化学必修2第二节 元素周期律公开课教案及反思

环节

教师活动

学生活动

设计意图和预设效果

导入

化学课    课表    周期性。

其实我们的星期也一样具有周期性，星期一到星期日。重复出现，很有规律。

人们认识世界，改造世界的过程中处处体现着周期性，依据周期性帮助我们认识世界、改造世界。

例如，物理上的单摆运动有周期，生物上的细胞分裂周期，地理上地球绕太阳运动，一个周期是一年。那化学上呢，其周期性体现在什么地方？元素周期律，这就是本节课的主要内容。

听讲、思考。

以生活中常见的事例出发，引出周期性，吸引学生的兴趣和注意力。

板块一

核外电子排布的规律

前面我们学习了原子结构示意图，现在请大家以1-12号元素的原子结构示意图为基础，补充12-18号元素的原子结构示意图。

回忆上节课学习的原子结构排布规律相关知识，在学案上完成12-18号原子结构示意图。

依据旧知，建立新知。

请大家重点关注每个原子的最外层电子数，以原子序数为横坐标，最外层电子数为纵坐标，绘出1-18号元素的柱状图。

通过观察和整理1-18号原子的最外层电子数，绘制柱状图。

小组合作在学案上完成。

让学生学会将化学数据转化为数学图表，绘制出形象、直观的柱状图。这样的设计培养了学生综合运用数学方法分析和解决化学问题的能力。

通过观察柱状图，请大家用一句话描述原子最外层电子排布的整体变化情况。通常我们怎样称呼这种变化？

随着原子序数的递增，原子的核外电子的排布呈现周期性变化。

通过分析柱状图，归纳总结出核外电子排布的周期性变化规律。

总结：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。

板块二

原子半径变化规律

同周期，核外电子的排布呈现周期性的变化，这种变化对原子半径有什么影响呢？

听讲，思考

通过设问引起学生的注意和思考，以转入下一个内容。

学案的表2已经给出了除稀有气体外，第二周期、第三周期元素原子半径的数值，仍然请大家运用图表的形式找出原子半径的变化规律。以原子序数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制出折线图。并思考每周期原子半径的变化特征，完成表3。用一句话描述原子半径的变化规律，

各自在学案上绘制出折线图。

依据折线图得出，同周期元素（除稀有气体外）原子半径从左到右逐渐变小。呈现周期性变化。

通过分析折线图，归纳总结出原子半径的周期性变化规律。

由于稀有气体原子半径测量的方法与其他元素原子半径的测量方法不同，不具有可比性，所以忽视。

听讲，抓住特例。

【思考、交流】

（1）.对照原子球形对比图和原子核外电子的排布，请从原子结构角度分析同周期元素原子半径变化规律的理论基础。

（2）.回忆同主族原子半径大小的变化，思考原子半径的大小与哪些因素有关？

小组讨论：

(1)同周期元素原子，电子层数相同，随着核电荷数的增大，原子核对外层电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小。

(2) 原子半径受电子层数、核电荷数、最外层电子数等的影响。

（电子层为主要影响因素）

通过问题的讨论，让学生明白了影响原子半径大小的因素，即学会从结构本质出发进行分析。

练习：运用同主族、同周期原子半径的变化规律，尝试着思考下列问题。

微粒半径大小的比较：

(1).比较O、S原子半径大小；

(2).比较Na、Al原子半径大小；

(3).比较Na、Na+  半径大小以及Cl、Cl-半径大小；

(4).比较Li+、Na+、K+半径大小以及F-、Cl-、Br-半径大小；

(5).比较Na+ 、Mg2+、Al3+、O2-、F-半径的大小；

回答：

（1）r(S)>r(O) （同主族）

（2）r(Na)>r(Al) （同周期）

（3）r(Na)>r(Na+)；r(Cl)<r(Cl-)（同种元素的阴阳离子与原子）

（4）r(Li+)<r(Na+)< r(K+)

r(F-)<r(Cl-)< r(Br-)（同主族）

（5）

r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)

通过常见微粒半径比较的讨论，加深对同周期、同主族原子半径变化的规律的理解和记忆。

总结：

微粒半径大小比较规律（一般情况下稀有气体除外）：

a.同周期——“序大径小”

同周期，从左到右，核电荷数依次增大，原子半径减小。

b.同主族——“序大径大”

同主族，从上到下，电子层数依次增多，原子半径增大。

c.同元素——“阴大阳小”

 阴离子>原子；原子>阳离子。

d.同结构——“阴上阳下，序大径小”

电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。

总结、记录。

有典型案例的练习，总结出实用的规律，有助于学生进一步的理解微粒半径的大小比较。

板块三

元素化合价的变化规律

元素的化学性质与元素原子最外层电子数及原子半径有关，我们刚讨论出核外电子排布及原子半径的周期性变化，那么，元素的性质会有哪些变化呢？我们先来看看元素的化合价变化规律。

思考

通过设问引起学生的注意和思考，以转入下一个内容。

回顾原子最外层电子数与元素化合价的关系，思考1-18号元素原子的最高正价和最低负价。

思考、问答互动完成。

在复习原子核外电子排布的基础上，引导学生从最外层电子的角度思考元素化合价的情况。

请以原子序数为横坐标，元素的最高正价、最低负价为纵坐标，绘出1-18号元素的柱状图。并描述出元素最高正价和最低负价的整体变化。

小组合作

原子序数为1-2时，化合价从+1价下降到0价；原子序数为3-9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1价到+5价，最低负价从-4价到-1价；原子序数为11-17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1价到+7价，最低负价从-4价到-1价。稀有气体的化合价均为0。

通过将实验数据形象化，更有利于发现规律。

让学生掌握科学处理数据的能力。

总结：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。

思考、交流：

（1）同种元素的最高正价和最低负价有何关联。

（2）观察金属元素的化合价有何共性？

（3）“除了稀有气体外，非金属元素既有正价又有负价”。这种说法正确吗？

小组讨论：

（1）最高正价+︱最低负价︱= 8（H除外）

（2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；

(3) 氟元素无正价，氧元素无最高正价 。

小组交流的形式，降低了问题的难度，而且也引导学生关注一般规律之外的特例。

小结

随着元素原子序数的递增：

1、元素原子的核外电子排布呈周期性变化  （最外层1~8个）

2、元素的原子半径呈周期性变化 

   （同一周期    由大逐渐变小）

3、元素的主要化合价呈周期性变化

（+1      +7、- 4     -1、0   ）

元素周期律：元素的性质（原子半径、主要化合价等）随着原子序数的递增而呈周期性的变化。

实质：元素性质周期性变化是由于原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。

作业

  依据核外电子排布、原子半径的周期性变化，讨论同周期元素的性质（金属性、非金属性）的变化规律？课后小组讨论，并给出充分的理论基础。