第四章物質結構元素周期律第二節元素周期律（第一課時）教學目標1．知識與技能（1）認識原子結構、元素性質與元素在元素周期表中位置的關系（2）以第三周期元素為例，了解同周期元素性質的遞變規律2．過程與方法（1）培養學生對大量數據、事實進行分析、歸納和總結的能力；（2）培養學生的邏輯推理能力。3．情感態度與價值觀（1）使學生了解辯證唯物主義理論聯系實際的觀點，量變、質變的觀點；（2）通過對元素周期律的學習，使學生初步掌握化學學科的思維方式即透過現象看本質，宏觀與微觀相互轉化等觀點。教學重難點1．教學重點：元素金屬性、非金屬性變化的規律2．教學難點：元素金屬性、非金屬性變化的規律教學過程教學環節教學內容設計意圖【復習引入】請同學們回憶我們上節課所學的內容：元素原子核外電子排布規律有哪些？【師】觀察課本101頁表格，總結原子核外電子排布，原子半徑，化合價的變化規律。規律1：隨著原子序數的遞增，元素原子的最外層電子數呈現從1到8的周期性變化(第一周期除外)。拓展：簡單粒子半徑的大小比較簡單粒子是指單核粒子——即原子或單原子形成的離子如：Cl、Cl－及Na1．同周期——“序大徑小”(1)規律：同周期主族元素，從左往右，原子半徑逐漸減小。(2)舉例：第三周期中：r(Na)>r(Mg)>r(Al)>r(Si)>r(P)>r(S)>r(Cl)。2．同主族——“序大徑大”(1)規律：同主族，從上到下，原子(或離子)半徑逐漸增大。(2)舉例：堿金屬：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)同種元素的原子和離子半徑比較——“陰大陽小”。某原子與其離子半徑比較，其陰離子半徑大于該原子半徑，陽離子半徑小于該原子半徑。如：r(Na＋)<r(Na)；r(Cl－)>r(Cl)。(2)同種元素不同價態的陽離子半徑比較規律——“數大徑小”。帶電荷數越多，粒子半徑越小。如：r(Fe3＋)<r(Fe2＋)<r(Fe)。4．同結構——“序大徑小”(1)規律：電子層結構相同的離子，核電荷數越大，離子半徑越小。(2)舉例：r(O2－)>r(F－)>r(Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。規律2：同一周期，隨著原子序數的遞增，元素原子半徑呈現由大到小的周期性變化。規律3：隨著原子序數的遞增，元素的化合價呈周期性變化[每周期：最高正價：＋1→＋7(第二周期為＋5)，負價：－4→－1(稀有氣體元素除外)]。【師】我們已經知道了元素原子的電子層排布和化合價都呈現周期性變化。元素的金屬性和非金屬性是元素的重要性質，它們是否也隨原子序數的遞增而呈現周期性的變化呢？這節課，我們就以第三周期元素為例，通過化學實驗來判斷元素的金屬性和非金屬性強弱?！緦嶒炑菔尽空n本103頁實驗（1）現象在常溫下，與水的反應無明顯現象；加熱時，鎂帶表面有氣泡出現，煮沸后溶液變紅。化學方程式Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2↑【學生】填表【實驗演示】課本103頁實驗（2）【討論】（1）Na、Mg、Al與水反應的難易程度比較。（2）Mg、Al與酸反應的難易程度比較。（3）比較Na、Mg、Al的最高價氧化物對應的水化物（氫氧化物）堿性強弱。NaMgAl單質與水（或酸）反應與冷水反應：Na在常溫下，與水劇烈反應，浮于水面在水面四處游動，同時產生大量無色氣體，溶液變紅。與酸反應極為劇烈。與冷水反應緩慢，與沸水反應迅速，放出氫氣；與酸反應劇烈，放出氫氣。Al在常溫或加熱下，遇水無明顯現象；與酸反應劇烈，放出氫氣。最高價氧化物對應的水化物堿性強弱NaOH（強堿）Mg（OH）2（中強堿）Al（OH）3（兩性氫氧化物）【師】總結NaMgAl金屬性逐漸減弱【學生】閱讀103頁表格【師】總結：NaMgAlSiPSCl金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強元素的性質隨著元素原子序數的遞增而呈周期性變化，這個規律叫元素周期律。元素性質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果。元素原子的和外電子排布隨著原子序數的遞增元素原子半徑呈現周期性變化元素化合價同周期(從左到右)同主族(由上而下)原子半徑減小(除稀有氣體)增大主要化合價最高正價：＋1→＋7，負價：－4→－1最高正價相等(O、F除外)，且最高正價等于主族族序數得失電子能力得電子能力增強，失電子能力減弱得電子能力減弱，失電子能力增強金屬性減弱增強非金屬性增強減弱單質的氧化性、還原性氧化性增強，還原性減弱氧化性減弱，還原性增強非金屬氫化物的生成難易及其穩定性生成由難到易，穩定性由弱到強生成由易到難，穩定性由強到弱最高價氧化物對應水化物酸性增強，堿性減弱酸性減弱，堿性增強通過探討交流培養學生的合作意識和表達能力，激發學生對新事物的探究，培養嚴謹的科學思維方法培養學生總結歸納、辯證思維的能力完成同步練習四．板書設計1．第三周期元素性質變化規律2.同周期元素性質遞變規律3.元素周期律從NaC1從左右（1）定義:金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸減弱，（2）實質:核外電子非金屬性逐漸增強。非金屬性逐漸增強。排布的周期性變化第二節元素周期律（第二課時）教學目標1．知識與技能（1）了解周期表中金屬元素、非金屬元素分區。（2）掌握元素化合價與元素在周期表中的位置關系。2．過程與方法（1）自主學習。自主引導探究，分析化合價與元素在周期表中位置的關系。（2）歸納、比較。通過對前面所學知識的歸納比較，掌握“位、構、性”的關系。3．情感態度與價值觀培養學生辨證唯物主義觀點，培養學生科學創造品質以及理論聯系實際的能力。教學重難點1．教學重點：周期表、周期律的應用2．教學難點：“位、構、性”的推導教學過程教學環節教學內容設計意圖1.新課導入【引入】元素周期表、元素周期律是一種重要的結構理論，它的重要性體現在什么地方呢？這就是我們這節課要學習的內容。2.探索新知【師】請根據學過的堿金屬元素(ⅠA)，鹵族元素(ⅦA)的性質遞變規律思考：1、哪種元素的金屬性最強？（不包括放射性元素）位于周期表中什么位置？2、哪種元素的非金屬性最強？位于周期表中什么位置?【學生】討論并回答【師】看課本104頁圖413總結：1.周期表的左下方是金屬性最強的元素(鈁)，右上方是非金屬性最強的元素(氟)。堿性最強的是FrOH，酸性最強的含氧酸是HClO4。2．由于元素的金屬性和非金屬性之間沒有嚴格的界線，因此，位于分界線附近的元素，既能表現出一定的金屬性，又能表現出一定的非金屬性?！編煛吭氐幕蟽r與元素在周期表中的位置之間關系主族元素的最高正化合價等于原子所能失去或偏移的最外層電子數非金屬的負化合價則等于使原子達到8電子穩定結構所需得到的電子數。所以，非金屬元素的最高正化合價和它的負化合價的絕對值之和等于8。(1)最高正化合價＝族序數＝原子最外層電子數(O、F除外)(2)最高正化合價＋最低負化合價絕對值＝8?！編煛吭刂芷诒砗驮刂芷诼傻膽?．根據同周期、同主族元素性質的遞變規律判斷元素性質的強弱(或大小)。2．應用于元素“位置—結構—性質”的相互推斷。3．預測新元素：為新元素的發現及預測它們的原子結構和性質提供線索。4．尋找新物質(1)在金屬與非金屬分界線附近尋找半導體材料。(2)研究氟、氯、硫、磷附近元素，制造新農藥。(3)在過渡元素中尋找催化劑和耐高溫、耐腐蝕的合金材料?！倦y點】元素的“位、構、性”關系應用“位置、結構、性質”三者的關系解答問題時要注意以下幾個方面：1．原子結構元素在周期表中的位置結構eq\b\lc\{\rc\}(\a\vs4\al\co1(最外層電子數＝主族序數,電子層數＝周期序數))位置2．原子結構元素的化學性質(1)最外層電子數越少，電子層數越多→越易失電子，金屬性越強。(2)最外層電子數越多，電子層數越少→越易得電子，非金屬性越強。3．元素在周期表中的位置eq\o(――→,\s\up17(體現),\s\do15(或推測))原子結構和元素性質eq\a\vs4\al(同周期：,[從左到右])eq\o(――→,\s\up17(最外層電子數遞增(結構)),\s\do15(非金屬性增強，金屬性減弱(性質)))eq\a\vs4\al(同主族：,[從上到下])eq\o(――→,\s\up17(電子層數遞增(結構)),\s\do15(金屬性增強，非金屬性減弱(性質)))通過探討交