高一化学素材：备课资料第一单元核外电子排布与周期律

学必求其心得，业必贵于专精学必求其心得，业必贵于专精学必求其心得，业必贵于专精备课资料一、能级交错现象能级交错是指电子层数较大的某些轨道的能量反低于电子层数较小的某些轨道能量的现象.如4s反而比3d的能量小，填充电子时应先充满4s而后才填入3d轨道。过渡元素钪的外层电子排布为4s23d1，失去电子时，按能级交错应先失去3d电子,成为4s23d0，而从原子光谱实验得知，却是先失4s上的电子成为4s13d0。这是由于3d电子的存在,削弱了原子核外对4s电子的吸引而易失去的。过渡元素离子化时，大体是先失去ns电子，但也有先失去(n-1)d电子的，像钇等。能级交错的顺序不是绝对不变的，在原子序数大的原子中,3d轨道可能比4s轨道的能量低。鲍林多电子原子能级和徐光宪公式处理多电子原子问题时，认为其他电子对某个电子i的排斥，相当于其他电子屏蔽住原子核，抵消了一部分核电荷对电子i的吸引力，称为其他电子对电子i的屏蔽作用（screeningeffect），引进屏蔽常数σ（screeningconstant)表示其他电子所抵消掉的核电荷。这样多电子原子中电子i的能量公式可表示为：（9。7）式中(Z—σ）=Z′称为有效核电荷(effectivenuclearcharge）。多电子原子电子的能量和Z、n、σ有关。Z愈大，相同轨道的能量愈低，如基态氟原子1s电子的能量比基态氢原子1s电子的能量低;n愈大，能量愈高；起屏蔽作用的电子愈多，总的屏蔽作用愈强。σ愈大,能量愈高。影响σ有以下因素：（1）外层电子对内层电子的屏蔽作用可以不考虑，σ=0；（2）内层(n-1层）电子对最外层(n层)电子的屏蔽作用较强，σ=0.85，离核更近的内层(n—2层)电子对最外层电子的屏蔽作用更强,σ=1。00;（3)同层电子之间也有屏蔽作用，但比内层电子的屏蔽作用弱，σ=0.35，1s之间σ=0.30。n相同l不同时，l愈小的电子,它本身的钻穿能力愈强，离核愈近，它受到其他电子对它的屏蔽作用就愈弱，能量就愈低Ens＜Enp＜End＜Enf。氢原子只有1个电子，无屏蔽作用，其激发态能量与l无关。（4）l相同,n不同时，n愈大的电子受到的屏蔽作用愈强，能量愈高:Ens＜E（n+1）s＜E（n+2）s＜…Enp＜E(n+1）p＜E（n+2）p＜…（5）n、l都不同时,情况较复杂。比如3d和4s，会出现n小的反而能量高的现象,E4s＜E3d，称为能级交错。二、多电子原子的原子轨道的近似能级图美国科学家鲍林(PaulingLC）根据大量的光谱数据计算出多电子原子的原子轨道的近似能级顺序，如下图.插入图片Y03此图按原子轨道能量高低的顺序排列，排在图的下方的轨道能量低，排在图上方的轨道能量高；不同能级组之间能量差别大，同一能级组内各能级之间能量差别小；每个小圆表示一个轨道。np能级有三个轨道，能量相同，称为三重简并轨道。同样nd能级的五个轨道是五重简并轨道。同一电子层的轨道用线连接。要指出的是，这个能级顺序是基态原子电子在核外排布时的填充顺序，与电子填充后的顺序不一致。三、多电子原子能级组我国著名化学家北京大学徐光宪教授，根据光谱实验数据，对基态多电子原子轨道的能级高低提出一种定量的依据，即n+0.7l值愈大，轨道能级愈高,并把n+0.7l值的第一位数字相同的各能级组合为一组，称为某能级组，见下表。能级1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6pn+0.7l1.02。02。73.03.74。04。44。75.05.45.76。06.16。46。7能级组ⅠⅡⅢⅣⅤⅥ组内电子数288181832根据徐光宪公式计算可以明确原子能级由低到高依次为1s，（2s，2p）,(3s，3p)，（4s，3d，4p），(5s，4d，5p),(6s，4f，5d，6p)…括号表示能级组。此顺序与鲍林近似能级顺序吻合.元素周期律从容说课在无机化学知识系统化、结构化的过程中，元素周期律起着举足轻重的作用。学好这部分知识，对以后化学的学习，能起到一个指导性的作用。元素周期律的内容是纯理论性的,但是元素性质的周期性变化的结论,却要通过实验探究和对图表、资料进行分析而得出的，所以，要注意激发学生的学习主动性,让学生去动手实验获取证据，让学生去分析图表、资料获取信息。具体来说，原子的最外层电子数、原子半径的周期性变化可通过表格和函数图象来呈现，而元素的金属性的周期性变化，可以由学生在分组实验的基础上，观察Na与冷水、Mg与冷水、Mg与沸水、Mg和Al与同浓度盐酸反应的剧烈程度,根据获得的第一手证据，来推导出结论，元素的非金属性的周期性变化,可以让学生阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。由于元素周期律是建立在大量实验事实和资料信息的基础上的,所以，要引导学生在实验事实的基础上、在查阅到的资料信息的基础上,运用信息提示、文字资料、图表资料进行探究活动,通过对比、分类、归纳、总结等方法进行学习。元素周期律反映的是元素性质即原子的最外层电子数、原子半径、元素的化合价、元素的金属性非金属性的周期性变化，而元素性质的周期性变化的根本原因是原子的最外层电子排布的周期性变化，所以，要引导学生利用前一课时所学的原子结构知识来探究元素周期律的本质原因，强化“结构决定性质"这一点。通过元素周期律的学习，不仅是要学习到具体的周期性变化的规律，而且，还要学会元素的原子半径大小的比较方法、利用原子的最外层电子数确定元素的化合价及物质化学式的方法、元素的金属性和非金属性的判断依据等等，即要学会运用，因而，在教学中要加强练习和巩固。教学重点元素周期律教学难点运用多种探究手段，获取证据和信息，推导出元素性质的周期性变化规律。教具准备电脑图片若干、投影片若干化学仪器：试管、烧杯、滴管、砂纸化学试剂：钠、镁、铝、2mol·L—1的盐酸、酚酞试液三维目标知识与技能1.能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。2。了解元素原子核外电子排布、原子半径、元素的化合价、元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。过程与方法1。运用实验方法获取证据,推导出元素的金属性和非金属性的周期性变化规律。2。运用对比、分类、归纳、总结等方法进行学习.3.阅读材料、观看实验录像或电脑模拟动画,以获得直观的、感性的材料。4。通过表格和函数图象来呈现原子的最外层电子数、原子半径的周期性变化。情感、态度与价值观了解周期律的发现过程，体会科学发现的艰辛.第1课时教学过程导入新课钟表记时，从零点到24点为一天，再从零点到24点又为一天.这种周而复始、循环往复的现象，我们称之为周期性.生活中记时，一天以小时为序排列体现周期性，元素以什么为序排列表现周期性呢？我们学过的卤族元素，随原子核外电子数的增加，原子核外电子层数递增,但最外层电子数依然保持7个，这也是一种周期性的表现。从性质看,元素在某些方面也有周期性变化的规律。推进新课请大家阅读教材P4第一段课文.师什么叫原子序数？根据原子序数的规定方法,该序数与原子组成的哪些粒子数有关系？有什么关系？板书：元素周期律原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数1。最外层电子排布的周期性变化我们把核电荷数从1～18的元素，也就是把原子序数1～18号的元素按下表排列。请1、3、5、7组的同学画出3～10号元素的原子结构示意图，2、4、6、8组的同学画出11～18号元素的原子结构示意图,全体同学画出1、2号元素的原子结构示意图。投影：插入图片Y05插入图片Y06师从填写结果看，你认为原子核外最外层电子排布随原子序数的递增有什么规律性的变化？生1～2号元素原子核外只有1个电子层，最外电子层中所填充的电子数从1到2个，最多填充了2个电子。3～10号元素原子核外有2个电子层，最外层即第2电子层中所填充的电子数从1到8个,最多填充了8个电子。11~18号元素原子核外有3个电子层，最外层即第3电子层中所填充的电子数从1到8个。师我们可归纳为如下表：原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时最外层电子数1~211→223～1021→8811～1831→88结论: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投影：函数图象：最外层电子数随核电荷数的递增而呈现的变化.（参见教材P3图）师下面我们再看一下元素的原子半径的周期性变化情况：板书：2。元素原子半径的周期性变化.师请观察1～18号元素的原子半径数据投影：插入图片Y06A；S＊2;X＊2从表中的数据看，你认为元素原子半径随原子序数的递增呈现什么规律性的变化？(稀有气体元素的原子半径暂不考虑，因为稀有气体的原子半径的测定方法与其他元素原子半径的测定方法不同）生观察并回答（略)。师当原子的电子层数相同时,随着原子序数的递增，元素原子半径呈周期性变化。（由大到小)投影:原子序数原子半径的变化3~90。152nm→0。071nm大→小11～170。186nm→0。099nm大→小结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化元素的原子半径随着电子层数递增而增大电子层数相同的元素的原子半径随着电子数的递增而减少。插入图片Y07师当原子的电子层数相同时，为什么随着原子序数的递增,元素原子半径会逐渐减小?元素原子的半径大小受哪些因素的影响呢？当原子的电子层数相同时，元素原子的半径大小，主要取决于原子核对外层电子的引力大小.随着原子序数的递增，原子核所带的正电荷数逐渐增大，核外电子所带的负电荷数也逐渐增大，两者之间的引力也在逐渐增大，所以，原子半径逐渐减小。请同学们参照数据，以元素原子的最外层电子数为横坐标,以原子半径为纵坐标，作出图象。师当原子的电子层数不同而最外层电子数相同时,你认为元素原子半径随原子序数的递增会呈现什么规律性的变化?生元素原子半径会随原子序数的递增而逐渐增大。师在比较粒子的半径大小时,除了以上两条规律，还有什么规律吗？生还有:阳离子半径＜对应的原子半径阴离子半径＞对应的原子半径师还有：电子层排布相同的阴阳离子，核电荷数越大，离子半径越小。师电子层排布相同的阴阳离子，因为核外电子数相同，所以,离子半径主要取决于核电荷数的大小,核电荷数越大，原子核对外层电子的引力就越大，离子半径就越小.板书：半径比较的规律：（1）原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小（2）最外层电子数相同时,电子层数越多，半径越大(3）阳离子半径＜对应的原子半径阴离子半径＞对应的原子半径（4）电子层排布相同的离子，核电荷数越大，半径越小。3.元素化合价的周期性变化。师请同学们观察下图:插入图片Y081～18号元素的最高正化合价和最低负化合价，已列在此表上，大家从表上看，元素的化合价随着元素原子序数的递增有什么规律性的变化？生随着原子序数的递增，元素的化合价呈周期性变化(+1→+7、-4→—1)。师请大家仔细观察下表，思考:元素的最高正价与什么有关？元素的最低负价与什么有关?元素的最高正价与最低负价之间有什么联系？投影：原子序数化合价的变化1~2+1→03～10+1→+5；—4→-1→011～18+1→+7；-4→—1→0结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化板书:元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）元素的负化合价（非金属具有）=8-最外层电子数师非金属元素一般具有可变的化合价,如C、N、P、S、Cl等.师请注意，以上规律主要是针对主族元素而言的,副族和Ⅷ族情况较复杂.师随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布、原子半径（稀有气体除外）和化合价均呈现周期性变化.19号以后的元素，上述三个方面的变化规律虽比1到18号元素的要复杂些，但总的变化趋势是相同的.请大家思考：随着原子序数的递增,元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化?如何比较元素的金属性及非金属性？下节课我们进行讨论.课堂小结本节课我们通过1~18号元素的分析、探究，学习了随着原子序数的递增，原子的最外层电子数、原子半径及主要化合价的变化规律，为我们下一节课学习元素周期律打下基础.布置作业元素周期律的有关练习板书设计元素周期律原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子核外电子数1。最外层电子排布的周期性变化2。元素原子半径的周期性变化半径比较的规律：（1)原子电子层数相同时，最外层电子数越多,半径越小.(2）当原子的最外层电子数相同时，随着原子序数的递增,元素原子半径逐渐增大。（3)阳离子半径＜对应的原子半径阴离子半径＞对应的原子半径(4）电子层排布相同的阴阳离子，核电荷数越大,离子半径越小。3.元素主要化合价的周期性变化。元素的最高正价=最外层电子数（O、F及稀有气体元素除外）元素的负化合物(非金属)=8-最外层电子数活动与探究1。最外层电子排布的周期性变化探究目的学生活动教师指导最外层电子排布的周期性变化回顾1～18号元素的最外层电子排布情况引导学生回顾1～18号元素的核外电子排布情况进行分析、讨论、交流:1~2号元素的最外层电子数依次从1递增到23～10号元素的最外层电子数依次从1递增到811～18号元素的最外层电子数依次从1递增到8引导学生得出结论：每隔一定数目的元素，元素原子的最外层电子数依次从1递增到8（1～2号元素从1递增2)，呈现周期性的变化绘出函数图象指导学生确定横坐标、纵坐标2。元素原子半径的周期性变化探究目的学生活动教师指导元素原子半径的周期性变化分析原子半径数据给出3～9号、11~17号元素的原子半径数据进行归纳、小结：3～9号元素原子的半径依次减小11～17号元素原子的半径依次减小引导学生得出结论：每隔一定数目的元素,元素的原子半径呈现周期性的变化绘出函数图象指导学生确定横坐标、纵坐标3。元素化合价的周期性变化探究目的学生活动教师指导元素化合价的周期性变化分析化合价特点给出1~18号元素的正、负化合价进行归纳、小结:3~9号元素的正化合价从+1过渡到+5，负化合价从—4过渡到—111～17号元素的正化合价从+1过渡到+7，负化合价从—4过渡到—1引导学生得出结论：每隔一定数目的元素，元素的化合价呈现周期性的变化第2课时教学过程导入新课师前一节课，我们探究学习了元素原子最外层电子排布的周期性变化、元素原子半径的周期性变化，及元素化合价的周期性变化。到现在为止,人们发现的一百多种元素,它们的原子结构不同，性质各异。为了研究方便，我们把元素所表现的各种性质分为两大类,一类称为金属性，另一类称为非金属性。我们已学过的碱金属元素所表现的性质就属典型的金属性,而卤族元素的性质就具有典型的非金属性。大家回忆一下，在碱金属元素中,各元素金属性的相对强弱是用什么实验事实来说明的?卤族元素中,各元素的非金属性的相对强弱又是用什么事实说明的?大家都知道，元素的金属性，指元素的原子失去电子的能力;元素的非金属性，指元素的原子获得电子的能力。这些知识我们今天都要用到.投影：复习1。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。2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化.3.随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。思考与讨论随着原子序数的递增,元素的金属性、非金属性是否也呈现周期性的变化？如何比较元素的金属性及非金属性？元素金属性强弱判断的依据:1。单质跟水(或酸）反应置换出氢的难易。2.最高价氧化物对应的水化物—-氢氧化物的碱性强弱。3。单质与盐溶液的置换反应。元素非金属性强弱判断依据：1。最高价氧化物的水化物的酸性强弱。2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。3。单质与盐溶液的置换反应。推进新课师下面，我们将依据这个判断元素的金属性强弱的方法，通过分组实验，来研究11~13号元素金属性强弱的变化情况.板书：4。元素金属性、非金属性的周期性变化。投影：【实验1】切取绿豆大小的一小块金属钠，用滤纸吸干其表面的煤油。在一只250mL烧杯中加入少量的水，在水中滴加两滴酚酞溶液，将金属钠投入烧杯中，观察并记录实验现象.师请大家分组进行实验，并叙述实验现象。生钠浮在水面上，很快熔成一小球，做无规则的游动，并发出咝咝响声，烧杯内溶液变红。师这个实验证明钠遇冷水就剧烈反应。投影：【实验2】将已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条放入试管中,向试管中加入适量的水，再向水中滴加两滴酚酞溶液,观察实验现象。再加热试管，观察并记录实验现象.师请进行第二个实验。生镁与冷水几乎不反应，加热后,镁条上有气泡产生，溶液变红.师这个实验说明镁与冷水不反应，需加热才能反应，说明钠的金属性比镁强。投影：【实验3】在两支试管中，分别放入已用砂纸打磨除去氧化膜的一小段镁条和铝片，再向试管中各加入2mol·L—1盐酸2mL，观察并记录实验现象。生都产生气体,镁比铝反应更剧烈.师这说明镁的金属性比铝强。师请同学们写出以上反应的化学方程式。生2Na+2H2O====2NaOH+H2↑Mg+2H2OMg(OH）2+H2↑Mg+2HCl====MgCl2+H2↑2Al+6HCl====2AlCl3+3H2↑投影：性质NaMgAl单质与水(或酸）的反应情况与冷水剧烈反应与冷水缓慢、与沸水迅速反应，与酸剧烈反应与酸迅速反应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱NaOH强碱Mg(OH）2中强碱Al（OH)3两性氢氧化物师以上实验说明了钠、镁、铝的金属性是如何递变的？为什么会有这样的递变规律？生钠、镁、铝的金属性依次减弱。因为从钠到铝，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减，原子核对最外层电子的引力逐步增强,原子失去最外层电子的能力逐步减弱，所以，元素的金属性依次减弱。板书：随着核电荷数的递增，元素的金属性呈现周期性的变化。师请同学们阅读并分析P6表1—4完成下表。投影：性质SiPSCl非金属单质与氢气反应条件及氢化物稳定性高温,SiH4不稳定蒸气与氢气反应，PH3不稳定须加热,H2S较高温度分解光照或点燃，HCl十分稳定最高价氧化物及对应水化物的酸性SiO2H4SiO4弱酸P2O5H3PO4中强酸SO3H2SO4强酸Cl2O7HClO4最强酸师阅读并分析上表，回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱,并解释其原因。生Si、P、S、Cl的非金属性依次递增。因为从Si、P、S到Cl，原子的最外层电子数依次递增，元素的原子半径依次递减,原子核对最外层电子的引力逐步增强，原子得到电子的能力逐步增强，所以元素的非金属性依次增强。板书:随着核电荷数的递增，元素的非金属性呈现周期性的变化.其金属性、非金属性递变规律如下:投影:插入图片Y10结论：随着原子序数的递增,元素的金属性、非金属性呈现周期性的变化。元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增而呈现周期性的变化.板书：元素周期律的实质：元素周期律是元素原子的核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。课堂小结本节课我们进一步探究了元素的金属性、非金属性的周期性变化，总结出元素周期律。我们归纳出元素周期律的实质是:元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果.布置作业教材P101板书设计4.元素的金属性、非金属性的周期性变化随着核电荷数的递增，元素的金属性呈现周期性变化。随着核电荷数的递增，元素的非金属性呈现周期性变化。元素周期律实质：元素周期律是元素原子核外电子排布随着元素核电荷数的递增发生周期性变化的必然结果。活动与探究钠、镁、铝的金属性递变规律学生活动教师组织备注进行分组实验1:钠、镁、铝与水的反应指导学生进行实验，解答学生疑问，处理突发情况注意实验的安全，特别是钠与水的反应进行分组实验2:镁、铝与稀盐酸的反应同上进行分组实验3:铅与过量的强碱溶液的反应同上备课资料知识补充:元素周期律的实质是什么？元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果。元素原子核外电子的排布具有周期性，随着原子序数的递增,每隔一定数目的元素,会重复出现最外层电子数从1个递增到8个的情况.这种周期性变化导致：(1)原子半径的周期性变化同周期从左向右依次减小(惰性元素原子半径大）.同主族从上向下依次增大。（2）元素主要化合价的周期性变化同周期最高正价从＋1变到＋7（O、F除外)。中部（Ⅳ族）开始有负价,从－4递变到－1。另外主族元素有:|负化合价｜＋｜正化合价|=8。(3）元素金属性与非金属性的变化同周期元素从左向右金属性减弱，非金属性增强。元素周期表及其应用从容说课元素周期表是元素周期律的具体表现形式，学会使用周期表是本单元的主要目的,因此要认识周期表的结构，要探究元素在周期表中的位置与原子结构、元素化学性质三者之间的关系。可以采取以下方法进行教学：1.引导学生观察元素周期表的结构，学习元素周期表。元素周期表虽然是初次正式学习，但是学生并不陌生,从初中开始，学生就在教师的引导之下，把周期表作为一个学习的工具在使用，查阅相对原子质量、查找元素符号、获取元素的电子排布情况等等。本次周期表的学习，要更加全面、系统地来学习。2.在《化学1》中已经学习了钠元素及其化合物的性质，本次学习周期表，要引导学生运用元素在周期表中的位置、原子的电子层结构来推测钾元素及其化合物的性质。卤族元素及其化合物的性质已经学习过，此处应利用周期表知识来解释它们具有相似性质的原因。3。复习巩固周期律中所学的元素金属性、非金属性的递变规律，在此基础上，从原子结构出发,推导出同主族元素性质的递变规律.4。将同周期元素性质的递变规律、同主族元素性质的递变规律进行整合，全面认识元素周期表中元素性质的递变规律。弄清下列问题：金属性最强的元素在周期表的什么位置?非金属性最强的元素又在周期表的什么位置？为什么金属分布在左下角？为什么非金属分布在右上方？5.重点强调元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间的关系。6。指导学生查阅图书和网络资料，了解有关的化学史料，加深对周期表的理解。教学重点元素周期表的结构及其应用。教学难点元素在周期表中的位置与原子结构、元素化学性质三者之间的关系。教具准备投影片若干、元素周期表挂图。三维目标知识与技能1。知道元素周期表是元素周期律的具体表现形式，能描述元素周期表的结构,初步学会运用元素周期表。2.知道同周期、同主族元素性质的递变规律.3.理解元素在周期表中的位置与它的原子结构、元素化学性质三者之间的关系。过程与方法1.运用直接观察法学习元素周期表的结构.2.运用逻辑推理方法研究学习同主族元素性质的递变规律。3。采用研究性学习方式学习有关周期表的史料。情感、态度与价值观1.了解周期表的编制过程，了解科学发现和发展的历程。2.认识周期表的理论对实践的指导作用.第1课时教学过程导入新课我们已经学习过了元素周期律的有关内容,现在请大家来完成一个任务：将1～18号元素排列在一张表格中，这张表格必须体现出周期律内容，即要能体现出原子最外层电子排布、原子半径、元素的化合价的周期性变化规律。（在学生画出表格后,师生共同评议某些学生画出的表格）推进新课师你们刚才所做的工作，在136年以前，早有一位化学家已经为此辛劳过,他就是俄国化学家——门捷列夫.请仔细观察元素周期表的结构。展示《元素周期表》挂图，指出这只是其中的一种，国外不一定用这种，指导学生归纳编排原则:①按原子序数递增的顺序从左到右排列。②将电子层数相同的元素排成一个横行。③将最外层电子相同（外围电子排布相似)的元素按电子层的递增的顺序从上到下排成纵行。板书：元素周期表及其应用一、元素周期表的结构1。周期观察《元素周期表》并思考：教材P8问题1.投影:(一）横排1.有多少个横行？每个横行称为什么？2。同行元素组合起来的依据是什么？电子层数与周期序数有何关系？3.每横行各有多少种元素?首尾各是什么元素？原子序数各是多少？生7个横行即7个周期,每个横行称为一个周期。师具有相同的电子层数的元素按照原子序数递增的顺序排列的一个横行称为一个周期。板书：周期序数=电子层数师第一行有2种，第二行有8种，三、四、五、六、七排分别有8、18、18、32、26种。每一周期都是从碱金属元素开始过渡到卤素，最后以稀有气体元素结束。投影：（教师投影、学生填写）类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1H～He23长周期456不完全周期7Fr～112号师第6周期中，57号元素到71号元素,共15种元素,它们原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。第7周期中,89号元素到103号元素，共15种元素,它们原子的电子层结构和性质也十分相似，总称锕系元素。为了使表的结构紧凑,将全体镧系元素和锕系元素分别按周期各放在同一个格内，并按原子序数递增的顺序，把它们分两行另列在表的下方。在锕系元素中92号元素铀（U）以后的各种元素，多数是人工进行核反应制得的元素,这些元素又叫做超铀元素。师请思考：如果不完全周期排满后，应为多少种元素？生应为32种元素。类别周期序数起止元素包括元素种数核外电子层数短周期1H～He212Li～Ne823Na～Ar83长周期4K～Kr1845Rb~Xe1856Cs～Rn326不完全周期7Fr～112号267投影：已知镁元素和溴元素的原子结构示意图：它们分别位于第几周期？为什么？生镁有三个电子层，位于第3周期；溴有四个电子层,位于第4周期。师观察《元素周期表》并思考：教材P8问题1中的第二个问题。投影:（二）纵行1。有多少纵行?每个纵行称为一个族吗？分析族序数在写法上有何不同？2。据你所知，同一主族元素的原子结构有何特点，与其族序数有何关系?你能写出从左到右各族的序数吗?板书：2。族概念：周期表中的每一个纵行称为一族,族的序号一般用罗马数字表示。分类：（见投影）投影：填表类别主族副族第Ⅷ族0族定义由短周期和长周期元素共同构成的族由短周期元素组成的族——原子结构最外电子数1至8个最外层电子数1至7个最外层电子数为2个或8个表示ABⅧO纵行数7731板书：（1）周期表中共有18个纵行，16个族。（2）主族的序数=最外层电子数=该元素的最高正化合价师“族”的情况可总结如下:共有16个族，七个主族、七个副族、一个Ⅷ族、一个0族投影:已知某主族元素的原子结构示意图如下，判断其位于第几周期，第几族？生X位于第4周期、ⅠA族；Y位于第5周期、ⅦA族。师能判断它们分别是什么元素吗?可对照元素周期表.生X为钾元素，Y为碘元素。师请学生们画出元素周期表框架图。板书:课堂小结本节课主要学习了周期表的结构：周期（短周期、长周期、不完全周期）、族(主族、副族、Ⅷ族、0族)。了解了周期表与原子结构的关系。请同学们熟练掌握。布置作业教材P102、P1112板书设计元素周期表及其应用一、元素周期表的结构1.周期周期序数=电子层数2。族概念：周期表中的每一个纵行称为一族，族的序号一般用罗马数字表示。分类：（见投影）（1）周期表中共有18个纵行,16个族(2）主族元素的族序数=元素的最外层电子数=元素的最高正化合价活动与探究请完成下列表格NSNaAlNe原子结构示意图在周期表位置周期族据上表分析:1。这些元素的电子层数与周期序数的关系。2.除Ne外，其他各元素原子的最外层电子数与所在族序数的关系。第2课时教学过程导入新课通过元素周期律的学习，我们知道了元素性质的周期性变化规律，通过元素周期表内容的学习，我们又知道了各元素在周期表中的位置，那么,元素在周期表中的位置，与该元素的原子结构、元素性质之间，是否也有着一定的联系呢？板书：二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1。元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系推进新课师同周期从左到右，元素的金属性和非金属性如何变化?生同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强。师请从微观角度分析，同周期元素的金属性递减、非金属性递增与原子结构之间的关系。生（讨论、交流）同周期从左到右，电子层数相同,元素原子的半径逐渐减小，原子核对外层电子的引力逐渐增强，金属原子失去电子的能力逐渐减弱,非金属原子得到电子的能力逐渐增强,所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。板书：同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.师根据元素的金属性，可以推导出元素与水和酸反应的剧烈程度、元素所对应的水化物的碱性强弱等.根据元素的非金属性，可以推导出元素与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性、元素所对应的水化物的酸性强弱等.判断：①硒酸与高溴酸的酸性强弱 答案：硒酸＜高溴酸②H2Te与HI的稳定性 答案：稳定性H2Te＜HI③LiOH与Be(OH）2的碱性 答案：碱性：LiOH＞Be（OH)2师以碱金属和卤素为例，大家讨论同一主族元素从上至下，元素性质将如何递变？投影:（投影教材P8表格)元素FClBrI形成的难易程度组成热稳定性学生阅读表格，从中提炼出卤族元素非金属性的变化情况.生同主族从上到下,元素的非金属性逐渐减弱。请同学们设计一个实验证明金属性：K＞Na.生设计方案如下：将绿豆大的一块钠和一块钾分别投入到盛有水的烧杯中，观察反应的剧烈程度。（演示实验）钾比钠反应剧烈，钾与水反应会发生轻微的爆炸现象.金属性：钠＜钾板书：同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。师大家再从微观角度分析，同主族元素的金属性递增、非金属性递减与原子结构之间的关系.生（分析、讨论、交流）同主族从上到下，电子层数不同,最外层电子数相同,元素原子的半径逐渐增大,原子核对外层电子的引力逐渐减弱，金属原子失去电子的能力逐渐增强，非金属原子得到电子的能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱.师根据元素的金属性，可以推导出元素与水和酸反应的剧烈程度、元素所对应的水化物的碱性强弱等。根据元素的非金属性,可以推导出元素与氢气化合的难易程度、氢化物的稳定性、元素所对应的水化物的酸性强弱等。请判断：①H2SO4和H3AsO4的酸性 答案:H2SO4＞H3AsO4②HCl和H2Se的稳定性 答案:HCl＞H2Se③Ca(OH)2和Al（OH）3的碱性 答案:Ca（OH)2＞Al（OH）3投影：插入图片Y12师请同学们找出金属性最强的元素(放射性元素除外)和非金属性最强的元素。生金属性最强的元素位于周期表左下角(除放射性元素外）是铯（Cs)；非金属性最强的元素位于周期表的右上角，是氟（F）.师请分析虚线右上方和左下方元素是金属还是非金属。生右上方为非金属，左下方为金属.师下面我们来分析元素在周期表中的位置、原子的结构、元素的性质之间的关系。板书：2.位置、结构、性质三者之间的关系元素在周期表中的位置原子的结构元素的性质师根据元素在周期表中的位置,我们可以推测元素原子的结构，预测元素主要的化学性质，从而指导我们学习和研究化学。元素周期表不仅对元素进行了分类,也揭示了一系列的科学观念.请阅读教材第9页最后两段内容。板书：三、元素周期表的意义1.预测新元素师今后发现的第120号元素应位于周期表中的第几周期和第几族？应与哪些元素的性质相似？生今后发现的第120号元素应位于周期表中的第8周期第ⅡA族，应与铍、镁、钙、锶、钡、镭等元素的性质相似.板书:2。寻找原料师现在，我们已初步体会到了周期表对我们学习的指导作用，那么，科学家们在完成这张元素周期表时，经历了怎样的一个过程呢?请大家阅读课本P10《门捷列夫与元素周期律》部分内容。板书：四、元素周期律的发现和周期表的编制投影：请同学们阅读思考：1.元素周期律发现的背景是什么？2。元素周期律的发现和周期表的编制是否应完全归功于门捷列夫？3。门捷列夫总结出的元素周期律是否就是我们现在所学的元素周期律？4。门捷列夫在研究的过程中，最突出的两大功绩是什么？5.通过这些资料，你认为人类认识世界的过程是不是一帆风顺的？所得到的知识是否都为绝对真理？(教师让学生分别回答以上各个问题,其中问题5由教师和学生共同完成)1.从18世纪中叶到19世纪中叶的100年间，随着科学技术的发展,新的元素不断地被发现。人们也逐渐积累了不少关于这些元素的物理、化学性质的资料。因此,人们产生了整理和概括这些感性材料的迫切要求。2.不应该。而是许多科学家不断研究、探索的智慧结晶。3.不是.门捷列夫的元素周期律指的是：元素（以及由它所形成的单质和化合物）的性质随着相对原子质量的递增而呈周期性的变化。如今的元素周期律已发展为：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化。4。首先是预言了某些未知元素，并为这些元素在表中留下了空位；其次是指出了当时测定的某些元素的相对原子质量数值可能有错误。5.人类认识世界的过程不是一帆风顺的,而是曲折的、螺旋式前进的。人们得到的知识不一定都是绝对真理，其中多数是处于发展中，并且在发展中不断地被完善。元素周期表的发现就是一个很好的例子。师从以上史料可以看出,元素周期律的发现和元素周期表的编制是经过一个发展过程的.从1789年拉瓦锡提出将元素分为四类。到1869年门捷列夫提出元素周期律为止,先后有德贝莱纳、高库尔特瓦、欧德林、迈耶尔、纽兰兹等科学家为此做出努力。如果没有“三素组”“螺旋图”“六元素表"“八音律”等元素分类工作的基础，就不会有门捷列夫的元素周期律。门捷列夫的元素周期律既是前人思想的继承，又是前人思想的创新和发展。元素周期律在门捷列夫之后又经过了不断地完善和发展，1894年拉姆塞发现惰性气体氩，继后又有氦的发现等.于是，在周期表中增加了一个零族，稀有气体排在这族中.1913年莫斯莱测定原子序数，并提出周期律的真正基础是原子序数而不是相对原子质量。直到今天，还有许多人在研究周期律,周期表也出现了多种形式，如维尔纳长式周期表、波尔塔式表等。另外，也一直有人工合成的新元素在不断地填充元素周期表.师(介绍人工合成元素的新进展.）师你们能说出周期表中为什么没有113、115、117号元素吗？生这些元素尚未被发现，或正在研究中。师确实这样！美国的劳伦斯·贝克莱实验室曾预计，该实验室和德国重离子研究中心以及俄罗斯的研究人员不久将会用氪离子来轰击铋靶子,以获得119号元素。由于119号元素会衰变成尚未发现的117、115和113号元素,所以科学家有可能一次就发现4种新元素!在这么多人工合成新元素的合成者中，却没有中国人的足迹,大家是否为此感到遗憾呢？生（很懊恼地）十分遗憾！师那么，就让我们向纽兰兹、门捷列夫等科学家学习吧，他们的研究历程向我们揭示了这样一个真理，即我们不但要学习前人的知识,更要在前人所积累的知识的基础上，进行创新和发展。引申到我们现在的学习中，就是既要牢固地掌握知识，又要灵活地运用知识，更要不断地扩充和发展知识。物理学家根据原子核结构理论计算，认为周期表最后可能出现的是原子序数为175的元素。人工合成的元素，将会完成第七周期,并进入第八周期，甚至第九周期.不过，机遇总是垂青于那些头脑有准备的人。如我们以前学习碱金属时所知道的英国化学家戴维，一生都是好学不倦,他仅在1807~1808年两年内就发现了钾、钠、钙、钡、镁、硼等元素,当时年仅29岁；1824年法国化学家巴拉尔发现溴,当时才22岁。师因此，只要我们努力学习,不断进取，那么,人工合成新元素的合成者中，出现中国人的身影就不再仅仅是一个希望!课堂小结本节着重掌握元素的性质、原子的结构及元素在周期表中的位置三者之间的统一关系:即位、构、性的统一。这对于学习化学有着重要的意义。布置作业练习与实践3、4、5、6、7、8、9、10板书设计二、元素的性质与元素在周期表中位置的关系1.元素的金属性和非金属性与元素在周期表中位置的关系同周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。同主族从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。2。位置、结构、性质三者之间的关系元素在周期表中的位置原子的结构元素的性质三、元素周期表的意义1。预测新元素2。寻找原料四、元素周期律的发现和周期表的编制活动与探究1.卤族元素非金属性强弱的变化学生活动教师组织得出结论1.观察、分析相关信息，提炼出变化规律:卤族元素气态氢化物的形成条件要求越来越高；卤族元素气态氢化物的稳定性越来越差投影出卤族元素气态氢化物的形成条件和稳定性2。从原子结构的微观角度分析原因：从上到下，卤族元素的原子半径逐渐增大,原子核对外层电子的吸引力逐渐减小,原子得电子的能力逐渐减弱引导学生在正确的方向上分析原子结构决定元素性质3。进行巩固练习投影相关习题2。碱金属元素金属性强弱的变化学生活动教师组织得出结论1。观察演示实验,通过现象提炼出变化规律：金属性:钠＜钾进行演示实验：将钠、钾分别投入到烧杯的水中从上到下，碱金属元素金属性逐