第四章
物质结构
元素周期律
4.2
元素周期律（第1课时）
教学设计
教学目标
1．知识与技能
（1）认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系
（2）以第三周期元素为例，了解同周期元素性质的递变规律
2．过程与方法
（1）培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力；
（2）培养学生的逻辑推理能力。
3．情感态度与价值观
（1）使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点；
（2）通过对元素周期律的学习，使学生初步掌握化学学科的思维方式即透过现象看本质，宏观与微观相互转化等观点。
教学重难点
1．教学重点：元素金属性、非金属性变化的规律
2．教学难点：元素金属性、非金属性变化的规律
教学过程
教学环节
教学内容
设计意图
1.新课导入
【复习引入】
请同学们回忆我们上节课所学的内容：
元素原子核外电子排布规律有哪些？
2.探索新知
【师】观察课本101页表格，总结原子核外电子排布，原子半径，化合价的变化规律。
规律1：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化(第一周期除外)。
拓展：简单粒子半径的大小比较
简单粒子是指单核粒子——即原子或单原子形成的离子如：Cl、Cl－及Na
1．同周期——“序大径小”
(1)规律：同周期主族元素，从左往右，原子半径逐渐减小。
(2)举例：第三周期中：
r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。
2．同主族——“序大径大”
(1)规律：同主族，从上到下，原子(或离子)半径逐渐增大。
(2)举例：碱金属：r(Li)3．同元素
(1)同种元素的原子和离子半径比较——“阴大阳小”。
某原子与其离子半径比较，其阴离子半径大于该原子半径，阳离子半径小于该原子半径。如：r(Na＋)r(Cl)。
(2)同种元素不同价态的阳离子半径比较规律——“数大径小”。带电荷数越多，粒子半径越小。
如：r(Fe3＋)4．同结构——“序大径小”
(1)规律：电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。
(2)举例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。
规律2：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径呈现由大到小的周期性变化。
规律3：随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化[每周期：最高正价：＋1→＋7(第二周期为＋5)，负价：－4→－1(稀有气体元素除外)]。
【师】我们已经知道了元素原子的电子层排布和化合价都呈现周期性变化。元素的金属性和非金属性是元素的重要性质，它们是否也随原子序数的递增而呈现周期性的变化呢？这节课，我们就以第三周期元素为例，通过化学实验来判断元素的金属性和非金属性强弱。
【实验演示】课本103页实验（1）
现象在常温下，与水的反应无明显现象；加热时，镁带表面有气泡出现，煮沸后溶液变红。化学方程式Mg
+
2H2O
=
Mg(OH)2+
H2
↑
【学生】填表
【实验演示】课本103页实验（2）
【讨论】
（1）Na、Mg、Al与水反应的难易程度比较。
（2）Mg、Al与酸反应的难易程度比较。
（3）比较Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）碱性强弱。
NaMgAl单质与水（或酸）反应与冷水反应：Na在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。与酸反应极为剧烈。与冷水反应缓慢，与沸水反应迅速，放出氢气；与酸反应剧烈，放出氢气。Al在常温或加热下，遇水无明显现象；与酸反应剧烈，放出氢气。最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH
（强碱）Mg（OH）2
（中强碱）Al（OH）3
（两性氢氧化物）
【师】总结
Na
Mg
Al
金属性逐渐减弱
【学生】阅读103页表格
【师】总结：
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫元素周期律。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
元素原子的和外电子排布
随着原子序数的递增
元素原子半径
呈现周期性变化
元素化合价
同周期(从左到右)同主族(由上而下)原子半径减小(除稀有气体)增大主要化合价最高正价：＋1→＋7，负价：－4→－1最高正价相等(O、F除外)，且最高正价等于主族族序数得失电子能力得电子能力增强，失电子能力减弱得电子能力减弱，失电子能力增强金属性减弱增强非金属性增强减弱单质的氧化性、还原性氧化性增强，还原性减弱氧化性减弱，还原性增强非金属氢化物的生成难易及其稳定性生成由难到易，稳定性由弱到强生成由易到难，稳定性由强到弱最高价氧化物对应水化物酸性增强，碱性减弱酸性减弱，碱性增强
通过探讨交流培养学生的合作意识和表达能力，激发学生对新事物的探究，培养严谨的科学思维方法
培养学生总结归纳、辩证思维的能力
3.小结作业
完成同步练习
四．板书设计
元素周期律
1．第三周期元素性质变化规律
2.同周期元素性质递变规律
3.
元素周期律
从Na
C1
从左
右
（1）定义:
金属性逐渐减弱，
金属性逐渐减弱，
（2）实质:核外电子
非金属性逐渐增强。
非金属性逐渐增强。
排布的周期性变化第四章
物质结构
元素周期律
4.2
元素周期律（第2课时）
教学设计
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。
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
教学过程
教学环节
教学内容
设计意图
1.新课导入
【引入】
元素周期表、元素周期律是一种重要的结构理论，它的重要性体现在什么地方呢？这就是我们这节课要学习的内容。
2.探索新知
【师】请根据学过的碱金属元素(ⅠA)，卤族元素(ⅦA)的性质递变规律思考：
1、哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？
2、哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置?
【学生】讨论并回答
【师】看课本104页图4-13
总结：1.周期表的左下方是金属性最强的元素(钫)，右上方是非金属性最强的元素(氟)。碱性最强的是FrOH，酸性最强的含氧酸是HClO4。
2．由于元素的金属性和非金属性之间没有严格的界线，因此，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。
【师】元素的化合价与元素在周期表中的位置之间关系
主族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
非金属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。所以，非金属元素的最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。
(1)最高正化合价＝族序数＝原子最外层电子数(O、F除外)
(2)最高正化合价＋最低负化合价绝对值＝8。
【师】元素周期表和元素周期律的应用
1．根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱(或大小)。
2．应用于元素“位置—结构—性质”的相互推断。
3．预测新元素：为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。
4．寻找新物质
(1)在金属与非金属分界线附近寻找半导体材料。
(2)研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新农药。
(3)在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。
【难点】元素的“位、构、性”关系
应用“位置、结构、性质”三者的关系解答问题时要注意以下几个方面：
1．原子结构元素在周期表中的位置
结构位置
2．原子结构元素的化学性质
(1)最外层电子数越少，电子层数越多→越易失电子，金属性越强。
(2)最外层电子数越多，电子层数越少→越易得电子，非金属性越强。
3．元素在周期表中的位置原子结构和元素性质
通过探讨交流培养学生的合作意识和表达能力，激发学生对新事物的探究，培养严谨的科学思维方法
培养学生总结归纳、辩证思维的能力
3.小结作业
完成同步练习
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
