化学必修2第一章 物质结构 元素周期律第二节 元素周期律精品教案设计

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第二节 元素周期律 教材分析1.教材的选取本节课内容选取人教版高中《化学（必修2）》第一章物质结构元素周期律的第二节元素周期律第一课时。2.教学内容分析：《元素周期律》属于化学中的核心原理内容之一，在中学化学中占有举足轻重的位置，通过本节内容的学习，既能巩固原子结构的知识，促使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识；同时也能使学生以此为理论指导，来探索研究以后将要学习的化学知识。该部分知识是高考必考的内容，也是考查的重点内容。教材以1~18号元素为例，从原子核外电子排布、原子半径、主要化合价和元素金属性、非金属性几个方面，阐述元素性质的周期性变化，导出元素周期律。学情分析1.学生知识储备：在这节课之前，学生已经学习了与元素周期律相关的基础知识：在宏观上，学生学习了两族元素——典型的金属族（碱金属）和典型的非金属族（卤素），学生头脑中有一定量的元素化合物知识的积累。在微观上，学生已经学过有关原子结构的相关知识，知道质子数、核电荷数、最外层电子数、相对原子质量等概念，了解原子核外电子排布规律等知识，也掌握了原子最外层电子数与原子性质之间的关系。这些为学好本节创造了必要条件。2.学习习惯分析：元素周期律实质是揭示微观结构和宏观性质之间的内在联系，原理虽简单，但它是学生进入高中第一次接触宏观现象与微观结构之间的结合点。学生在学习时往往认为比较容易，但在解决分析相关问题时却常常感觉迷茫，关键在于学生较容易接受元素周期律的知识结论，但通常没有建立相关的认识，更不能将其内化，达到解决分析问题的水平。教学目标1.知识与技能：（1）掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合价等元素原子结构以及性质的周期性变化；（2）理解元素周期律的实质。2.过程与方法：（1）培养学生分析问题、总结归纳、发现规律和语言表达等能力；（2）学会将实验数据转化为数学图表，科学处理数据的能力。3.情感态度与价值观：（1）体会微观世界的规律美、有序美；（2）了解元素周期律的重要意义，认识事物变化由量变引起质变的规律。重点难点教学重点：元素周期律的含义和本质；教学难点：原子半径的变化规律；教法、学法1.教学方法
问题探究式教学，即，提出问题——数据分析——归纳（抽象）出结论——应用概念解决具体问题。
依据：（1）新课程理念关注每一位学生的发展，让课堂成为学生发展的舞台。
（2）结合学生实际情况，结合周期律的推出，使学生初步掌握从大量的事实和数据中分析总结规律、透过现象看本质、宏观与微观相互转化等科学抽象方法。实行使学生动口，动手，动脑，动眼的多层次教学，让学生真正成为主体，感受到学习的乐趣，化难为易。
（3）从高考考查的方式来看：一直是高考改革以来变知识立意为能力立意的命题素材。
2.学法
“分析-探究—结论”和“小组合作”的方法。
思考讨论，分析讲解，探索规律，总结归纳，理解实质。揭示周期律的普遍性
新课程理念认为学习是一项参与性的活动。学生学习的方式是实践——不断实践。通过组织学生自学、讨论、分析、实践等方式诱导学生思考、观察、分析、探究、归纳。6教学过程 【讲授】导入新课化学课——>课表——>周期性。其实我们的星期也一样具有周期性，星期一到星期日。重复出现，很有规律。人们认识世界，改造世界的过程中处处体现着周期性，依据周期性帮助我们认识世界、改造世界。例如，物理上的单摆运动有周期，生物上的细胞分裂周期，地理上地球绕太阳运动，一个周期是一年。那化学上呢，其周期性体现在什么地方？元素周期律，这就是本节课的主要内容。 【活动】板块一核外电子排布的规律【师】前面我们学习了原子结构示意图，现在请大家以1-12号元素的原子结构示意图为基础，补充12-18号元素的原子结构示意图。【生】回忆上节课学习的原子结构排布规律相关知识，在学案上完成12-18号原子结构示意图。【师】请大家重点关注每个原子的最外层电子数，以原子序数为横坐标，最外层电子数为纵坐标，绘出1-18号元素的柱状图。【生】通过观察和整理1-18号原子的最外层电子数，绘制柱状图。小组合作在学案上完成。【师】通过观察柱状图，请大家用一句话描述原子最外层电子排布的整体变化情况。通常我们怎样称呼这种变化？【生】随着原子序数的递增，原子的核外电子的排布呈现周期性变化。总结：随着原子序数的递增，每隔一定数目的元素，会重复出现原子最外层电子从1个递增到8个的情况(H、He除外)，这种周而复始的重现(但并不是简单的重复)的现象，我们称之为周期性。【师】同周期，核外电子的排布呈现周期性的变化，这种变化对原子半径有什么影响呢？学案的表2已经给出了除稀有气体外，第二周期、第三周期元素原子半径的数值，仍然请大家运用图表的形式找出原子半径的变化规律。以原子序数为横坐标，原子半径为纵坐标，绘制出折线图。并思考每周期原子半径的变化特征，完成表3。用一句话描述原子半径的变化规律。（由于稀有气体原子半径测量的方法与其他元素原子半径的测量方法不同，不具有可比性，所以忽视。）【生】各自在学案上绘制出折线图。依据折线图得出，同周期元素（除稀有气体外）原子半径从左到右逐渐变小。呈现周期性变化。【思考、交流】（1）.对照原子球形对比图和原子核外电子的排布，请从原子结构角度分析同周期元素原子半径变化规律的理论基础。（2）.回忆同主族原子半径大小的变化，思考原子半径的大小与哪些因素有关？【生】小组讨论：(1)同周期元素原子，电子层数相同，随着核电荷数的增大，原子核对外层电子的吸引力增大，原子半径逐渐减小。(2)原子半径受电子层数、核电荷数、最外层电子数等的影响。（电子层为主要影响因素）练习：运用同主族、同周期原子半径的变化规律，尝试着思考下列问题。微粒半径大小的比较：(1).比较O、S原子半径大小；(2).比较Na、Al原子半径大小；(3).比较Na、Na+半径大小以及Cl、Cl-半径大小；(4).比较Li+、Na+、K+半径大小以及F-、Cl-、Br-半径大小；(5).比较Na+、Mg2+、Al3+、O2-、F-半径的大小；【生】回答：（1）r(S)>r(O)（同主族）（2）r(Na)>r(Al)（同周期）（3）r(Na)>r(Na+)；r(Cl)<r(Cl-)（同种元素的阴阳离子与原子）（4）r(Li+)<r(Na+)<r(K+)r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)（同主族）（5）r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)总结：微粒半径大小比较规律（一般情况下稀有气体除外）：a.同周期——“序大径小”同周期，从左到右，核电荷数依次增大，原子半径减小。b.同主族——“序大径大”同主族，从上到下，电子层数依次增多，原子半径增大。c.同元素——“阴大阳小”阴离子>原子；原子>阳离子。d.同结构——“阴上阳下，序大径小”电子层结构相同的离子，核电荷数越大，离子半径越小。 【活动】板块二原子半径变化规律 【活动】板块三元素化合价的变化规律【师】元素的化学性质与元素原子最外层电子数及原子半径有关，我们刚讨论出核外电子排布及原子半径的周期性变化，那么，元素的性质会有哪些变化呢？我们先来看看元素的化合价变化规律。回顾原子最外层电子数与元素化合价的关系，思考1-18号元素原子的最高正价和最低负价。请以原子序数为横坐标，元素的最高正价、最低负价为纵坐标，绘出1-18号元素的柱状图。并描述出元素最高正价和最低负价的整体变化。【生】小组合作原子序数为1-2时，化合价从+1价下降到0价；原子序数为3-9时，随着原子序数的递增，最高正价从+1价到+5价，最低负价从-4价到-1价；原子序数为11-17时，随着原子序数的递增，最高正价从+1价到+7价，最低负价从-4价到-1价。稀有气体的化合价均为0。总结：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性变化。思考、交流：（1）同种元素的最高正价和最低负价有何关联。（2）观察金属元素的化合价有何共性？（3）“除了稀有气体外，非金属元素既有正价又有负价”。这种说法正确吗？【生】小组讨论：（1）最高正价+︱最低负价︱=8（H除外）（2）金属元素无负价（除零价外，在化学反应中只显正价）；既有正价又有负价的元素一定是非金属元素；(3)氟元素无正价，氧元素无最高正价。 【师】随着元素原子序数的递增：1、元素原子的核外电子排布呈周期性变化（最外层1~8个）2、元素的原子半径呈周期性变化（同一周期由大逐渐变小）3、元素的主要化合价呈周期性变化（+1+7、-4-1、0）元素周期律：元素的性质（原子半径、主要化合价等）随着原子序数的递增而呈周期性的变化。实质：元素性质周期性变化是由于原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。 【讲授】小结 【练习】课后思考依据核外电子排布、原子半径的周期性变化，讨论同周期元素的性质（金属性、非金属性）的变化规律？课后小组讨论，并给出充分的理论基础。