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2019-2020年高中化學（大綱版）第一冊 第五章 物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律 第二節(jié)元素周期律(第一課時) ●教學目標 1.使學生了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價與元素金屬性、非金屬性的周期性變化。 2.了解兩性氧化物和兩性氫氧化物的概念。 3.認識元素性質(zhì)的周期性變化是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結(jié)果，從而理解元素周期律的實質(zhì)。 4.培養(yǎng)學生分析問題、總結(jié)歸納、發(fā)現(xiàn)規(guī)律的能力。 ●教學重點 1.元素主要性質(zhì)的周期性變化規(guī)律 2.元素周期律的實質(zhì) 3.元素金屬性和非金屬性的變化規(guī)律 ●教學難點 1.元素金屬性、非金屬性的變化規(guī)律 2.元素周期律的實質(zhì) ●課時安排 2課時 ●教學方法 歸納法、誘導探究法、練習法、實驗啟發(fā)討論等 ●教學用具 投影儀、膠片。 金屬鈉、鎂條、鋁片、1 molL－1 HCl、1 molL－1 AlCl3、3 molL－1 NaOH、6 molL－1 NaOH、3 molL－1 H2SO4、MgCl2溶液、水、砂紙、鑷子、濾紙、試管、膠頭滴管、小燒杯 ●教學過程 第一課時 ［引言］迄今為止，人類已經(jīng)發(fā)現(xiàn)了一百多種元素，而各種元素的種類又是由該元素原子內(nèi)的核電荷數(shù)即質(zhì)子數(shù)決定的，那么，核電荷數(shù)不同的各元素之間的關(guān)系是相互割裂的還是相互聯(lián)系的呢？ 從前面我們所學的堿金屬和鹵族元素的知識知道，核電荷數(shù)不同的堿金屬之間及鹵族元素之間，在原子結(jié)構(gòu)和性質(zhì)上都呈現(xiàn)出一定的相似性和遞變性，那么，在其他的核電荷數(shù)不同的元素之間，是否也存在著某種關(guān)系或規(guī)律呢？ 下面，我們以核電荷數(shù)為1~18的元素作為例子，從元素的核外電子排布、原子半徑和主要化合價等方面來進行分析。 ［講解］為了研究方便，我們把不同的元素按核電荷數(shù)由小到大的順序?qū)ζ溥M行編號，這種編號又叫原子序數(shù)。顯然，原子序數(shù)在數(shù)值上是與這種原子的核電荷數(shù)相等的。 ［板書］原子序數(shù)=核電荷數(shù) ［師］下面，請大家按課本P93第一節(jié)習題一、2的表格順序，畫出1~18號元素的核外電子排布示意圖（可直接畫在書上）。并據(jù)此完成課本P96表5—6的相關(guān)內(nèi)容。 ［學生活動］ ［投影展示］1.1~18號元素原子結(jié)構(gòu)示意圖。 2.表5—6 隨著原子序數(shù)的遞增，原子核外電子層排布變化的規(guī)律性 原子序數(shù) 電子層數(shù) 最外層電子數(shù) 達到穩(wěn)定結(jié)構(gòu)時的最外層電子數(shù) 1~2 1 1~2 2 3~10 2 1~8 8 11~18 3 1~8 8 結(jié)論：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子的最外層電子排布呈現(xiàn) 變化。 ［講述］從上表可以看出：隨著原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，會重復(fù)出現(xiàn)原子最外層電子從1個遞增到8個的情況（H、He除外），這種周而復(fù)始的重現(xiàn)（但并不是簡單的重復(fù)）的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。這就如同我們一年的四季更替及生活中的每天都是24小時一樣。因此，原子核外電子層排布的這種規(guī)律性變化，我們便稱之為周期性變化。由此，可得出如下結(jié)論： ［講述并板書］隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。 ［過渡］元素的性質(zhì)是與構(gòu)成元素的原子結(jié)構(gòu)密切相關(guān)的。元素原子半徑的大小，直接影響著其在化學反應(yīng)中得失電子的難易程度。那么隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子半徑會不會像元素原子的最外層電子排布一樣呈現(xiàn)周期性變化呢？下面，根據(jù)我們剛剛畫出來的1~18號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖來進行討論。 ［問題探究］怎樣根據(jù)粒子結(jié)構(gòu)示意圖來判斷原子半徑和簡單離子半徑的大小呢？ ［生］原子半徑和離子半徑的大小主要是由核電荷數(shù)、電子層數(shù)和核外電子數(shù)決定的。 ［講解并投影板書］1.當電子層數(shù)及核電荷數(shù)均不同時，電子層數(shù)越多的，半徑越大。如Na＜K。 2.當電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)不同時，核電荷數(shù)越大的，半徑越小。如Na＞Mg，Na+＞Mg2+。 3.當核電荷數(shù)相同，電子層數(shù)也相同時，核外電子數(shù)越多的，半徑越大。如Cl＜Cl－。 4.當核電荷數(shù)相同，電子層數(shù)不相同時，電子層數(shù)越多的，半徑越大。如Na＞Na+。 ［師］請大家根據(jù)以上結(jié)論，判斷下列粒子的半徑大小。 ［投影練習］（1）F Cl (2)Cl S P (3)Na+ Mg2+ Al3+ (4)Cl－ S2－ ［答案］（1）F＜Cl (2)Cl＜S＜P (3)Na+＞Mg2+＞Al3+ (4)Cl－＜S2－ ［師］請大家參考1~18號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖，結(jié)合以上判斷方法，來推測3~9、11~17號元素原子半徑的變化趨勢，并完成下表①、②項。 ［投影］表5—7 隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑變化的規(guī)律性 原子序數(shù) 原子半徑的變化 3~9 ① 11~17 ② 結(jié)論：隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn) ③ 的變化。 ［①大→小 ②大→小 ③周期性］ ［師］請大家把自己的推測結(jié)果與課本P95表5—5中有關(guān)原子半徑的實測值相比較，看變化趨勢是否一致？ ［學生查看并回答］一致！ ［師］從上面的分析我們知道，3~9號元素的原子半徑的變化趨勢是由大到小的，到11~17號元素時，又重復(fù)了相同的變化趨勢，由此，我們可以得出如下結(jié)論： ［講解并板書］隨著原子序數(shù)的遞增，元素原子半徑呈現(xiàn)周期性變化。 ［同時完成表5—7③］ ［說明］在表5—5中，稀有氣體元素的原子半徑并未列出，這是由于其原子半徑的測定與相鄰非金屬元素的依據(jù)不同，數(shù)字不具有可比性，故不列出。 ［過渡］從以上的學習我們可以知道，隨著元素原子序數(shù)的遞增，元素的原子結(jié)構(gòu)呈周期性變化，那么，元素的性質(zhì)是否也會有周期性的變化呢？我們從元素的化合價（一種元素的原子在和其他元素一定數(shù)目的原子化合時所表現(xiàn)出來的性質(zhì)）和金屬性與非金屬性兩個方面來進行探討。 ［師］請大家根據(jù)以前學過的知識及經(jīng)驗，標出下表中1~18號元素的最高正價和最低負價，并舉例說明。正負價都有的，要兩者全標。 ［投影］元素的主要化合價及實例 注：表中的主要化合價及實例項可由教師和學生共同完成。填寫實例項的目的是使學生在具體的物質(zhì)中去認識化合價印象會更深，且所寫物質(zhì)也都是在后面學習元素周期表時常要用到的物質(zhì)，這可以使后面的學習變得容易些。另外，表中畫線處的例子，一般需要教師做補充說明，表格中的化合價一行，最好用醒目的顏色表示。 ［完成上表后］ ［問］請大家參考1~18號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖，結(jié)合上表內(nèi)容，能夠發(fā)現(xiàn)哪些有關(guān)元素化合價知識的規(guī)律？ ［生甲］最高正價與最外層電子數(shù)相等。 ［生乙］最外層電子數(shù)大于或等于4則出現(xiàn)負價。 ［生丙］最高正化合價與負化合價絕對值的和為8。 ［師］很好，同學們總結(jié)得很細，大家一定要熟記這些知識。對于稀有氣體元素，由于它們的化學性質(zhì)不活潑，在通常狀況下難以與其他物質(zhì)發(fā)生化學反應(yīng)，因此，把它們的化合價看作0。 ［追問］請說出上表中元素化合價變化的規(guī)律？ ［生］原子序數(shù)為1~2時，化合價從+1下降到0；原子序數(shù)為3~9時，隨著原子序數(shù)的遞增，最高正價從+1到+5，最低負價從－4到－1；原子序數(shù)為11~17時，隨著原子序數(shù)的遞增，最高正價從+1到+7，最低負價從－4到－1。稀有氣體元素的化合價均為0。 ［師］很好！那么，能不能由此說明：隨著原子序數(shù)的遞增，元素的化合價也呈周期性變化呢？ ［生］能！ ［板書］隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價呈現(xiàn)周期性的變化。 ［過渡］元素的化學性質(zhì)是由元素的原子結(jié)構(gòu)決定的。原子結(jié)構(gòu)決定了元素原子在參加化學反應(yīng)時得失電子的難易程度。請大家根據(jù)已學知識分析3~9、11~17號元素隨著原子序數(shù)的遞增得失電子的難易程度。 ［學生活動］ ［問］3~9、11~17號元素隨著原子序數(shù)的遞增，得失電子的能力怎樣遞變？依據(jù)是什么？ ［生］3~9號元素，隨著原子序數(shù)的遞增，原子半徑逐漸減小，得電子能力逐漸增強，失電子能力逐漸減弱；11~17號元素重復(fù)了以上遞變規(guī)律。 ［問］這種規(guī)律性的變化是否為周期性變化？ ［生］是！ ［師］我們知道，元素原子得失電子能力的強弱決定了元素金屬性和非金屬性的強弱。因此，對于以上結(jié)論，我們也可以表述為： ［表述并板書］隨著原子序數(shù)的遞增，元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化。 ［師］縱觀以上結(jié)論，我們可以歸納出這樣一條規(guī)律，即： ［講解并板書］元素的性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這個規(guī)律叫元素周期律。 ［師］這也是我們本節(jié)課的題目的內(nèi)涵所在。 ［板書］第二節(jié) 元素周期律（第一課時） ［師］由于元素的性質(zhì)是由組成該元素的原子結(jié)構(gòu)決定的，元素原子的核外電子排布的周期性變化，決定了元素性質(zhì)的周期性變化。這也是元素周期律的實質(zhì)。 ［板書］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。 練習課本P101二、2，3，4，5 ［問題探究］1.對于同一種元素來說，原子半徑與離子半徑如何比較其大小？ 2.核外電子排布相同的離子，其半徑大小如何比較？ ［學生甲］對于同一種元素來說，陽離子半徑＜原子半徑；陰離子半徑＞原子半徑?？傊邮ル娮雍?，半徑減小；獲得電子后，半徑增大。 ［學生乙］核外電子排布相同的離子，即核外電子總數(shù)相同，其半徑的大小取決于核電荷數(shù)，核電荷數(shù)越大，原子核對核外電子的引力越大，半徑越小。如O2－＞F－＞Na+＞Mg2+＞Al3+。 ［投影練習］下列粒子半徑之比大于1的是 A. B. C. D. 解析：設(shè)置本題的目的是為了加深對原子半徑和離子半徑比較規(guī)律的理解。粒子半徑之比大于1，亦即分子上的粒子半徑要大于分母位置上的粒子半徑。A項K+電子層數(shù)少于K，故K+半徑小于K；B項Ca的電子層數(shù)多于Mg，故半徑是Ca＞Mg；C項P、S的電子層數(shù)相同，但P的核電荷數(shù)比S小，故半徑是P＞S;D項Cl與Cl－的核電荷數(shù)與電子層數(shù)均相同，但核外電子數(shù)多者半徑大，故Cl－＞Cl，即符合題意的選項為B、C。 答案：BC ［小結(jié)］本節(jié)課我們學習了元素周期律，也即元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，它主要表現(xiàn)在元素原子的最外層電子排布、元素原子半徑、元素化合價、元素的金屬性和非金屬性等幾個方面。 ［布置作業(yè)］ 課本習題一、2、3；三。 ●板書設(shè)計 第二節(jié) 元素周期律（第一課時） 原子序數(shù)=核電荷數(shù) 隨著原子序數(shù)的遞增 元素的性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。這個規(guī)律叫做元素周期律。 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。 ●教學說明 本節(jié)教學內(nèi)容在許多地方都涉及到對初中知識的歸納，而學生在初三學習時，由于初中教師對初中教材大綱的把握不同，處理方法也不一樣，導致了高一學生對這部分內(nèi)容的掌握也深淺不一。如核外電子排布、半徑大小的比較，雖說在初中不作要求，但原初中的實際教學多數(shù)已達高中時的要求。因此，本節(jié)課的教學須讓學生動手、動腦、參與歸納，并在學習的過程中幫助學生查缺補漏。教學中不但要注意對舊知識的復(fù)習，更應(yīng)注意剖析新舊知識的區(qū)別與聯(lián)系，幫助學生溫故知新，實現(xiàn)由未知向已知、由淺入深的轉(zhuǎn)化。