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元素周期律教案
元素周期律教案（第一课时）
教学目标：
知识技能：让学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质的递变规律；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力。
情感态度价值观：结合元素周期律的学习，帮助学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
教材分析：
《元素周期律》是本章的第二节，本节包括三个部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规则以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。元素周期表中同周期同主族元素性质的规律，是在原子结构的基础上建立起来的，因此原子结构与核外电子排布的内容是元素周期律和元素周期表的知识基础。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律示作介绍，但为了便于教学以及学生对以后知识的理解，可作适当的扩展，让学生了解简单的排布规律。元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，鼓励学生自主总结出规律。 学情分析：
本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。所以教师必须营造问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。
教学重点 ：元素原子的核外电子排布规律。
教学难点 ：元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。
教学方法: 学生讨论，数据分析比较，总结归纳。
教学过程设计：
【导课】：由上节学习过的元素周期表的排列规律----分类和有序排列，我们就可以知道这些元素之间存在着一定的规律，而且以碱金属元素及卤族元素为代表进行学习之后，我们知道了同主族元素的变化规律，在这基础上，再来探讨同一周期中，它们的核外电子排布、原子半径、化合价有什么样的变化规律呢？又是如何从金属性很强的碱金属变化到非金属性很强的卤族元素的呢？这其中有没有什么变化规律呢？这就是我们今天所要探讨的内容----元素周期律。
【设计意图】：直接由学生已学知识元素周期表及族内元素性质变化导入到元素周期律，既直观又形成了新旧知识间的联系，
新课：
【问题1】.我们如何研究元素间的内在联系和变化规律呢？
【学生活动】：回忆、再现这几个元素族的知识及其研究方法。理解：寻找元素间内在联系和变化规律的必要性。思考：如何找到元素间的内在联系和变化规律。
【设计意图】：做好知识的铺垫。创设问题情境，激发学生的学习兴趣，从而产生探求知识的欲望。明确本节研究的内容。
【讲解】而元素性质的周期性变化其实是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。所以，我们要想学习元素周期律，还是要先了解原子核外电子是如何排布的。在初中，已经学过原子结构以及核外电子排布的一些基础知识，于是在这个基础上，就先来回顾一下电子层的含义并介绍其表示方法，然后。
【教师活动】多媒体展示电子层模型示意图（书P13 图1－7），给学生感性认识，更易于理解电子的分层排布。通过自主阅读教材内容，理解电子层与电子能量的关系以及电子层的符号表示方法，让学生学会读书，读书是最好的学习方法。
【学生活动】复习原子结构示意图，引导学生观察书P13表1－2，并观察多媒体展示的稀有气体的电子层排布情况，学生自主归纳总结核外电子的排布规律。由于书上只是提供了1－20号元素的电子层排布，如果要推出核外电子排布的基
本规律，我认为还需要增加稀有气体的电子层排布，所以在教学时补充了这一点，这更有利于学生准确地推出核外电子排布规律：
（1）能量最低原则：核外电子总是先排能量低的电子层，然后由里到外，依次排在能量高的电子层；
（2）每个电子层最多排2n2 个电子；
（3）最外层≤8个电子（当K层为最外层时不能超过2），次外层≤18个电子，倒第三层≤32。
【问题2】.原子结构的周期性变化引起了其他方面的周期性变化(元素周期律)? 下面我们以前18号元素为例进行学习。那么对于前18种元素的性质，我们将从哪几个方面进行探究呢？
1
2?
3?
【科学探究】学生完成课本14页科学探究的表格1，写出元素周期表1-18元素符号及原子核外电子排布示意图。
【教师活动】把15页的表格2板书在黑板上
【学生分析】：1—2号元素，从H到He只有1个电子层，最外层电子数目由1个增加到到2个，而达到稳定；3—10号元素，从Li到Ne有2个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构；11—18号元素，从Na到Ar有3个电子层，随原子序数的增大，最外层电子数目由1个增加到8个，而达到稳定结构。
【教师】完成表格2中电子层数及最外层电子数。
[讲解]经过分析我们发现，随着元素原子序数的递增，除1、2电子层数上的电子数重复出现从1递增8的变化，对于行与行之间元素的性质表现出来的这种规律性变化,我们就称作周期性变化。所谓周期性，就是一事物在发展变化过程中，某些特征重复出现，且具有其规律性。那么我们就可以说，这个现象或者事件，具有其规律性或者是周期性变化的。例如，在生活中，地球自转一周为一天，地球绕太阳公转一周为一年，从周一到周日七天为一星期，比如今天是星期四，那么七天后还是星期四。
【总结】请学生试着用一句话概括结论：随原子序数的递增，元素原子最外层电子排布呈周期性变化。
【教师讲解】我们已经知道，核外电子排布，尤其是最外层电子数直接影响着元素的化合价，那么我们可不可以预测一下这些元素的化合价呢？同时说明：由于金属元素的原子最外层电子数大多都少于4个，故在化学反应中易失去最外层电子而表现出正价，即金属元素的化合价一般为正，相反，非金属元素通常得电子，化合价为负。当然，如果是几种非金属元素化合时，有些元素就会表现出正化合价。······那事实上到底是不是我们预测的这样呢？现在请大家结合表格中给出主要化合价，首先，它们的化合价是不是跟最外层电子数目有着一定的联系啊？
【学生观察并得出结论】（1）元素最高正化合价=元素原子最外层电子数，这里要注意的是氧跟氟不显正价的（2）元素最高正化合价+|元素最低负化合价|=8。
【结论】随着元素原子序数的递增,元素的主要化合价呈现周期性的变化。（除稀有气体元素）
【教师】通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布呈现周期性的变化，并引起了它们的化合价也呈现周期性的变化。接下来，请大家再看看它们的原子半径，这里给出了的第二、第三周期元素原子半径数据。由于第一周期只有氢、无所谓变化规律，故不讨论
【学生观察数据并分析】关于原子半径的变化，第二周期变化规律从大到小，第三周期也是从大到小。同一周期，随着原子序数的递增，元素的原子半径逐渐减小，几个周期一起来看，对于原子半径，同一横行，原子半径逐渐减小；同一纵列，原子半径逐渐增大。
【教师】对于行与行之间表现出来的变化趋势,就不难发现原子半径呈现周期性变化。（稀有气体元素除外）原子半径为什么出现从大到小的周期性变化呢？同学们想想原子半径受哪些因素影响呢？【提示：试着从原子结构的角度考虑看看，有没有同学能发表一下你的看法呢？】
······
【教师讲解】：同周期原子，核外电子层数相同，随着核电荷数的递增，核对外
层电子的引力就逐渐增强，原子半径逐渐减小（稀有气体元素除外）。那么同理，同族原子，从上而下，有效核电荷数增加不多，随着电子层数增多，核对外层电子的引力就减弱，这样原子半径就逐渐增大了。
【总结归纳】：（1）同一周期元素，电子层数相等，从左到右，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，最高正价逐渐升高，最低负价从IV A族开始，从-4变到-1.（2）随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。
[反馈练习]1、原子序数为1～18的元素，随着核电荷数的递增而不呈现周期性变化的是（ B ）
A.电子层数 B.核外电子数 C.原子半径 D.最外层电子数
2、下列各组元素性质递变情况错误的是（C ）
A.Li、Be、B原子最外层电子数依次升高
B.P、S、Cl元素最高正化合价依次升高
C.B、C、N、O、F原子半径依次升高
D.Li、Na、K的原子半径依次增大
3、一般来说，非金属元素R的原子最外层电子数为N，则这种元素的最高正化合价为最低负化合价为（1～18号元素的化合价主要由最外层电子数决定。）
【结课】通过探讨，我们知道了，随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。而元素的性质又与原子半径有关，那么元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？这个问题又该如何探讨呢？请同学们下去之后做好预习，我们下节课再来探讨。
【板书设计】第二节：元素周期律
一、 原子核外电子排布
1、 电子层：(1)定义：
(2)表示方法：由内→外
N=1,2,3,4,5,6,7
或者K,L,M,N,O,P,Q
2、 核外电子排布的规律：
（1）能量最低原则：核外电子总是先排能量低的电子层，然后由里到外，依次排在能量高的电子层；
（2）每个电子层最多排2n2 个电子；
（3）最外层≤8个电子（当K层为最外层时不能超过2），次外层≤18个电子，倒第三层≤32。
二、元素周期律：
1.表格：
2.结论：
原子核外电子排布，
随原子序数递增，主要化合价， 呈现周期性变化。
原子半径，
元素周期律教案
元素周期律·教案
教学目标
知识技能：使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价的周期性变化；认识元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子周期性排布的结果，从而理解元素周期律的实质。
能力培养：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力；在学习中提高自学能力和阅读能力
科学思想：结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点。
科学品质：从周期律的导出，培养学生学习自然科学的兴趣以及探求知识、不断进取的优良品质。
科学方法：结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。
重点、难点 元素周期律的实质。
教学过程设计
续表
续表
续表
续表
续表
板书：
第三节 元素周期律
一、核外电子排布的周期性 二、原子半径的周期性变化 三、元素主要化合价的周期性变化
小结：元素周期律的内容 数的递 增而呈周期性的变化。
元素周期律的实质 化是元素原 子的核外电子排布的周期性变
化 的必然结果。
课堂练习参考答案：
1．三；增大；小 2．（C）（D） 随堂检测答案：
1．元素原子的核外电子排布的周期性变化 2．Na；Cl 3．H2m+n-8ROm
元素性质随着元素原子序
元素性质的周期性变北京四中 宋金秀
元素周期律教案(详细)
一、教材分析
本教材是利用已经学过的简单的元素以其化合物，如碱金属和卤素两类元素的知识，以及原子结构的理论知识，在此基础上引导学生揭示元素周期律和原子结构关系，从而揭示出元素周期律的实质。
二、教学目标
知识与技能方面：
1.了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化。
2.认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。 过程与方法方面：通过学习元素周期律，培养学生的空间想象能力、归纳总结能力、类比推理能力。
情感态度与价值观方面：通过引导观察比较，对比归纳的方法增强学生的学习兴趣和学习自信。
三、教学重点和难点
了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价，与元素金属性和非金属性的周期性变化是本节课的教学重点。认识元素性质周期性变化是元素核外电子排布周期性变化的结果，理解元素周期律的实质则是本节课的教学难点。
四、教学方法
本节课将采用启发式教学和引导讨论式的教学方法。
五、教学过程
板书设计：
第二节 元素周期律
一．
二．元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。 三、
元素周期律教案
【教学理念】
美国心理学家奥苏贝尔认为，影响学习的最重要因素是学生已知的内容，学生只有进行有意义的学习才有价值。有意义的学习是内发的、主动的，是整体性的质变过程。结合现代教学理念，高中化学课堂教学要围绕“收获者”即学生为中心展开，体现“以学生为主体，教师为主导”的教学理念。
基于以上思想，本节教学设计将充分体现学生的主体性，积极性引导学生参与到教学活动当中，让学生亲历科学探究过程，从而学会学习、乐于学习。
【教材分析】
本节课选自苏教版化学2专题一第一单元，教材以1-18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径和元素金属性非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。本节教材的教学安排在原子结构的教学之后，由于元素周期律主要是在原子结构的基础上归纳得出的，原子结构知识是研究元素周期律的理论基础，如此安排，既有利于学生从本质上认识元素周期律，又有利于巩固原子结构的知识。将本节教材的教学安排在元素周期表的教学之前，由于元素周期表是元素周期律的具体表现形式，它建立在元素周期律的基础之上。
《普通高中化学课程标准》对于本课的要求：能结合有关数据和实验事实认识元素周期律,了解原子结构与元素性质的关系。
知识与技能：
1、知道元素原子核外电子排布，周期表中原子半径，元素金属性和非金属性的周期性变化 教材内容、地位及作用 教学目标
《元素周期律》教学设计 设计者 戴若男 2、了解两性氢氧化物的概念；
3、认识元素周期律是元素原子核外电子排布随元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果
过程与方法：通过元素周期律的推出及运用，初步培养学生抽象归纳以及演绎推理能力； 情感、态度与价值观：结合元素周期律的学习，使学生树立由量变到质变以及“客观 事物本来是相互联系的和具有内部规律的”辩证唯物主义观点
教学重难点
教学重难点：原子的半径和元素金属性和非金属性的变化规律
突出方法：小组讨论法，分组实验法
【学情分析】
学生的差异是客观存在的，教师只有全面了解学生情况，才能做到因材施教，有的放矢。本次教学设计主要针对的是普通中学高一年级的学生，该阶段的学生思维敏捷活泼，但不够严谨，比较喜欢动手做实验，但缺乏正确的科学探究方法，因此必须在实验过程中加强培养，为避免学生“做实验，看热闹”的心态，在实验活动中培养学生善于思考，善于分析的能力。
【教法阐述】
【教具】
课堂小结 形成评价 【教学过程】
1.教师播放视频，学生欣赏
【教师活动】：在开始今天学习新的内容之前呢，我们先看下大屏幕上的文章
【学生活动】：学生欣赏视频
【教师活动】：介绍文章内容----科学家百年间对元素的归纳方式及其优缺点 环节一：激发兴趣，导入新课 （10min）
2.学生进行排列卡片活动
【教师活动】：在这一百年间很少有科学家提出一个完整的规律能囊括所有元素的性质，直到1869年出现了一位俄-国的科学家，他的名字叫做门捷列夫，这是当时门捷列夫做出的第一张元素周期表。那么门捷列夫他是怎么发现元素之间的规律的呢？
它是把所有元素做成小卡片，每天他就玩弄这些卡片以找出这些卡片的内在联系。现在同学
《元素周期律》教学设计 设计者 戴若男 们也来当下科学家，在同学们的桌上有一些卡片，请同桌同学合作下，把这18张卡片按照一定的规律给它排一排顺序
【学生活动】：把卡片按照自己的想法进行排列
【教师活动】：请一位同学来展示下自己排列的卡片，你们是按照什么样的规律把这18张卡片排列的？
【学生活动】：按照原子核外电子排布规律，竖列上是电子层数的递增，横向上是最外层电子数的增加
3.教师引出新课课题
【教师活动】：从这个排列的规则上我们就可以巩固我们上节课学习的知识，我们学习了原子核外电子的排布是呈周期性的变化，在化学中经常提到的一句话就是“结构决定性质”， 那么元素在周期表中的位置反映了他们不同的结构，他们的化学性质是否也会像他们的结构一样在周期表中呈现周期性的规律呢？本节课我们就来学习元素周期律
环节二：合作交流，探究规律 （25min）
1.探究原子半径的变化规律
【教师活动】：首先，我们来讨论下原子半径跟原子在周期中所处的位置有何关系。现在大屏幕上表格列的是3到17号原子半径，请同学们以横坐标表示元素原子核外最外层电子数，以纵坐标表示原子半径来画下各原子在坐标轴中的位置
【学生活动】：根据数据来画曲线
【教师活动】：请一位同学来展示下你所画的曲线，然后分析下，你能得出什么结论？
【学生活动】：我发现了随着最外层电子层数的增加，原子半径逐渐变大，在最外层电子层数相同的情况下，电子层数越多，半径越大
【教师活动】：分析得非常准确，随着元素原子序数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素原子的半径，除了稀有气体元素外，是呈现周期性变化的
2.
原子金属性和非金属性强弱的判断依据
【教师活动】：在知道了原子半径的变化规律后，下面我们就来探究原子的化学性质与随所在周期的位置的变化规律，元素的化学性质主要体现在其金属性和非金属性上，那么究竟金属性和非金属性的强弱是怎么判断的？请同学来阅读下课本P5的信息提示，找出其判断依据。
【学生活动】：阅读“信息提示”
【教师活动】：请同学来回答下金属性和非金属性的强弱是怎么判断的
【学生活动】：如果元素的单质越容易从水中或酸中置换出氢，则该元素的最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性也就越强；如果元素的单质越容易与氢气反应形成气态氢化物，气态氢化物越稳定，元素最高价氧化物的水化物的酸性越强，元素的非金属性也就越强。
【教师活动】：这是一段比较理论的一段话，指明了金属性和非金属性的强弱判断依据。 3.原子金属性的变化规律
【教师活动】：下面我们就根据以上这段来判断下元素周期表中第三行中的钠、镁和铝的金属性的强弱，所以同学们觉得应该要设计怎么样的实验才能得出这三种物质的金属性强弱呢，从“信息提示”中来查找下？
【学生活动】：可以设计实验看下它们从水或者酸中置换出氢的难易程度
【教师活动】：看来同学们运用知识的能力非常强，这三种单质中我们已经做过了钠与水的反应，请同学来帮我回顾下钠与水的反应现象是怎么样的
【学生活动】：反应时钠是浮在水面上，在水中游动，并且发出“嗤嗤”的响声，钠在水中溶解，在滴入酚酞后溶液变红色了
【教师活动】：同学的描述非常细致，这说明了钠与冷水的反应是非常剧烈了，如果溶液是热水或是酸的话反应现象会怎么样？
【学生活动】：反应现象会更加剧烈
【教师活动】：因此，可以得出钠的金属性已经很强了，那么镁和铝的金属性会不会比它还要强呢？现在我们就来做下该探究实验，请同学们取形状大小相同的镁条和铝片放入两只试管中，并且镁条要用砂纸打磨除去表面氧化膜，加入等量且适量的水，再滴加两滴酚酞，观察现象
【学生活动】：按教师的要求进行实验操作
【教师活动】：教师巡视，指导学生实验。
请一位同学来描述下你所观察到的现象
【学生活动】：看到了镁条附近的溶液由微微地变红，铝片附近没有现象发现
【教师活动】：同学观察得非常仔细，为了使反应现象更明显点，请把两只试管来加热下
【学生活动】：放有镁条的溶液全变红了，而放有铝片的溶液依旧没有现象
【教师活动】：说明了什么呢？
【学生活动】：说明了镁的金属性比铝的金属性强
【教师活动】：很好，同时也说明了这两者的金属性都不如铝，如果我把溶液换成酸的话，铝片能与酸反应生成氢气吗？
【学生活动】：能的
【教师活动】：这个反应我们在初中就已经学过了，请位同学来总结下该实验得出的结论
【学生活动】：钠、镁、铝金属性的强弱顺序是钠>镁>铝
4.原子非金属性的变化规律
【教师活动】：在了解了第三周期前三者金属性的变化规律后，我们再来探究下后面四种非金属的非金属性是如何变化的，首先我也请一位同学来回答下非金属性强弱的判断依据是什么？
【学生活动】：元素单质与氢气反应形成气态氢化物的难易程度，气态氢化物的稳定性，元素最高价氧化物的水化物的酸性强度
【教师活动】：非常好，下面我们就根据这个表格来判断下硅、磷、硫和氯的非金属性强弱，先请同学来回答下从这个表格你发现了什么规律？
【学生活动】：我发现随着原子序数的增加单质与氢气的反应越来越容易
【学生活动】：我发现它们气态氢化物的热稳定性越来越稳定
【学生活动】：我发现它们的最低化合价越来越高
【教师活动】：那么以上的现象说明了什么呢？
【学生活动】：它们的非金属性越来越强
【教师活动】：总结得非常好，从这个表格我们就可以得出这样一个规律，在同一行的周期中，非金属元素的非金属性随着原子顺序的增加而增强
5.归纳同一周期中各元素性质的变化规律
【教师活动】：现在我们把钠这个周期整体地来看看，你们能不能得出其他的新规律呢
【学生活动】：我发现在这一周期中原子的半径是逐渐增大的
【学生活动】：我发现它们的最高化合价是从+1增加到+7的
【教师活动】：同学们观察得非常仔细，那么它们的最高价氧化物的水化物是什么呢？
【学生活动】：NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3、H4SiO4。。。。。。。。。。。
【教师活动】：同学们来思考下前三种的碱性是如何变化的。NaOH是强碱这是我们知道的，Mg(OH)2的碱性也比较强，那么Al(OH)3的碱性会是怎么样的？接下来我们就来做下实验来探究下，请同学们取等量的Al(SO4)3溶液于两只试管中，分别滴加氨水直到出现沉淀为止，然后一只试管中加酸，另一只试管中加碱，然后观察实验现象
【学生活动】：按教师的要求进行实验操作和观察实验现象
【教师活动】：请同学来回答下你所观察到的现象
【学生活动】：我发现沉淀在酸和碱中都能溶解
【教师活动】：能与酸反应生成盐和水说明了Al(OH)3是呈碱性的，但是它又与碱反应生成了盐和水说明了Al(OH)3又是呈酸性的，我们就把物质的这种性质称为两性，因此称为Al(OH)3两性氢氧化物，而该周期的非金属的酸性已经呈现在表格中了，请同学归纳下它们的酸碱性是如何变化的
【学生活动】：我发现它们的酸碱性是这么变化的：先由强碱到两性氢氧化物，再由两性氢氧化物到弱酸增到强酸
环节三：课堂小结，形成评价 （10min）
1.学生总结本课所学的知识
【教师活动】：更多的研究表明，随着元素核电荷数的递增，元素的原子半径，除稀有气体外，元素的金属性和非金属性、元素的主要化合价都呈现周期性变化
我们就这这种元素随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律叫做元素周期律。元素的周期律师元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果
【学生活动】：听讲，做笔记
【教师活动】：通过今天新课的学习，同学们收获了什么呢？
【学生活动】：我了解到了在周期表中各元素所在的位置不同，表示了它们的结构不同，性质的不同，对于半径来说电子层数越多，半径越大，最外层电子数越多，半径越大，在同一周期中，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。。。。。
2.学生运用本课所学的知识进行习题训练
【教师活动】：同学们掌握得非常不错，那么我们趁热打铁来完成今天的课堂任务
【学生活动】：习题训练。
趁热打铁： 完成练习本相关习题。 课后延伸（选做）： 如何比较在元素周期表的纵轴上各元素的非金属性的强弱，请以卤素这纵轴举例说明，并设计实验方案。
元素周期律 非金属性 金属性
《元素周期律》教学设计
一、设计思路
根据建构主义和STSE基本原理，本课教学设计思路如下：首先，通过纸牌游戏创设情境，引导学生得出通过分类易于观察得到其中的变化规律，再结合化学学科中元素导入新课；接着将核电荷数1～18的元素，按照核外电子排布情况列表，利用图表请学生观察并讨论随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布、原子半径、化合价的变化规律，其中原子半径结合学生生活经验以穿衣服为喻进行理解，化合价的变化通过之前学习的碱金属与卤素进行知识迁移；然后，用实验对钠、镁、铝的金属性进行探究，进而学习金属性与非金属的变化规律；最后补充元素周期律的概念和本质，并进行巩固练习和课堂总结。
二、前期分析
（一）、学习任务分析
本节内容选自人民教育出版社出版的高中化学教材第五章《物质结构》的第二节，共两个课时。本节课为该节内容的第一课时，主要内容包括元素周期律的概念和本质，以及随着元素原子序数的递增原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性所呈现的具体规律等内容。课程在前面几节已经介绍了原子的组成、核外电子排布示意图，并系统介绍了碱金属和卤素，其中的知识内容及初步体现的分类思想，为本节课元素周期律中关于原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性等相对抽象知识的教学打下了基础，同时更为接下去元素周期表和其他元素及元素化合物的学习做铺垫，是高中化学学习的一个重要部分。
教学重点：知道元素周期律的概念，描述及运用原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律
教学难点：描述及运用原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律
（二）、学习者分析
学生在课程的前面几章学习了原子的组成以及原子核外电子排布示意图，易于从核外电子排布的角度理解元素周期律。而对于碱金属和卤素等具体元素的学习，一方面初步形成元素及其化合物学习中的分类思想，另一方面也具备了部分元素随元素原子序数的递增而呈现的规律，易于进行知识迁移。本班学生对碱金属和卤素的学习较为扎实，并初步掌握实验探究的方法，且抽象思维能力较强，并善于观察实验现象，但具体分析、表达能力不足。
1
（三）、教学目标分析
1．知识与技能
（1）知道元素周期律的概念；
（2）说出元素周期律的本质；
（3）描述并运用原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律。
2.过程与方法
（1）通过分类、比较、归纳等方法对信息进行加工，从而得出元素化合价、原子半径等方面的变化规律；
（2）通过运用化学语言，准确描述化学知识；
（3）通过对金属性与非金属性变化规律的实验探究，进一步学习通过实验学习化学的手段。
3.情感态度与价值观
利用扑克牌，明确化学学习中分类思想的重要性，并强化从生活中寻找灵感的意识；通过对元素周期律的学习，体验化学学科的规律美以及严谨态度的重要性。
三、教学准备
教具：10副扑克牌
实验仪器：试管、试管夹、酒精灯、胶头滴管、火柴、砂纸
实验试剂：镁带、铝片、无色酚酞试液
四、教学过程
1.创设情境，导入新课
教师将全班按照四人小组进行分组，每组同学发到一副扑克牌。10副牌均少同一张牌，其中一副按照花色排好序，其余9副打散。请学生找出每副牌中缺的那张，并比赛哪一组速度最快。
[提问] 针对最快找出缺失张牌的组别，提问“为什么能最快找出？发到的扑克和相邻组的扑克有什么不同？”
接着，引导学生得出通过分类易于观察得到其中的变化规律，进而有助于我们学习化学。激发起学生的学习兴趣之后，再结合我们化学学科中的上百种元素，请学生思考“元素当中是否存在规律”，自然过渡到本节课要学习的元素周期律。
2.图表结合，深入学习
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[过渡] 为了便于观察研究，我们将核电荷数1～18的元素，按照核外电子排布情况列表5-5。
教师介绍原子序数就是人们按核电荷数由小到大的顺序给元素的编号，且在数值上与这种原子的核电荷数相等。
[原子核外电子排布] 请学生观察以上列表，并根据表，小组讨论随着原子序数的递增，原子的核外电子层排布呈现什么规律性的变化，并将讨论的结果填在表5-6中：
然后请同学尝试对规律进行归纳，教师补充得到：随着原子序数的递增，原子核外电子层层数递增，电子层数相同的元素随着原子序数的递增而递增，其中第一层稳定结构时的最外层电子数为2，第二、三层稳定结构时的最外层电子数为8。
[过渡] 从核外电子的排布看，电子层数与最外层电子数的递增对原子半径会不会有影响？
[原子半径] 由于相关内容较为抽象，教师以冬天穿衣服作比喻，让学生猜测原子半径的变化规律。结着请学生继续观察表5-5，分析得到原子半径随原子序数的变化规律：随着电子层数的递增，原子半径增大；电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减。教师解释电子层数相同，随着原子序数的递增，最外层电子数多的受原子核的引力较大，即约束力大，因此原子半径反而小。再由学生将所得到的规律与图5-5作比对。
[化合价] 基于对原子核外电子层排布变化规律的学习，请学生观察最外层电子数分别为1和7的元素，并回顾碱金属和卤素各自元素之间化合价和金属性的变化规律。教师再引导学生结合表5-5，由碱金属和卤素进行知识迁移，对元素化合价随着元素原子序数的递增呈现的规律性变化进行归纳，并完成表5-8。
结合碱金属和卤素，先从竖列对金属元素和非金属元素的化合价变化规律进行分析，得到同一竖列的元素化合价情况相同或相似；再从横排分析，金属元素化合价呈正价递增，且与核外电子层最外层电子数相同，非金属元素化合价成副价递增，可显正价，且最低副价与最高正价加和为8。
3.方法转换，实验探究
[金属性与非金属性] 刚刚还回顾了碱金属与卤素当中金属性与非金属性的变化，那在其他元素中是否同样存在变化的规律呢？
[过渡] 在化学学习中，我们刚刚用的结合图表是一种方法，用实验来探究也是一种常用的方法。
先请学生讨论判断元素金属性强弱的方法，得到可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度，以及它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；相应的，元素非金属性的强弱，可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱，或跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。接着从金属钠的金属性很强，提问学生“金属镁与金属钠的金属性如何？铝和前两者相比又如何”，引导学生开始实验探究：
[假设] 钠、镁、铝的金属性依次递减。
[实验1] 取两个段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，放入试管中。向试管中加3mL水，并往水中滴2滴无色酚酞试液。观察现象。然后，加热试管至水沸腾。观察现象。
[现象] 在冷水中无明显现象，在沸水中镁带表面有气泡产生，且溶液变红色。
[结论1] 钠的金属性比镁强。
[实验2] 取一小片铝和一小段镁带，用砂纸擦去表面的氧化膜，分别放入两支试管，再各加入2mL1mol/L盐酸。观察发生的现象。
[现象] 铝片所在试管产生气泡不如镁带所在试管多。
[结论2] 镁的金属性比铝强。
[结论3] 电子层数相同，随着原子序数的递增，元素金属性递减。
4. 巩固练习，反馈评价
通过课堂练习，让学生巩固本堂课所学的原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律，并能熟练的运用，同时也起到反馈评价的作用，以便于及时对第二课时的教学进行调整。
5. 总结归纳
请学生分别对原子核外电子排布、原子半径、化合价、金属性与非金属性随着元素原子序数的递增所呈现的具体规律进行归纳，教师指正、补充，介绍“元素周期律即是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”，是元素原子的核外电子排布的周期性
变化的必然结果。
五、形成性练习
一、填空题
用元素符号回答原子序数11～18的元素的有关问题：
(1)除稀有气体外，原子半径最大的是______；
(2)最高价氧化物的水化物碱性最强的是______；
(3)最高价氧化物的水化物呈两性的是______；
(4)最高价氧化物的水化物酸性最强的是______；
(5)能形成气态氢化物且最稳定的是______。
二、选择题
1．元素的性质随着原子序数的递增呈现周期性变化的原因是 [ ]
A．元素原子的核外电子排布呈周期性变化
B．元素原子的电子层数呈周期性变化
C．元素的化合价呈周期性变化
D．元素原子半径呈周期性变化
2．在下列元素中，最高正化合价数值最大的是 [ ]
A．Na
B．P
C．Cl
D．Ar
3．在下列元素中，原子半径最小的是 [ ]
A．N
B．F
C．Mg
D．Cl
4．原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是 [ ]
A．电子层数
B．电子数
C．原子半径
D．化合价
5．元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是 [ ]
A．XY2
B．X2Y3
C．X3Y2
D．X2Y
六、板书设计
元素周期律
一、 元素周期律
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。 本质：元素原子的核外电子排布的周期性变化。
二、 原子核外电子层排布（随原子序数递增）
原子核外电子层层数递增
电子层数相同的元素递增
稳定结构时最外层电子数：第一层为2，第二、三层为8
三、 原子半径（随原子序数递增）
原子半径增大；电子层数相同，随着原子序数的递增，原子半径递减。
四、 化合价（随原子序数递增）
竖列：情况相同或相似
横排：金属元素化合价呈正价递增，且与核外电子层最外层电子数相同
非金属元素化合价成副价递增，可显正价，最低副价与最高正价加和为8
五、 金属性与非金属性（随原子序数递增）
电子层数相同，随着原子序数的递增，元素金属性递减
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