元素周期律(第1课时)

元素周期律第1课时◆教学目标与核心素养宏观辨识与微观探析：从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。

科学探究与创新意识：通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。

证据推理与模型认知：建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。

◆教学重难点元素周期律的概念；理解其变化规律。

◆教学过程一、导入新课通过对碱金属元素、卤素的原子结构和性质的研究，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。

那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？二、讲授新课【板书】元素周期律一、元素性质的周期性变化规律【思考与讨论】观察下面表格中的数据，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、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？【讲解】通过比较上面元素的原子核外电子排布，可以得到同周期元素的核外电子排布的规律：同周期由左向右，元素原子的最外层电子数逐渐增加（第一周期是1→2，第二周期和第三周期都是1→8）【讲解】再比较上面元素的原子半径（稀有气体的半径没有可比性，所以不列出），可以得到同周期元素的原子半径的变化规律：同周期由左向右，元素原子的半径逐渐减小（不包括稀有气体）【设疑】观察下图，判断同周期和同主族元素原子半径的变化规律【讲解】同主族元素由上向下元素原子的半径逐渐增大，同周期元素由左向右，元素原子的半径逐渐减小。

H是所有原子中半径最小的。

【设疑】短周期主族元素中，原子半径最大的是哪种元素？（Na）【讲解】再比较上面元素的常见化合价，可以得到同周期元素的化合价的变化规律：同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价）；元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价【过渡】根据上面的分析，我们可以看出随着元素的原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价都呈现了周期性的变化，那么元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？【思考与讨论】根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？【讲解】第三周期元素：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl的电子层数相同，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐减小，导致失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，因此，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

专题一第一单元教学案原子核外电子排布与元素周期律元素周期律（第一课时）课程学习目标：1、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大小的2、培养学生抽象思维能力。

3、培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。

知识体系梳理：原子的最外层原子半径元素性质随电子数从1个主要化合价原子序数的增加到饱和原子得失电子能力递增而呈现（2个或8个）金属性和非金属性周期性变化的稳定结构课前预习：写出1—18号元素的名称、原子结构示意图。

根据原子结构示意图总结并找出规律。

结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。

原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。

此处留白，学生填写预习中不明白的课前检测：1、比较Na、S原子半径的大小。

2、比较Na、O原子半径的大小。

课程达标检测：2.按粒子的半径从小到大顺序排列的是( )A.Cl,S,PB.N,O,FC.Al3+,Mg2+,Na+D.K,Na,Li3.下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是( )(A)Al3+,Al,Na,K (B)F,Cl,S2- ,S(C)S2-,Cl - ,K + ,Ca 2+ (D)Mg,Si,P,K4.a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构,已知a的原子序数大于b的原子序数,则a,b,c三种离子半径大小的顺序是( )A.a>b>cB.b>a>cC.c>a>bD.c>b>a课后练习：。

《元素周期律》第一课时教学设计讲授新课一、1~18号元素的特点1~18号元素的特点注：稀有气体元素的原子半径测定与相邻非金属元素的测定依据不同，数据不具有可比性，故不列出。

1~18号元素的特点1~18号元素的特点【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元了解同周期元素的原子半径大小及化合价，探索出规律。

素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？【设疑】观察下表，思考：随着原子序数递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化学价各呈现什么规律性变化？随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性变化。

核外电子层数相同，原子半径逐渐变小，化合价逐渐升高。

当K层为最外层时，最多能容纳2个电子数除了K层，其他各层为最外层时，多能容纳8个电子数。

【设疑】元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？第三周期元素性质的递变取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。

向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。

观察表格，思考问题。

总结规律无明显现象。

因为镁和冷水不反应。

过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。

与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何？生成了什么物质？有气体产生，溶液变成红色反应式：Mg + 2H2O ——Mg(OH)2 + H2↑钠的金属性要比镁大得多，所以与水反应钠比镁要剧烈得多。

所谓金属性就元素的原子失去电子的能力。

元素的金属性越强，越容易失电子被氧化。

第三周期元素性质的递变向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。

将沉淀分装在两只试管中，向一支试管中滴加2mol 盐酸，向另一只试管中滴加2mol/LNaOH溶液。

边滴加边振荡，观察现象。

Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。

反应的离子方程式分别如下：Al(OH)3 + 3H+——Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + OH-——AlO-2 + 2H2O金属元素的氢氧化物钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。

《必修Ⅱ第1章第2节元素周期律》（第1课时）【课标要求】1、了解原子核外电子的排布；2、掌握元素原子核外电子排布、原子半径、化合价的周期性变化3、学会总结、概括，体会结构决定性质的理念。

【重点难点】1、原子核外电子排布、原子半径、主要化合价周期性变化规律2、知道核外电子排布规律、原子、离子等微粒半径大小比较【新课导学】※一、原子核外电子的排布：1.原子核外的电子由于能量不同，它们运动的区域也不同。

通常能量低的电子在离核____的区域运动，能量高的电子在离核____的区域运动。

2.3.⑴按能量由低到高，即由内到外，分层排布。

①每层最多容纳____个电子②除K层外，其最外层中的电子数最多只能有____个(K层最多有__个)③除K层、L层为次外层时外，次外层不超过____个电子④倒数第三层不超过____个电子。

⑵根据核外电子排布的规律，能划出1－20号原子结构示意图。

完成教材P14科学探究。

二、化合价的周期性变化。

[结论：随着原子序数的递增，元素也呈现周期性变化。

总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐，呈现周期性变化。

四、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐。

同周期，从左到右，原子半径逐渐。

2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力，半径。

比较微粒半径：O2-、F-、Na+、Mg2+比较微粒半径：S2-、Cl-、Na+、Mg2+（2）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐，离子半径逐渐。

比较微粒半径：Li+、Na+、K+（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径，高价阳离子半径低价离子半径。

比较微粒半径：Na、Na+ 比较微粒半径：Fe3+、Fe2+、Fe【自主探究】)：①②③⑴半径最小的是________ ⑵具有最低负化合价的是___________⑶只有还原性的是______ ⑷只有氧化性的是_______【自我测试】1．核电荷数为16和核电荷数为4的元素的原子相比较，前者的下列数据是后者的4倍的是（） A．电子数 B．最外层电子数 C．电子层数 D．次外层电子数2．下列数字为几种元素的核电荷数，其中原子核外最外层电子数最多的是( )A．8 B．14 C．16 D．173．某原子核外共有n个电子层(n>3)，则(n一1)层最多容纳的电子数为 ( )A．8 B．18 C．32 D．2(n一1)24．A、B两原子，A原子L层比B原子M层少3个电子，B原子L层电子数恰为A原子L层电子数的2倍，则A、B分别是 ( )A．硅和钠 B．硼和氮 C．碳和氯 D．碳和铝5．某元素原子的最外层电子数为次外层电子数的3倍，则该元素原子核内质子数为（）A．3 B．7 C．8 D．106．甲、乙两种微粒都只含有一个原子核，且核内具有相同数目的质子，这两种微粒一定是（）A．同种原子 B．同种元素 C．互为同位素 D．具有相同的核外电子排布7．A、B两元素，元素A的核电荷数为a，且A3-与B n+的电子排布完全相同，元素B的核电荷数为（） A．a—n一3 B．a +n+3 C．a+n一3 D．a—n+38．由短周期两种元素形成化合物A2B3，A3+比B2-少一个电子层，且A3+具有与Ne原子相同的核外电子层结构，下列说法正确的是 ( )A．A2B3是三氧化二铝 B．A3+与B2-最外层上的电子数相同C．A是第2周期第ⅢA族的元素 D．B是第3周期第ⅥA族的元素-1- -2-。

《元素周期律》教案第一课时一、三维目标（一）知识与技能1．原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化；2．掌握元素周期律的实质。

（二）过程与方法运用实验探究、结合有关数据认识元素周期律；模拟周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛。

（三）情感态度与价值观引导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。

三、教学重难点教学重点：原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性随着元素原子核外电子排布的周期性变化而呈周期性变化的规律。

教学难点：掌握元素周期律的实质。

四、教学过程【引入新课】我们已经知道，原子是由原子核和电子构成的，原子核的体积很小，仅占原子体积的几千亿分之一，电子在核外空间作高速的运动。

那么，电子的运动与宏观物体的运动有何不同？我们又怎样来描述核外电子的运动呢？核外电子又对元素性质有怎样的作用呢？【板书】元素周期律一、原子核外电子的排布1．核外电子运动特征【讨论】宏观物体的运动特征。

【总结】可以准确地测出它们在某一时刻所处的位置及运动的速度；可以描画它们的运动轨迹。

【讨论】微观粒子（电子）的特征：【投影】（1）电子的质量极微小（9.109×10-31 kg）；（2）电子绕核运动是在原子这样极其微小的空间（原子的直径约10-10 m）中进行；（3）电子绕核作高速运动（运动的速度接近光速，约为108 m/s）【讨论】根据刚才介绍的情况，请问核外电子运动有什么显著特征呢？（引导学生讨论）【投影】电子绕核运动没有确定的轨道，不能精确测定或计算电子在任一时刻所在的位置，也不能描绘出其运动轨迹。

我们只能指出它在核外空间某处出现机会的多少。

【注意】电子绕核运动没有确定的轨道，但并不是说电子绕核运动没有什么规律。

【过渡】那么核外电子运动的规律是什么呢？【讲述】在含多个电子的原子中，有些电子能量较低，在离核较近的区域里运动；有些电子能量较高，在离核较远的区域里运动。

元素周期律（第一课时）教案教学内容元素周期律教学目标知识1．使学生了解元素原子的核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化规律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。

能力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德育结合元素周期律的学习，使学生初步掌握从大量的事实和资料中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。

教学重点原子的核外电子排布和原子半径变化的规律。

教学难点原子半径变化的规律，元素周期律的实质。

教师活动学生活动设计意图[课前情景]放映钟表，时间的周期性变化，的flash.[引入] 四季的轮回，年复一年，日复一日，这些描述时间的词语，都体现了时间变化的一个典型的特点——周期性，这节课，我们将通过元素周期律的学习来研究元素性质的变化特点，总结其规律。

[幻灯片]第二节元素周期律[讲述]为了更方便的研究元素的性质的变化规律，我们引入原子序数的概念[幻灯片]一、原子序数按照核电荷数有小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。

[提问]根据原子序数的概念，思考：它与原子组成粒子的数量有什么关系？数值上原子序数=核电荷数=质子数意义上并不相同二、原子结构和性质的递变规律[练习)]写出1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

[幻灯片] 1~18号元素的原子序数、元素名称、元素符号。

请同学们对照，自己写得对不对。

[讲述]今天要讲的是元素性质的递变规律，我问什么要大家写原子结构是意图呢？这二者有什么关系呢？[学生回答]结构决定了元素的性质。

所以要研究性质必须先研究结构。

[总结学生的回答]很好，说得全面。

就构决定性质！[提问]那么，现在为了研究元素的性质，我们一起来找找看元素的结构随着原子序数的增加有什么变化。

请同学们观察你们手中的原子结构够示意图，总结其变化规律。

元素週期律教學目標1、瞭解元素原子核外電子排布，2、培養學學生分析問題，總結歸納的能力。

重點難點元素原子核外電子排布教學過程[引言]我們已學習了元素週期表的結構，那麼這張表又有何意義呢？我們能否從其中總結出元素的某些性質規律，以方便我們應用，解決新的問題呢？這就是我們本節課所要研究的內容。

[板書] 第二節元素週期律[教師]元素的性質是由組成該元素的原子結構決定的，因此我們討論性質之前，必須先來熟悉一下原子的結構。

[展示]電子層模型示意圖[講解]原子是由原子核和核外電子構成的，原子核相對於原子很小，即在原子內部，原子核外，有一個偌大的空間供電子運動。

如果核外只有一個電子，運動情況比較簡單。

對於多電子原子來講，電子運動時是否會在原子內打架呢？它們有沒有一定的組織性和紀律性呢？下麵我們就來學習有關知識。

[板書]一、原子核外電子的排布[講解]科學研究證明，電子的能量是不相同的，它們分別在能量不同區域內運動。

我們把不同的區域簡化為不連續的殼層，也稱作電子層，分別用n=1、2、3、4、5、6、7來表示從內到外的電子層，並分別用符號K、L、M、N、O、P、Q來表示。

通常，能量高的電子在離核較遠的區域運動，能量低的電子在離核較近的區域運動。

這就相當於物理學中的萬有引力，離引力中心越近，能量越低；越遠，能量越高。

[講解並板書]1、電子層的劃分電子層（n） 1、2、3、4、5、6、7電子層符號 K、L、M、N、O、P、Q離核距離近遠能量高低低高[設疑]由於原子中的電子是處於原子核的引力場中，電子總是盡可能的從內層排起當一層充滿後在填充下一層。

那麼，每個電子層最多可以排布多少個電子呢？核外電子的分層排布，有沒有可以遵循的規律呢？[思考]下麵請大家分析課本12頁表1-2，根據原子光譜和理論分析得出的核電荷數為1-20的元素原子核外電子層排布，看能不能總結出某些規律。

[學學生活動][講解並板書]2、核外電子的排布規律(1)各電子層最多容納的電子數是2n2個(n表示電子層)(2)最外層電子數不超過8個(K層是最外層時，最多不超過2個)；次外層電子數目不超過18個，倒數第三層不超過32個。

全国“教学中的互联网搜索”优秀教案评选材料元素周期律和元素周期表（第一课时）【教案的背景】：我校实行368教学模式，创设优质高效课堂，高一化学教研组在学校368教学模式下，结合学科的特点，在小组合作学习的情况下，实行问题驱动型教学模式，其原理是将主干知识，以问题的形式展示出来。

学生通过小组合作讨论解答学案上设计的问题，将主干知识构建成统一体系。

【教学的课题】：《化学必修2》（鲁科版）2007年7月第3版2011年第13次印刷。

第一章第2节元素周期律和元素周期表（第一课时）元素周期律【教材的分析】：元素周期律和周期表是《化学必修2》第一章第2节内容。

本节教材在编写上特别注意培养学生的三维目标，通过本节课的学习，学生要学会总结归纳，具有一定的绘图和识图能力。

教材在设计材料时，注意让学生进行探究，然后总结归纳出元素的性质（最外层电子排布、原子半径、主要化合价）和原子结构的关系，随着原子序数变化的关系，最后归纳出元素周期律，揭示元素周期律的实质。

元素周期律是元素周期表编排的基础，元素周期律的学习要为元素周期表的学习打下基础，做好铺垫。

元素周期律学习对于第三节元素周期表的应用的学习也起重要的作用，在帮助学生建立“位-构-性”三者的关系，也具有一定的指导作用。

【教学方法】使用问题驱动，小组合作讨论，教师精讲点拨。

【学习过程】【预习学案】1、钠原子的原子结构示意图2、原子序数是 ,它与原子的核电荷数、质子数、核外电子数的关系。

3、随着原子序数的递增元素原子的、、均呈的变化，在大量科学研究基础上，人们归纳出一条规律，元素性质随元素原子序数的递增而呈现周期性的变化，这个规律叫其根本原因是核外电子排布的周期性变化。

3、1-18号元素①一般情况下，电子层数性同时，随着核外电荷数的递增原子半径逐渐②一般情况下，最外层电子数相同时，随着核电荷数的递增，原子半径逐渐③稀有气体原子半径与相邻原子半径比较，半径特别大。

4、1-18号元素的化合价随原子序数的增加有什么变化特征：（同一行即电子层相同）元素原子的最高化合价由逐渐增大到；最低负价由逐渐增大到最高正价数= 最高正价和最高负价的绝对值之和=【教学过程】元素周期律和元素周期律表（第一课时）【学习目标】（1）知识与技能目标掌握元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化，认识元素周期律的实质。

元素周期律（第一课时）教案一、教学目标本课时的教学目标是让学生了解元素周期律的基本思想和周期表的组成，掌握元素周期律的基本规律，同时也能够了解元素周期律的历史背景和发展过程。

二、教学重点和难点1. 教学重点：元素周期律的基本思想和周期表的组成，元素周期律的基本规律。

2. 教学难点：周期表对元素性质的预测和周期律的历史背景。

三、教学过程【导入】1. 通过图片展示和简单的活动，学生们了解有哪些元素以及它们分别的性质，引发学生们对于元素性质变化的思考，为引入元素周期律做铺垫。

2. 色码表的制作，让学生自行收集不同颜色的小球，为下一环节的分类打下基础。

【展开】1. 通过对于普朗克、门捷列夫、柯西和门德里夫提出的元素周期律做简单的介绍，引导学生理解周期律的基本思想和周期表的组成。

2. 解释周期表中元素的排列方式，回顾周期表中元素分类的基本方式和命名规律，让学生们掌握元素周期律的基本规律。

3. 进一步讲解元素周期律中元素性质的预测，让学生了解周期表的应用和实用价值。

4. 分组或自由活动，让学生们通过分析周期表中元素性质的变化以及不同元素之间的联系，探究元素周期律的更深层次的规律。

同时以简单易懂的例子，帮助学生理解元素周期规律。

【总结】1. 回顾教学目标，帮助学生梳理课程内容，巩固所学的知识和技能。

2. 对元素周期律在实际应用中的重要性做简单介绍。

四、教学反思在本课程的教学中，我重点强调了元素周期律的基本规律以及周期表的组成，同时也帮助学生理解了元素性质的预测和周期律的历史背景。

通过让学生进行分类活动和探究活动，培养了学生的合作能力和思考能力，并且让学生深入理解了元素周期律所涉及的知识点。

在未来的教学中，我会更注重教学重难点与生活联系的整合以及教学形式的多样化，保障学生更好的学习效果。