高中化学 第三册 第九章 初识元素周期律 9.31 元素周期律(第1课时)教案 沪科版

9.1 元素周期律（共2课时）
第1课时元素周期律
[设计思想]
本节内容侧重于原理性、规律性知识的学习。

本节课试图通过一个化学核心规律的探究活动，将三维教学目标的达成融为一体。

为此，教学中要充分注意教学方法的运用：一是要营造问题情景，引发学生兴趣；二是要注意帮助学生回忆、阅读、收集有关素材；三是要引导学生分析、处理素材，通过抽象或概括，得出规律性、结论性的知识。

例如，可运用如下思路进行教学设计：问题情景→展示资料→分析处理资料→交流讨论→得出结论。

考虑到高二学生完全有能力通过对资料的阅读分析，归纳出有关的结论，同时逐步建立周期性的概念。

所以教学中要把学习的时间、空间留给学生，教师把握好指导的度即可。

同时，在组织、指导学生开展学习活动时，要注重学习与探究方法的指导，在完成知识目标的前提下，注意挖掘隐含在知识中的科学方法，使学生在习得知识的同时学习科学方法。

通过对元素性质变化规律的初探，体验自主发现规律的喜悦，初步形成世界是有规律的且规律可知的认识观念。

整个学习元素周期律的过程是学生通过处理数据自主发现科学规律的过程，可充分展示出信息技术在信息加工过程中的重要作用，是技术与教学的较深层次整合。

一、教学目标
1．知识与技能
（1）元素原子半径、主要化合价的变化规律（Ｂ）；
（2）原子序数（Ｂ）
2．过程与方法
（1）通过对元素性质变化规律的初探，关注分析问题和发现问题的能力的培养；关注利用各种图表信息得出结论的能力的培养。

（2）通过元素性质变化规律的探析，关注形象思维和抽象思维能力的培养，以及对事物的真正理解。

3．情感态度与价值观
（1）通过对元素性质变化规律的初探，感悟自主发现规律的喜悦。

（2）通过对元素性质变化规律的初探，懂得世界是有规律的且规律可知的认识观念。

（3）通过对元素性质变化规律的初探，感悟真理的相对性。

二．教学重点和难点
1．教学重点
元素原子半径、主要化合价随原子序数递增的变化规律。

2．教学难点
周期性概念的建立。

三．教学用品
多媒体。

四．教学流程 1．流程图
2．流程说明
引入1
：介绍元素分类的意义，激发兴趣，引入课题。

原子序数2
：元素的性质与元素的核电荷数密切相关。

人们为了研究事物的方便，将不同的元
素按核电荷数由小到大的顺序对其进行编号，这种编号又叫原子序数。

元素性质3
：明确元素性质的内涵。

使探究具有明确的对象。

原子半径4：展示部分资料，让学生总结规律，初步得出结论；给出更多信息，验证结论。

主要化合价5：问题情景→展示资料→分析处理资料→交流讨论→得出结论。

变化规律6
：引导学生得出原子半主要化合价等性质随原子序数递增的变化规律。

周期性7
：初步理解周期性即为重复相同变化规律的涵义，逐步建立周期性概念。

五．教学案例 1．教学过程
了对这些元素及其性质的系统化研究，
（俄）
在化学世界里没有一点统
元素的分类是当时所有化学家都感兴趣的问题，也是科学和生产发展的必然要求。

元素周期律和元素周期表从某种意义上说是专门论述元素科学分类的，从元素的局部分类到系统分类。

今天，我们就来学习元素周期
随着原子序数递增，元素原子半
[讲述]我们把随着原子序数递增，每隔一定数目原子，元素原子半径重复由大到小的变化规律称为周期性。

那么，可以说元素的原子半径随着原子序数的递增而呈现周期性变化。

[讨论]从“原子序数—原子半径”
图中可以发现，原子序数从
3(Li)～9(F)，原子半径由
0.152nm递减到0.071nm，即原子
半径由大逐渐变小；再由11 (Na)～17(Cl),原子半径由
0.186nm递减到0.099nm，原子半
径也是由大逐渐变小。

学会
析图表，
得出
论。

进行
[过渡]元素的性质之一原子半径随原子
原子序数主要化合价变
化
1——2 +1→0 3——10 +1→+5，
-4→-1→0 11——18 +1→+7，
-4→-1→0
回答]原子序数为3～9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1到+5，最低负价从-4到-1；原子将抽象问题具体化，并学会总
2．主要板书
3．相关链接
（一）元素周期律理论的发现和元素周期表的演变
（1）1789—1859年，元素周期律发现前的摸索阶段
至19世纪60年代，化学已经发现了六十几种化学元素，各种元素性质的资料积累日益丰富。

整理这些资料，概括这些感性知识，从中摸索总结出规律，这是摆在当时化学家面前一个亟代解决的课题，同时也是科学和生产发展的必然要求。

1789年，法国化学家拉瓦锡在他的专著《化学纲要》一书中，把已知的33中元素分成了气体元素、非金属、金属、能成盐之土质等四类。

1829年，德贝莱纳（J.W.Dobereiner）根据元素的原子量和化学性质之间的关系进行研究，发现在已知的54种元素中只有5个相似的元素组，每组有3种元素，称为“三素组”。

这个阶段只有元素的局部分类，而元素的系统分类成效甚微。

（2）1860—1889年，元素周期律发现和巩固阶段
1862年，法国的地质学家尚古多（A.E.B..Chancourtois）发现元素的性质有周期性重复出现的规律，并将元素的性质按原子量的大小顺序标记在绕着园柱体上升的螺线上，绘出了“螺旋图”。

1864年，德国化学家迈尔（Julius Lother Meyer）列出了“六元素表”，它已经具备了化学元素周期表的雏形，还给未被发现的元素留出了空格。

1865年，英国化学家纽兰兹（J.A.R.Newlands）排出一个“八音律”，但他没有考虑到原
子量的测定会有错误，也没有给未被发现的元素留出空位。

门捷列夫以前人工作所提供的借鉴为基础，仔细研究了元素的性质并尝试对化学元素进行分类，于1869年发表了关于元素周期表的图文和论文，迈尔在稍后也将元素排成了一张表，并有了族和周期的划分。

1871年，门捷列夫将周期表由竖排该成横排，发表了第二张表。

这样各族元素化学性质的周期性变化就更为清晰。

根据元素周期律，门捷列夫大胆预测了某些元素的原子量，指出某些元素公认的原子量是不准确的，应重新测定，他预言了一些当时尚未被发现的元素的存在和它们的性质，并在周期表中留下了空格。

他的预言与后来的发现惊人的一致。

（3）1889—1909年，元素周期系理论的考验和发展阶段
随着稀土元素第二个发现高潮的到来，特别是1895年，以汤姆生设计出塔式周期表为界限，标志着稀土元素性童话的任务已初步实现。

以1894年拉姆赛和瑞利发现“惰性”气体氩为契机，至1898年陆续发现氦、氪、氙和氖，并在表中形成零族。

（4）1910年—1945年，元素周期律本质的揭示阶段
1911年卢瑟福发现了原子的有核模型，发现了核电荷数、质子；1913年—1921年玻尔的原子结构模型、原子结构理论及塔式周期表的设计，使元素性质随原子序数而不是原子量的递增呈现周期性变化的原因得以初步揭示。

1925年前后四个量子数的提出、1945年马林斯基等发现钷，至此完成周期表92U前所有元素，这标志着从此以后元素发现的方位和周期表发展的方向将要发生转移。

（5）1945年—1969年，锕系理论的提出和证实阶段
1945年前后，西博格提出了锕系理论，为寻觅铀后元素，特别是锔后元素指明了方向。

元素周期表在延伸。

（6）1970年至今，元素周期表的延伸和更加完善阶段
一方面继续对原子序数大于106的超重元素进行人工合成；另一方面对现行周期表的分族原则进行深入探讨，并提出改革方案，以期能使周期表的形式更完美地适应和促进内容的发展。

（二）原子半径
原子半径是元素的一个重要参数，对元素及其化合物的性质有较大影响。

由于电子具有波动性，电子云没有明显的边界，因此讨论单个原子的半径是没有意义的，原子半径是人为规定的物理量。

在单质或化合物中，元素的原子往往以化学键结合的形式存在，可以通过测定原子核间的距离求得原子半径。

共价半径：通常将同种元素原子形成共价单键时相邻两原子核间距离的一半称为共价半径，如把氯气分子中Cl与Cl核间距的一半（99pm）定为Cl原子的共价半径。

金属半径：把金属晶体中相邻两原子核间距离的一半称为金属半径。

原子的金属半径一般比它的单键共价半径大10%—15%。

范氏半径：在晶体中，相邻分子之间的两原子核间距离的一半称为范氏半径。

如在CdCl2晶体中，测得在不同的“分子”（实际上是层状的大分子）里Cl与Cl核间距的一半即氯原子
的范氏半径（188pm）。

显然非金属元素的范氏半径大于共价半径。

稀土气体是在极低的温度下形成单原子分子的分子晶体，在这种晶体中，两个原子核核间距离的一半就是该元素的范氏半径。

在一般资料中，金属元素有金属半径和共价半径的数据，非金属元素则有共价半径和范氏半径的数据，稀有气体只有范氏半径的数据。

在教材中提到的比较原子半径大小的数据，要求用相同的测定方法测得，用到的是共价半径，稀有气体不参与比较。

主族元素的原子半径的递变规律十分明显。

在同一短周期中，从左到右原子半径随原子序数的增大而逐渐减小；同一主族中，从上到下原子半径随原子序数的增大而逐渐增大。

（三）元素周期表的终点在哪里？
1869年俄国化学家门捷列夫将当时已发现的63种元素列成元素周期表，并留下一些空格，预示着这些元素的存在。

在元素周期表的指导下，人们“按因索骥”找出了这些元素。

元素种类到底是否有限？周期表有否终点？
20世纪30～40年代，人们发现了92号元素，就有人提出92号是否是周期表的最后一种元素。

然而从1937年起，人们用人工合成法在近50年时间又合成近20种元素，元素周期表的尾巴增长了。

这时又有人预言，105号元素该是周期表的尽头了，其理由是核电荷越来越大，核内质子数也越来越大，质子间的排斥力将远远超过核子间作用力，导致它发生蜕变，然而不久，又陆续合成了106～109号元素。

这些元素存在的时间很短，如107号元素半衰期只有2 μs，照此推算元素周期表是否到尽头了？
1969年起，理论物理学家从理论上探索“超重元素”存在的可能性，他们认为具有2，8，14，28，50，82，114，126，184等这些“幻数”的质子和中子，其原子核比较稳定，这就是说，随着原子序数的递增，其原子核不一定不稳定。

因此在109号元素之后还能合成一大批元素，这样，第七周期32种元素将会被填满，第八周期也将填满（按理论计算，第八周期元素共50种，其中7种主族元素，1种惰性元素，10种过渡元素或副族元素，还有32种超锕系元素，列在元素周期表锕系元素的下方）。

然而理论的唯一检验标准是实践，能否不断合成新元素至今还是一个谜，科学家将上天（如到月球）入地（如海底）或反复在粒子加速器中进行实验，企图合成新元素，其结果将会如何，人们正拭目以待。

六．教学反思
通过本节课的学习，使学生了解了原子半径及元素主要化合价的周期性变化，为元素周期律的提出做好了铺垫。

但有条件的学校，可以利用安排课时穿插元素周期律发现历史过程的内容，也可以指导学生开展研究性学习，在课余时间查阅图书和网络资料，围绕周期律发展的历程，提出一些问题让学生解决。

也可以只给出元素性质的一些具体数据，让学生试着把表中元素的数据按一定顺序重新排列或分组后，看能不能发现每种性质和结构是否存在一
定变化规律。

让学生进一步研究的这些数据，并尝试用模型化的方法将这些数据间的关系更直观的体现出来，再分析得出结论。