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第二节元素周期律——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]一、原子核外电子的排布：三条原则一图式1.原子核外电子的分层排布：在多个电子的原子里，核外电子是分层运动的，又叫电子分层排布2.核外电子排布的三条原则①电子一般总是尽先排在能量最低的电子层里，当能量低的电子层排满后依次进入能量较高的电子层。②各电子层最多容纳的电子数为2n2个③最外层电子数不超过8个（K层不超过2个），次外层电子数不超过18个，倒数第三层电子数不超过32。3.原子结构（或离子结构）示意图：1——20号元素【例如】OAlNaCl原子结构示意图O2－Al3＋Na＋Cl－离子结构示意图【知识拓宽】1.电子数相同的粒子2.元素原子结构的特殊性的粒子（1——18号）电子层（n）1234567符号KLMNOPQ电子的能量由（低）--------------------------------→到（高）离核距离由（近）--------------------------------→到（远）电子最大容量2n2个，由（少）-----------------------→到（多）287+17283+13281+11+826+828+13328+1111128288+17（1）最外层电子数为1的原子有：HLiNa；（2）最外层电子数为2的原子有：HeBeMg；（3）最外层电子数跟次外层电子数相等的原子有：BeAr；最外层电子数是次外层电子数2倍的原子是：C；最外层电子数是次外层电子数3倍的原子是：O；最外层电子数是次外层电子数4倍的原子是：Ne；（4）次外层电子数是最外层电子数2倍的原子有：LiSi；（5）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有：LiP；（6）电子层数与最外层电子数相等的原子有：HBeAl；（7）电子层数是最外层电子数2倍的原子有：Li；（8）最外层电子数是电子层数2倍的原子有：HeCS；（9）最外层电子数是电子层数3倍的原子是：O；（10）原子核内无中子的原子1H；3.等质子数的粒子离子：9个质子的离子：F－、OH－、NH2－11个质子的离子：Na＋、H3O＋、NH4＋17个质子的离子：HS－、Cl－分子：14个质子：N2、CO、C2H216个质子：S、O24.等式量粒子式量28：式量78：式量98：式量32：核外电子数分子阳离子阴离子2He、H2Li＋、Be2＋H－10Ne、HF、H2O、NH3、CH4Na＋、Mg2＋、Al3＋、NH4＋、H3O＋OH－、NH2－、N3－、O2－、F－18F2、HCl、H2S、PH3、Ar、H2O2、C2H6、N2H4、CH4O、SiH4K＋、Ca2＋S2－、HS－、Cl－、P3－第二节元素周期律第2课时三维目标知识与技能1、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。2、通过实验操作，培养学生实验技能。过程与方法1、自主学习，自主归纳比较元素周期律。2、自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。情感、态度与价值观培养学生辩证唯物主义观点：量变到质变规律教学重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。教学难点探究能力的培养教具准备多媒体课件、实物投影仪。试管、烧杯、胶头滴管、砂纸、镁带、铝片、试管夹、火柴、酒精灯、酚酞试液、、1mo1/L盐酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。教学过程[新课导入]二、元素周期律１．核外电子层排布的周期性变化：根据1—18号元素原子结构示意图总结并找出规律。原子序数电子层数最外层电子数达到稳定结构时的最外层电子数1~211223~10218811~183188※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（K层由1－2），既原子核外电子排布呈现周期性的变化。2.原子半径呈现周期性变化：元素符号HHe原子半径nm0.037元素符号LiBeBCNOFNe原子半径nm0.1520.0890.0820.0770.0750.0740.071元素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0.1860.1600.1430.1170.1100.1020.099※随着原子序数的递增：元素原子半径：由大小、大小----------呈现周期性变化。3.元素的主要化合价呈现周期性变化原子序数最高正价或最低负价的变化1~2+13~10+1+4+5-4-111~18+1+4+5+7-4-1※规律随着原子序数的递增：元素主要化合价也呈现周期性变化。4.元素的金属性和非金属性呈现周期性的变化【温故知新】元素的金属性、非金属性强弱判断依据。性质强弱判断依据金属性①单质与水、与酸反应剧烈。②最高价氧化物的水化物的碱性强。非金属性①与氢结合能力强。②气态氢化物的稳定性强。.③最高价氧化物的水化物的酸性强。.【实验探究】第三周期元素性质的比较【实验1】Mg、Al与稀盐酸反应的比较：取一小段镁带和一小片铝片，用砂纸磨去表面的氧化膜，分别放入两支试管中，各加入2mL1mol·L－1的盐酸。金属MgAl现象反应剧烈，产生大量气泡不如镁剧烈，产生气泡反应方程式Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑结论镁的金属性比铝强【实验2】Mg、Al和水的反应的比较：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3ml水，并滴入两滴酚酞溶液。观察现象。过一会儿，分别用酒精灯给两试管加热至沸腾，并移开酒精灯，再观察现象。金属NaMgAl与冷水反应现象剧烈反应，产生大量气泡，溶液变红不反应不反应与沸水反应现象缓慢反应，产生气泡，溶液变浅红色更缓慢，产生气泡，溶液变浅红色最高价氧化物对应的水化物碱性强弱NaOH强碱Mg(OH)2中强碱Al(OH)3两性※讨论①比较钠、镁、铝与水反应的难易程度：由易到难②比较钠、镁、铝与酸反应的难易程度：由易到难③比较钠、镁、铝的最高价氧化物的水化物（氢氧化物）的碱性：碱性：NaOHMg(OH)2Al(OH)3※规律：金属性NaMgAl（减弱）【资料】Si、P、S、Cl四种非金属元素性质的比较SiPSCl单质与氢气反应的条件高温磷蒸气与氢气能反应加热光照爆炸点燃反应气态氢化物稳定性极不稳定，在空气中自燃很不稳定不稳定稳定最高价氧化物对应水化物的酸性H2SiO3弱酸H3PO4中强酸H2SO4强酸HClO4强酸（比H2SO4酸强）结论同周期从左到右，非金属性逐渐增强※规律：第三周期元素：NaMgAlSiPSCl，（从左到右）金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。对其它周期元素性质进行研究，也可得到类似的结论。【结论】在元素周期表中：同一周期从左到右，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。※元素周期律：（1）定义：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化，这一规律叫做元素周期律。（2）实质：原子结构（原子核外电子排布）的周期性变化。【知识拓展】1.微粒半径大小的比较（1）原子半径大小比较：根据元素周期表中的位置判断①同一周期从左到右：原子半径减小；②同一主族从上到下：原子半径增大。※讨论：电子层数（n值）越大，原子半径一定越大吗？（答：不一定）[例1]原子半径：LiBeBCNOFNaMgAlSiPSCl半径均比Li小（2）离子半径①阳离子半径小于相应的原子半径。②阴离子半径大于相应的原子半径。③同一主族从上到下：离子半径增大。④同一周期：阴离子半径大于阳离子半径。⑤电子层结构相同的离子：核电荷越大，半径越小。[例2]比较半径，按由大到小排序：S、Cl、Ca：CaSCl；S2－、Cl－、Ca2＋：S2－Cl－Ca2＋；Na、Mg、Al、S、Cl：NaMgAlSCl；Na＋、Mg2＋、Al3＋、S2－、Cl：S2－Cl－Na＋Mg2＋Al。[例3]aXm+、bYn+、cZn-、dRm-（mn）四种微粒的电子层结构相同。原子序数由大到小的顺序：abcd；离子半径由达到小的顺序：dRm-cZn-bYn+aXm+。a与b的关系：a===b+m－n；a与c的关系：a===c+m+n；b与d的关系：b===d+m+n。2.主族元素的电子排布规律（判断主族）①最外层3-----7个电子的：是与最外层电子数相应的主族元素；②最外层1-----2个电子的：不能确定，再看次外层：若次外层8个电子：是与最外层电子数相应的主族元素；若次外层9-----18个电子：是过渡元素。[例4]下列元素中，一定属于主族元素的有------------------------------------------------（ADE）元素ABCDE最外层电子数51232次外层电子数181814882个※主族元素的次外层电子数可能为8个18个3.原子序数差规律(1)ⅠA——ⅡA族元素：同一主族上下相邻两元素的原子序数之差与上面的元素所在周期的元素数目相同。(2)ⅢA－－ⅦA族元素：同一主族上下相邻两元素的原子序数之差与下面的元素所在周期的元素数目相同。[例5]ⅠA周期元素数目第一周期1H---------------------------2种原子序数差：2第二周期3Li---------------------------8种原子序数差：8第三周期11Na--------------------------8种[例6]ⅦA周期元素数目第二周期9F---------------------------8种原子序数差：8第三周期17Cl-------------------------8种原子序数差：18第四周期35Br-------------------------18种4.同周期的ⅡA和ⅢA族元素的原子序数差:第2、3周期（短周期）元素原子序数都相差1；第4、5周期（短周期）元素原子序数都相差11；第6、7周期（短周期）元素原子序数都相差25；第二节元素周期律第3课时三维目标知识与技能1、掌握元素周期表和元素周期律的应用。2、了解周期表中金属元素，非金属元素分区。3、掌握元素化合价与元素在周期表中位置的关系。过程与方法1、归纳、比较。通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。2、自主学习。引导自主探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。情感、态度与价值观培养学生辩证唯物主义观点，培养学生科学创新品质，培养学生理论联系实际的能力。教学重点：周期表、周期律的应用教学难点：“位、构、性”的推导教具准备多媒体、实物投影仪教学过程[新课导入]三、元素周期表、元素周期律的应用1.元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系※规律：①周期表中金属、非金属之间并没有严格的界线。在分界线附近的元素既能表现出一定的金属性又能变出一定的非金属性。②金属性最强的在周期表的左下方，是Fr；非金属性最强的在周期表的右上方，是F。2.元素的化合价与元素在周期表中位置的关系（对于主族元素）最高正价数==族序数==最外层电子数负价数==8－族序数==8－最外层电子数※非金属元素：最高正化合价和它的负化合价的绝对值之和等于8。※同周期、同主族元素的结构、性质递变规律周期表中位置同周期（左→右）同主族（上→下）原子结构核电荷数↑↑电子层数相同↑最外层电子数↑相同原子半径↓↑性质主要化合价↑相同元素金属性↓↑元素非金属性↑↓单质氧化性↑↓单质还原性↓↑最高价氧化物对应水化物的酸性↑↓最高价氧化物对应水化物的碱性↓↑气态氢化物的稳定性↑↓3.元素周期律、元素周期表的指导意义（1）是学习、研究化学的重要工具。（2）为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了