《元素周期律与元素周期表》 学历案
- 格式：docx
- 大小：25.47 KB
- 文档页数：5
《元素周期律与元素周期表》 学历案
一、学习主题
元素周期律与元素周期表
二、学习目标
1、 理解元素周期律的内涵，包括原子半径、化合价、金属性和非金属性等性质的周期性变化规律。
2、 掌握元素周期表的结构，包括周期、族的划分以及元素在周期表中的位置与原子结构的关系。
3、 能够运用元素周期律和周期表的知识，预测元素的性质，解释元素之间的相似性和递变性。
三、学习资源
教材、相关的化学实验视频、网络资源
四、学习过程
（一）知识回顾
在学习元素周期律和元素周期表之前，我们先来回顾一下原子结构的相关知识。 原子是由原子核和核外电子组成的。原子核带正电荷，由质子和中子构成。质子带正电荷，中子不带电。核外电子带负电荷，围绕原子核做高速运动。
原子序数 ＝ 质子数 ＝ 核电荷数 ＝ 核外电子数
（二）元素周期律
1、 原子半径的周期性变化
随着原子序数的递增，原子半径呈现周期性的变化。同周期元素，从左到右，原子半径逐渐减小；同主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大。
例如，在第三周期中，钠（Na）、镁（Mg）、铝（Al）的原子半径依次减小。这是因为随着核电荷数的增加，原子核对外层电子的吸引力增强，使得原子半径逐渐减小。
2、 化合价的周期性变化
元素的化合价也呈现周期性变化。主族元素的最高正化合价等于其族序数，最低负化合价等于族序数减去 8。
例如，氯（Cl）位于第ⅦA 族，其最高正化合价为 ＋7 价，最低负化合价为 －1 价。
3、 金属性和非金属性的周期性变化
同周期元素，从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族元素，从上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 以第三周期为例，钠（Na）是典型的金属元素，具有很强的金属性；而氯（Cl）则是非金属性很强的元素。
（三）元素周期表
1、 周期
元素周期表共有 7 个周期。周期的序数等于该周期元素原子具有的电子层数。
第一周期有 2 种元素，称为短周期；第二、三周期各有 8 种元素，也属于短周期；第四、五、六周期各有 18 种元素，称为长周期；第七周期目前尚未排满。
2、 族
元素周期表共有 18 个纵行，分为 16 个族，包括 7 个主族（A 族）、7 个副族（B 族）、1 个第Ⅷ族和 1 个 0 族。
主族元素的族序数等于其最外层电子数。
3、 元素在周期表中的位置与原子结构的关系
原子序数 ＝ 质子数 ＝ 核电荷数 ＝ 核外电子数
周期序数 ＝ 电子层数
主族序数 ＝ 最外层电子数
（四）元素周期律和周期表的应用
1、 预测元素的性质 根据元素在周期表中的位置，可以预测其性质。例如，知道某元素位于周期表中的位置，就可以大致推断出它的金属性、非金属性强弱，以及可能的化合价等。
2、 寻找新材料
通过研究元素周期表，可以发现具有特殊性质的元素，从而为寻找和开发新材料提供指导。
3、 解释化学现象
利用元素周期律和周期表，可以解释一些化学现象，如元素之间的相似性和递变性。
（五）课堂练习
1、 下列元素中，原子半径最大的是（ ）
A 钠（Na） B 镁（Mg） C 铝（Al） D 硅（Si）
2、 某元素位于第三周期第ⅤA 族，该元素的元素符号是（ ）
3、 比较氟（F）和氯（Cl）的非金属性强弱，并说明理由。
（六）课后作业
1、 总结元素周期律和周期表的主要内容，包括周期、族的特点以及元素性质的周期性变化规律。
2、 查阅资料，了解元素周期表的发展历程。
五、学习评价 1、 通过课堂练习和课后作业，检测学生对元素周期律和周期表知识的掌握程度。
2、 观察学生在课堂讨论和小组活动中的表现，评价学生的合作能力和思维能力。
六、反思与改进
在教学过程中，要注重引导学生自主思考和探究，培养学生的逻辑思维能力。对于学生容易出错的知识点，要进行有针对性的讲解和练习，以提高教学效果。
