正确的是ALi跟过量O2反应生成Li2O2BLiOH加热时，不会分解CLi遇浓H2SO4不发生钝化DLi2CO3加热时，分解成Li2O和CO2（2）锂在空气中燃烧，除生成_外，也生成微量的_。（3）铍的最高

30、价氧化物对应水化物的化学式是_，具有_性，证明这一结论的离子方程式是_（4）若已知Be2C4H2O2Be(OH)2CH4，则Al4C3与过量强碱溶液反应的离子方程式为_15下表是元素周期表的一部分：周期族AAAAAAA23 （1）表中元素的最高价氧化物对应水化物的化学式为_，它的_（填酸、碱）性比元素的最高价氧化物对应水化物的_（填强、弱）。（2）位于其次周期的某元素的原子核外p电子数比s电子数多1个，该元素是表中的_（填编号），该元素与元素形成的化合物的电子式是_，其中的化学键是_键；该元素与元素形成的化合物中，元素显_价。（3）设计一个简洁试验证明元素与的非金属性的相对强弱，并写出有关的离

31、子方程式。 元素周期律和元素周期表教案 元素周期律和元素周期表教案 一教材分析 (一)学问脉络 本节教材采纳归纳总结的方法引导学生探究元素的性质(元素原子最外层电子排布、原子半径以及主要化合价、原子得失电子实力)和原子结构的关系从而归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质；再在元素周期律的基础上引导他们发觉周期表中元素排布的规律，相识元素周期表的结构，了解同周期、同主族元素原子结构的特点，为下一节学习同周期元素性质的递变规律，预料同主族元素的性质奠定基础；同时，以铁元素为例，展示了元素周期表中能供应的有关元素的信息和金属与非金属的分区；最终以IIA族、VA族、过渡元素为例分析了同族元素结构与性质

32、的异同。 (二)学问框架 (三)新教材的主要特点： 新教材通过对元素周期律的初探，利用图表(直方图、折线图)等方法分析、处理数据，增加了教材的启发性和探究性，注意学生的实力培育，如作图、处理数据实力、总结概括的实力，以及利用数据得出结论的意识。 二教学目标 (一)学问与技能目标 1使学生了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性改变，相识元素周期律。 2让学生相识元素周期表的结构以及周期和族的概念，理解原子结构与元素在周期表中的位置间的关系。 3让学生了解IIA族、VA族和过渡金属元素的某些性质和用途。 (二)过程与方法目标 1通过对元素周期律的探究，培育学生利用各种图表(直方图、

33、折线图)分析、处理数据的实力。 2通过对获得的大量事实和数据等信息进行加工、分析，培育学生学归纳、概括实力、口头表达实力和沟通实力。 3通过案例的探究，激发学生主动学习的意识。并且驾驭从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质等科学抽象的方法。 (三)情感看法与价值观目标 1学习元素周期律，能使学生初步树立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和具有内部规律”“内因是事物改变的依据”等辩证唯物主义观点。 2学习化学史学问，能使学生相识到：人类对客观存在的事物的相识是随着社会和科学的发展不断发展的；任何科学的发觉都须要长期不懈地努力，才能获得胜利。 三、教学重点、难点 (一)学问上重点、

34、难点 元素周期律和元素周期表的结构。 (二)方法上重点、难点 学会用图表等方法分析、处理数据，对数据和事实进行总结、概括从而得出结论。 四、教学打算 第1课时前，补充P11表格中所缺内容。 第2课时前，周期表一共有多少周期？多少族？分别有多少种元素？ 第3课时前，查一查在周期表中同学们熟识的元素，搜集它们的用途。 五、教学方法阅读探究探讨归纳法 六、课时支配3课时 七、教学过程 第1课时 【新课导入】前面我们学习了原子的构成，它包括质子、中子、电子三部分，相同元素肯定具有相同的质子数，假如我们按质子数从小到大把元素排列起来，每种元素就有一个序号，即原子序数，对原子序数为1-18的元素进行探讨，

35、有助于我们相识元素之间内在联系和改变的规律性。那么，原子序数为1-18号元素的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价随原子序数的改变是如何改变的？ 【点评】利用质疑，引入新课题，可激发学生的学习爱好，有助于学生明确学习目的。 【板书】其次节元素周期律和元素周期表 一、元素周期律 【沟通与研讨】(1)分组填写教材P11页表中所缺的内容； (2)对表中各项内容进行比较、分析，找寻其中的规律。 【点评】通过填表，让学生获得感性学问，一方面复习了前面学过的原子结构有关学问，也为元素周期律的探究供应数据方面的支持。 【方法引导】为了更直观地视察原子的最外层电子排布随原子序数改变而改变的详细状况，每四人

36、为一小组，通过Excel中插入图表的方法画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图。 【沟通研讨】小组代表展示其直方图。 原子序数 最外层电子数 【点评】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培育学生分析、处理数据的实力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性学问，为归纳元素周期律奠定基础。 【引导过渡】视察1-18号元素的最外层电子数的改变，我们发觉从3号到10号，最外层电子由1增加到8，从11号到18号最外层电子数又由1增加到8。象这样每隔肯定数量，又重现前面出现过的状况的改变称为周期性改变。 【联想与质疑】通过直方图，对于原子的最外层电子数随原子序数的改变状况，你能

37、得出什么结论？ 【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性改变。 【方法引导】为了更直观地视察原子半径随原子序数改变而改变的状况，每四人为一小组，通过excel插入图表的方法画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图。对于原子半径的改变，你的结论是什么？ 【沟通研讨】小组代表展示其折线图，沟通小组的观点。 【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的原子最外层电子排布呈现周期性改变。 并且有下列规律：电子层数相同的元素的原子随原子序数的增加，半径渐渐减小。 【讲解并描述】稀有气体元素的原子半径教材中没有列出，它跟邻近的非金属元素的原子相比显得特殊大，这是由于测定稀有

38、气体元素的原子半径的依据与其它元素的原子半径不同。 【小组探讨】影响原子半径的因素： (1)电子层数相同时，影响原子半径的因素是什么？ (2)最外层电子数相同时，其影响因素是什么？ 【小结、板书】影响原子半径的因素： 电子层数相同，质子数越多，吸引力越大，半径越小； 最外层电子数相同，电子层数越多，电子数越多，半径越大。 【方法引导】每四人为一小组，通过excel插入图表的方法画出以原子序数为横坐标、元素的主要化合价为纵坐标的折线图。对于元素主要化合价的改变，你的结论是什么？ 【沟通研讨】小组代表展示其折线图，沟通小组的观点。 【小结、板书】随着原子序数的递增，元素的化合价呈现周期性改变。 且

39、有以下量的关系: 最高正价+负价=8 【引导、探究】综合以上的事实，各自发表自己的观点。大家可以得出什么结论？ 【小结、板书】元素周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增，而呈现出周期性的改变。 【引导、探究】大家知道吗？元素的性质是由元素原子的哪一部分确定的？那么元素性质随原子序数的递增呈现出周期性改变的根本缘由是什么？ 【小结、板书】元素性质的周期性改变是原子核外电子排布呈现周期性改变的必定结果。 确定 【媒体显示】 【点评】本节将分散的元素性质的递变规律归纳、提升，得到元素周期律。注意培育学生从大量的事实和数据中分析、总结规律等概括实力和和语言表达实力；同时使学生从自然科学的角度初步树立“客观事物原来是相互联系的和具有内部规律性”“量变引起质量”“内因是事物变的依据”等辩证唯物主义观点。 【课堂小结、媒体显示】 以18号元素核外分析归纳最外层电子数随原子序数 电子排布为例递增呈周期性改变 确定元素原子半径的周期性改变总结归纳元素周期律 元素主要化合价的周期性改变元素周期律实质 第23页 共23页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页第 23 页 共 23 页