高中化学人教版 (2019)必修 第一册第二节 元素周期律第1课时教案

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)<r(Na)<r(K)<r(Rb)<r(Cs)，r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋)<r(Rb＋)<r(Cs＋)。

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(Na)；r(Cl－)>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＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。

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）

【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。

【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

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