《元素周期律 》教案1

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1、《元素周期律教案》第一课时一、教学目标知识与技能：1、了解原子核外电子运动的特征2、掌握原子核外电子排布规律3、了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性的周期性变化，认识元素周期律。4、通过实验操作，培养学生实验技能。过程与方法：1、通过对元素周期律的探究，培养学生利用各种图表分析、处理数据的能力2、问题情境设置引入课题，小组活动探究解决问题，自主小结帮助完成巩固和加深的要求，课堂课后作业提炼和升华。情感态度与价值观：1、学习元素周期律，能使学生初步树立“客观事物都是相互联

2、系和具有内部结构规律”的观点。2、通过组织学生以小组活动方式对元素周期律的探究，培养学生利用数据进行推理的能力及培养学生合作探究的团队精神。二、教学重难点1、原子核外电子排布规律2、从元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性和非金属性的周期性变化，认识元素周期律。三、教学过程［学生活动］阅读教材13-14页，看资料14页“细品教材” （一）、原子核外电子分层排布规律 1、电子层的划分   [投影]电子排布模型图    [练习]层序数1234567电子层符号离核远近能量  ［师生互动］先由

3、学生分小组完成，再与学生一起分析得到规律。 2、核外电子排布规律 ①、能量最低原理：先排能量      的轨道，再排能量      的轨道；即先排    层，排满     层后，再排      层 ②、数量规律：第n层最多容纳的电子数为2n2, 最外层电子数≤8。（K层为最外层不超过2个）。 次外层电子数≤18，倒数第三层电子数≤ 32。 【注意】多条规律必须同时兼顾  【例1】在原子的第n电子层中，当n为最外层时，最多容纳电子数与（n-1）层相同；当n为（         ）  次外层时，其最多

4、容纳的电子数比（n-1）层最多容纳的电子数多10，则n层是（   ） A、N层          B、M层          C、L层    D、K层  3、核外电子排布的表示方法：原子结构示意图或离子结构示意图 【例2】写出 K、S2-、Ca2+的结构示意图     4、原子的最外层电子排布与元素的化学性质的关系 稀有气体元素金属元素非金属元素最外层电子数一般一般稳定性得失电子能力既不容易得电子，也不容易失电子  化合价0思考题：原子结构与元素的性质有何关系？  ［小结］由学生自己完成  ［课堂

5、作业］ 1、前20号元素，最外层2e-的元素有：             2、2、1-18号元素原子中： 最外层电子数是次外层电子数1/2的是        ； 最外层电子数是次外层电子数2倍的是        ； 电子总数是最外层电子数2倍的是        ， 3、下列说法肯定错误的是（      ）Ａ、某原子K层上只有一个电子        Ｂ、某原子M层上电子数是L层电子数的4倍 Ｃ、某离子M层上和L层上的电子书均为K层的4倍  Ｄ、某离子的核电荷数与最外层电子数相等 （二）元素周期律1、

6、电子层排列的周期性［学生活动］[科学探究1]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。原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1~211223~1011~18结论：核外电子的排布随着的增加发生变化。1、化合价的周期性变化[科学探究2]标出1—18号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化1~23~1011~18结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈[板书]3、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，呈现

7、变化。原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。4、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。性质强弱判断依据金属性1、2、非金属性1、2、实验探究：1、第三周期元素性质变化规律[实验一]Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。NaMgAl与冷水反应现象化学方程式现象与沸水反应化学方程式结论最高

8、价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOHMgOH中强碱Al(OH)3[实验二]Mg、Al与稀盐酸反应比较MgAl现象反应方程式结论[总结]Na、Mg、Al与水反应，对应氧化物水化物的碱性，金属性逐渐，非金属性逐渐。结论：元素的金属性和非金属性随着而呈现的变化。2、同周期元素性质递变规律：从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。3写出11—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。［小结］由学生自己完成元素周期律（1）定义：元素的性质随着而呈周期性的变化，这条规律叫做元素周期