第二节元素周期律.doc

第一章 第二节 元素周期律
从容说课
本节包括三部分内容：原子核外电子排布、元素周期律、元素周期表和周期律的应用。
原子核外电子的排布规律，是元素周期律的实质。考虑到新课改的要求，本部分内容有所降低，只是介绍了电子层的概念，对于排布规律，未作介绍，教学时，要明确这一点。可以适当地介绍一点排布规律，但不可作太多扩展，不能由此而增加学生的负担。
教学时，可把教材给出的1-20号的元素核外电子层排布，以He、Na、Ar为例，让学生推出简单的规律即可。
对于元素周期律的教学，是本节重点。教学时，切忌照本宣科，让学生机械记忆，要引导学生从已学过的碱金属元素、卤族元素等知识入手，根据实验探究，推出元素性质变化规律。教材中表格比较多，要让学生自己动手归纳填写。重在指导分析、推理过程，从中培养学生分析能力、归纳能力、自主学习能力。
对于元素周期表周期律的应用，要让学生自己看书，认真领会教材图1-9所包含的内容。
本节是本章的核心内容，教学时不可盲目求快，要以学生理解，掌握与否为目标。
本章教学重点：元素周期律
本节教学难点：原子核外电子排布、元素周期律、探究能力、归纳能力的培养。
课时安排：3课时
第1课时
三维目标
知识与技能
1、以1-20号元素为例，了解元素原子核外电子排布规律。
2、掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期变化规律。
过程与方法
1.归纳法、比较法。
2.培养学生抽象思维能力。
情感、态度与价值观
培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。
教学重点：元素化合价随原子序数的递增的变化规律。
教学难点：原子核外电子排布。
教具准备：实物投影仪、多媒体
教学过程：
[新课导入]
师：我们已经知到，原子是由原子核和核外电子所构成的。电子围绕着核作高速运动。H原子核外只有一个电子，运动的情况是比较简单的，但是，在含有多个电子的原子中，电子运动情况就很复杂，如何研究微观粒子—电子的这种复杂运动呢？人们提出了这样的观点：
[推进新课][多媒体播放：电子核模型示意图]（教材1-7图片）
师：请同学们认真观察这个示意图，它表示了什么样的含义。
生1：这种示意图是一种层状的结构，一层一层的。
生2：中间有一个原子核，各层颜色不一样。
生3：层与层之间的距离不一样。
师（微笑）：同学们观察的比较仔细、全面，在多电子的原子中，各个电子的能量是不相同的，因此，它们运动的区域也是不相同的。我们把电子在不同区域的运动，称为电子层，就好像示意图中一层一层的。层与层之间是不连续的。
用n表示电子层，n=1、2、3、4……7或者用K、L、M、N、O、P、Q表示。
K表示第一层；L表示第二层……
师：请同学们仔细看书，体会、思考，电子在各层能量高低顺序是什么？与离核远近有什么联系？
生1：离核越近，能量越低，离核越远，能量越高。
生2：电子能量，K〈L〈M〈N……
师：既然我们认为核外电子是分层排布的，在排布时，电子是如何进入各电子层的呢？——科学研究证明：电子总是尽可能地先从能量纸的内层排起，当一层充满后，再排下一层，即是按照从能量低的电子层到能量高的电子层依次排列的。
师：请同学们认真观察表1-2，结合初中有关知识，结合前面已学过的碱金属元素，卤族元素的原子结构示意图，努力找出其排布规律。
生1：第一层排满可以排2个电子；第2层排满排8个。
生2：由碱金属原子结构示意图可知，第3层排满排18个。
生3：最外层（除K层外）最多不超过8个。
师：同学们从有限的几种元素原子结构示意图推出的规律很正确。
[多媒体播放：核外电子排布规律]
1、核外电子量依据能量高低，分层排布的，离核越近能量越低，离核越远，能量越高。
2、电子层可以用K、L、M、N、O、P等表示。
3.最外层（除K为2外）电子数最多不超过8。
[知识拓展]
4.次外层电子数最多不超过18。
5.倒数第3层不超过32。
6.每层电子容纳数，最多不超过2n2
【例题1】．根据下列条件写出元素名称和元素符号，并画出原子结构示意图，把结果填在表中。
(1)A元素原子核外M层电子数是L层电子数的1／2。
(2)B元素原子的最外层电子数是次外层电子数的1．5倍。
(3)C元素原子的L层电子数与K层电子数之差是电子层数的2．5倍。
(4)D元素原子的次外层电子数是最外层电子数的1／4。

编 号

A

B

C

D
元素符号

元素名称

原子结构
示意图

【教师精讲】解本题时，要求对原子核外电子的排布规律非常熟悉，有时结合数学知识进行分析讨论。
答案：Si B F Ne硅硼氟氖

师：我们已了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素的性质与核外电子的排布有什么联系呢？好，下面请同学们看书P13，把这个表填写好。
师：巡视，检查学生填表情况。
师：在分析研究上表的基础上，请同学们完成下表。
表（一）随原子序数的递增，原子核行电子排布变化的规律性
原子序数
电子层数
最外层电子数
稀有气体原子最外层电子数
1-2

3-10

11-18

结 论
随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子呈现周期性变化
师：请同学们回答（并投影学生填表情况）
生1：我认为，随着原子序数的不断增加，元素原子最外层电子排布呈现规律性的变化。
原子序数3→10（8种元素）最外层电子数1→8
原子序数：11→18（8种元素）最外层电子数也是从1→8。
师（追问）：能否把这种“规律”性的变化叙述得再清楚一点呢？
生（讨论）。
生2：这种规律，是经过一定数目的元素种类之后，重复出现的，可以把它称作“周期性”变化的规律。
师：很好！就好像我们常用“星期”来计时间一样，每7天为一个周期，对元素来说，就是随原子序数递增，每隔一定数目最外层电子数出现周期性变化的规律。
师：化合价是元素的重要性质（请同学回忆：什么叫化合价），元素的化合价是否也随原子序数的递增也呈现周期性变化的规律呢？
根据教材内容：请同学们讨论，完成下表：表（二）随原子序数的递增，化合价变化的规律：

原子序数
最高正价或最低负价的变化
1-2
+1 0
3-10
+1 +4 +5
-4 -1 0
11-18
+1 +4 +5 +7
-4 -1 0
结 论
随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化规律
【例题剖析】
【例题2】．某非金属X的最高正价为+m，它的最高价氧化物的水化物中有b个氧原子一个X原子
该酸的化学式为 。
答案：H2b-mXOb
课堂小结
本节课我们学习了元素原子核外电子的排布规律，学习了元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，重点是理解其变化的规律，为我们后面的学习打下基础。
板书设计：
第二节 元素周期律
（第1课时）
一．原子核外电子的排布 二.元素周期律
1．电子层：不同的能量区域 1.电子层排布的周期性变化

2．电子排布规律 2.化合价周期性变化
（1）分层排布 （1）从+1→+7
（2）从能量低到高排布 （2）从-4→0
（3）其他规律

（第2课时）
教学过程
[新课导入]
师（微笑）：请同学们回忆我们上节课所学的内容：
1、元素原子核外电子排布规律有哪些？
2、元素的主要化合价是如何随原子序数的递增而呈现周期性变化的？
师：上节课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强弱。
[多媒体播放：金属性强弱判断依据]
1、金属与H2O或与酸反应难易程度。
2、置换反应。
3、最高价氧化物对立水化物碱性强弱。
实验一.Mg、Al和水的反应
1、分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入2支小试管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。观察现象。
过一会儿，分别用酒精灯给2支试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。
生1：未加热时，Mg、Al与H2O不反应，没有什么明显现象。
生2：加热到沸腾之后，Mg带表面有小气泡生成，且镁带表面有红色出现。而Al在加热之后，也没有什么明显变化。

Na
Mg
Al
与冷H2O反应

与沸H2O反应
现象

化学方程式

与沸水
现象

Mg带表面有气泡；Mg带表面变红

化学方程式

Mg + 2H2O=
Mg（OH）2↓+ H2↑

结 论
Na与冷水剧烈反应，Mg只能与沸水反应，Al与水不反应。
（师：通过上述实验，我们看书Al不与H2O反应，但是，Al可以和稀盐反应。那么，Mg、Al与稀盐酸的反应，又有什么联系和区别呢）
取一小段镁带和一小片铝，用砂纸除去它们表面的氧化膜，把镁带和铝片分别放入两支试管，再各加入2-3ml稀盐酸观察现象。
生1：镁带与稀盐酸反应很剧烈：镁带上、下翻滚，有大量的气泡产生。
生2：铝片也很容易与稀盐酸反应，放出大量的气泡，但是，明显没有镁与稀盐酸反应剧烈。
请填写好下表。
表（二）Mg、Al与稀盐酸反应比较

Mg
Al
现象

反应迅速，放出大量的H2
反应方程式
Mg+2HCl= MgCl2+H2↑

结论
Mg、Al都很容易与稀盐酸反应，放出H2，但Mg比Al更剧烈
师：不知道同学们注意到没有，在做Mg、Al与H2O、稀盐酸反应之前都先用砂纸去掉它们表面的氧化膜，请同学们思考，这是什么原因？
生1：因为Mg、Al都比较活泼，以空气中存放时，很容易形成一层致密的氧化膜：MgO、A12O3，而这两种氧化物都难溶于H2O ，所以，与H2O反应前要除去，以免干扰实验。
生2：MgO、Al2O3膜难溶于H2O，但易溶于酸，所以在反应前也应除去，防止影响实验。
师：前面我们研究了Na、Mg、Al单质与H2O、酸反应的情况，下面，我们再来研究氢氧化物的性质。
[知识拓展]
实验三：Mg(OH)2的性质
取一支试管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在两支试管中，分别加入3mO1/L、NaOH溶液、稀盐酸观察，完成下表：
[多媒体展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性质
现象
加入NaOH
加入稀盐酸
反应方程式

沉淀溶解
结论

Mg(OH)2+2HCl= MgCl2+2H2O

Mg（OH）2能溶于盐酸
不能溶于氢氧化钠
实验四：Al(OH)3的性质
表（四）：Al(OH)3的性质

加入NaOH，
加入稀盐酸
现 象

反应方程式
Al(OH)3+NaOH=
Na AlO2+2H2O

结 论
Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀盐酸
师：从上面几个实验，我们已经了解了Na、Mg、Al与H2O或者与酸反应的难易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性质，请大家在此基础上完成下表。
表（五）

Na
Mg
Al
单质与水（或酸）反应

最高价氧化物对应水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
碱性强弱比较
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
弱碱
结 论
随着原子序数的递增，金属性Na＞ Mg＞ Al
师：请同学们回忆一下，如何来判断元素的非金属性强弱？
生1：非金属元素单与H2化合的难易程度
生2：气态氧化物的稳定性
生3：最高价氧化物对应水化物的酸性
师（总结）：很好
师：请同学们看教材P15、3资料，之后完成下表：

S
P
S
Cl
气态氧化物化学式
SiH4
PH3

单质与H2化合的条件
高温
磷蒸气与H2能反应
加热

对应水化物合或最高价氧化物
H2SiO3

HCl O4
酸性强弱
弱酸
中强酸

最强含氧酸
结 论

师：从以上对第三周期元素的分析、比较中，同学们能得出什么结论？
生（齐声）：金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。
板书：Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强
师：如果我们对其它周期元素性质进行研究，我们也可以得出与此相同的结论：
板书：元素周期律
1.定义：元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，叫元素周期律。
师：根据前面的学习，请同学们思考：“引起元素性质周期性变化的规律的实质是什么？”
生1：原子序数的递增。
生2：电子层数的排列变化。
师（小结）：元素周期律的实质既不是原子序数递增也不是电子层数的变化，而是“原子核外电子排布的规律性变化。”
板书：元素周期律的实质
【例题剖析】
【例2】．甲、乙两种非金属：①甲比乙容易与H2化合；②甲原子能与乙阴离子发生氧化还原反应；③甲的最高价氧化物对应的水化物酸性比乙的最高价氧化物对应水化物酸性强；④与某金属反应时甲原子得电子数目比乙的多；⑤甲的单质熔沸点比乙的低．能说明甲比乙的非金属性强的是 ( )
A．只有④ B．只有⑤ C．①②③ D．①②③④⑤
【教师精讲】元素非金属性得强弱判断是重要得知识点，其判断得标准很多：与H2化合得难易程度；气态氢化物得稳定性；含氧酸的酸性强弱。得到电子的难易程度等。
答案：C。
课堂小结
本节课我们重点讨论了第三周期元素性质随原子序数的递增而呈现出周期性变化的规律，并又通过大量事实，我们得出了元素周期律，希望同学们能掌握这种分析问题的方法，培养自己的创新能力。
板书设计

第二节 元素周期律
（第2课时）
一． 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3课时）
三、元素周期表和元素周期律的应用
教学过程
[新课导入]
元素周期律、元素周期表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。
[板书]三、元素周期表和元素周期律的应用。
师：元素在周期表中的位置（简称“位”）、反映了元素的原子结构（简称“构”），而元素的原子结构，则决定、影响着元素的性质（称简“性”）。因此，我们只要知道三种量（位、构、性）中的一种，即可推出另外2种量。
师：请同学们打开周期表观察：用绿色、淡绿表示的元素分别是哪种元素？如果沿着硼（B）、铝（A1）；硅（Si）、锗（Ge）；砷（As）、锑（Sb）；碲（Te）钋（Po）画一折线，则位于折线左侧的是什么元素？折线右侧的又是什么元素？
生：认真观察周期表，讨论。
生1：在周期表中，有2种不同的颜色，绿色表示的是非金属，淡绿色表示的是金属。
生2：如果画一折线的话，折左侧是金属元素（H除外），折线右侧是非金属元素。
师（微笑）：好，下面再请同学们根据自己学过的碱金属元素（IA）、卤族元素（VⅡA）的性质递变规律。请思考：1、哪种元素的金属性最强？（不包括放射性元素），位于周期表的什么位置？
2、哪种元素的非金属性最强？位于周期表中什么位置？
生1：碱金属元素，从上到下，金属性逐渐增强，卤族元素从上到下非金属逐渐减，金属性增强。同主族元素金属性、非金属性变化规律与此相似，所以，从主族元素来看，在最下方的元素金属性最强。
生2：第三周期元素，从左→右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，所以，从同周期元素来看，元素金属性最强的应该在左端，元素非金属性强的元素在右端。
生3：综合他们两人意见，元素金属性最强的应为铯（Cs）、元素位于周期表左下方；非金属性最强的是氟（F）元素，位于周期表右上方。
师（微笑）：同学们分析的有没有道理呢？请大家看书P16，图1-9。
生4：（鼓掌）：我们分析是正确的！
[板书]1、元素的金属性与非金属性元素在周期表中位置的关系
师：我们已经知道化合价是元素的重要性质，前面也学习了同周期元素化合价随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。那么，化合价与元素在周期表中所处的位置有什么关系呢？
[板书]2：元素的化合价与元素在周期表中位置的关系。
师：请同学们写出氢氧化锂、氢氧化钠、氢氧化钾的化学式，并标出Li、Na、K三种元素的化合价。
由此，我们可以看出主族元素的最高正价与原子结构有什么关系？（可以结合S元素，C元素、Mg元素，A1元素等主族元素最高正化合价）。
生（齐声）：主族元素的最高正化合价等于其所在主族的族序数，等于最外层的电子数。
[板书]（1）主族元素最高正化合价二族序数=最外层电子数=价电子数。
[知识拓展]
1、价电子数：元素外层电子—一般指最外层电子，有时还包括次外层电子，对主族元素而言，价电子数就是最外层电子数。
2、上述规律对主族元素成立，不适用于副族元素、零族元素。
师：请同学们看书P13-P14科学探究中的2个图表，分析其中1-20号元素最高正化合价与最低负化合价的关系，并解释其原因。
生1：从表中看出，非金属元素最高正价与最低负价的绝对值之和等于8
生2：因为非金属元素的负化合价等于使该元素原子达到8电子稳定结构时需得到的电子，所以，最高正价与最低负价的绝对值之和等于8。
[板书]（2）非金属元素，最高正化合价中与最低负化合价绝对值之和等于8。
【例题剖析】
【例2】：氧化还原反应中除了原子守恒（质量守恒）外，氧化剂得电子总数和还原剂失电子总数相等，在一定条件下，RO3n-和I发生反应的离子方程式为：
RO3n-+6I-+6H+=R-+3I2+3H2O（R为主族元素）则：
（1）RO3n-中R的化合价为 ，n值为 。
（2）R元素最外层电子数为 个。
【教师精讲】很好，解题时，要注意一题多解，当然，还要注意选择最简单的方法。
（2）题，容易错为5个，忽略了题中所给的信息“R-”。因此，分析时要合理，不能有遗漏。
答案：（1）+5，1（2）7
师：通过前面的学习，同学们可能已经初步感觉到周期律、周期表的重要性，那么，它有哪些用途呢？请大家看书，P17并归纳其用途。
1、 预测新元素。
2、 寻找半导体材料。
3、 合成新农药。
4、 寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合金。
5、 进行“位、构、性”的推导。
课堂小结：
通过本节课的学习，我们进一步了解了元素金属性、非金属元素化合价与元素在周期表中的位置的关系，通过学习，我们了解元素周期律、元素周期表对我们的生活、生产及科学研究有多么巨大的指导作用。希望同学们刻苦学习，努力掌握科学文化知识，在不久的将来，有所发明、有所创造，报效祖国，服务全人类！
布置作业：教材P18，T4，T5
板书设计：

第二节 元素周期律
（第3课时）
三.元素周期表和元素周期律的应用 3.预测新元素
1.金属性.非金属性与 2..位构性的推导 4.找半导体 .
元素在周期表中位置的关系 5.新农药等

位 构
2.化合价与
元素在周期表中位置的关系 性