專題1微觀結(jié)構(gòu)與物質(zhì)的多樣性第一單元

第一課時原子核外電子的排布

整體設(shè)計

三維目標(biāo)

1.知識與技能

了解元素原子核外電子排布的基本規(guī)律，能用原子（離子）結(jié)構(gòu)示意圖表示原子（離子）的核外電子排布

能根據(jù)簡單的原子（離子）核外電子排布推斷其元素種類。

2.過程與方法

本課時通過觀察、對比、分析等方法得出原子核外電子排布的規(guī)律，并通過練習(xí)加以鞏固。

3.情感態(tài)度與價值觀

通過討論增強同學(xué)們的合作精神，在學(xué)習(xí)活動中加強學(xué)生的觀察、分析和思考能力。

教學(xué)重點

元素原子核外電子排布的表示方法及規(guī)律。

教學(xué)難點

元素原子核外電子排布的規(guī)律、離子的核外電子排布的特點。

教學(xué)過程

知識回顧

我們已經(jīng)學(xué)習(xí)過原子的結(jié)構(gòu)，即原子是帶正電的原子核和核外帶負電的核外電子構(gòu)成的，電子在核外圍繞

原子做高速運動。原子核又由核內(nèi)帶正電的質(zhì)子和不帶電的中子構(gòu)成。一個原子可以表示為，X的形式。

【提問】1.請說出在'X這個表達式中各字母的含義。

2.說出字母間存在的數(shù)量關(guān)系。

3.請說出表達的含義。

［回答］1.X表示元素符號；A表示質(zhì)量數(shù)；Z表示質(zhì)子數(shù)。

2.等式關(guān)系

（1）Z=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=原子的核外電子數(shù)=原子序數(shù)

（2）A=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)

3.表示一個質(zhì)子數(shù)為Z,中子數(shù)為（A-Z）的X元素的原子。

導(dǎo)入新課

［分析］從微觀角度看世界，物質(zhì)是由原子、離子、分子甚至更小的微粒構(gòu)成的。

【提問】如果已知該微粒是一個帶B個電荷的離子（B為正值表示帶正電荷的陽離子，B為負值表示帶負電

荷的陰離子），用，XB表示該離子，則該離子的核外電子數(shù)是否還是Z?

［結(jié)論］不是。原子失去電子轉(zhuǎn)變?yōu)殛栯x子，原子得到電子轉(zhuǎn)變?yōu)殛庪x子，質(zhì)子數(shù)不變，核外電子數(shù)目改變

0

［評價］學(xué)生的回答還有一種可能就是還為Z。究其原因是學(xué)生沒有搞清楚由原子變成離子是有電子的得到和

失去的。搞清楚這個問題也可以為下面的離子核外電子排布的學(xué)習(xí)打好基礎(chǔ)。

［練習(xí)］請計算“Na+、16s2-的核外電子數(shù)分別為多少？

［解答］“Na+、16s2一的核外電子數(shù)分別為10、18。

【提問】請同學(xué)們根據(jù)剛才的計算方法總結(jié)出離子核外電子數(shù)與質(zhì)子數(shù)、離子所帶電荷數(shù)之間的數(shù)量關(guān)系

O

［討論］等式關(guān)系

對一個表達式為eX"的離子，離子的核外電子數(shù)=Z-B

［小結(jié)］微粒：XB中存在的等式關(guān)系：

（1）對于原子:Z=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=原子的核外電子數(shù)=原子序數(shù)

（2）質(zhì)量數(shù)A=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)

（3）對于離子:Z=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=原子的核外電子數(shù)+離子所帶電荷數(shù)（連同符號）

（4）離子的核外電子數(shù)=Z-B

推進新課

［設(shè)問］氫原子核內(nèi)一個質(zhì)子，核外一個電子，原子結(jié)構(gòu)示意圖表達為H?1?而對于含多個核外電子的

原子，他們的核外電子是如何排布的呢？原子結(jié)構(gòu)示意圖如何書寫？

［展示］1—18號元素原子結(jié)構(gòu)示意圖

［結(jié)論］原子結(jié)構(gòu)示意圖展示了原子的核電荷數(shù)以及核外電子的排布。通過觀察我們可以認識到原子核外電

子是分層排布的，各電子層容納的電子數(shù)各不相同。

下面我們就來具體了解核外電子的排布。

一、電子層的劃分和電子層能量的高低判斷

［分析］人們把核外電子運動的不同區(qū)域看作不同的電子層，按由內(nèi)到外的順序編號n（1、2、3、4、5、6、

7）,用字母表示分別為K,L,M,N,O,P,Qo其中離核近的電子層中運動的電子能量較低，離核遠

的電子層中運動的電子能量較高。例如：鈉原子核外有II個電子，它們分三層排布，分別處于核外K、L、

M電子層中，最外層M層的1個電子能量最高。

［小結(jié)］電子層1234n

電子層符號KLMN……

離核距離近----------------------------------------A遠

電子的能量低----------------------------------------A高

［觀察、討論］觀察分析教材表1-1,稀有氣體元素的原子核外電子排布，注意稀有氣體原子的核外電子均達

到飽和結(jié)構(gòu)，試著分析、討論以下問題。

各電子層的電子數(shù)

兀素

KLMN0P

2He（M）2

ioNe（M）28

isAr（氤）288

36Kr（氯）28188

54X0（赦）2818188

86Rn（氨）281832188

1.稀有氣體元素的原子核外電子層K、L、M、N層最多能容納的電子數(shù)分別為多少？

2.觀察電子層序數(shù)與各層最多能夠容納的電子數(shù)，找出它們之間的數(shù)學(xué)關(guān)系。

3.各稀有氣體原子最外層電子數(shù)分別為多少？次外層電子數(shù)最多為多少？思考元素原子核外電子排布中最

外層、次外層能夠容納電子數(shù)的規(guī)律。

［結(jié)論］1.稀有氣體元素原子核外電子層K、L、M、N層最多能容納電子數(shù)分別為2、8、18、32。

2.電子層：KLMN

n：1234

最多容納電子數(shù)：281832

2x12x42x92x16

2xl22x222x322x42

故：原子核外各電子層最多能容納的電子數(shù)為2n2。

3.最外電子層最多只能容納8個電子（K層為最外層時最多容納2個電子）：次外層電子數(shù)不超過18個，一

般為2、8或18個。

［錯誤設(shè)想］學(xué)生有可能在理解電子層序數(shù)與各層最多能夠容納的電子數(shù)間的數(shù)學(xué)關(guān)系上存在問題。在元素

原子核外電子排布中最外層、次外層能夠容納電子數(shù)的規(guī)律上也有難度。特別是K的核外電子排布。

二、原子核外電子排布規(guī)律

［分析］根據(jù)同學(xué)們對問題的討論和回答，我們可以總結(jié)出元素原子核外電子的排布具有一定的規(guī)律。

［總結(jié)］原子核外電子排布規(guī)律：

（1）核外電子排布時，按能量由低到高排布，先排滿內(nèi)層，再依次排向外層。

（2）第n電子層最多容納電子數(shù)為2n2個。

（3）最外層電子數(shù)W8個（K層為最外層時最多容納2個電子）；次外層電子數(shù)48個（一般K層為2個、其

他為8或18個）。

三、離子核外電子的排布特點

【提問】離子核外電子排布與原子相比在電子層數(shù)、最外層電子數(shù)方面有什么異同，存在什么特點？

［回答］金屬元素原子失去最外層電子，電子層數(shù)減少一層，形成陽離子后，最外層達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

非金屬元素原子得到電子形成陰離子，電子層數(shù)不發(fā)生變化，最外層電子數(shù)達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)。

［總結(jié)］離子的最外層電子數(shù)均達到飽和結(jié)構(gòu)。陽離子失去原最外層電子，電子層數(shù)減少1層；陰離子得到電

子，電子層數(shù)不變。

［知識拓展］（1）最外層電子數(shù)為1的不一定都是金屬

（2）稀有氣體元素原子最外層電子數(shù)不一定都是8個（如He）

（3）原子最外層電子數(shù)為2的不一定都位于同一列

2.某-2價陰離子的核外共有36個電子，其質(zhì)量數(shù)為79,則其核內(nèi)的中子數(shù)為

A.39B.41C.43D.45

［解析］該離子是其原子得兩電子形成的，根據(jù)離子的核外電子數(shù)=2上，可知該元素核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=36+

（-2）=34,故而中子數(shù)=A-Z=79-34=45。答案為D。

3.A+、B2\C\D2-為四種常見元素的離子，具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，請按它們的核電荷數(shù)的大小排序。

［解析］根據(jù)陰陽離子的形成原理和核外電子排布特點，可知A、B原子具有的電子數(shù)包括電子層數(shù)均大于C

、D原子。答案：B>A>C>D?

課堂小結(jié)

本節(jié)課要求大家熟悉1—18號元素原子的核外電子排布，了解原子、離子核外電子排布的簡單規(guī)律。

板書設(shè)計

原子核外電子排布

一、基礎(chǔ)知識

微粒中存在的等式關(guān)系：

（1）z=質(zhì)子數(shù)=核電荷數(shù)=原子的核外電子數(shù)=原子序數(shù)

（2）A=質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)

（3）離子的核外電子數(shù)=Z-B

二、原子核外電子排布規(guī)律

電子層1234n

電子層符號KLMN……

離核距離近-----------------------------------------------------AS

電子的能量低----------------------------------------------------A高

（1）核外電子排布時，按能量由低到高排布

（2）第n電子層最多容納電子數(shù)為2n2個

（3）最外層電子數(shù)W8個；次外層電子數(shù)518個

教學(xué)反思

在《化學(xué)1》中，學(xué)生已經(jīng)學(xué)過原子結(jié)構(gòu)的初步知識，知道原子是由原子核和核外電子構(gòu)成的，絕大多數(shù)

原子的原子核又是由質(zhì)子和中子構(gòu)成的。本節(jié)課的重點在于在已學(xué)知識的基礎(chǔ)上，通過觀察、對比，在老

師的引導(dǎo)下得出原子（離子）核外電子排布的規(guī)律，并指導(dǎo)解決一定的相關(guān)問題。在教學(xué)中要把學(xué)習(xí)的時

間、空間留給學(xué)生，通過幾個階梯性問題的設(shè)置指導(dǎo)學(xué)生思考、討論得出規(guī)律，而不是把規(guī)律強行灌輸，

使其死記硬背，生搬硬套。從離子形成的原理來發(fā)現(xiàn)離子核外電子排布與原子核外電子排布的異同之處，

各自具有的特點及簡單規(guī)律屬于一個難點。但是通過幾個簡單原子及其對應(yīng)離子的原子（離子）結(jié)構(gòu)示意

圖的書寫對比，在老師的指導(dǎo)下通過觀察思考是不難得出答案的。然而這部分內(nèi)容可以簡單介紹，不必刻

意增加難度。

第二課時元素周期律（一）

教學(xué)設(shè)計（一）

整體設(shè)計

三維目標(biāo)

1.知識與技能

（1）認識元素周期律，了解原子核外電子排布、元素原子半徑、元素主要化合價的周期性變化；

（2）了解元素主要化合價與元素原子核外電子排布之間的等式關(guān)系。

2.過程與方法

（1）利用原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價的周期性變化，學(xué)習(xí)歸納思維方法。

（2）在學(xué)習(xí)過程中學(xué)習(xí)數(shù)據(jù)分析、制作圖表、信息加工和處理的方法。

3.情感態(tài)度與價值觀

通過自主探究、交流討論等活動，增強學(xué)生的學(xué)習(xí)興趣和學(xué)習(xí)信心，培養(yǎng)學(xué)生的合作精神。

教學(xué)重點

原子核外電排布、元素原子半徑、元素主要化合價的周期性變化規(guī)律。

教學(xué)難點

原子半徑大小的比較。

教學(xué)過程

知識回顧

上節(jié)課我們學(xué)習(xí)了原子核外電子排布及規(guī)律。

同學(xué)們應(yīng)熟練掌握1一18號元素原子核外電子排布的情況，能夠熟練書寫1一18號元素原子結(jié)構(gòu)示意圖。理

解陰、陽離子的形成原理，能夠書寫常見簡單陰、陽離子的離子結(jié)構(gòu)示意圖。

導(dǎo)入新課

［分析］從1一18號元素原子的核外電子排布我們可以看到原子核外電子的排布不僅符合上述規(guī)則，而且似乎

具有一定的規(guī)律。這節(jié)課我們就將在上節(jié)課的基礎(chǔ)上學(xué)習(xí)元素周期律。

一、原子核外電子排布的周期性變化

【問題1】觀察教材圖1-2,1—18號元素原子核外電子排布，如果從橫向、縱向的角度觀察，元素原子核外

電子的排布有什么規(guī)律？你能發(fā)現(xiàn)隨著元素核電荷數(shù)的遞增，元素原子核外電子的排布呈什么樣的變化規(guī)

律嗎？

［結(jié)論］1.橫向觀察：同一行的元素原子電子層數(shù)相同，從左到右最外層電子數(shù)逐一遞增至2或8（飽和結(jié)構(gòu)

）。

2.縱向觀察：同一列的元素原子最外層電子數(shù)相同（稀有氣體除外），從上到下電子層數(shù)逐一遞增。

3.隨著元素核電荷數(shù)的遞增，元素原子核外電子的排布呈周期性的變化規(guī)律，即重復(fù)出現(xiàn)同樣變化。

【問題2】觀察教材圖1-3,核電荷數(shù)為1—18的元素原子最外層電子數(shù)，請說出隨著核電荷數(shù)的遞增，元素

原子最外層電子的排布呈現(xiàn)了怎樣的周期性變化？

［課件展示］

最

外

層8

電7

子6

數(shù)

5

4

3

2

0123456789101112131415161718

核電荷數(shù)

［結(jié)論］1、2號元素最外層電子數(shù)由1增加到2,3—10號元素和11—18號元素原子最外層電子數(shù)則重復(fù)出現(xiàn)由

1逐一遞增至8的變化。

［分析］2號He,10號Ne,18號Ar都是稀有氣體元素，它們的原子最外層電子數(shù)盡管不都為8,但是都達到了

飽和結(jié)構(gòu)。

【問題3】請同學(xué)再次總結(jié)一下，1—18號元素原子核外電子排布的周期性變化。

［回答］隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子最外層電子的排布呈現(xiàn)周期性的變化。變化的內(nèi)容為：每隔一定數(shù)

目，元素原子最外層電子數(shù)重復(fù)出現(xiàn)由1到飽和結(jié)構(gòu)（2或8）遞增的變化。

［小結(jié)］隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子最外層電子的排布呈現(xiàn)由1到飽和結(jié)構(gòu)（2或8）遞增的周期性的變化

［分析］原子的結(jié)構(gòu)如原子的核電荷數(shù)，核外電子排布等是決定元素某些性質(zhì)的影響因素。

【問題4】隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子核外電子排布呈周期性變化，那么元素的性質(zhì)如元素原子半徑

、元素主要化合價是否也會隨著核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)一定的周期性變化呢？這就是我們下面要討論的內(nèi)容

二、原子半徑的周期性變化

［討論］1.觀察教材表12原子序數(shù)為3—9、11—17的元素的原子半徑，用橫坐標(biāo)表示元素原子核外最外層電

子數(shù)，以縱坐標(biāo)表示原子半徑，根據(jù)數(shù)據(jù)表作圖，表示出3—9、11—17的元素的原子最外層電子數(shù)與原子

半徑的函數(shù)圖像。

2.根據(jù)圖像思考隨著核電荷數(shù)的遞增，原子半徑有什么樣的變化規(guī)律？

［分析］該表是3—18號元素除了稀有氣體元素以外的原子半徑的數(shù)據(jù)表。

（1）稀有氣體元素原子半徑的測定依據(jù)與其他元素不同，沒有可比性，故不列出數(shù)據(jù)。

（2）表中原子半徑數(shù)據(jù)的單位是pm（皮米），1pm=10"2m。

［課件展示］

Li（鋰Be（鍍C（碳N（氮0（氧Ne（M

3—9號元素B（硼）F（氟）

））））））

原子半徑/p

1521118877706664—

m

11—17號元Na（鈉Mg（鎂Al（鋁Si（硅P（磷S（硫Cl（氯Ar（氫

素））））））））

原子半徑/p

18616014311711010499—

m

［課件展示］

［結(jié)論］由圖中曲線分析可知：隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子半徑（稀有氣體元素除外）呈周期性變化，

每隔一定數(shù)目，元素原子半徑重復(fù)由大到小的變化趨勢（稀有氣體元素除外）。

［小結(jié)］具有相同電子層數(shù)的元素原子，隨著核電荷數(shù)的遞增，因為核對外層電子的引力逐漸增強，所以元

素原子半徑逐漸減小。

三、原子大小的比較方法

【問題1］我們已經(jīng)知道當(dāng)電子層數(shù)相同時，原子半徑隨著核電荷數(shù)的遞增而減小?，F(xiàn)在請觀察圖像，當(dāng)

我們觀察最外層電子數(shù)相同的元素原子，它們的半徑與電子層數(shù)有什么關(guān)系？

［結(jié)論］由圖可知，當(dāng)最外層電子數(shù)相同時，如Li和Na,F和Cl等，電子層數(shù)多的原子半徑大。

［小結(jié)］由此可知，電子層數(shù)、核外電子排布和核電荷數(shù)共同影響了原子半徑的大小。當(dāng)電子層數(shù)相同時，

核電荷數(shù)越大，原子半徑越??；當(dāng)最外層電子數(shù)相同時，電子層數(shù)越大，原子半徑越大。

簡而言之：從左到右，逐漸減??；從上到下，逐漸增大。（稀有氣體元素除外）

【問題2］思考在1一18號元素原子中半徑最小的原子和半徑最大的原子分別是什么？

［結(jié)論］1—18號元素原子中半徑最小的原子是氫原子（核外電子排布一層電子，最外層電子數(shù)為1）,半徑

最大的原子為鈉原子（核外電子排布三層電子，最外層電子數(shù)為1）。

［練習(xí)］比較原子半徑的大?。ㄌ睢?gt;”或，<"）KCs,OF,SiN?

［分析］K、Cs最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)K<Cs,故原子半徑K<Cs。

O,F電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)0<F,故原子半徑0>F。

在Si、N原子半徑的比較中，要善于找出比較“支點”。Si電子層3層，最外層電子數(shù)4,而N電子層為2層，

最外層電子數(shù)5,我們可以找出電子層為3層，但是最外層電子數(shù)為5的原子即P作為比較的“支點”。原子半

徑Si>P,而P>N,故結(jié)論為原子半徑Si>N。（用碳原子作為“支點”比較也可）

四、化合價與原子的電子層結(jié)構(gòu)

［分析］元素的主要化合價與原子的電子層結(jié)構(gòu)，特別是與最外層電子數(shù)目密切相關(guān)。

［展示］3—9、11—17號元素的原子核外電子排布以及元素的最高正化合價與最低負化合價。

3?9號

Li〈鋰）Be〈被）B(ffl)C（碳）N《菰）CX氧）F《氟）Ne⑸

元素

、、、、、、、、、、、、.、、、

原子結(jié)、、、、、、

④281(y)283

28228Q：門§285286287288

構(gòu)示意圖JJJJJJJJJJJJJJJJJJJJJJJJ

最高正

化合價+1+2+3+4+S——

最低負————-4-3-2-1

化合價

11?17

Na〈鈉）Mg(鎂)Al?Si（硅）P（磷）S（硫）C1（氯）Ar（氫）

號元素

最高正

化合價+1+2+3+4+5+6+7

最低負———-4-3-2-1

化合價

【問題】1.請觀察思考，隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的主要化合價是否也存在一定的周期性變化？

2.這種周期性變化是否是完全不變的簡單重復(fù)？

3.觀察元素最高正化合價與最低負化合價，結(jié)合元素原子的核外電子排布，思考它們之間是否存在一定的

聯(lián)系？

［結(jié)論］1.隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的主要化合價呈周期性變化，每隔一定數(shù)目，元素的最高正化合價重

復(fù)出現(xiàn)由+1到+7（3—7號元素最高正化合價由1到+5）遞增，最低負化合價由-4到-1遞增的變化。（稀有氣

體元素除外）

2.元素主要化合價的周期性變化并不是完全不變的簡單重復(fù)，例如，0、F兩種元素沒有正價。

3.通過觀察得出3—7、11—17號元素主要化合價、核外電子排布之間等式關(guān)系：

（1）元素最高正化合價=元素原子最外層電子數(shù)

（2）元素最高正化合價+|元素最低負化合價|=8

課堂小結(jié)

本節(jié)課同學(xué)們通過探究、討論原子核外電子排布、原子半徑數(shù)據(jù)，元素主要化合價的信息，學(xué)習(xí)了解了隨

著核電荷數(shù)遞增，元素原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價呈周期性變化的規(guī)律。同時提醒同

學(xué)們要注意規(guī)律的特殊性，例如在原子半徑、元素化合價的學(xué)習(xí)時稀有氣體元素是排除在外的，而周期性

的變化也并非是完全相同的簡單重復(fù)。

板書設(shè)計

元素周期律

1.隨著核電荷數(shù)的遞增

'元素原子最外層電子附IE布由1到飽和結(jié)構(gòu)（2或8）遞增

元素原子半徑由大到d變化（稀有氣體元素除州

'元素的最高正化合價曲1到+7遞增，最低負化合價由-4到-1遞增（稀有氣體

元素除外）呈現(xiàn)周期性的變化

2.原子半徑的比較方法：從左到右，逐漸減??；從上到下，逐漸增大。（稀有氣體元素除外）

3.等式關(guān)系：

（1）元素最高正化合價=元素原子最外層電子數(shù)

（2）元素最高正化合價+|元素最低負化合價|=8

（3）元素最高正化合價=元素原子最外層電子數(shù)=8-|元素最低負化合價|

（稀有氣體元素除外；0、F無正價）

教學(xué)反思

本節(jié)課的內(nèi)容主要有三部分，分別是1.原子核外電子排布的周期性變化，2.原子半徑的周期性變化，3.元素

主要化合價的周期性變化。內(nèi)容雖然較多，但是通過數(shù)據(jù)的觀察、對比很容易得出周期性變化的規(guī)律。而

教學(xué)中穿插的難點主要在于要理解并記憶原子半徑的變化規(guī)律，能夠?qū)υ拥陌霃酱笮∵M行比較；了解元

素主要化合價與原子核外電子排布之間的關(guān)系，能夠利用元素主要化合價及原子最外層電子數(shù)之間的等式

關(guān)系進行一定的計算和解決一定的具體問題。教學(xué)中要注意授課的條理性，在突破難點的時候要注意學(xué)生

的理解程度，適時地通過練習(xí)對新學(xué)規(guī)律進行鞏固等，防止新授知識的混亂，避免學(xué)生對元素周期律這一

重要的理論知識會產(chǎn)生厭煩和畏懼的情緒。

第三課時元素周期律（二）

整體設(shè)計

三維目標(biāo)

1.知識與技能

（1）了解元素的主要化學(xué)性質(zhì)如元素金屬性、非金屬性隨著核電荷數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律，認

識元素周期律。

（2）能夠運用元素周期律，根據(jù)實驗事實等信息對元素的性質(zhì)進行比較。

2.過程與方法

（1）通過性質(zhì)實驗、資料的閱讀分析探究11―17號元素的金屬性、非金屬性的強弱變化。

（2）通過實驗探究，培養(yǎng)學(xué)生透過實驗現(xiàn)象分析、探索元素性質(zhì)規(guī)律的能力。

3.情感態(tài)度與價值觀

（1）使學(xué)生樹立由量變到質(zhì)變的辯證唯物主義觀點。

（2）培養(yǎng)學(xué)生學(xué)習(xí)自然科學(xué)的興趣和勇于探索、不斷進取的優(yōu)良品質(zhì)。

教學(xué)重點

元素主要化學(xué)性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律，元素周期律及實質(zhì)。

教學(xué)難點

元素周期律的實質(zhì)。

課前準(zhǔn)備

實驗用品：

鈉、鎂條、鋁片、2moi【"HO、酚酷、水、Mg。?溶液、AlCb溶液、NaOH溶液、氨水

小刀、鏡子、濾紙、酒精燈、砂紙、試管夾、小試管若干、250mL燒杯（1只）。

教學(xué)過程

知識回顧

在學(xué)習(xí)了元素原子核外電子排布后，通過對1一18號元素原子核外電子排布的觀察、原子半徑的比較、元

素化合價的分析，我們發(fā)現(xiàn)隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子最外層電子的排布、元素原子半徑、元素主要

化合價均呈現(xiàn)周期性的變化。

變化規(guī)律為隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子最外層電子的排布由1到飽和結(jié)構(gòu)（2或8）遞增；元素原子半

徑由大到小變化（稀有氣體元素除外）；元素的最高正化合價由+1到+7遞增，最低負化合價由-4到-1遞增

（稀有氣體元素除外）呈現(xiàn)周期性的變化。

導(dǎo)入新課

我們已經(jīng)學(xué)習(xí)了隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子核外電子排布、原子半徑、元素主要化合價呈周期性變化

的規(guī)律。元素的主要化學(xué)性質(zhì)是否也會隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化呢？變化規(guī)律是什么呢？

這就是本節(jié)課我們要探究的問題。

推進新課

［板書］一、元素金屬性、非金屬性的判斷依據(jù)

［分析］元素的化學(xué)性質(zhì)主要指元素的金屬性、非金屬性。簡單的理解，金屬元素主要體現(xiàn)元素的金屬性，

非金屬元素主要體現(xiàn)元素的非金屬性。我們可以大致了解到元素的金屬性指的是元素原子失電子難易的性

質(zhì)，元素的金屬性越強，則對應(yīng)單質(zhì)的還原性越強；而元素的非金屬性指的是元素原子得電子難易的性質(zhì)

,元素的非金屬性越強，則對應(yīng)單質(zhì)的氧化性越強。

【問題1】如何判斷元素的金屬性、非金屬性的強弱呢？

［結(jié)論］單質(zhì)還原性越強，對應(yīng)元素金屬性越強；單質(zhì)氧化性越強，則對應(yīng)元素非金屬性越強。

【問題2】還有哪些常用方法判斷元素的金屬性、非金屬性的強弱呢？

［引導(dǎo)］人們在長期的研究中發(fā)現(xiàn)，元素的單質(zhì)、化合物的某些性質(zhì)有助于判斷元素的金屬性、非金屬性的

強弱。結(jié)合同學(xué)們剛才的回答，元素的金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)由學(xué)生討論得出.

［板書］

1.元素的金屬性強弱的判斷依據(jù)：

（1）單質(zhì)的還原性強弱

（2）單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)置換出氫的難易

（3）元素最高價氧化物對應(yīng)水化物（最高價氫氧化物）的堿性強弱

（4）根據(jù)金屬活動性順序表判斷

2.元素的非金屬性強弱的判斷依據(jù)：

（1）單質(zhì)的氧化性強弱

（2）單質(zhì)與氫氣化合的難易程度以及生成的氣態(tài)氯化物的熱穩(wěn)定性

（3）元素最高價氧化物對應(yīng)水化物（最高價含氧酸）的酸性強弱

（4）根據(jù)非金屬活動性順序表判斷

［點評］學(xué)生的討論回答不一定全面，教師可以通過具體的化學(xué)反應(yīng)，引導(dǎo)學(xué)生往相關(guān)方面思考。反應(yīng)的難

易指的是反應(yīng)的快慢、劇烈程度等，而不是指反應(yīng)生成產(chǎn)物的多少。

【問題3】請同學(xué)們以我們熟悉的金屬鐵和銅為例，舉例說明哪些實驗事實可以比較得出鐵元素與銅元素

的金屬性強弱？

［結(jié)論］如鐵和銅的金屬性比較，鐵能將銅從銅的鹽溶液中置換出來，鐵的還原性大于銅，鐵元素的金屬性

大于銅元素；鐵能與酸置換出氫，銅不能，說明鐵元素的金屬性大于銅元素等。

［小結(jié)］在了解了元素金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)之后，我們可以根據(jù)實驗事實對元素的性質(zhì)進行比

較，反之，當(dāng)知道元素的性質(zhì)之后，也可以反過來對元素的單質(zhì)或化合物的性質(zhì)進行預(yù)測。例如氯氣、硫

與鐵化合分別得到三氯化鐵、硫化亞鐵，可知氯氣氧化性大于硫，因此氯元素的非金屬性大于硫元素，從

而可以得出推論：氯氣與氫氣化合比硫容易，氯化氫更穩(wěn)定等。

［分析］在了解了元素金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)后，下面我們將通過實驗及相關(guān)信息探究11—17號

元素的金屬性及非金屬性強弱變化的規(guī)律。

［實驗探究］實驗1.切取綠豆大小的一塊金屬鈉，用濾紙吸干其表面的煤油。在一只250

mL的燒杯中加少量水，在水中滴加兩滴酚醐溶液，將金屬鈉投入燒杯中，觀察并記錄實驗現(xiàn)象。

實驗2.將已用砂紙打磨除去氧化膜的一小段鎂條放入試管中，向試管中加入適量的水，再向水中滴加兩滴

酚獻溶液，觀察實驗現(xiàn)象。再加熱試管，觀察并記錄實驗現(xiàn)象。

實驗3.在兩只試管中，分別放入已用砂紙打磨除去氧化膜的一小段鎂條和鋁片，再向試管中各加入2

moll"的鹽酸2mL,觀察并記錄實驗現(xiàn)象。

物質(zhì)

NaMgA1

實驗

與冷水反劇烈反應(yīng)溶液變

很難反應(yīng)，無明顯現(xiàn)象—

與水的反應(yīng)紅

應(yīng)與熱水反微弱反應(yīng)，有氣泡，溶液微

——

應(yīng)紅

反應(yīng)較劇烈，有氣

與鹽酸反應(yīng)—劇烈反應(yīng)，放出大量氣泡

泡

［說明］Mg與冷水很難反應(yīng)，與熱水能夠微弱反應(yīng)；A1與冷水、熱水都很難反應(yīng).故比較Mg、A1置換氫的

能力時，通過選擇與等濃度的鹽酸反應(yīng)，觀察反應(yīng)劇烈程度來得出結(jié)論。

【問題】從上述實驗現(xiàn)象的對比中，結(jié)合判斷元素金屬性強弱的依據(jù)，請同學(xué)們總結(jié)出鈉、鎂、鋁金屬性

強弱的順序并說出判斷依據(jù)。根據(jù)上述的結(jié)論，我們還能得到哪些關(guān)于鈉、鎂、鋁的化合物所具有的性質(zhì)

的推論？

［結(jié)論］1.元素的金屬性：鈉＞鎂＞鋁

2.金屬的還原性：鈉＞鎂＞鋁

3.最高價氧化物對應(yīng)水化物的堿性：鈉＞鎂＞鋁

［教材閱讀］教材表1-5是原子序數(shù)為11—17的元素最高價氧化物對應(yīng)水化物

元素uNa12Mg13Al14Si15P16s17cl

原子結(jié)構(gòu)

Q)281Q)284(j)285(U)286

282283CD-

示意圖JJJ

最化學(xué)

NaOH

Mg(OH)2A1(OH)3H4SiO4H3P。4H2so4HC1O4

高式

價名稱氫氧化鈉氫氧化鎂氫氧化鋁原硅酸磷酸硫酸高氯酸

氧最高

化化合+1+2+3+4+5+6+7

物價

對

應(yīng)酸堿

兩性氫氧

水性強強堿中強堿弱酸中強酸強酸酸性更強

化物

化弱

物

［實驗探究］請設(shè)計實驗證明氫氧化鎂與氫氧化鋁堿性的差異。

［探究方案］(1)氫氧化鎂、氫氧化鋁都是白色難溶于水的固體，可以用可溶性鎂鹽、可溶性鋁鹽與適量氫

氧化鈉溶液反應(yīng)制得(氫氧化鋁最好用可溶性鋁鹽與氨水反應(yīng)制取)。

(2)將制得的氫氧化鎂分為兩份，分別在其中加入適量稀鹽酸、氫氧化鈉溶液。

(3)將制得的氫氧化鋁分為兩份，分別在其中加入適量稀鹽酸、氫氧化鈉溶液。

［結(jié)論］氫氧化鎂溶解在鹽酸中，但不溶于氫氧化鈉溶液；氫氧化鋁能夠溶解在鹽酸和氫氧化鈉溶液中。以

上實驗現(xiàn)象說明了氫氧化鎂只具有堿性，而氫氧化鋁具有兩性。

［練習(xí)］請寫出兩性氫氧化物A1(OH)3與稀鹽酸、氫氧化鈉反應(yīng)的化學(xué)方程式和離子方程式。

+3+

答案：A1(OH)3+3HC1====A1C13+3H2O；A1(OH)3+3H====A1+3H2O

Al(OH)3+NaOH====NaAlO2+2H2O；A1(OH)3+OH====AIO~+2H2O

［點評］氫氧化鋁是兩性化合物，它和可溶性強堿反應(yīng)是一個難點，學(xué)生理解起來可能有難度，老師可以幫

助學(xué)生加強理解。

［討論］請結(jié)合教材表1-4,表1-5分析11—17號元素非金屬性的變化規(guī)律。

元素

I4Si15P16s17cl

高溫下反磷蒸氣與氫氣能反加熱時反光照或點燃時發(fā)生爆炸而化

單質(zhì)與氫氣的反應(yīng)

應(yīng)，應(yīng)應(yīng)

氣態(tài)氫化物的化學(xué)

SiH4PH3H2sHC1

式

最低化合價-4-3-2-1

氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)

不穩(wěn)定不穩(wěn)定受熱分解穩(wěn)定

定性

［結(jié)論］（1）Si、P、S、Cl元素的單質(zhì)與氫氣化合的能力逐漸增強（越來越容易化合），說明了Si、P、S、

C1元素的非金屬性逐漸增強。

（2）Si、P、S、Cl元素的氣態(tài)氧化物（其中Si、P、S、Cl元素的化合價為其最低負化合價）穩(wěn)定性逐漸增

強（越來越穩(wěn)定），說明了Si、P、S、Cl元素的非金屬性逐漸增強。

（3）Si、P、S、Cl元素的最高價氧化物的水化物（最高價含氧酸）的酸性逐漸增強，說明了Si、P、S、Cl

元素的非金屬性逐漸增強。

【問題】綜合以上分析請同學(xué)們總結(jié)出11一17號元素的金屬性、非金屬性的變化規(guī)律。

［結(jié)論］綜上所述，11—17號元素的金屬性、非金屬性的變化規(guī)律為：隨著核電荷數(shù)遞增，元素金屬性減弱

,非金屬性增強。

［小結(jié)］通過元素的最高價氧化物的水化物的酸堿性強弱變化（強堿一兩性氫氧化物一弱酸一強酸），我們

可以看出元素的性質(zhì)的遞變有一個由量變到質(zhì)變的過程，這里體現(xiàn)了化學(xué)中蘊含的辯證思想。

［分析］我們已經(jīng)用實驗驗證了11—17號元素隨著核電荷數(shù)的遞增，元素性質(zhì)呈現(xiàn)的變化趨勢，而實驗證明3

—9號元素也呈現(xiàn)類似的變化趨勢，故而元素的金屬性、非金屬性也是隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性

變化的，每隔一定數(shù)目，元素的主要化學(xué)性質(zhì)重復(fù)出現(xiàn)金屬性遞減而非金屬性遞增的變化規(guī)律（稀有氣體

元素除外）。

［板書］二、元素周期律

［分析］結(jié)合上節(jié)課所學(xué)的知識，我們可以知道元素的性質(zhì)，包括元素原子半徑、元素主要化合價、元素的

金屬性、非金屬性都隨核電荷數(shù)的遞增呈周期性的變化，這個規(guī)律就叫做元素周期律。

【問題】為什么隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的性質(zhì)會發(fā)生周期性的變化呢？

［結(jié)論］因為隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的原子結(jié)構(gòu)發(fā)生著周期性的變化，結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)，所以元素性質(zhì)也

發(fā)生周期性的變化。

［小結(jié)］由此可見，元素性質(zhì)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(jié)果，這就是元

素周期律的實質(zhì)。所以，我們可以說，元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化，是由原子結(jié)構(gòu)（原

子核外電子排布）隨著核電荷數(shù)的遞增呈現(xiàn)周期性變化所決定的，這里體現(xiàn)了結(jié)構(gòu)與性質(zhì)的密切關(guān)系。

課堂小結(jié)

這節(jié)課我們學(xué)習(xí)了元素的金屬性、非金屬性強弱的判斷依據(jù)，以及11—17號元素金屬性、非金屬性的變化

規(guī)律。認識了元素周期律是指元素性質(zhì)隨著元素核電荷數(shù)遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。隨著核電荷數(shù)的

遞增，元素性質(zhì)呈現(xiàn)周期性變化。而元素性質(zhì)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(jié)果。所以元素周期律的實質(zhì)是元素原子的核外電子排布隨著核電荷數(shù)的遞增呈周期性變化。

板書設(shè)計

元素周期律

一、元素金屬性、非金屬性的判斷依據(jù)：

1.元素的金屬性強弱的判斷依據(jù)：

（1）單質(zhì)的還原性強弱

（2）單質(zhì)與水（或酸）反應(yīng)置換出氫的難易

（3）元素最高價氧化物對應(yīng)水化物（最高價氫氧化物）的堿性強弱

（4）根據(jù)金屬活動性順序表判斷

2.元素的非金屬性強弱的判斷依據(jù)：

（1）單質(zhì)的氧化性強弱

（2）單質(zhì)與氫化合的難易程度以及生成的氣態(tài)氫化物的熱穩(wěn)定性

（3）元素最高價氧化物對應(yīng)水化物（最高價含氧酸）的酸性強弱

（4）根據(jù)非金屬活動性順序表判斷

二、元素周期律

元素的性質(zhì)隨核電荷數(shù)的遞增呈周期性變化的規(guī)律。

教學(xué)反思

元素周期律的教學(xué)分為兩個課時完成，前一課時重點解決的問題是隨著核電荷數(shù)的遞增，元素的原子核外

電子排布、原子半徑、主要化合價的周期性變化。本課時重點解決的問題：元素周期律和對元素周期律實

質(zhì)的理解與認識。對于元素周期律的得出，采取學(xué)生實驗驗證的方式，引導(dǎo)學(xué)生一步步推導(dǎo)得來，比直接

由教師灌輸具有更強的可接受性和信服感。所以采用“學(xué)生實驗和演示實驗''相結(jié)合的實驗探究法，充分調(diào)

動學(xué)生的積極性、主動性，遵循學(xué)生的認知規(guī)律，并利用他們追求新知識，試圖解決新問題的求知欲、創(chuàng)

造欲，鼓勵學(xué)生設(shè)計實驗方案、自己親手實驗、自己解決實際中遇到的問題，教師在適當(dāng)?shù)臅r候給予提示

和指導(dǎo)，引導(dǎo)學(xué)生自己總結(jié)出元素性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)出的周期性變化，不僅能突出重點，突

破難點，更能使學(xué)生在探究的過程中體驗到合作學(xué)習(xí)、探究學(xué)習(xí)的樂趣，提升化學(xué)學(xué)習(xí)的興趣和情感。

第四課時元素周期表（一）

整體設(shè)計

三維目標(biāo)

1.知識與技能

(1)知道周期與族的概念，能描述元素周期表的結(jié)構(gòu)，元素在周期表中的位置。

(2)認識元素在周期表中的位置與其原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。

知道元素的性質(zhì)在元素周期表中的遞變規(guī)律。

2.過程與方法

通過自學(xué)有關(guān)周期表的結(jié)構(gòu)的知識，培養(yǎng)學(xué)生分析問題、解決問題的能力。

3.情感態(tài)度與價值觀

通過設(shè)置交流與討論，觀察與思考等活動，在問題解決中體會元素周期表與元素周期律之間的關(guān)系，培養(yǎng)

學(xué)生科學(xué)的學(xué)習(xí)觀和辯證的唯物主義觀點。

教學(xué)重點

元素周期表的結(jié)構(gòu)、周期、主族序數(shù)與原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系、元素性質(zhì)在周期表中的遞變規(guī)律。

教學(xué)難點

元素在周期表中的位置與其原子結(jié)構(gòu)的關(guān)系。

課前準(zhǔn)備

元素周期表掛圖。

教學(xué)過程

知識回顧

元素周期律是指元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。而元素性質(zhì)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(jié)果。隨著核電荷數(shù)的遞增，元素原子最外層電子數(shù)由1到飽

和結(jié)構(gòu)遞增呈周期性變化，導(dǎo)致元素最高正化合價由+1到+7逐漸遞增，元素最低負化合價由-4到-1遞增呈

周期性變化。另外原子半徑由大到小，元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強均呈周期性變化。

導(dǎo)入新課

如果將元素周期律和元素周期表結(jié)合起來學(xué)習(xí)，我們將更能體會元素性質(zhì)的規(guī)律性變化。

［分析］人們把己發(fā)現(xiàn)的100余種元素按一定的規(guī)則編排起來，制成了元素周期表。

［展示］元素周期表掛圖

推進新課

［板書］一、元素周期表的結(jié)構(gòu)

【問題】閱讀教材元素周期表，學(xué)習(xí)周期表的結(jié)構(gòu)，回答下列問題。

（1）什么叫周期？周期表中一共有多少個周期？

（2）每個周期中有多少種元素？最后一個周期如果填滿應(yīng)該有多少種元素？

（3）周期可以怎樣分類？

（4）什么叫族？周期表中一共有多少列，有多少個族？從數(shù)據(jù)中能發(fā)現(xiàn)什么？

（5）族可以怎樣分類？

［結(jié)論］（1）在周期表中，每個橫行稱為周期。在周期表中一共有7個橫行，7個周期。

（2）周期數(shù)1234567

所含元素種類數(shù)目28818183226（32）

（3）根據(jù)各個周期中所含元素種類數(shù)目的多少，周期表中1—3周期稱為短周期，4—7周期稱為長周期，

第7周期因為還有尚待發(fā)現(xiàn)的元素，又稱為不完全周期。

（4）在周期表中，每個縱行稱為族。周期表中一共有18列，但是只有16個族，這是因為第VD1族包含三列

元素。

（5）答案1.族有兩類，主族和副族，主族的序號后是A,副族的序號后是B。

答案2.族分為7個主族（用A表示，IA—VDA）、7個副族（用B表示，IB—VHB）、一個。族（稀有氣體元素

）、一個W族，一共4類。

［評價］學(xué)生觀察不夠充分的時候一般容易得出答案1。實際上，在交流討論中，容易發(fā)現(xiàn)問題，注意到0族

和VIII族與主族、副族的不同，周密思考后可以得出答案2。我們可以編制口訣記憶：七個橫行七周期，三

短四長一不全；十八縱列十六族，七主七副0與V1L

［小結(jié)］其中短周期元素是我們熟悉的1—18號元素。如果觀察每一族的元素所屬的周期，會發(fā)現(xiàn)主族元素由

短周期和長周期元素共同組成，副族元素和VID族元素僅由長周期元素組成，它們合稱為過渡元素，由于它

們?nèi)墙饘僭?，所以也稱為過渡金屬。

［分析］知道了周期表的結(jié)構(gòu)，如果我們把周期表看作數(shù)學(xué)中的坐標(biāo)系，把其中的元素看作坐標(biāo)系中的點，

請用“第*周期，第*族”的形式說出指定元素在周期表中的位置。如Na元素在第三周期，第IA族（注意不

要寫為第一主族，或第1主族、第1A族等錯誤形式）。

［練習(xí)］1.說出氮、硫、鋁、就在周期表中的位置。

2.舉出幾種常見的過渡金屬，并說出它們在周期表中的位置。

［答案］1.氮：第二周期，第VA族；硫：第三周期，第VIA族；鋁：第三周期，第HIA族；窟：第二周期，

第0族。

2.常見過渡金屬，如鐵：第四周期，第VIII族；銅：第四周期，第IB族；鋅：第四周期，第IIB族；鎰：第

四周期，第VIIB族等。

［板書］二、原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置之間的關(guān)系

【問題】1.分析氮、硫、鋁、鏡等主族元素原子電子層數(shù)、最外層電子數(shù)，結(jié)合它們在周期表中的位置,

觀察它們有什么聯(lián)系。

2.說出主族元素在周期表中的位置與原子結(jié)構(gòu)之間的等式關(guān)系。

［結(jié)論］L

氮（?N）硫（I6S）鋁(13AI)M(ioNe)

、、、

。25^1^286Cn)283^7)28

原子結(jié)構(gòu)示意圖

JJj」）JJJJJ

電子層數(shù)、最外層電子數(shù)2、53、63、32、8

周期數(shù)、族序數(shù)2、53、63、32、0

2.對主族元素：周期序數(shù)=元素原子的電子層數(shù)

主族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)=元素最高正化合價=8-|元素最低負化合價|（0、F除外）

［分析］原子的核外電子排布決定了元素在周期表中的位置：周期序數(shù)=元素原子的電子層數(shù)，主族序數(shù)=原

子最外層電子數(shù)。這些都說明了周期表中的元素的排列是一種有規(guī)律的排列，原子的結(jié)構(gòu)是隨著核電荷數(shù)

的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的。

［板書］三、元素性質(zhì)在周期表中的遞變規(guī)律

［分析］元素周期表中蘊含了元素周期律，比如原子結(jié)構(gòu)隨核電荷數(shù)遞增呈周期性變化，原子的核外電子排

布決定了元素在周期表中的位置，我們將從橫向、縱向兩個維度來進行回憶和分析主族元素性質(zhì)的變化規(guī)

律。

［結(jié)論］1.原子半徑的變化規(guī)律：

［板書］同一周期，從左到右原子半徑逐漸減小；

同一主族，從上到下原子半徑逐漸增大。

2.元素主要化合價的變化規(guī)律：

［板書］同一周期，從左到右元素最高正化合價從+1遞增至+7,最低負化合價從-4遞增至-1（0、F除外）；

同一主族，從上到下元素最高正化合價、最低負化合價相同（O、F除外）。

3.元素金屬性、非金屬性的變化規(guī)律：

［板書］同一周期，從左到右元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強。

同一主族，從上到下元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

［小結(jié)］同一周期主族元素的原子，核外電子層數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的遞增，最外層電子數(shù)逐漸增加，原

子核對外層電子的引力逐漸增大，故而原子半徑逐漸減小，元素金屬性（原子失電子的能力）逐漸減弱，

而得電子的能力逐漸增強，因此，同一周期的主族元素，從左到右，元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸

增強。

同一主族元素的原子，最外層電子數(shù)相等并等于主族序數(shù)，從上到下，核外電子層數(shù)逐漸增加，故而原子

半徑逐漸增大，原子核對外層電子的引力逐漸減弱，元素原子失去電子的能力逐漸增強，而得到電子的能

力逐漸減弱，因此，同一主族的元素，從上到下，元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。

［練習(xí)］1.比較原子半徑大?。禾荚优c硅原子，磷原子與氧原子。

2.比較下列物質(zhì)酸、堿性強弱：硝酸與磷酸，氫氧化鈉與氫氧化鉀。

3.比較下列氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性強弱：氨氣與甲烷，氟化氫與澳化氫。

答案：

1.原子半徑：碳原子（硅原子，磷原子〉氧原子

2.酸性：硝酸〉磷酸，堿性：氫氧化鈉〈氫氧化鉀

3.穩(wěn)定性：氨氣〉甲烷，氟化氫＞7臭化氫

課堂小結(jié)

元素周期表是元素周期律的具體表現(xiàn)形式，它反映了元素之間的相互聯(lián)系，體現(xiàn)了元素原子結(jié)構(gòu)、元素性

質(zhì)的周期性變化。周期表對我們學(xué)習(xí)元素性質(zhì)非常重要，我們應(yīng)熟練掌握。

板書設(shè)計

元素周期表

一、元素周期表的結(jié)構(gòu)

1.周期——橫行

7（不完全

周期數(shù)123456

周期）

類別短周期長周期

2.族——縱列

匕主族：1A?WA

零族:稀有氣體

七副族：IB?\ll\

過渡金屬

川族：8?10三列I

二、原子結(jié)構(gòu)與元素在周期表中的位置的關(guān)系

同期序數(shù)=元素原子的電子層數(shù)

＜主族序數(shù)=原子最外層電子數(shù)=元素最高正化合價=8-1元素最低負化合價|

（O,F除外）

三、元素性質(zhì)在周期表中的遞變規(guī)律

'同一周期，從左到右原子半徑逐漸減??；

［同一主族，從上到下原子半徑逐漸增大.

同一周期從左到右元素最高正化合價從+1遞增至+7,最低負化合價從

-4遞增至-1（0，/除外）；

同一主族從上到下元素最高正化合價，最低負化合價相同O,尸除外）

同一周期，從左到右元素金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；

‘同一主族，從上到下元素金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱.

教學(xué)反思

本節(jié)課的主要內(nèi)容及重點內(nèi)容難度不大，可以通過學(xué)生自學(xué)認識元素周期表的結(jié)構(gòu)。教師在教學(xué)中應(yīng)設(shè)置

一定的問題幫助學(xué)生思考、學(xué)習(xí)，否則學(xué)生的自學(xué)就失去了學(xué)習(xí)的方向和尺度。在學(xué)生自學(xué)回答問題的過

程中，教師應(yīng)注意引導(dǎo)學(xué)生體會周期表結(jié)構(gòu)的特點，對于學(xué)生錯誤的回答可以通過提示令其自己發(fā)現(xiàn)錯誤

并且糾正。教師編制一定的簡潔上口的口訣輔助學(xué)習(xí)，可以使學(xué)生體會到化學(xué)學(xué)習(xí)的邏輯性、科學(xué)性和趣

味性。在表達元素在周期表中的位置時，應(yīng)強調(diào)正確使用化學(xué)用語，避免常見錯誤的出現(xiàn)。學(xué)生通過觀察

原子結(jié)構(gòu)與元素位置的關(guān)系，得出了等式關(guān)系（注意是針對主族元素而言），同時應(yīng)該體會到原子的結(jié)構(gòu)

決定了元素在周期表中的位置。

第五課時元素周期表（二）

整體設(shè)計

三維目標(biāo)

1.知識與技能

了解原子結(jié)構(gòu)、元素性質(zhì)及該元素在周期表中的位置三者間的關(guān)系，初步學(xué)會使用周期表。

2.過程與方法

通過周期表的應(yīng)用和總結(jié)周期表中“位”"構(gòu)""性’'三者的辯證關(guān)系，訓(xùn)練學(xué)生的邏輯思維能力，以及分析問

題、歸納總結(jié)的能力。

3.情感態(tài)度與價值觀

感受元素周期律與周期表在化學(xué)學(xué)習(xí)、科學(xué)研究和生產(chǎn)實踐中的重要作用與價值。

教學(xué)重點

周期表中“位”“構(gòu)”“性”三者的辯證關(guān)系。

教學(xué)難點

周期表中“位”“構(gòu)”“性”三者的辯證關(guān)系。

課前準(zhǔn)備

元素周期表（掛圖）