人教版（2019）必修第一册 4.2.1 元素性质的周期性变化规律 教学设计
文档属性
| 名称 | 人教版（2019）必修第一册 4.2.1 元素性质的周期性变化规律 教学设计 |  | |
| 格式 | docx | ||
| 文件大小 | 316.8KB | ||
| 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 15:59:35 | ||
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文档简介
元素性质的周期性变化规律
一、教材分析
本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析
学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标
【教学目标】
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】
1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
2.科学探究与创新意识:通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。
3.证据推理与模型认知:建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
四、教学重难点
重点：（1）元素周期律的含义与实质，（2）元素的性质与原子结构的关系。
难点：元素的性质与原子结构的关系。
五、教学方法
类比归纳法、小组讨论法与实验探究法
六、教学设计思路
本节课的核心思路有两条。第一，在同周期元素金属性的探究过程中，以实验探究的方法，让学生归纳总结出元素金属性的周期性变化规律，再从结构的角度去解释所得结论。第二，在同周期元素非金属性的探究过程中，学生用类比的方法，从结构的角度分析，先预测出同周期元素非金属性变化规律，再给予客观的实验现象，评价学生的推论是否成立。
七、教学流程
教学过程中主要有四个任务。任务一：探究元素原子的核外电子排布的变化规律；任务二：探究原子半径变化规律；任务3：探究元素的主要化合价的变化规律；任务四：探究第三周期元素性质的递变，培养了学生的科学探究认识与宏观辨识与微观探析的能力。
教学过程
教学环节一、创设情境
【资料】10月16日，神州十三号载人飞船发射成功。神州十三号出差6个月，载人飞船如何在太空用电的？神州十三号的电力系统主要是太阳能电池翼和锂离子蓄电池。
【提问】科学家们希望寻找代替锂离子电池的材料，近年来开发了镁、铝、钠离子电池，他们基于锂离子电池，选取镁、铝、钠的依据是什么呢？
查阅资料，不难发现，他们在周期表中处于相近的位置，性质上可能具有一定的相似性，这就是我们今天要一起探究的元素周期律。
教学环节二、归纳总结—元素原子结构的周期性变化
任务一：探究元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律
活动一：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数变化折线图。
【学生活动】你的发现：随着原子序数递增，第一周期元素的最外层电子数1→2；第二周期元素的最外层电子数1→8；第三周期元素的最外层电子数1→8。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素的最外层电子数也是1→8，你能总结出什么规律吗？
【你的结论】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1→8递增的周期性变化（第一周期1→2）。
活动二：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子半径变化的折线图。
【学生活动】你的发现：（1）稀有气体原子半径无数据；
第二周期元素原子半径由大→小；第三周期元素原子半径由大→小。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素原子半径由大→小，你能总结出什么规律吗？
【你的结论】同一周期元素，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大→小的周期性变化（稀有气体除外）。
【讲解】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，数据不具可比性。
【思考】原子半径大小跟哪些因素有关？可以联系同一主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大；同一周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小？
【学生活动】思考讨论：原子半径大小跟电子层数有关，电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，跟核电荷数有关，核电荷数越大，半径越小；电子层数和核电荷数都相同的情况下，最外层电子数越多，半径越大。
活动三：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素的最高正价、最低负价变化折线图。
【学生活动】你的发现：（1）稀有气体元素化合价为0；
（2）金属元素无正价；
（3）第一周期最高正价为+1；第二周期最高正价为+1→+5；
第三周期最高正价为+1→+7。
（4）第二周期最低负价为-4→-1；
第三周期最低负价为-4→-1。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素最高正价为+1→+7，低负价为-4→-1，你能总结出什么规律吗？第二周期为什么不是+1→+7？
【你的结论】随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化（出稀有气体外）。最高正价为+1→+7（除O、F外），低负价为-4→-1。
【提问】再仔细观察，元素最高正价、最低负价与最外层电子排布有无关系？
【学生讨论】除稀有气体外，（1）元素的最高正价=元素原子的最外层电子数（除O、F外）
（2）元素的最低负价=元素原子的最外层电子数-8
【深度思考】随着原子序数的递增，除了原子半径、主要化合价呈现周期性变化外，元素还有其他什么吗？是否也可能呈现周期性变化？联系已经学习的碱金属元素、卤族元素的性质。
【学生】元素的金属性、非金属性。因为结构决定性质，同一主族，从上往下，原子半径增大，失电子能力增强，元素的金属性增强；得电子能力减弱，元素的非金属性减弱。
任务二：探究第三周期元素性质的递变
【思考交流】根据第三周期元素原子核外电子排布，推测该周期元素性金属性和非金属性的变化会如何？
【学生思考】同一周期，从左往右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，元素原子失电子能力减弱，得电子能力增强；元素金属性减弱，非金属性增强。
【提问】如何证实你的猜想？
【讲述】要进行实验，先得有完整的实验方案。对于Na、Mg、Al三种金属元素，设计比较三者的金属性；对于Si、P、S、Cl四中非金属元素，设计比较三者的非金属性。小组讨论，并将你们的实验方案填写在学案中。
【学生活动】设计实验方案比较Na、Mg、Al三的金属性；设计实验方案比较Si、P、S、Cl的非金属性。
【实验方案设计】探究Na、Mg、Al元素性质的递变
信息提示：比较元素金属性的方法：
1.元素单质越容易从水或酸中置换出氢气,金属性越强。
2.元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性越强
方案一
方案二
【实验方案设计】探究Si、P、S、Cl元素性质的递变
信息提示：比较元素非金属性的方法：
1.单质与氢气反应越容易，元素的非金属性越强。
2.气态氢化物越稳定对应元素的非金属性越强。
3.最高价氧化物对应的水化物的酸性越强对应元素的非金属性越强。
方案一
方案二
【讲述】大家设计的方案都很好，整合了大家的方案设计和课堂的可操作性，我给大家呈现了2组实验方案，请大家根据桌面上的实验仪器和学案中的实验方案，分小组开始实验。注意观察实验现象并及时做好记录。实验完成后，整理好台面，写好实验结论。
【实验探究】Na、Mg、Al元素性质的递变
实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜分成大小相同的2段，分别放到2支试管中。向一支试管中加入2ml冷水，另一支试管中加入2mL热水，各滴入2滴酚酞溶液，观察现象。 实验 现象
结论
实验二：向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。 用2mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。 实验 现象
结论
你的结论：金属性：Na＞Mg＞Al
【过渡】非金属元素的实验方案很多，但是课堂实验的可操作性性和受学校实验条件的限制，我们就观察表格，探究分析一下硅、磷、硫、氯元素的非金属性递变。
【探究分析】硅、磷、硫、氯元素的非金属性递变
非金属元素 14Si 15P 16S 17Cl
最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的酸性强弱 H2SiO3 （硅酸） 弱酸 H3PO4 （磷酸） 中强酸 H2SO4 （硫酸） 强酸 HClO4 （高氯酸） 强酸（酸性比H2SO4强）
你的结论：非金属性：Si＜P＜S＜Cl
【小结】第三周期元素，从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强（除稀有气体外）。
【学生活动】请绘制第三周期元素的金属性、非金属性变化关系曲线。
【讲述】对其他周期主族元素进行同样的研究，一般情况下，也会得出类似的结论。
【学生活动】请绘制第二周期元素的金属性、非金属性变化关系曲线。
【你的结论】随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性变化（除稀有气体外）。元素金属性减弱、非金属性增强。
【小结】随着核电荷数的递增
引起
元素原子核外电子排布呈周期性变化
决定
元素性质呈周期性变化
归纳出
元素周期律：元素性质随原子序数的递增呈现周期性变化
【讲解】元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
【课堂小结】学完本节课，你有哪些收获？如果你是科学家，还可以寻找哪些新的电池材料？
九、板书设计
一、教材分析
本单元第一节第一课时已经学习了原子结构示意图的书写与核外电子排布规律，学生初步认识到从微观的角度了解不同元素原子结构的不同，初步建立起有关于“构”-“性”之间的认知模型。第一节第二课时已经学习元素同期表编制时的规律，元素周期表中的位置可以体现出元素原子的结构，初步建立起有关于“构”-“位”之间的认知模型。第一节第三课时以碱金属与卤族元素为例，构建了同主族元素性质变化的相似性与递变性规律，使学生初步建立起有关于“构”-“位”-“性”三者之间的认知模型，并学习了比较金属性与非金属性的方法。本节在此基础上，以第三周期元素为代表，分微观与宏观两种角度，阐述元素结构的周期性变化规律与元素性质的周期性变化规律，从而归纳出元素周期律。
二、学情分析
学生在第一节《原子结构与元素周期表》第一课时的学习中掌握了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列规律。在第一节《原子结构与元素周期表》第二时课的学习过程量，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性，学生在碱金属和卤族元素的研究过程中，掌握了将结构与性质的关联的判断能力，但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。
三、素养目标
【教学目标】
1.结合有关数据和实验事实认识原子核外电子排布、元素最高化合价和最低化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。
2.以第三周期元素为例,同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律,建构元素周期律。
3.完善元素“位置-结构-性质”的认知模型，基于元素性质的递变的本质原因，类比归纳出元素的性质。
4.加深对分类法，类比归纳法等科学方法的认知，提高逻辑推理能力，论证能力，从而发展证据推理与模型认识的化学学科核心素养。
【评价目标】
1.宏观辨识与微观探析:从微观上理解同周期元素原子核外电子排布的相似性和递变规律，明确宏观上的元素性质与微观上的原子核外电子排布之间的关系，理解结构决定性质，性质反映结构的基本规律。
2.科学探究与创新意识:通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，初步体验科学探究在化学学科的学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学探究能力。
3.证据推理与模型认知:建立元素原子结构变化与其性质变化的的微观模型，理解根据该模型进行元素性质推理的科学思想。
四、教学重难点
重点：（1）元素周期律的含义与实质，（2）元素的性质与原子结构的关系。
难点：元素的性质与原子结构的关系。
五、教学方法
类比归纳法、小组讨论法与实验探究法
六、教学设计思路
本节课的核心思路有两条。第一，在同周期元素金属性的探究过程中，以实验探究的方法，让学生归纳总结出元素金属性的周期性变化规律，再从结构的角度去解释所得结论。第二，在同周期元素非金属性的探究过程中，学生用类比的方法，从结构的角度分析，先预测出同周期元素非金属性变化规律，再给予客观的实验现象，评价学生的推论是否成立。
七、教学流程
教学过程中主要有四个任务。任务一：探究元素原子的核外电子排布的变化规律；任务二：探究原子半径变化规律；任务3：探究元素的主要化合价的变化规律；任务四：探究第三周期元素性质的递变，培养了学生的科学探究认识与宏观辨识与微观探析的能力。
教学过程
教学环节一、创设情境
【资料】10月16日，神州十三号载人飞船发射成功。神州十三号出差6个月，载人飞船如何在太空用电的？神州十三号的电力系统主要是太阳能电池翼和锂离子蓄电池。
【提问】科学家们希望寻找代替锂离子电池的材料，近年来开发了镁、铝、钠离子电池，他们基于锂离子电池，选取镁、铝、钠的依据是什么呢？
查阅资料，不难发现，他们在周期表中处于相近的位置，性质上可能具有一定的相似性，这就是我们今天要一起探究的元素周期律。
教学环节二、归纳总结—元素原子结构的周期性变化
任务一：探究元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的变化规律
活动一：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数变化折线图。
【学生活动】你的发现：随着原子序数递增，第一周期元素的最外层电子数1→2；第二周期元素的最外层电子数1→8；第三周期元素的最外层电子数1→8。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素的最外层电子数也是1→8，你能总结出什么规律吗？
【你的结论】随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现由1→8递增的周期性变化（第一周期1→2）。
活动二：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子半径变化的折线图。
【学生活动】你的发现：（1）稀有气体原子半径无数据；
第二周期元素原子半径由大→小；第三周期元素原子半径由大→小。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素原子半径由大→小，你能总结出什么规律吗？
【你的结论】同一周期元素，随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大→小的周期性变化（稀有气体除外）。
【讲解】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，数据不具可比性。
【思考】原子半径大小跟哪些因素有关？可以联系同一主族元素，从上到下，原子半径逐渐增大；同一周期元素，从左往右，原子半径逐渐减小？
【学生活动】思考讨论：原子半径大小跟电子层数有关，电子层数越多，半径越大；电子层数相同时，跟核电荷数有关，核电荷数越大，半径越小；电子层数和核电荷数都相同的情况下，最外层电子数越多，半径越大。
活动三：绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素的最高正价、最低负价变化折线图。
【学生活动】你的发现：（1）稀有气体元素化合价为0；
（2）金属元素无正价；
（3）第一周期最高正价为+1；第二周期最高正价为+1→+5；
第三周期最高正价为+1→+7。
（4）第二周期最低负价为-4→-1；
第三周期最低负价为-4→-1。
【补充】除副族外，第四、第五周期元素最高正价为+1→+7，低负价为-4→-1，你能总结出什么规律吗？第二周期为什么不是+1→+7？
【你的结论】随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化（出稀有气体外）。最高正价为+1→+7（除O、F外），低负价为-4→-1。
【提问】再仔细观察，元素最高正价、最低负价与最外层电子排布有无关系？
【学生讨论】除稀有气体外，（1）元素的最高正价=元素原子的最外层电子数（除O、F外）
（2）元素的最低负价=元素原子的最外层电子数-8
【深度思考】随着原子序数的递增，除了原子半径、主要化合价呈现周期性变化外，元素还有其他什么吗？是否也可能呈现周期性变化？联系已经学习的碱金属元素、卤族元素的性质。
【学生】元素的金属性、非金属性。因为结构决定性质，同一主族，从上往下，原子半径增大，失电子能力增强，元素的金属性增强；得电子能力减弱，元素的非金属性减弱。
任务二：探究第三周期元素性质的递变
【思考交流】根据第三周期元素原子核外电子排布，推测该周期元素性金属性和非金属性的变化会如何？
【学生思考】同一周期，从左往右，电子层数相同，核电荷数增大，原子半径减小，元素原子失电子能力减弱，得电子能力增强；元素金属性减弱，非金属性增强。
【提问】如何证实你的猜想？
【讲述】要进行实验，先得有完整的实验方案。对于Na、Mg、Al三种金属元素，设计比较三者的金属性；对于Si、P、S、Cl四中非金属元素，设计比较三者的非金属性。小组讨论，并将你们的实验方案填写在学案中。
【学生活动】设计实验方案比较Na、Mg、Al三的金属性；设计实验方案比较Si、P、S、Cl的非金属性。
【实验方案设计】探究Na、Mg、Al元素性质的递变
信息提示：比较元素金属性的方法：
1.元素单质越容易从水或酸中置换出氢气,金属性越强。
2.元素最高价氧化物对应的水化物碱性越强,金属性越强
方案一
方案二
【实验方案设计】探究Si、P、S、Cl元素性质的递变
信息提示：比较元素非金属性的方法：
1.单质与氢气反应越容易，元素的非金属性越强。
2.气态氢化物越稳定对应元素的非金属性越强。
3.最高价氧化物对应的水化物的酸性越强对应元素的非金属性越强。
方案一
方案二
【讲述】大家设计的方案都很好，整合了大家的方案设计和课堂的可操作性，我给大家呈现了2组实验方案，请大家根据桌面上的实验仪器和学案中的实验方案，分小组开始实验。注意观察实验现象并及时做好记录。实验完成后，整理好台面，写好实验结论。
【实验探究】Na、Mg、Al元素性质的递变
实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜分成大小相同的2段，分别放到2支试管中。向一支试管中加入2ml冷水，另一支试管中加入2mL热水，各滴入2滴酚酞溶液，观察现象。 实验 现象
结论
实验二：向试管中加入2mL 1mol/L AlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2mol/L NaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。 用2mol/L MgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。 实验 现象
结论
你的结论：金属性：Na＞Mg＞Al
【过渡】非金属元素的实验方案很多，但是课堂实验的可操作性性和受学校实验条件的限制，我们就观察表格，探究分析一下硅、磷、硫、氯元素的非金属性递变。
【探究分析】硅、磷、硫、氯元素的非金属性递变
非金属元素 14Si 15P 16S 17Cl
最高价氧化物对应水化物（含氧酸）的酸性强弱 H2SiO3 （硅酸） 弱酸 H3PO4 （磷酸） 中强酸 H2SO4 （硫酸） 强酸 HClO4 （高氯酸） 强酸（酸性比H2SO4强）
你的结论：非金属性：Si＜P＜S＜Cl
【小结】第三周期元素，从左到右，元素的金属性减弱，非金属性增强（除稀有气体外）。
【学生活动】请绘制第三周期元素的金属性、非金属性变化关系曲线。
【讲述】对其他周期主族元素进行同样的研究，一般情况下，也会得出类似的结论。
【学生活动】请绘制第二周期元素的金属性、非金属性变化关系曲线。
【你的结论】随着原子序数的递增，元素的金属性、非金属性呈现周期性变化（除稀有气体外）。元素金属性减弱、非金属性增强。
【小结】随着核电荷数的递增
引起
元素原子核外电子排布呈周期性变化
决定
元素性质呈周期性变化
归纳出
元素周期律：元素性质随原子序数的递增呈现周期性变化
【讲解】元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的必然结果。
【课堂小结】学完本节课，你有哪些收获？如果你是科学家，还可以寻找哪些新的电池材料？
九、板书设计