归纳与整理主要内容及教案内容

第二节

元素周期律

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通过对原子结构的初步认识理解元素周期律，初步了解元素周期表和元素周期律的应用。

第1课时

一、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。

二、教学重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。

三、教学难点：原子核外电子排布。

四、教具准备：实物投影仪、多媒体

五、教学方法：阅读、比较、讨论

六、教学过程

教师活动

学生活设计动

意图

【新课导入】

学生聆明确我们已经知到，原子是由原子核和核外电子所构成的。听，思考。

学习目电子围绕着核作高速运动。H原子核外只有一个电子，运的。

动的情况是比较简单的，但是，在含有多个电子的原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究微观粒子—电子的这种复杂运动呢？

【板书】第二节

元素周期律

一、原子核外电子的排布

【引导】观察P13页图1-7 电子层模型示意图。思考它学生阅培养表示了什么样的含义？

读课本，学生的

仔细观察观察能图片，思力，总结考回答。

能力。

【讲述】在多电子的原子中，各个电子的能量是不相同聆听思直击的，因此，它们运动的区域也是不相同的。我们把电子在考

知识点。

不同区域的运动，称为电子层，就好像示意图中一层一层的。层与层之间是不连续的。

【板书】1、电子层：不同的能量区域，用n表示电子层，n=1、2、3、4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。

【提问】电子在各层能量高低顺序是什么？与离核远近学生思指明有什么联系？

考讨论。

学习思

路。

【师总结】既然我们认为核外电子是分层排布的，在排学生聆及时布时，电子是如何进入各电子层的呢？——科学研究证明：听，记录。

总结。

电子总是尽可能地先从能量纸的内层排起，当一层充满后，再排下一层，即是按照从能量低的电子层到能量高的电子层依次排列的。

布

【思考交流】请同学们认真观察表1-2，结合初中有关学生思培养知识，结合前面已学过的碱金属元素，卤族元素的原子结考讨论，学生的构示意图，努力找出其排布规律。

回答。

观察能

力，学会总结。

【投影】核外电子排布规律

学生记分能1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近录。

力掌握。

能量越低，离核越远，能量越高。

2、电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。

3.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。[知识拓展] 4.次外层电子数最多不超过18。

5.倒数第3层不超过32。

6.每层电子容纳数，最多不超过2n2

【过渡】我们已了解了核外电子排布的基本规律，那么，学生认自己元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？好，下面请真填写表完成，找同学们看书P14，把表填写好。

格。

规律。

【板书】

二、元素周期律

【提问】在分析研究上表的基础上，请同学们完成下表。

学生分学生【投影】表一

组讨论，观察总思考回结规律。

答。

【讲述】就好像我们常用“星期”来计时间一样，每7学生聆指出天为一个周期，对元素来说，就是随原子序数递增，每隔听，记录。

规律特一定数目最外层电子数出现周期性变化的规律。

点。

【投影】“周期”的含义。

【思考】化合价是元素的重要性质，元素的化合价是否学生思找出也随原子序数的递增也呈现周期性变化的规律呢？

考总结，化合价根据教材内容：请同学们讨论，完成下表：表二、随原填写表的规律子序数的递增，化合价变化的规律

格。

性。

【例题】．有V、W、X、Y、Z五种元素，它们的核电荷数学生思典型依次增大，且均小于20，其中X、Z是金属元素；V和Z考回答。

例题及元素原子的最外层都只有一个电子；W和Y元素原子的最时反馈

外层电子数相同，且W元素原子L层电子数是K层电子数学习结的3倍；X元素原子的最外层电子数是Y元素原子最外层果。

电子数的一半，由此推知(填元素符号) （1）V ,W ,X , Y ,Z 。

（2）写出

Z与V2W反应的化学方程式 。

【小结】本节课我们学习了元素原子核外电子的排布规学生总课堂律，学习了元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变结。

小结。

化的规律，重点是理解其变化的规律，为我们后面的学习打下基础。

附表：

表一、随原子序数的递增，原子核行电子排布变化的规律性

原子序数

电子层数

最外层电子数

稀有气体原子最外层电子数

1-2

3-10

11-18

结

论

随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化

表二、随原子序数的递增，化合价变化的规律

原子序数

最高正价或最低负价的变化

1-2 +1 0 3-10 +1 +4 +5 -4 -1 0 11-18 +1 +4 +5 +7 -4 -1 0 结

论

随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化规律

七、板书设计

第二节

元素周期律

第1课时

一、原子核外电子的排布

1、电子层：不同的能量区域，用n表示电子层，n=1、2、3、4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。

2、排布原则：电子按照能量由低到高的顺序由内层向外层排起。

3、核外电子排布规律

1）核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。

2）电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。

3）最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。

二、元素周期律

1.电子层排布的周期性变化

2.化合价周期性变化

第2课时

一、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

二、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。

三、教学难点：

探究能力的培养

四、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。

五、教学方法：归纳总结、实验探究法、

六、教学过程

教师活动

学生活动

设计意图

[新课导入] 学生思考，积极回答。

复习旧知识。

回忆上节课所学的内容：

1、元素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变化的？

【过渡】上节课我们已经知道了学生聆听思考。

直击要点知元素原子的电子层排布和化合价识。

都呈现周期性变化。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变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性强弱。

【板书】3、元素性质递变规律

【投影】金属性强弱判断依据

学生认真观看，回忆。

给出判断标1、金属与H2O或与酸反应难易准。

程度。

2、置换反应。

3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。

【实验1】.Mg、Al和水的反应

1、分别取一小段镁带、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。观察现象。

2、过一会儿，分别用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。

3、请根据你的观察，填写好下表。

【投影】表格一

【讲述】通过上述实验，我们看书Al不与H2O反应，但是，Al可以和稀盐酸反应。那么，Mg、Al与稀盐酸的反应，又有什么联系和区别呢？

【实验2】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2-3ml稀盐酸观察现象。完成表2。

【投影】表2

【讲述】从上面几个实验，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。

【投影】表3

【提问】请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？

【引导】请同学们看教材P16，3资料，之后完成下表：表4

【思考】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？

学生观察描述现象，思通过实验得出考，完成表格。

结论。

学生先思考，后认真观引导学生运用察比较。最后积极讨论，比较的方法学习完成表格。

相似知识点。

学生讨论回答。

培养学生总结能力，比较意识。

学生思考回答。

为下面知识点学习做铺垫。

学生认真阅读，完成表培养学生自学格。

能力。

学生讨论回答。

总结知识。

【板书】Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

【讲述】如果我们对其它周期元素性质进行研究，我们也可以得出与此相同的结论：

【板书】元素周期律：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。

【思考】根据前面的学习，请同学们思考：“引起元素性质周期性变化的规律的实质是什么？”

【小结】元素周期律的实质既不是原子序数递增也不是电子层数的变化，而是“原子核外电子排布的规律性变化。”

【板书】元素周期律的实质:原子核外电子排布的规律性变化。

【总结】从1—18号元素的性质变化来看，原子结构的周期性变化

↓

原子半径的周期性变化和最外层电子数的周期性变化

↓

元素性质的周期性变化

附表：

表1 镁、铝与水反应

现象

化学方程式

现象

Na

学生记录。

学生聆听，记录。

归纳知识，利于学生对其他周期元素性质的理解。

学生思考回答。

从表现看实质。

及时小结，为学生解惑。

学生聆听，记录。

学生思考、总结。

由学生总结，变被动为主动。

Mg

Al

与冷H2O反应

与沸H2O反应

Mg带表面有气泡；Mg带表面变红

与沸水

化学方程式

结

论

Mg + 2H2O= Mg（OH）2↓+ H2↑

Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。

Al 反应迅速，放出大量的H2

表2 Mg、Al与稀盐酸反应比较

Mg 现象

反应方程式

结论

表3小结

Mg+2HCl= MgCl2+H2↑

更剧烈

Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比AlNa Mg

Al

单质与水（或

酸）反应

最高价氧化物对应水化物

碱性强弱比较

结 论

表4

气态氧化物化学式

条件

对应水化物合或最高价氧化物

酸性强弱

结 论

七、板书设计

H2SiO3

弱酸

NaOH NaOH Mg(OH)2

Mg(OH)2 Al(OH)3

Al(OH)3

强碱

中强碱

弱碱

随着原子序数的递增，金属性Na＞ Mg＞ Al S SiH4

P

PH3

磷蒸气与H2能反应

中强酸

S

加热

Cl 单质与H2化合的高温

HCl O4

最强含氧酸

第2课时

二、元素周期律

3、元素性质递变规律

Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl

金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强

4、元素周期律

1）定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。

2）实质：原子核外电子排布的规律性变化。

第3课时

一、三维目标

知识与技能

1、掌握元素周期表和元素周期律的应用。

2、了解周期表中金属元素，非金属元素分区。

3、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。

过程与方法

1、归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

2、自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

情感、态度与价值观

培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。

二、教学重点：周期表、周期律的应用

三、教学难点：“位、构、性”的推导

四、教具准备：多媒体、实物投影仪

五、教学方法：练习法，讨论法。

六、教学过程

教师活动

学生活动

设计意图

【新课导入】

学生聆听思考，积以故事引课，激同学们，未讲课之前，我想给大家极讨论回答。

发学生学习兴趣。

讲一个成语故事：这个成语叫“屠龙之技”。

从前，有一个人想出门学艺，一老者问他“你想学习一门什么技术呢？”“杀龙”！这个人答道。“什么？杀龙技术？”老者吃惊地问。“是啊，杀猪，杀牛都是小技术，我要学一门高深的技术：杀龙。这样，我就能发大财了”。“你不会发财的，因为，你想学习的是一门徒有虚名的无用的技术，你想，就算你学好了，哪有这么多龙供你屠杀？” 听完了这个成语故事，大家受到什么启发？

【推进新课】

学生聆听，思考。

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？这就是我们这节课要学习的内容。

【板书】三、元素周期表和元素周期律的应用

【讲述】元素在周期表中的位置（简

称“位”）、反映了元素的原子结构（简

称“构”），而元素的原子结构，则决

定、影响着元素的性质（称简“性”）。

因此，我们只要知道三种量（位、构、

性）中的一种，即可推出另外2种量。

请同学们阅读课文P17第一、二段和

图1—9的有关内容，完成对“位”、

“构”、“性”之间关系的框图：

思考、讨论、交流

填写图表。

位

构

性

老师依据学生填写情况进行适当总结。

【提问】请同学们打开周期表观学生观察回答。

察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？

【思考交流】请同学们根据自己学学生讨论交流，回过的碱金属元素（IA）、卤族元素（V答。

ⅡA）的性质递变规律。请思考：

1、哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素），位于周期表的什么位置？

2、哪种元素的非金属性最强？位明确学习内容和目的。

重点培养学生阅读、讨论、归纳、总结的能力。

熟悉元素周期表中元素位置，培养学生能力。

剖析元素周期表。

于周期表中什么位置？

【板书】1、元素的金属性与非金属学生分析回答。

典型例题精讲。

性元素在周期表中位置的关系

【例1】X.Y是元素周期表中的两种元素。下列叙述中能说明X的非金属性比Y强的是

A、 X原子的电子层比Y原子的电子层数多

B、X的氢化物的沸点性Y的氢化物的沸点低。

C、X的气态氢化物比Y的气太氢化物稳定。

D、Y的单质能将X从NaX的溶液中置换出来。

【过渡】我们已经知道化合价是元学生思考回答。

指出学生学习素的重要性质，前面也学习了同周期的重点，易于学生元素化合价随原子序数的递增而呈明确目标。

现周期性变化的规律。那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢？

【板书】2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

【投影】写出下列化合物中有下划

培养学生归纳、线元素的化合价：Na2CO3与CH4、H2SO4学生交流，讨论、总结的能力。

与H2S、HCl与HClO4

分析最高正化合回答。

价与最低负化合价之间的关系，并解释其原因。

【板书】（1）主族元素最高正化合学生记录，思考。

及时总结。

价二族序数=最外层电子数=价电子数

【知识拓展】

1、价电子数：元素外层电子—一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。

2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。

【板书】（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8

【例2】Ra（镭）是原子序数最大学生思考回答。

及时反馈。

的第ⅡA族元素，下列说法错误的是（ ）

A、原子半径是第ⅡA族中最大的

B、遇冷水能剧烈反应

C、位于第七周期

D、Ra(OH)2是两性氢氧化物

【引导】通过前面的学习，同学们学生阅读课本，思培养学生阅读可能已经初步感觉到周期律、周期表考回答。

能力。

的重要性，那么，它有哪些用途呢？请大家阅读教材P17并归纳其用途。

【投影】多媒体播放：元素周期律、学生观看。

总结。

周期表的用途

1、

预测新元素。

2、

寻找半导体材料。

3、

合成新农药。

4、

寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。

5、

进行“位、构、性”的推导。

【作业】教材P18 4、5

七、板书设计

三、元素周期表和元素周期律的应用

位”、“构”、“性”之间关系

位

构

性

1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系

2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系

1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数

2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8