資源簡介

第四章 物質結構 元素周期律
4.2 元素周期律（第1課時）
教學設計
1、教學目標
1．知識與技能
（1）認識原子結構、元素性質與元素在元素周期表中位置的關系
（2）以第三周期元素為例，了解同周期元素性質的遞變規律
2．過程與方法
（1）培養學生對大量數據、事實進行分析、歸納和總結的能力；
（2）培養學生的邏輯推理能力。
3．情感態度與價值觀
（1）使學生了解辯證唯物主義理論聯系實際的觀點，量變、質變的觀點；
（2）通過對元素周期律的學習，使學生初步掌握化學學科的思維方式即透過現象看本質，宏觀與微觀相互轉化等觀點。
2、教學重難點
1．教學重點：元素金屬性、非金屬性變化的規律
2．教學難點：元素金屬性、非金屬性變化的規律
3、教學過程
教學環節 教學內容 設計意圖
1.新課導入 【復習引入】請同學們回憶我們上節課所學的內容：元素原子核外電子排布規律有哪些？
2.探索新知 【師】觀察課本101頁表格，總結原子核外電子排布，原子半徑，化合價的變化規律。規律1：隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子數呈現從1到8的周期性變化(第一周期除外)。拓展：簡單粒子半徑的大小比較簡單粒子是指單核粒子——即原子或單原子形成的離子如：Cl、Cl－及Na1．同周期——“序大徑小”(1)規律：同周期主族元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。(2)舉例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2．同主族——“序大徑大”(1)規律：同主族，從上到下，原子(或離子)半徑逐漸增大。(2)舉例：堿金屬：r(Li)r(Cl)。(2)同種元素不同價態的陽離子半徑比較規律——“數大徑小”。帶電荷數越多，粒子半徑越小。如：r(Fe3＋)r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。規律2：同一周期，隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現由大到小的周期性變化。規律3：隨著原子序數的遞增，元素的化合價呈周期性變化[每周期：最高正價：＋1→＋7(第二周期為＋5)，負價：－4→－1(稀有氣體元素除外)]。【師】我們已經知道了元素原子的電子層排布和化合價都呈現周期性變化。元素的金屬性和非金屬性是元素的重要性質，它們是否也隨原子序數的遞增而呈現周期性的變化呢？這節課，我們就以第三周期元素為例，通過化學實驗來判斷元素的金屬性和非金屬性強弱。【實驗演示】課本103頁實驗（1）現象在常溫下，與水的反應無明顯現象；加熱時，鎂帶表面有氣泡出現，煮沸后溶液變紅。化學方程式Mg + 2H2O = Mg(OH)2+ H2 ↑【學生】填表【實驗演示】課本103頁實驗（2）【討論】（1）Na、Mg、Al與水反應的難易程度比較。（2）Mg、Al與酸反應的難易程度比較。（3）比較Na、Mg、Al的最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性強弱。NaMgAl單質與水（或酸）反應與冷水反應：Na在常溫下，與水劇烈反應，浮于水面在水面四處游動，同時產生大量無色氣體，溶液變紅。與酸反應極為劇烈。與冷水反應緩慢，與沸水反應迅速，放出氫氣；與酸反應劇烈，放出氫氣。Al在常溫或加熱下，遇水無明顯現象；與酸反應劇烈，放出氫氣。最高價氧化物對應的水化物堿性強弱NaOH（強堿）Mg（OH）2（中強堿）Al（OH）3（兩性氫氧化物）【師】總結 Na Mg Al 金屬性逐漸減弱【學生】閱讀103頁表格【師】總結： Na Mg Al Si P S Cl 金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化，這個規律叫元素周期律。元素性質的周期性變化是元素原子的核外電子排布的周期性變化的必然結果。 元素原子的和外電子排布隨著原子序數的遞增 元素原子半徑 呈現周期性變化 元素化合價同周期(從左到右)同主族(由上而下)原子半徑減小(除稀有氣體)增大主要化合價最高正價：＋1→＋7，負價：－4→－1最高正價相等(O、F除外)，且最高正價等于主族族序數得失電子能力得電子能力增強，失電子能力減弱得電子能力減弱，失電子能力增強金屬性減弱增強非金屬性增強減弱單質的氧化性、還原性氧化性增強，還原性減弱氧化性減弱，還原性增強非金屬氫化物的生成難易及其穩定性生成由難到易，穩定性由弱到強生成由易到難，穩定性由強到弱最高價氧化物對應水化物酸性增強，堿性減弱酸性減弱，堿性增強 通過探討交流培養學生的合作意識和表達能力，激發學生對新事物的探究，培養嚴謹的科學思維方法培養學生總結歸納、辯證思維的能力
3.小結作業 完成同步練習
四．板書設計
元素周期律
1．第三周期元素性質變化規律 2.同周期元素性質遞變規律 3. 元素周期律
從Na C1 從左 右 （1）定義:
金屬性逐漸減弱， 金屬性逐漸減弱， （2）實質:核外電子
非金屬性逐漸增強。 非金屬性逐漸增強。 排布的周期性變化

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