第一章 第二节元素周期律 第一课时
第一章第二节《元素周期律》教案
第一课时
一、教学目标
（一）知识与技能
1．掌握元素周期律的涵义和实质；
2．以第3周期为例，掌握同一周期内元素性质的递变规律与原子结构的关系；
3．以IA和VIIA族为例，掌握同一主族内元素性质递变规律与原子结构的关系。知道元素化合价与元素在周期表中的位置的关系；
4．了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。知道元素周期律和元素周期表对其他与化学相关的科学技术具有指导作用。
（二）过程与方法
1．培养学生对大量数据、事实进行分析、归纳和总结的能力；
2．培养学生的逻辑推理能力；
3．通过引导学生观察分析实验现象，培养学生的观察和分析问题的能力。
（三）情感态度与价值观
1．在元素周期律的归纳过程中，重视发现意识，让学生在发现中寻找结论，在合作中享受成功；
2．结合元素周期律的学习，使学生认识事物变化由量变引起质变的规律，对他们进行辩证唯物主义教育。
二、教学重点
元素周期律的涵义和实质；元素性质与原子结构的关系。
三、教学难点
元素性质和原子结构的关系。
四、教学过程
【引言】从前面我们所讨论原子结构和元素的性质关系可知，核电荷数不同的碱金属之间及卤族元素之间，在原子结构和性质上都呈现出一定的相似性和递变性，那么，在其他的核电荷数不同的元素之间，是否也存在着某种关系或规律呢？
【板书】元素周期律
一、原子核外电子的排布
【讲解】科学研究证明，多电子原子中的电子在核外运动并不是杂乱无章的，电子分别在能量不同的区域内运动。
（1）电子层
（2）电子层的划分（电子白板投出）
电子层（用n表示） 1 2 3 4 5 6 7
电子层符号 K L M N O P Q
离核距离近远
能量高低低高
（3）核外电子的排布规律（电子白板投出）
①各电子层最多容纳的电子数是2n2（n表示电子层）。
②最外层电子数不超过8个（K层是最外层时，最多不超过2个）；
次外层电子数目不超过18个，倒数第三层不超过32个。
③核外电子总是尽可能的先从内层排起，当一层充满后再填充下一层。（即排满K层再排L层，排满L层才排M层）。
（4）原子结构示意图。
电子白板投出钠原子的结构示意图可表示为，请大家说出各部分所表示的含义。
【生】圆圈表示原子核，＋11表示核电荷数，弧线表示电子层，弧线上的数字表示该层电子数。
【练习师巡】请根据以上规律画出核电荷数为1～20的元素原子结构示意图。
【电子白板投出订正并练习】1．判断下列示意图是否正确？为什么？
【答案】（A、B、C、D均错）A、B违反了最外层电子数为8的排布规律，C的第一电子层上应为2个电子，D项不符合次外层电子数不超过18的排布规律。
（5）离子结构示意图
【电子白板投出练习】2．写出下列离子的离子结构示意图：Mg2＋ F－ Br－ Ca2＋
答案：2．
（6）稀有气体的最外层电子数有什么特点？
稳定结构：把最外层为8个电子（若只有K层且为2个电子）的结构，称为稳定结构。
【科学探究】填表1－18号元素相关内容，并注意原子序数、元素的核外电子排布、原子半径和主要化合价等方面的变化，思考并讨论它们有什么变化规律？
【把表投影出并讲述】从上表可以看出：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（H、He除外），这种周而复始的重现的现象，我们称之为周期性。因此，原子核外电子层排布的这种规律性变化，我们便称之为周期性变化。原子半径、元素化合价的变化现象相同。由此，可得出如下结论：
【结论】随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、原子半径、元素化合价呈现周期性变化。
【电子白板投出】元素的主要化合价及实例。
核
外
核
五、板书设计
元素周期表
一、原子核外电子的排布（1）电子层
（2）电子层的划分
（3）核外电子的排布规律
（4）原子结构示意图。
（5）离子结构示意图
（6）稳定结构——把最外层8个电子（只有K层时为2个电子）的结构，称为稳定结构
【结论】随着原子序数的递增，元素原子核外层电子排布、原子半径、化合价呈现周期性变化。
六、课堂练习
1.同一横行X、Y、Z三种元素，已知最高价氧化物对应的水化物的酸性是 HXO4 > H2YO4 > H3ZO4，则下列说法判断错误的是（）
A.阴离子半径：X > Y > Z
B.气态氢化物稳定性：HX > H2Y > ZH3
C. 元素的非金属性： X > Y > Z
D. 单质的氧化性：X > Y > Z
2．原子序数从3～10的元素，随着核电荷数的递增而逐渐增大的是（）
A．电子层数 B．电子数 C．原子半径 D．化合价3．元素X原子的最外层有3个电子，元素Y原子的最外层有6个电子，这两种元素形成的化合物的化学式可能是（）A．XY2 B．X2Y3 C．X3Y2 D．X2Y