元素周期律 教学设计 高一上学期化学人教版（2019）必修第一册+

元素周期律第一课时教学设计教材分析本课时是教材第四章第二节第一课时的内容，该课时是在学习了原子结构和元素周期表、碱金属和卤族元素的基本性质的基础上，继续研究同周期主族元素的递变规律，通过该课时的学习，可以让学生对于同周期、同主族元素的性质变化有很直观的印象，建立较清晰的元素周期律的概念，从而指导学生后续的元素化合物的学习。学情分析在之前的学习中，学生已经知道了原子核外电子排布的规律，了解了元素周期表的排列，通过对碱金属和卤族元素的研究，学生也能够明确主族元素的电子层数、最外层电子数与其在元素周期表中的位置之间的关系，了解同主族元素性质的相似性和递变性。但是，学生还没有认识到同周期元素性质的变化，还不能建立完整的元素周期律的概念。通过本课时的学习，学生可以完整的了解元素周期律，理解元素周期表在化学研究中的指导作用。教学目标知识与技能能描述元素周期表中同周期元素性质的变化过程与方法通过完成相应的同周期元素性质的探究实验，理解应用元素周期律。情感态度与价值观初步体验科学探究在化学学科学习中的重要地位，了解科学探究的基本方法，培养初步的科学研究能力。教学重难点重点：1-18号元素性质的周期性变化规律。难点：同周期元素金属性和非金属性的递变规律。五、教学过程教学过程教师活动学生活动设计意图新课导入【教师】在之前的学习中，我们已经知道元素周期表中同主族元素的性质有着相似性和递变性。那么，周期表中同周期元素的性质有什么变化规律呢？引导学生用原子结构解释同主族元素性质的递变规律。思考提出的问题，并对问题逐步做出解答。提出疑问，吸引学生注意力，提高学习本节课的兴趣。1～18号元素性质的周期性变化规律【教师】请同学们观察课本107页表4-5，思考：随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？【原子最外层电子排布变化规律】随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布呈现周期性变化。【原子半径的变化规律】随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现周期性变化。【教师】请同学们思考并回答以下问题：为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？电子层数多的元素原子半径一定大于电子层数少的元素吗？【总结】1.同周期元素电子层数相同，随着核电荷数的增多，对最外层电子数的吸引力逐渐增强，所以原子半径逐渐减小。不一定，如第二周期的Li比第三周期的S、Cl等原子半径大。【元素的主要化合价】：随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化。【总结】主族元素主要化合价的确定方法：(1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外)(2)最低负价＝最高正价－8(H、O、F除外)(3)H最高价为＋1，最低价为－1；O最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1查阅课本，思考问题。认真听讲思考问题认真听讲认真听课、记笔记发挥学生的主观能动性。提高学生逻辑思维第三周期元素性质的递变【教师】通过上面的讨论我们知道，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价都呈现周期性的变化。那么，元素的金属性和非金属性是否也随着原子序数的递增而呈现周期性变化呢？【提问】根据第三周期元素原子的核外电子排布规律，你能推测出该周期元素金属性和非金属性的变化规律吗?【总结】第三周期元素电子层数相同，由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加，原子半径依次减小，失电子的能力依次减弱，得电子的能力依次增强，预测他们的金属性依次减弱，非金属性依次增强。【教师】我们用实验来验证一下我们的猜测：实验一：取一小段镁条，用砂纸除去表面的氧化膜，放到试管中。向试管中加入2mL水，并滴入2滴酚酞溶液，观察现象。过一会儿，加热试管至液体沸腾，观察现象。与钠和水的反应相比，镁和水的反应难易程度如何?生成了什么物质?实验二：向试管中加入2mL1mol/LAlCl3溶液，然后滴加氨水，直到不再产生白色絮状Al(OH)3沉淀为止。将Al(OH)3沉淀分装在两支试管中，向一支试管中滴加2mol/L盐酸，向另一支试管中滴加2mol/LNaOH溶液。边滴加边振荡，观察现象。用2mL1mol/LMgCl2溶液代替AlCl3溶液做上述实验，观察现象，并进行比较。【观看实验视频】【钠、镁、铝元素金属性递变规律】实验现象：加热前，镁条表面附着了少量无色气泡，加热至沸腾后，有较多的无色气泡冒出，滴加酚酞溶液变为粉红色。结论：镁与冷水几乎不反应，能与热水反应，反应的化学方程式为：Mg+2H2O===Mg(OH)2+H2结合前面所学钠与水的反应，可得出金属性：Na＞Mg。【镁、铝元素金属性强弱】金属性：Mg＞Al【钠、镁、铝的最高价氧化物对应水化物的碱性】Al(OH)3在酸或强碱溶液中都能溶解，表明它既能与酸发生反应，又能与强碱溶液发生反应。反应的离子方程式分别如下：Al(OH)3+3H+=Al3++3H2OAl(OH)3+OH-=[Al(OH)4]-，钠、镁、铝是金属元素，都能形成氢氧化物。NaOH是强碱，Mg(OH)2是中强碱，而Al(OH)3是两性氢氧化物，这说明铝虽是金属，但已表现出一定的非金属性。【提问】你能依据第三周期元素金属性的研究方法继续研究第三周期元素非金属性的递变规律吗？总结：判断金属非金属性强弱的依据：1.非金属元素的最高价氧化物对应的水化物--最高价含氧酸的酸性强弱。2.非金属单质与氢气反应生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。【硅、磷、硫、氯非金属性强弱判断】：硅、磷、硫、氯的最高价氧化物对应水化物的酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4，非金属性：Si＜P＜S＜Cl。硅、磷、硫、氯与氢气化合的难易及氢化物稳定性：化合难易：磷＜硫＜氯气。非金属性：Si＜P＜S＜Cl。【结论】同一周期从左到右，元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。思考问题认真听课、记笔记根据实验步骤猜测可能产生的实验现象。认真观看实验视频，观察并总结实验现象。认真听讲思考问题记笔记使学生更直观的总结规律课堂小结同周期元素金属性和非金属性的递变规律：金属性：从左到右，核电荷数增多，金属性逐渐减弱。非金属性：从左到右，核电荷数增多，非金属性逐渐增强。对本节课内容形成整体认知。使学生清楚本节课学了哪些内容。六、板书设计一、1-18号元素性质变化规律1.原子最外层电子排布2.原子半径周期性变化