元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时) 教学设计

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4.2元素周期律（第2课时）教案

《元素周期律》第二课时教学设计了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。

我们可以为元素周期表中的相似元素进行分区，以此更好的分析和观察不同元素之间的联系和区别。

讲授新课第二节元素周期律一、元素周期表元素周期表虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。

由于元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。

一般情况下，元素的化合价和元素在周期表中的位置有一定的关系。

1、主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数相同。

例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。

2、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。

砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。

元素周期律的应用案例案例三：人们还在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。

门捷列夫的预言门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。

例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。

1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。

门捷列夫的预言门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。

：【练习】1、填空虚线左下方是______元素，虚线右上方是_______元素，最右一个纵列是_________元素。

虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。

【练习】2. 下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是( )A．C、N、OB．Li、Na、KC．Cl、Br、ID．Na、Mg、Al在主族元素中，元素的最高正化合价与其族序数相等（O、F元素除外），同一周期元素，元素最高正化合价随着原子序数的增大而增大（O、F元素除外），同一主族元素，其最高正化合价相等（O、F元素除外），A．C、N的最高正化合价分别为+4、+5，但O元素的最高正化合价与其族序数不等，不符合题意，故A错误；B．Li、Na、K元素属于同一主族元素，其最高正化合价都是+1价，不符合题意，故B错误；C．Cl、Br、I属于同一主族元素，其最高正化合价都是+7价，不符合题意，故C错误；D．Na、Mg、Al最高正价分别为+1、+2、+3，所以符合题意，故D正确。

元素周期律第二课时教案设计

对。值得注意的是，在很多练习册中归纳出氢化物的稳定性，其实与氢气反应的难易程度和氢化物的稳定性是同一个意思。
以上我们通过实验事实来说明元素的金属性和非金属性，那么我们能不能从原子结构理论比较元素金属性或非金属性。
通过本节课的学习我们可以归纳出元素周期律的定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈现周期性的变化。其中元素的性质包括原子半径、主要化合价和金属性和非金属性，其中金属性和非金属性是重点。这三个元素的性质都是随着原子序数的增加呈现周期性的变化，而他们呈现周期性变化的根本原因就是原子核外电子排布的周期性变化。
金属性：在氧化还原反应中，电子有失必有得，我想比较元素的原子失电子能力，那我们得到同一把尺子去衡量，书上的实验用H+。让不同的物质与氢离子反应，氧化剂得电子能力一样，还原剂越容易失去电子反应越容易。【看视频】
通过以上实验，同学们能判断出钠、镁、铝的金属性强弱吗？
好。在比较金属性和非金属性上，我们提出了两类物质，其一为最高价氧化物对应水化物，碱性越强金属性越强。什么是碱（酸）性？
3.金属性
最高价氧化物对应水化物的碱性
与H2反应的难易程度
非金属性
最高价氧化物对应水化物的酸性
教学反思
这节课很有可能学生已经上过了，学生学习的积极性很难调动。
板书中说的原子半径，后面却讲了原子半径和离子半径。
金属性与非金属性板书设计有问题。
随着原子序数的增加，元素的最高正价呈现+1到+7，最低负价呈现-4到-1的周期性变化。
钠大于镁，大于铝。
电离出氢氧根（氢离子）的能力
NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3
Si<P<S<Cl。
【从能量角度考虑，学生也许不懂。通过学习后面的课程，慢慢理解。】

必修第一册化学人教版：元素周期律(第2课时)教案

第四章物质结构元素周期律
4.2 元素周期律（第2课时）
教学设计
一、教学目标
1．知识与技能
（1）了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

（2）掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。

2．过程与方法
（1）自主学习。

自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

（2）归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

3．情感态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。

二、教学重难点
1．教学重点：周期表、周期律的应用
2．教学难点：“位、构、性”的推导
三、教学过程
四．板书设计
元素周期律
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

3、元素周期律、元素周期表的应用。

元素周期律教案(精品篇) 人教课标版

必修2 第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律元素周期律（第2课时）教学设计华南师范大学附属中学吴健宇一、教材分析元素周期律是对元素性质呈现周期性变化的实质的解释，教材将原子结构与元素性质的关系以及元素周期律作为重点内容，在学习碱金属元素和卤族元素为代表的同主族元素性质相似性和递变性的基础上，以第三周期元素为代表，介绍元素周期律。

通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，知道元素的性质变化具有周期性以及引起其周期性变化的实质，实现有感性认识上升到理性认识，最后将元素性质、原子结构、元素周期表等内容将结合起来，归纳总结有关的化学基本理论。

二、学情分析学生已经学习钠、铝、硅、氯、硫、氮等元素化合物相关性质，为元素周期律的学习提供了充分的感性资料；第一节学习了原子结构和周期表的结构，掌握同主族元素性质的相似性和递变规律，对原子结构与元素化学性质之间的关系有一定的认识，知道判断元素的金属性和非金属性强弱的方法；学习了第二节第一课时，学生已掌握随着原子序数的递增，原子核外电子排布、原子半径及化合价发生周期性的变化，学生很容易对元素性质的变化规律产生思考，这些为学习元素周期律打下一定的基础。

三、教学目标知识与技能：1．了解第三周期元素性质与原子结构的递变关系；2．掌握元素周期律的涵义和实质。

3．初步了解元素在周期表中的位置、原子的结构与元素性质三者的统一性。

过程与方法：1．复习科学探究1的结论引入研究主题，确定本节课的探究任务，以第三周期元素为例，根据元素原子结构的递变性，提出假设：随着原子序数的递增，第三周期元素的金属性逐渐减弱，非金属性的逐渐增强。

2．验证假设Na、Mg、Al金属性逐渐减弱，根据金属性强弱的判断依据，设计方案，结合实际条件进行优化，通过三种金属对与水、酸反应的实验，分析讨论，得出结论，初步体会从感性认识上升到理论知识的理性思维过程。

3．初步了解探究性学习的基本思路和环节，提高“对照实验”中“控制单一变量”的思想。

《元素周期律第2课时》示范课教学设计【化学人教版高中必修第一册(新课标)】

元素周期律（第2课时）大单元-高中化学必修1第四章第一单元1.认识原子核外电子排布、元素化合价、原子半径随原子序数递增而呈现周期性变化的规律。

2.了解元素周期表的结构，认识原子结构与元素在周期表中位置间的关系。

3.能运用比较、归纳等方法对信息进行加工。

随着人类对原子结构认识的逐渐深入，元素之间的周期性变化规律逐渐被一些科学家发现。

1829年，德国的德贝赖纳在研究元素的相对原子质量与化学性质的关系时，发现有几个相似的元素组：①锂、钠、钾；②钙、锶、钡；③氯、溴、碘；④硫、硒、碲；⑤锰、铬、铁。

19世纪60年代，俄国著名化学家门捷列夫和德国化学家迈尔等分别根据相对原子质量的大小，将元素进行分类排队，发现元素性质随相对原子质量的递增呈明显的周期性变化规律。

经过多年的艰苦探索，门捷列夫发现了自然界中一个极其重要的规律——元素周期律，并于1869年发表了元素周期表。

元素之间到底有什么样的周期性变化规律?元素周期表到底是按照什么标准制定的?它的价值何在?【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面【任务七】比较元素性质强弱的依据【任务八】元素周期表的制定依据和结构【任务六】元素周期律具体体现在哪些方面1.原子最外层电子排布呈周期性变化【活动设计】问题1：什么是原子序数?它与核电荷数、质子数有何关系?问题2：前18号元素原子核外电子排布有何规人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号叫作。

核电荷数= = 。

学习目标情境导入学习任务学习活动律?结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现变化。

【设计意图】让学生自己依据事实，总结归纳原子核外电子排布的规律，训练其总结归纳能力，形成量变引起质变的辩证唯物主义观念，并为下一活动的开展做好准备。

2.原子半径、元素主要化合价呈周期性变化【活动设计】原子半径与原子序数的关系：元素主要化合价：微粒半径大小比较规律(一般情况下)：1.看电子层数：电子层数越多，半径越大(层多径大)。

高一化学必修2《元素周期律》(第二课时)教学设计

高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计高一化学必修2《元素周期律》（第二课时）教学设计教材分析：《元素周期律》是化学必修2第一第二节，本节包括三部分教学内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。

第一课时涉及的主要是原子核外电子排布规律以及原子结构、元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

第二课时主要是在原子结构的周期性变化的基础上，以第三周期为例，探究同周期元素金属性、非金属性的递变规律，而同周期同主族元素性质的周期性变化，是元素周期律的最本质体现。

元素周期律是学习化学和研究化学的理论基础，是指导学生学习无机化合物的导航图，对学生化学能力的提升有着举足轻重的作用。

本节课的教学内容充分体现了“结构决定性质”的化学思想，也渗透了“量变引起质变”的哲学思想。

因此本节课的教学应充分体现元素周期律的“周期性”概念，元素周期性的教学要注重“周期性”的理解，同时根据新课改的要求，尽量发挥学生学习的自主性，引导学生从元素原子最外层电子数的递变入手，引导学生，通过对比分析，类比迁移，自主总结出得出同周期元素金属性、非金属性的递变规律。

学情分析：本节课针对的是高一学生，从认知思维特点上看，该年龄段的学生思维敏捷、活跃，但抽象思维能力薄弱。

“元素周期律”理论性强，要求他们具备较强的抽象思维能力。

所以教师必须设置问题情境，激发学生学习兴趣，帮助学生掌握本节课的内容。

同时通过原子核外电子排布规律，碱金属、卤族元素性质的学习，学生已经具备了原子结构与元素性质的相互关系，也初步理解了结构决定性质的化学思想。

因此，只要教师通过问题的设置和适当的引导点拨，可以让学生通过实验探究与验证，完全将这一理论知识应用到同周期元素性质的学习中，并获得预期的学习效果。

教学目标知识技能：1、理解同周期元素金属、非金属的递变规律；2、掌握并能运用元素金属性、非金属性的判断依据3、培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

化学必修2第一章第二节元素周期律”(第二课时)教案(新人教版)

一、课题：第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律二、教材版本：人民教育出版社三、教学目的：1、了解原子结构与元素性质之间的关系，理解元素周期律的内容及实质。

2、通过科学探究，提高总结归纳能力、思维能力和实验技能。

四、课型：新授课五、课时：第二课时（共三课时）六、教学重点：1、元素周期律的内容和实质。

2、元素性质与原子结构的关系。

七、教学难点：元素性质与原子结构的关系。

八、三维目标：（一）知识与技能目标：1、了解元素原子的电子层排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性的周期性变化。

2、认识元素性质的周期性变化是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。

(二)过程和方法目标：1、培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳总结能力和逻辑推理能力。

2、通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。

（三）情感态度与价值观目标：使学生初步认识事物变化由量变引起质变的规律，对学生进行辩证唯物主义教育。

九、教学方法：诱思探究法，即通过导学案自学、比较、实验、设疑等方式诱导学生思考、观察、分析、归纳、推理、探究。

采用实验探究和迁移类比、思考讨论、分析讲解、探索规律、总结归纳、理解实质。

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、透过现象看本质的科学抽象方法。

十、教具准备：多媒体课件、实验用品（钠、镁条、铝片、稀盐酸、酚酞溶液、砂纸、试管、试管架、试管夹、酒精灯、蒸馏水、火柴等）。

十一、教学过程：[复习提问]：同一主族元素从上到下金属性、非金属性如何变化，为什么？[引言]：目前我们使用的元素周期表中一共有7个周期、16个族。

刚才，大家复习了同主族元素性质的变化规律。

那么，同周期元素是否也有类似规律呢？今天我们就来共同探究。

[板书]：第二节元素周期律（二）[科学探究1]：请大家看我们自己完成的导学案上“探求新知1”和教材上科学探究1中的第二个表格内容，谁愿意将你的完成情况给大家汇报一下呢？（也可到多媒体展台上展示并讲解）[教师强调]：（学生回答后）对学生的回答评价后强调：周期性的意思就如同我们一年又一年的四季更替及生活中的每天都是24小时一样。

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课题名称：元素位构性的线性关系--元素周期律(第二课时)
【图文引入】你所不知道的元素周期表
【设计意图】调动学生的学习激情，培养学生崇尚真理、严谨求实的科学精神及勇于担当的社会责任意识；引发学生思考现有元素周期表元素排列的准则依据是什么？过渡引出本节课时的重难点：元素周期律的本质。

【学生活动】
（1）填写教材P14-15中表格所缺的内容；
（2）对表中各项内容进行比较、分析，寻找其中的规律。

【设计意图】通过填表，让学生获取感性知识，一方面复习了前面学过的原子结构有关知识，也为元素周期律的探究提供数据方面的支持。

（3）画出以原子序数为横坐标、原子的最外层电子数为纵坐标的直方图
规律：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现由1到8的周期性变化(第一周期除外)。

（4）画出以原子序数为横坐标、原子半径为纵坐标的折线图（稀有气体除外）
规律：随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化。

【学以致用】
1．已知下列原子的半径：
原子N S O Si
半径r/10－10 m 0.75 1.02 0.74 1.17 根据以上数据，磷原子的半径可能是( )
A．1.10×10－10 m B．0.80×10－10 m
C．1.20×10－10 m D．0.70×10－10 m
（5）画出以原子序数为横坐标、化合价为纵坐标的变化图（稀有气体除外）
规律：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化，即每周期：最高正价：＋1→＋7(O、F无正价)，负价：－4→－1。

【设计意图】让学生学习常用的数据处理方法和表示方式，培养学生分析、处理数据的能力、相互合作的意识，也让学生获得直观形象的感性知识，为归纳元素周期律奠定基础。

【规律生成】
随着元素原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和元素的主要化合价均呈现周期性的变化。

【过渡】
随着核电荷数的递增，元素原子最外层电子的排布和元素的原子半径（除稀有气体外）呈现出周期性的变化。

而元素的性质又与原子半径有关，那么元素的金属性和非金属性是否也随原子序数的变化呈现周期性的变化呢？
今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。

【学生活动】
思考：1、金属性与非金属性的定义？金属性即元素原子失电子的能力，金属性越强，越易失电子。

非金属性即元素原子得电子的能力，非金属性越强，越容易得电子。

2、判断元素金属性强弱的方法有哪些？①可以从它的单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度；②它的最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱来判断；
3、判断元素非金属性的强弱的方法有哪些？①可以从它的最高价氧化物的水化物的酸性强弱判断，②跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性来判断。

【设计意图】通过知识回顾，为接下来的第三周期元素金属性与非金属性的变化规律探究奠定理论基础。

今用以第三周期的11~17 元素为例探究元素的金属性和非金属性的变化规律。

【学生活动】
1．试验探究元素的金属性（Na、Mg、Al）强弱。

观看视频，完成表格
Na
Mg
Al 判断依据
与水反应与冷水剧烈反应与沸水缓慢反应常温或加热下遇水无明显现象与酸
反应与酸反应极为迅速
与酸反应剧烈
与酸反应较快
最高价氧化物对应水化物的碱性
NaOH ：强碱
Mg(OH)2：中强碱
Al(OH)3：两性氢氧化物
结论
Na 、Mg 、Al 的金属性逐渐减弱 2．阅读、分析硅、磷、硫、氯的单质及化合物的性质，你可以得到什么结论？
Si P
S Cl 判断依据
与氢气化
合
高温
磷蒸气与氢气反应
加热
光照或点燃
由易到难的顺序是Cl 、S 、P 、Si
最高价氧化物对应水化物的酸性
H 2SiO 3：弱酸
H 3PO 4：中强酸
H 2SO 4：强酸
HClO 4：强酸
酸性：HClO 4>H 2SO 4>H 3PO 4>H 2SiO 3
结论硅、磷、硫、氯的非金属性逐渐增强
3．由1和2可得出结论：同周期元素性质递变规律
――――――――――――――――――――――――――――――――――――――→Na Mg Al Si P S Cl
同一周期从左往右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强【位-构-性】
用结构观点解释：
电子层数相同
核电荷数增多
原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强
同周期元素从左到右
原子核对最外层电子的吸引力增强
原子半径减小。