人教版（2019）必修第一册 4.2 元素周期律 教案
文档属性
| 名称 | 人教版（2019）必修第一册 4.2 元素周期律 教案 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 372.5KB | ||
| 资源类型 | 教案 | ||
| 版本资源 | 人教版（2019） | ||
| 科目 | 化学 | ||
| 更新时间 | 2023-05-08 15:53:01 | ||
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文档简介
4.2 “物质结构 元素周期律——元素周期律”教学设计
一、 教学背景分析
本节课是在学生已经学习了金属元素及其化合物、元素周期表、原子核外电子排布规律基础上的一节新授课。这样安排，有利于学生对元素周期律展开探究性学习，既能巩固原子结构的知识，又能从本质上认识元素周期律。元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学，可以使学生对以前学过知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习。
二、教学目标
1、能从原子结构视角说明元素的性质和规律，培养学生宏观辨识与微观探析的核心素养。
2、能通过实验探究物质的性质和变化规律，能提出有意义的实验探究问题，根据已有经验和资料做出预测和假设，培养学生科学探究和创新意识的核心素养。
三、教学重点
1、探索第三周期元素性质的递变规律；
2、归纳并掌握同周期元素性质的递变规律；
3、学习和了解元素周期律的概念。
四、教学难点
归纳并掌握同周期元素性质的递变规律；
五、教学方法
实验、多媒体等
六、教学过程
【导入新课】我们已学习了元素周期表的结构，那么元素周期表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题？如何研究元素间的内在联系和变化规律呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
设计意图：创设问题情境，激发学生的学习兴趣，从而产生探求知识的欲望。
【分组讨论】请同学们分成四人一小组，观察表格，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、原子半径和主要化合价呈现什么规律性变化？
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
【学生】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。
【思考】元素的金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？请设计实验加以说明。
【学生】：
【实验】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。
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？
【学生】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。
【过渡】如何证明第三周期非金属元素的非金属性强弱？
硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下：
第三周期元素的递变规律
【小结】在第三周期的主族元素中，随着核电荷数依次增多，金属性逐渐降低，非金属性逐渐增强。
【思考】其他周期元素的递变规律怎样呢？
其他周期的主族元素也是这样。
【讲述】在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，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。元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈周期性变化。通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
【思考】为什么元素性质呈现周期性变化？
【生】元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
七、板书计划
课堂检测
1．下列元素的原子半径最大的是（ ）
A．Na B．Al C．S D．Cl
2．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，其原因是它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数 C．核外电子数 D．最外层电子数
3．下列各组性质比较正确的是（ ）
A．酸性： H3PO4>H2SO4>HClO4
B．碱性：Al(OH)3＞Mg(OH)2＞NaOH＞KOH
C．原子半径：S＞P＞Si
D．热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
4. A元素原子M电子层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个。
（1）画出A元素的原子结构示意图____________。
（2）A、B两元素形成化合物的名称为________________。
（3）.最外层电子数是其内层电子总数的一半的元素是________。
一、 教学背景分析
本节课是在学生已经学习了金属元素及其化合物、元素周期表、原子核外电子排布规律基础上的一节新授课。这样安排，有利于学生对元素周期律展开探究性学习，既能巩固原子结构的知识，又能从本质上认识元素周期律。元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学，可以使学生对以前学过知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时，也会以此理论来指导后续学习。
二、教学目标
1、能从原子结构视角说明元素的性质和规律，培养学生宏观辨识与微观探析的核心素养。
2、能通过实验探究物质的性质和变化规律，能提出有意义的实验探究问题，根据已有经验和资料做出预测和假设，培养学生科学探究和创新意识的核心素养。
三、教学重点
1、探索第三周期元素性质的递变规律；
2、归纳并掌握同周期元素性质的递变规律；
3、学习和了解元素周期律的概念。
四、教学难点
归纳并掌握同周期元素性质的递变规律；
五、教学方法
实验、多媒体等
六、教学过程
【导入新课】我们已学习了元素周期表的结构，那么元素周期表又有何意义呢？我们能否从其中总结出元素的某些性质规律，以方便我们应用，解决新的问题？如何研究元素间的内在联系和变化规律呢？这就是我们本节课所要研究的内容。
设计意图：创设问题情境，激发学生的学习兴趣，从而产生探求知识的欲望。
【分组讨论】请同学们分成四人一小组，观察表格，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、原子半径和主要化合价呈现什么规律性变化？
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
【学生】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。
【思考】元素的金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化？请设计实验加以说明。
【学生】：
【实验】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。
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？
【学生】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。
【过渡】如何证明第三周期非金属元素的非金属性强弱？
硅、磷、硫、氯是非金属元素，其最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性强弱如下：
第三周期元素的递变规律
【小结】在第三周期的主族元素中，随着核电荷数依次增多，金属性逐渐降低，非金属性逐渐增强。
【思考】其他周期元素的递变规律怎样呢？
其他周期的主族元素也是这样。
【讲述】在同一周期中，各元素的原子核外电子层数虽然相同，但从左到右，核电荷数依次增多，原子半径逐渐减小，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。元素的金属性和非金属性随着原子序数的递增而呈周期性变化。通过大量事实和分析，人们归纳出一条规律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。这一规律叫做元素周期律。
【思考】为什么元素性质呈现周期性变化？
【生】元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
七、板书计划
课堂检测
1．下列元素的原子半径最大的是（ ）
A．Na B．Al C．S D．Cl
2．第ⅠA族元素具有相似的化学性质，其原因是它们的原子具有相同的（ ）
A．原子半径 B．电子层数 C．核外电子数 D．最外层电子数
3．下列各组性质比较正确的是（ ）
A．酸性： H3PO4>H2SO4>HClO4
B．碱性：Al(OH)3＞Mg(OH)2＞NaOH＞KOH
C．原子半径：S＞P＞Si
D．热稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI
4. A元素原子M电子层上有6个电子，B元素原子的核外电子总数比A元素原子的少5个。
（1）画出A元素的原子结构示意图____________。
（2）A、B两元素形成化合物的名称为________________。
（3）.最外层电子数是其内层电子总数的一半的元素是________。