职高化学（高教版）教案：元素周期律02.doc

元素周期律02 目的：1．使学生初步掌握原子核外电子排布、原子半径和元素主要化合 价的周期性变化； 2．认识元素性质的周期性变化，是元素原子的核外电子的周期性 排布的结果，从而理解元素周期律的实质。 课型：基本理论基本概念课 重点：元素周期律的实质 教法：分析法和归纳法 学情分析：在上节课学习电子排布后，对结构知识有了较深入的了解，可在此基础上进一步学习电子周期性变化对元素性质的影响。 学法指导：指导学习动手将1~18号元素排列出来，找到其周期性变化规律。 复习旧课：复习上一节课的有关内容，讲评作业。 引入新课：通过对常见元素原子最外层电子数的分析来引入新课。 [新课]： 一．核外电子排布的周期性：（板书） 1．原子序数：（板书） 通过分析所学过的几种元素，可以发现它们之间存在有一定的规律性，因此有必要认识这种规律性。 为了方便，人们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种序号，叫做原子序数。原子序数=核电荷数=质子数=原子核外电子数 原子序数在数值上与这种原子的核电荷数相等。 2．核外电子排布的周期性：（板书） 指导学生先动手写出原子序数为1－18的元素的原子最外层电子排布式，并找出最外层电子数变化的规律。 (1) 1－2号元素：最外层1－2个电子； (2) 3－10号元素：最外层1－8个电子； (3) 11－18号元素：最外层1－8个电子； 结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈周期性的变化。 指导学生将1－18号的元素排成一个初步的表格，例： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar 二．原子半径的周期性变化：（板书） 指导学生阅读书中P129表5－3，从中得出原子半径的数据。 将其比较之后再阅读书中P131图5－5，找出其变化的规律。 1．Li → F R↓； 2．Na → Cl R↓； 3．K → Br R↓； 4．稀有气体的R异常。 结论：随着原子序数的递增，元素的原子半径发生周期性的变化。 解释：稀有气体元素原子半径跟邻近的原子相比显得特别大，是因为测定的依据不同。 三．元素主要化合价的周期性变化：（板书） 指导学生默写1－18号元素中常见的化合价，阅读书中P129表5－3，进行比较。 1．Li Be B C N O F Ne ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 －2 －1 0 －4 －3 2．Na Mg Al Si P S Cl Ar ＋1 ＋2 ＋3 ＋4 ＋5 ＋6 ＋7 0 －4 －3 －2 －1 奇偶性规律：原子序数为奇数，主要化合价也为奇数；原子序数为偶数，主要化合价也为偶数。 结论：随着原子序数的递增，元素的化合价发生周期性的变化。 归纳以上事实，可以得出如下规律： 四、元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性的变化，这个规律叫做元素周期律。 这里元素的性质是指元素的金属性和非金属性。 金属性：具有金属元素的性质，即导电、导热，显正价，作阳离子等。 非金属性：具有非金属元素的性质，显负价，作阴离子、酸根离子。 小结：元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。 练习： 1、小结微粒半径大小比较的一般方法。(根据电子层数、核电荷数、电子数等来判断)：序大径小，层多径大。 [作业]：P132，1、2、3 1