元素周期律

师哈哈达人

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
教师活动
学生活动
设计意图  
【引言】我们已经学过了稀有气体、卤族、氧族和碱金属几个元素族的知识，了解到一个族内的元素性质相似，而族与族之间元素的性质不同。同一族内，我们学习了典型元素的性质，就可根据性质的相似性和递变性推知族内其他元素的性质。对已发现的一百多种元素，如果我们能找到它们之间的内在联系和变化规律，对于我们掌握元素化合物的知识以及应用知识解决实际问题都非常有帮助。如何研究元素间的内在联系和变化规律？这就是本节课要研究的内容。
【板书】第三节元素周期律
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。
理解、记录。
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。
续表
教师活动
学生活动
设计意图  
【提问】研究元素及其化合物要从哪里入手？
【评价】同学们掌握得很熟。
【讲解】人们在长期的生产斗争和科学实验中已经认识到，事物变化的根本原因在于事物的内部，因此研究元素间的相互联系及其变化规律也必须从研究原子的结构入手。为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号叫作该元素的原子序数。
【设问】氢是第一号，氦是第二号，原子序数与核电荷数有什么样的关系？
【设问】用什么样的化学用语能表示原子的结构？
【练习】请同学们画出前18号元素的原子结构示意图，请三位同学分别在黑板上画出1～2、3～10、11～18号元素的原子结构示意图。
【提问】通过1～18号元素的原子结构示意图，请同学们分析原子的核外电子层数、最外层电子数的变化规律。
【设问】如果我们对18号以后的元素继续研究下去，同样可以发现这样的规律。我们应如何表述元素最外层电子排布的变化及其规律呢？
【归纳】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。
联系所学元素化合物的知识，思考回答：从结构入手。
倾听、理解事物变化的根本原因在于事物的内部。
理解原子序数的概念。
思考回答：原子序数与该原子的核电荷数相等。
思考，回答：原子结构示意图。
三位同学到黑板上板演，其他同学在笔记本上写。
分析讨论、互相补充后得出结论：原子序数从1～2的元素，即从氢到氦，有一个电子层，电子由1个增到2个，达到了稳定结构。从8～10号的元素，即从锂到氖，有两个电子层，最外层电子从1个递增到8个，达到了稳定结构。从11～18号的元素，即从钠到氩，有三个电子层，最外层电子也从1个递增到8个，达到稳定结构。共4页，当前第1页1234

元素周期律
理解，组织语言：每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子数从1个递增到8个（he除外）的情况。
理解核外电子排布的周期性。
通过回忆，架起探求知识的桥梁。
提高学习积极性。
引导学生从事物的内部寻找变化的根源。
为研究的方便，引入原子序数的概念。
理解原子序数的编排原则。
熟悉所学的化学用语。
培养学生正确使用化学用语的能力。
培养学生分析、处理数据过程中的抽象概括的能力。
培养学生从个别到一般的抽象归纳的能力。
加深对规律的理解。
续表
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设计意图  
【板书】
一、核外电子排布的周期性
【组织讨论】根据原子最外层电子排布的周期性，将原子序数为1～18的元素排列成表格。
【继续讨论】两种编排结果似乎都有些道理，究竟哪一种更合理呢？
【评价】这些同学思考得很深入，能够考虑到稀有气体结构的稳定性和元素性质相似两方面的原因，这是值得大家学习的。
【指导阅读】元素的性质随核电荷数的递增有什么变化呢？请同学们阅读课文中表5-3关于原子半径的数据，参考书上130页底端的小字注解，归纳原子半径的变化规律。
【评价】课本高度概括了原子半径的递变规律。他说的“不考虑稀有气体元素”是因为测定稀有气体元素原子半径的根据与其他元素不同。
【讲解】若把所有的元素按原子序数递增的顺序排列起来，将会发现，随原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。请同学们看课本图5-5，分析碱金属等族元素的原子半径的周期性变化。
【板书】
二、原子半径的周期性变化
理解、记录。
讨论、尝试，主要排出以下两种形式：一种he在be的上面、另一种he在ne的上面。
讨论、分析两种表格的优缺点，各抒己见、形成共识：第二种更好一些，因为he最外层电子数（2个）与ne最外层电子数（8个）均达到稳定结构，都是稀有气体元素。
倾听，思考。
边阅读边思考，得出结论：不考虑稀有气体元素，从li到f、从na到cl，原子半径都由大逐渐变小。
理解：稀有气体元素原子半径跟邻近非金属元素相比显得特别大的原因。
看图、分析原子半径的递变情况：同一横行从左（碱金属元素）到右（卤素元素），原子半径由大到小（不包括稀有气体元素的原子）；同一纵行从上到下原子半径由小逐渐变大。
理解、记录。
激发学生的学习兴趣、培养学生的创造性思维。
在争论中去伪存真、提高认识。
及时鼓励学生畅所欲言，形成探求知识的活跃氛围。
提高学生的阅读能力；培养学生从大量数据中提炼、归纳的能力。
解释稀有气体原子半径的特殊性。
形象化的教学给学生增加一些感性认识，提高了直观性，有利于调动学生的学习积极性。
体会原子半径的递变规律。
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设计意图  
【提问】从原子的结构上考虑，原子半径受哪些因素制约？随原子序数的递增，原子半径为何出现这种周期性变化？
【评价】大家说的三种因素都起作用，但有主次关系。通常，电子层数越多，原子半径越大；当电子层数相同时，随核电荷数的递增，在后两种影响结果相反的因素当中，核吸引电子的影响是主要的，因此，当电子层数相同时，原子半径减小。（除了稀有气体元素）
【指导阅读】请同学们看课本表5-3，研究一下元素主要化合价的变化情况，怎样去描述？共4页，当前第2页1234

元素周期律
【评价】叙述得很清楚。
【讲解】如果研究18号元素以后的元素主要化合价，同样可以看到与前面18种元素相似的变化。即元素的化合价随原子序数的递增而起着周期性的变化。
【板书】三、元素主要化合价的周期性变化
思考，在分析争论中得出以下几点：影响原子半径大小的因素有：①电子层数，电子层数越多，原子半径越大；②原子核对电子的吸引，使半径有减小的趋向；③核外电子多了，增加了电子之间的排斥，有使半径增大的倾向。
倾听、理解影响原子半径的因素。
分析，讨论后回答：在3～9号元素中，从li到n，正价由+1到+5，从c到f开始有负价，负价由-4到-1；在11～17号元素中，正价由+1（na）到+7（cl）；从中部的元素开始有负价，负价是从-4（si）递变到-1（cl），呈周期性变化。
理解元素主要化合价的递变规律。
培养学生分析问题、解决问题的能力。加深对事物进行辩证分析的能力。
培养学生分析问题时要抓住主要矛盾以及矛盾的主要方面。
训练学生从分析大量的数据中提取、归纳知识的能力。鼓励学生积极参与。
培养学生从个别到一般的推理方法。
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设计意图  
【设问】元素的化合价与其原子结构有怎样的关系？
思考、讨论后回答：除由于f、o元素化学性质的特殊性不显正价和稀有气体外，其他元素的最高正价数值=最外层电子数。负价的绝对值=8-最外层电子数。
尽可能使学生实现最大程度的参与，让学生在“发现真理”中体会成功的喜悦。
【讲解】以上我们共同研究了元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价的周期性变化。原子半径和元素主要化合价都是元素的重要性质。如果我们继续研究元素的其他性质，多数也是随着元素原子序数的递增呈周期性的变化。你能否列举一些性质方面的事实？
【评价】很好。
【提问】同学们能否概括一下元素性质的变化情况？
【讲解】元素性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这就是对我们今后探索、研究化学知识具有重要指导作用的规律——元素周期律。
【板书】元素周期律的内容
【提问】是什么因素直接决定原子半径、元素化合价等元素性质的变化呢？即元素的性质是由什么决定的？
【讲解】元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。这就是元素周期律的实质。
【板书】元素周期律的实质
【投影】课堂练习
巩固、整理所学的知识，将其条理化。
联系所学知识，讨论后列举：从碱金属元素到卤族元素，最外层电子数从1递变到8，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强；金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
思考、概括：元素的性质呈周期性的变化。
理解元素周期律的意义。
理解、记录。
思考、回答：结构。即元素原子的核外电子排布的周期性变化引起的。
理解周期律的实质。
巩固知识，加深认识，使知识条理化，促进对知识的落实。
培养学生的发散思维。培养学生的整理、概括的能力。
引出元素周期律。
学以致用，提高学生的学习兴趣。
培养学生透过现象看本质的能力，使学生加深和巩固对原子结构理论的认识。
续表
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设计意图  
1．填空共4页，当前第3页1234

元素周期律
从na到cl，它们的原子核外电子层数均为____层，但随着核电荷数的增加，核对最外层电子的吸引力依次____，因此，从na到cl原子半径越来越______。
理解并掌握原子半径的递变规律及变化的原因。
通过练习，加深对元素周期律的理解、消化，促进知识的落实。
2．下列递变情况不正确的是（    ）。
（a）na、mg、al最外层电子数依次增多
（b）p、s、cl最高正价依次升高
（c）c、n、o原子半径依次增大
（d）na、k、rb原子半径依次减小
【作业】1．课本第132页1～3题；2．预习本章第四节
理解并掌握元素原子核外电子排布、元素主要化合价、原子半径的递变规律。
【随堂检测】
1．元素性质呈周期性变化的根本原因是____
2．从na到cl，原子半径最大的金属元素是____，原子半径最小的非金属元素是____。
3．在1～18号元素中，如某元素气态氢化物为hnr，其最高价氧化物水化物分子中含m个氧原子，则其最高价氧化物水化物化学式为____。
考查元素性质呈周期性变化的规律及其根本原因。根据检测结果，教师可以有目的地改进教学方法。
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                     元素性质随着元素原子序数的递   增而呈周期性的变化。
元素周期律的实质                               元素性质的周期性变化是元素原   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
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