高中化学《元素周期律》教案新人教版必修

第二节 元素周期律——第1课时

三维目标 知识与技能

1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。

2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。 过程与方法 1.归纳法、比较法。 2.培养学生抽象思维能力。 情感、态度与价值观

培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

教学重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。 教学难点：原子核外电子排布。 教具准备：实物投影仪、多媒体 教学过程： [新课导入]

一、原子核外电子的排布 ：三条原则一图式

1.原子核外电子

的分层排布：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排 布

2.核外电子排布的三条原则

① 电子一般总是尽先排在能量最低 的电子层里，当能量低的电子层排满后依次进入能量较高的电

子层。

②各电子层最多容纳的电子数为2n 2 个

③最外层电子数不超过 8个（K 层不超过 2 个），次外层电子数不超过 18个， 倒数第三层电子数不超过32 。

3.原子结构（或离子结构）示意图：1——20号元素 【例如】O Al Na Cl

原子结构示意图 O 2－ Al 3＋ Na ＋ Cl －

离子结构示意图

【知识拓宽】1. 电子数相同的粒子

2.元素原子结构的特殊性的粒子（1——18号）

（1）最外层电子数为 1 的原子有：H Li Na ；

（2）最外层电子数为 2 的原子有：He Be Mg ；

（3）最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：Be Ar ；

最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C ；

最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是： O ；

最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne ；

（4）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：Li Si ；

（5）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：Li P ；

（6）电子层数与最外层电子数相等的原子有：H Be Al ；

（7）电子层数是最外层电子数2倍的原子有：Li ；

（8）最外层电子数是电子层数2倍的原子有：He C S ；

（9）最外层电子数是电子层数3倍的原子是： O ；

（10）原子核内无中子的原子 1H ；

3.等质子数的粒子

离子：9个质子的离子：F－、OH－、NH2－

11个质子的离子：Na＋、H3O＋、NH4＋

17个质子的离子：HS－、Cl－

分子：14个质子：N2、CO、C2H2

16个质子：S、O2

4.等式量粒子

式量28：式量78：

式量98：式量32：

第二节元素周期律第2课时三维目标

知识与技能

1、掌握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变化的规律。

2、通过实验操作，培养学生实验技能。

过程与方法

1、自主学习，自主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

培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律

教学重点：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。

教学难点

探究能力的培养

教具准备

多媒体课件、实物投影仪。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、、1m o1/L盐酸，1m o1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1m o1/LMgC12溶液。

教学过程

[新课导入]

二、元素周期律

１．核外电子层排布的周期性变化：

根据1—18号元素原子结构示意图总结并找出规律。

※随着原子序数的递增：每隔一定数目的元素，会重复出现原子“最外层电子从_1_个递增到_8_个的情况（K层由1－2），既原子核外电子排布呈现周期性的变化。

2. 原子半径呈现周期性变化：

※随着原子序数的递增：元素原子半径：由大小、大小----------呈现周期性变化。

3.元素的主要化合价呈现周期性变化

※规律随着原子序数的递增：元素主要化合价也呈现周期性变化。

4.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化

【温故知新】元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

【实验探究】第三周期元素性质的比较

【实验1】Mg、Al与稀盐酸反应的比较：取一小段镁带和一小片铝片，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，各加入2mL 1mol·L－1的盐酸。

【实验2】Mg、Al和水的反应的比较：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别

用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

※①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难

②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难

③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：

碱性：NaOH> Mg(OH)2 > Al(OH)3

※规律：金属性Na Mg Al （减弱）

、Cl四种非金属元素性质的比较

※规律：第三周期元素：Na Mg Al Si P S Cl，

（从左到右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

对其它周期元素性质进行研究，也可得到类似的结论。

【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。※元素周期律：

（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。

（2）实质：原子结构（原子核外电子排布）的周期性变化。

【知识拓展】

1.微粒半径大小的比较

（1）原子半径大小比较：根据元素周期表中的位置判断

①同一周期从左到右：原子半径减小；②同一主族从上到下：原子半径增大。

※讨论：电子层数（n值）越大，原子半径一定越大吗？（答：不一定）

[例1]原子半径：Li Be B C N O F

Na Mg Al Si P S Cl

半径均比Li 小

（2）离子半径

①阳离子半径小于相应的原子半径。

②阴离子半径大于相应的原子半径。

③同一主族从上到下：离子半径增大。

④同一周期：阴离子半径大于阳离子半径。

⑤电子层结构相同的离子：核电荷越大，半径越小。

[例2] 比较半径，按由大到小排序：

S、Cl、Ca：Ca > S > Cl ；

S2－、Cl－、Ca2＋：S2－>Cl－> Ca2＋；

Na 、Mg 、Al 、S 、Cl：Na > Mg > Al > S > Cl ；

Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－、Cl ：S2－> Cl－>Na＋>Mg2＋>Al。

[例3] aX m+、bY n+、c Z n-、d R m- （m > n）四种微粒的电子层结构相同。

原子序数由大到小的顺序：a > b > c > d ；

离子半径由达到小的顺序： d R m- > c Z n- > bY n+ > aX m+。

a 与

b 的关系：a === b + m－n ；

a 与c的关系：a === c + m + n ；