元素周期律教学设计
<p>一、学习目标</p><p>1.能结合有关数据和实验事实认识元素周期律。</p><p>2.认识物质的结构与性质之间的辩证关系。</p><p>二、教学重点及难点</p><p>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。</p><p>三、设计思路</p><p>元素周期律的是高中化学的基础理论内容，但是元素性质的周期性变化可以从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，对于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。</p><p>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。</p><p>元素周期律反映的是的最外层电子数、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。</p><p>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，还要学会利用元素周期律在生产中的具体运用。</p><p>四、教学过程</p><p>[导入]</p><p>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。</p><p>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。我们已学过的钠元素、镁元素所表现的性质就属典型的金属性，而卤族元素(氯元素、溴元素和碘元素)的性质就具有典型的非金属性。</p><p>在《化学1》中我们学习过，元素的金属性是指元素的原子失去电子的能力;元素的非金属性是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。</p><p>[复习]</p><p>(ppt：2)</p><p>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。</p><p>2.随着原子序数的递增，元素原子半径呈现周期性的变化。</p><p>3.随着原子序数的递增，元素化合价呈现周期性的变化。</p><p>[思考与讨论]</p><p>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?</p><p>引导学生阅读教材中的“信息提示”：(ppt：3)</p><p>[投影]元素金属性强弱判断的依据：</p><p>1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易。</p><p>2.最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。</p><p>3.单质与盐溶液的置换反应。</p><p>元素非金属性强弱判断依据：</p><p>1.最高价氧化物的水化物的酸性强弱。</p><p>2.与氢气生成气态氢化物的难易程度及氢化物的稳定性。</p><p>3.单质与盐溶液的置换反应。</p><p>新课</p><p>[讲述]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。</p><p>[板书]：</p><p>4.元素金属性、非金属性的周期性变化。</p><p>[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250 mL 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。</p><p>(学生分组进行实验1，并叙述实验现象。)</p><p>[小结] 这个实验证明钠遇冷水就剧烈反应。</p><p>[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。</p><p>(学生分组进行实验2，并叙述实验现象。)</p><p>[小结] 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。</p><p>(学生分组进行实验3，并叙述实验现象。)</p><p>[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2 mol·L -1盐酸2 mL，观察并记录实验现象。</p><p>[小结] 这说明镁的金属性比铝强。</p><p>(学生写出以上反应的化学方程式。)</p><p>[板书] 2Na+2H2O====2NaOH+H2↑</p><p>Mg+2H2O Mg(OH)2+H2↑</p><p>Mg+2HCl====MgCl2+H2↑</p><p>2Al+6HCl====2AlCl3+3H2↑</p><p>[投影](ppt：5)</p><p>性质NaMgAl</p><p>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</p><p>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</p><p>[提问] 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?</p><p>[小结] 钠、镁、铝的金属性依次减弱。</p><p>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。</p><p>[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。</p><p>[提问] 请同学们阅读并分析P6表1-4分析上表，回答Si、P、S、Cl的非金属性的强弱，并解释其原因。(ppt：6)</p><p>[小结] Si、P、S、Cl的非金属性依次递增。</p><p>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。</p><p>[板书]</p><p>随着核电荷数的递增，元素的非金属性呈现周期性的变化。</p><p>其金属性、非金属性递变规律如下：</p><p>[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。</p><p>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。</p><p>[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。</p><p>[课堂小结](ppt：7)</p><p>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。</p>
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