《《元素周期律》教案1》由会员分享，可在线阅读，更多相关《《元素周期律》教案1（10页珍藏版）》请在金锄头文库上搜索。
1、1元素周期律 第 1 课时知识与技能：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。教学过程：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： 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
2、电子层。各电子层最多容纳的电子数为 2n2 个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：120 号元素【例如】 O Al Na Cl原子结构示意图O2 Al3 Na Cl离子结构示意图1. 电子数相同的粒子：2.元素原子结构的特殊性的粒子（118 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
3、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 ；电 子 层（n） 1 2 3 4 5 6 7 符 号 K L M N O P Q电子的 能量 由（低 ）- 到（ 高 ）离 核 距 离 由（ 近）- 到（ 远 ）电 子 最大容 量2n2 个，
4、由（ 少 ）- 到（多） 2 8 7+172 8 3+13 2 8 1+11+8 2 6+8 2 8 +1332 8 +111112 8 2 8 8+172（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 、NH 2 11 个质子的离子：Na 、H 3O 、NH 4 17 个质子的离子：HS 、Cl 分子：14 个质子：N 2、CO、C 2H2 16 个质子：S、O 24.等式量粒子： 式量 28： 式量 78：式量 98： 式量 32：元素周期律 第 2 课时知识与技能：1、掌握元素的金属性和
5、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：探究能力的培养教学过程二、元素周期律 ： 核外电子层排布的周期性变化：根据 118 号元素原子结构示意图总结并找出规律。原子序数 电子层数 最外层电子数 达到稳定结构时的最外层电子数12 1 1 2 2310 2 1 8 81118 3 1 8 8随着原子序数的递增：每隔一
6、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 12） ，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：元素符号 H He原子半径 nm 0.037元素符号 Li Be B C N O F Ne原子半径 nm 0.152 0.089 0.082 0.077 0.075 0.074 0.071元素符号 Na Mg Al Si P S Cl Ar原子半径 nm 0.186 0.160 0.143 0.117 0.110 0.102 0.099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
7、变化原子序数 最高正价或最低负价的变化12 +1核外电子数 分子 阳离子 阴离子2 He、H 2 Li 、Be 2 H10 Ne、HF、H 2O、NH 3、CH 4 Na 、Mg 2 、Al3 、 NH 4 、H 3OOH 、NH 2 、N 3 、O 2、F 18 F2、HCl、H 2S、PH 3、Ar、H 2O2、C 2H6、N 2H4、CH 4O、SiH 4K 、Ca 2 S2 、HS 、Cl 、P 33310 +1 +4 +5-4 -11118 +1 +4 +5 +7-4 -1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元素的金属
8、性、非金属性强弱判断依据。性 质 强 弱 判 断 依 据金 属 性单质与水、与酸反应剧烈。 最高价氧化物的水化物的碱性强。非金属性与氢结合能力强。气态氢化物的稳定性强。.最高价氧化物的水化物的酸性强。.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 1molL1 的盐酸。金 属 Mg Al现 象 反应剧烈，产生大量气泡 不如镁剧烈，产生气泡反应方程式 Mg2HCl =MgCl2H 2 2Al6HCl =2AlCl33H 2结 论 镁的金属性比铝强【实验 2】Mg、Al 和水的反应的比较：分别
9、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 23 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。金 属 Na Mg Al与冷水反应现 象 剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红不反应 不反应与沸水反应现 象 缓慢反应，产生气泡，溶液变浅红色更缓慢，产生气泡，溶液变浅红色最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH 强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性讨论 比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难 比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难 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
10、 Mg(OH)2 Al(OH)3规律：金属性 Na Mg Al （ 减弱 ）【资料】Si、P、S、Cl 四种非金属元素性质的比较Si P S Cl单质与氢气反应的条件高温 磷蒸气与氢气能反应加热 光照爆炸点燃反应气态氢化物稳定性极不稳定，在空气中自燃很不稳定 不稳定 稳 定4最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比 H2SO4 酸强）结论 同周期从左到右，非金属性逐渐 增强 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
11、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 同一周期从左到右：原子半径 减小 ； 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： 阳离子半
12、径 小 于相应的原子半径。 阴离子半径 大 于相应的原子半径。 同一主族从上到下：离子半径 增大 。 同一周期：阴离子半径 大 于阳离子半径。 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 、Ca 2 ： S2 Cl Ca2 ；Na 、Mg 、 Al 、S 、 Cl ： Na Mg Al S Cl ；Na 、Mg 2 、 Al3 、S 2 、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 + mn ； a 与 c 的关系：a = c + m + n ；b 与 d 的关系：b = d + m + n 。2.主族元素的电子排布规律（判断主族）最外层 3-7 个电子的：是与最外层电子数相应的主族元素；最外层 1-2 个电子的：不能确定，再看次外层：若次外层 8 个电子：是与最外层电子数相应的主族元素；若次
