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关键词：结束语教案设计（一等奖）

正文

元素周期律

教学目标:

必备知识:1.了解主要的化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。

2.使学生了解原子结构、元素性质及该元素在周期表中的位置三者间的关系。

关键能力与方法:培养学学生分析问题,总结归纳的能力。

学科素养与核心价值:认识事物变化过程中量变引起质变的规律性。

【教学重点】元素周期表和元素周期律的意义

教学重点:元素周期表的结构,元素的性质、元素在周期表中的位置与原子结构的关系。

教学难点:元素的性质、元素在周期表中的位置和原子结构的关系。

教学方法：讨论、比较、归纳。

教学过程:

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变化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变化（原子最外层电子数由1个增加到8个的周期性变化）决定了元素性质的周期性变化（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、元素金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强）。

二．掌握证明元素金属性和非金属性强弱的实验依据。

1．元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力。元素的金属性越强，其单质与水或酸反应置换出氢越容易，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能力。元素的非金属性越强，其单质与氢气化合越容易，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（F2除外）

三．熟悉元素周期表的结构，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（ⅠA～ⅦA）、7个副族（ⅠB～ⅦB）、1个第Ⅷ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－价。

2．同周期主族元素从左到右，原子半径递减，金属性递减、非金属最低负

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附近的元素，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。

预测元素的性质；启发人们在周期表中一定区域内寻找新物质等。

教学反思：本节课的复习围绕着化学核心素养中的科学精神进行开展，为解决元素周期律的题目，此题目首先是要把元素推导出来，然后熟练运用元素周期里的各种规律，从而得分。本节课的主要任务是培养学生的质疑和批判精神，充分运用科学精神来复习元素周期里的各种规律，实现熟练化，争取所有同学都能掌握。下节课将重点复习元素的推导，以便更好的完成此题。

资料摘要

结束语教案设计（一等奖）

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