高中人教版 (2019)第二节 元素周期律第1课时教案

课题

第四章  物质结构 元素周期律

  第一节  元素周期律  

第一课时

教学目标

知识与技能

1、了解元素原子核外电子排布

2、了解元素原子的电子层排布、原子半径、主要化合价与元素金属、

非金属性的周期性变化，理解元素周期律的涵义。

3、认识元素性质的周期性变化是元素原子的电子层排布周期性变化的

必然结果，从而理解元素周期律的实质。

过程与方法

1、通过有关数据和实验事实，了解结构与性质之间的关系，认识元素周期律

2、通过自学、思考、对比、实验等方法培养学生观察、分析、推理、归纳总结等探究式学习能力

3、学会分析探究问题、总结和归纳知识、发现规律的方法。

情感态度

与价值观

1、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

2、学习元素周期律，能使学生初步树依据立“由量变到质变”、“客观事物都是相互联系和肯有内部规律”“内因是事物变化”等辩证唯物主义观点。

教学

重点

元素原子核外电子排布，元素周期律的含义和实质，元素性质与原子结构的关系

教学

难点

元素性质与原子结构的关系

本节课是在学生具备一定的元素及化合物知识，学习了元素周期表和原子结构基础上的一节新授课，这样安排，有利于学生对元素周期律展开探究性学习，既能巩固

原子结构的知识，又能从本质上认识元素周期律。元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学，可以使学生对以前学过知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习，所以，学好元素周期律是十分重要的。

到目前为止学生已经学习了金属元素及其化合物，具备一定知识基础；学习了元素周期表、原子核外电子排布规律，具备一定理论基础；学生具备一定的动手实验的能力、

归纳总结能力、资料阅读能力，为本节的学习提供了能力基础。

学生在本节课中主要用实验、观察、对比、归纳等方法,通过有目的的观察和教师的启发诱导,运用贮存在自己头脑里的知识,来认识对它们来说是未知的知识,解决新问题,产生新见解。

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。引导探究法、实验法、比较法、归纳法，借助实验和多媒体，让学生自主建构化学知识，自主发现元素的性质随原子

序数的递增而呈现的周期性变化规律。

教学环节

教  学  内  容

设计

意图

教师活动

学生活动

【引言】我们已学习了元素周期表的结构，那么元素周期表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题？如何研究元素间的内在联系和变化规律呢？这就是我们本节课所要研究的内容。

思索

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

【板书】第三节  元素周期律

【提问】上一节课我们学习了原子的相关知识，下面我们来回顾一下，原子由什么微粒构成？

【投影】

质子

原子核

原子            中子

          核外电子

【过渡】好，我们都知道了原子的结构。现在我们来研究一下电子在原子核外究竟是怎么运动的。

【讲述】大家来看ppt上这张熟悉的原子结构图。在含有多电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。

【过渡】那么，大家知道了核外电子的分层排布之后，是不是产生了这样的疑问：核外电子究竟是怎么分层排布的呢？好，接下来我们一起来共同解决同学们的疑问——我们来探究原子核外电子的排布。

思考并回答：原子由原子核和核外电子构成，而原子核又由质子和中子构成，

观察

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。

通过设疑，引起学生的求知欲望

【板书】一、原子核外电子的排布

【投影】

【讲述】在多电子原子中，电子的能量是不同的，在离核较近的区域内运动的电子的能量较低，在离核较远的区域内运动的电子的能量较高。由于原子中的电子是处在原子核的引力场中，电子在原子核外是分层排布的。

【教师】在化学上，由里往外把电子层分为七层，层序数n依次为1、2、3、4、5、6、7，分别用英文字母K、L、M、N、O、P、Q表示电子层。

【板书】

电子层序数n 1  2  3  4  5  6  7

电子层符号  K   L  M  N  O  P  Q

离核距离    近             远

能量高低    低             高

【设疑】由于原子中的电子是处于原子核的引力场中，电子总是尽可能的从内层排起当一层充满后再填充下一层。那么，每个电子层最多可以排布多少个电子呢？核外电子的分层排布，有没有可以遵循的规律呢？

【指导】下面请同学们分析课本12页表1-2，根据数据分析得出的核电荷数为1-20的元素原子核外电子层排布，看能不能总结出某些规律

[学生活动]

【教师】由表格数据分析可知，电子在原子核外排布时，总是尽量先排在离核最近（能量最低）的电子层里，然后由里向外，依次排布在能量逐渐升高的电子层里。即最先排布K层，当K层排满后，再排L层……

【板书】

1、能量最低原理：核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层，然后由里向外从能量低的电子层逐步向能量高的电子层排布(即排满K层再排L层，排满L层才排M层)

倾听，思考

理解、记录

看书、讨论

归纳、总结

听、记

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

培养学生分析、处理数据过程中的抽象概括的能力

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；

【教师】下面我们先来看稀有气体元素原子电子层排布：

【投影】

【提问】从中我们可以得出什么规律呢？每一电子层最多能填充的电子数为多少呢？

（提示：用电子层序数n表示）

【板书】

2、每一电子层最多填充的电子数为2n2个

【提问】我们再来看稀有气体的核外电子排布，它们的最外层电子数有什么共同特点？

【板书】

3、最外层电子数都不超过8个（K层不超过2个）

【教师】那么次外层和倒数第三层呢？

【板书】

4、次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个

【小结】以上这4条规律并不是孤立存在的，要同时满足才可以，根据此规律可以画一些原子序数较大的原子结构示意图，大家在使用时，要注意“不超过”的含义，灵活运用。

【练习】画出下列原子的结构示意图

35Br   55Rb   114号元素

【投影】给出正确答案

【过渡】前面我们学习了元素周期表和原子核外电子排布规律，知道对本部分知识，做出贡献最大的科学家是：（ ） 下面我们继续门捷列夫的探究历程，

仔细观察，找规律

2n2

都不超过8个

次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个

学生板演，大家练习

门捷列夫

培养学生从大量数据中提炼、归纳的能力

通过表格中的数据分析，引导学生完成原子核外电子排布的规律，培养学生归纳总结的能力

设计问题，通过习题来巩固已学结论

二、元素周期律

【指导】请同学们填写课本14页“科学探究”中表格1中的空白

【引导】请同学们分成四人一小组，观察上面表格，思考并讨论：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价呈现什么规律性变化？并完成表格2

【教师】在学生探究过程中，老师要巡视、倾听，适时引导点拨，引领学生朝着正确的方向迈进。帮助学生寻找共性，归纳规律

【投影】利用PPT将表格展示，让学生来完成

【讲述】通过刚才的分析，我们发现，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价在每一周期都会出现相同的变化规律。我们把这种变化称之为周期性变化

【过渡】既然，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和主要化合价都呈现周期性变化。那么，元素金属性、非金属性是否也随着原子序数的变化而呈现规律性的变化呈现什么样的规律性变化？试从结构的角度解释。

【讲述】同学们推论得很好，这是同学们从结构的角度推测出来的，那就需要通过实验来验证，我们通过第三周期元素的一些化学性质来探究这一问题

【提醒】学生实验安全、操作规范和现象观察。

【教师】在学生实验过程中，巡视，指导学生的操作

学生填写，讨论

生通过自己思考和小组合作讨论，分析得出三者每一周期的具体变化规律

同学交流分享

学生应用结构决定性质的理论，进行思考、结论，甚至可以是争论

每一周期都是原子半径逐渐减小（不考虑稀有气体），最外层电子数逐渐增多，失电子的能力减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素金属性减弱，、非金属性增强。而且随着原子序数的递增也应该呈现规律性的变化。

针对钠、镁、铝，做钠、镁与水，镁、铝与盐酸的分组试管实验，观察现象，书写化学方程式，通过实验事实，得出结论，

学生进行实验

体现自主学习和小组合作学习意识，突出学生是学习的主体和课堂的主人；

培养学生培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和概括的能力

培养知识的归纳整合能力

享受探究的成果

提高学生的自信心、知识应用能力、语言表达能力

培养学生的实验的动手能力和观察能力

【讲述】请同学们将实验现象和结论填入教学材15页至16页“科学探究”中（1）（2）表格

【投影】利用PPT将表格展示，让学生来完成

【设问】通过以上实验和讨论，你能推断出钠、镁、铝的强弱吗？

【指导】请同学们阅读16页的资料，来分析、归纳硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱

【投影】利用PPT将表格展示

【设问】通过以上资料，你能推断出硅、磷、硫、氯的非金属性的强弱吗？

【讲述】通过第三周期的元素性质的研究可知，其它周期的主族元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，即呈周期性变化

【小结】通过以上知识的学习，都有哪能些方面是随原子序数的递增而呈周期性变化？

【板书】

2、规律：       原子核外电子排布

原子半径

随原子序数递增  元素的化合价

元素的金属性

元素的非金属性

【讲述】通过这些大量事实，人们归纳出一条规律，即元素周期律

【板书】

1、定义：元素的性质随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

【设问】元素的性质呈周期性变化的实质是什么呢？

【板书】

3、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

【课堂小结】本节课我们学习了两个大问题：原子核外电子的排布；元素周期律。主要是通过数据分析和实验来得出结论，有利于学生理解和掌握。

学生汇总

填写表格

金属性：Na > Mg > Al

阅读资料

非金属性：Cl > S > P > Si

听、理解

原子核外电子排布；

原子半径；

元素的化合价；

元素的金属性

元素的非金属性

记忆、理解

原子核外电子排布呈周期性变化

并能够根据实验事实和提供资料，归纳总结出结论。

培养学生的资料阅读能力，并从中分析归纳总结

培养学生的听课效果和归纳总结的能力

认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育

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。

1、A元素原子M电子层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个。

（1）画出A元素的原子结构示意图____________。

（2）A、B两元素形成化合物的名称为________________。

（3）.最外层电子数是其内层电子总数的一半的元素是________。

2、下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是（ ）

A．C、N、O、F          B．K、Mg、C、S

C．F、Cl、Br、I        D．Li、Na、K、Rb

3、元素的性质随着原子序数的递增，呈现周期性变化的根本原因是：

A、原子半径从大到小的周期性变化     

 B、化合价呈周期性变化

C、单质熔沸点呈周期性变化           

   D、原子核外电的排布呈周期性变化

4、从Na到CI，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           

加深课堂知识的理解应用基础层次：对本节知识进行简单直接的考查落实

提高层次：利用新知识，解决新问题。提高学生知识综合应用能力

第二节                  元素周期律

一、原子核外电子的排布

二、元素周期律

1、定义：元素的性质随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、规律：       原子核外电子排布

原子半径

随原子序数递增  元素的化合价

元素的金属性

元素的非金属性

3、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

作业（分层次）