化學必修2第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu) 元素周期律第二節(jié) 元素周期律精品教案設(shè)計-教案下載-教習網(wǎng)

第二節(jié) 元素周期律教材分析1.教材的選取本節(jié)課內(nèi)容選取人教版高中《化學（必修2）》第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律的第二節(jié)元素周期律第一課時。2.教學內(nèi)容分析：《元素周期律》屬于化學中的核心原理內(nèi)容之一，在中學化學中占有舉足輕重的位置，通過本節(jié)內(nèi)容的學習，既能鞏固原子結(jié)構(gòu)的知識，促使學生對以前學過的知識進行概括、綜合，實現(xiàn)由感性認識上升到理性認識；同時也能使學生以此為理論指導，來探索研究以后將要學習的化學知識。該部分知識是高考必考的內(nèi)容，也是考查的重點內(nèi)容。教材以1~18號元素為例，從原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價和元素金屬性、非金屬性幾個方面，闡述元素性質(zhì)的周期性變化，導出元素周期律。學情分析1.學生知識儲備：在這節(jié)課之前，學生已經(jīng)學習了與元素周期律相關(guān)的基礎(chǔ)知識：在宏觀上，學生學習了兩族元素——典型的金屬族（堿金屬）和典型的非金屬族（鹵素），學生頭腦中有一定量的元素化合物知識的積累。在微觀上，學生已經(jīng)學過有關(guān)原子結(jié)構(gòu)的相關(guān)知識，知道質(zhì)子數(shù)、核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)、相對原子質(zhì)量等概念，了解原子核外電子排布規(guī)律等知識，也掌握了原子最外層電子數(shù)與原子性質(zhì)之間的關(guān)系。這些為學好本節(jié)創(chuàng)造了必要條件。2.學習習慣分析：元素周期律實質(zhì)是揭示微觀結(jié)構(gòu)和宏觀性質(zhì)之間的內(nèi)在聯(lián)系，原理雖簡單，但它是學生進入高中第一次接觸宏觀現(xiàn)象與微觀結(jié)構(gòu)之間的結(jié)合點。學生在學習時往往認為比較容易，但在解決分析相關(guān)問題時卻常常感覺迷茫，關(guān)鍵在于學生較容易接受元素周期律的知識結(jié)論，但通常沒有建立相關(guān)的認識，更不能將其內(nèi)化，達到解決分析問題的水平。教學目標1.知識與技能：（1）掌握原子核外電子排布、原子半徑和元素主要化合價等元素原子結(jié)構(gòu)以及性質(zhì)的周期性變化；（2）理解元素周期律的實質(zhì)。2.過程與方法：（1）培養(yǎng)學生分析問題、總結(jié)歸納、發(fā)現(xiàn)規(guī)律和語言表達等能力；（2）學會將實驗數(shù)據(jù)轉(zhuǎn)化為數(shù)學圖表，科學處理數(shù)據(jù)的能力。3.情感態(tài)度與價值觀：（1）體會微觀世界的規(guī)律美、有序美；（2）了解元素周期律的重要意義，認識事物變化由量變引起質(zhì)變的規(guī)律。重點難點教學重點：元素周期律的含義和本質(zhì)；教學難點：原子半徑的變化規(guī)律；教法、學法1.教學方法
問題探究式教學，即，提出問題——數(shù)據(jù)分析——歸納（抽象）出結(jié)論——應(yīng)用概念解決具體問題。
依據(jù)：（1）新課程理念關(guān)注每一位學生的發(fā)展，讓課堂成為學生發(fā)展的舞臺。
（2）結(jié)合學生實際情況，結(jié)合周期律的推出，使學生初步掌握從大量的事實和數(shù)據(jù)中分析總結(jié)規(guī)律、透過現(xiàn)象看本質(zhì)、宏觀與微觀相互轉(zhuǎn)化等科學抽象方法。實行使學生動口，動手，動腦，動眼的多層次教學，讓學生真正成為主體，感受到學習的樂趣，化難為易。
（3）從高考考查的方式來看：一直是高考改革以來變知識立意為能力立意的命題素材。
2.學法
“分析-探究—結(jié)論”和“小組合作”的方法。
思考討論，分析講解，探索規(guī)律，總結(jié)歸納，理解實質(zhì)。揭示周期律的普遍性
新課程理念認為學習是一項參與性的活動。學生學習的方式是實踐——不斷實踐。通過組織學生自學、討論、分析、實踐等方式誘導學生思考、觀察、分析、探究、歸納。6教學過程【講授】導入新課化學課——>課表——>周期性。其實我們的星期也一樣具有周期性，星期一到星期日。重復出現(xiàn)，很有規(guī)律。人們認識世界，改造世界的過程中處處體現(xiàn)著周期性，依據(jù)周期性幫助我們認識世界、改造世界。例如，物理上的單擺運動有周期，生物上的細胞分裂周期，地理上地球繞太陽運動，一個周期是一年。那化學上呢，其周期性體現(xiàn)在什么地方？元素周期律，這就是本節(jié)課的主要內(nèi)容。【活動】板塊一核外電子排布的規(guī)律【師】前面我們學習了原子結(jié)構(gòu)示意圖，現(xiàn)在請大家以1-12號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖為基礎(chǔ)，補充12-18號元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖。【生】回憶上節(jié)課學習的原子結(jié)構(gòu)排布規(guī)律相關(guān)知識，在學案上完成12-18號原子結(jié)構(gòu)示意圖。【師】請大家重點關(guān)注每個原子的最外層電子數(shù)，以原子序數(shù)為橫坐標，最外層電子數(shù)為縱坐標，繪出1-18號元素的柱狀圖。【生】通過觀察和整理1-18號原子的最外層電子數(shù)，繪制柱狀圖。小組合作在學案上完成。【師】通過觀察柱狀圖，請大家用一句話描述原子最外層電子排布的整體變化情況。通常我們怎樣稱呼這種變化？【生】隨著原子序數(shù)的遞增，原子的核外電子的排布呈現(xiàn)周期性變化。總結(jié)：隨著原子序數(shù)的遞增，每隔一定數(shù)目的元素，會重復出現(xiàn)原子最外層電子從1個遞增到8個的情況(H、He除外)，這種周而復始的重現(xiàn)(但并不是簡單的重復)的現(xiàn)象，我們稱之為周期性。【師】同周期，核外電子的排布呈現(xiàn)周期性的變化，這種變化對原子半徑有什么影響呢？學案的表2已經(jīng)給出了除稀有氣體外，第二周期、第三周期元素原子半徑的數(shù)值，仍然請大家運用圖表的形式找出原子半徑的變化規(guī)律。以原子序數(shù)為橫坐標，原子半徑為縱坐標，繪制出折線圖。并思考每周期原子半徑的變化特征，完成表3。用一句話描述原子半徑的變化規(guī)律。（由于稀有氣體原子半徑測量的方法與其他元素原子半徑的測量方法不同，不具有可比性，所以忽視。）【生】各自在學案上繪制出折線圖。依據(jù)折線圖得出，同周期元素（除稀有氣體外）原子半徑從左到右逐漸變小。呈現(xiàn)周期性變化。【思考、交流】（1）.對照原子球形對比圖和原子核外電子的排布，請從原子結(jié)構(gòu)角度分析同周期元素原子半徑變化規(guī)律的理論基礎(chǔ)。（2）.回憶同主族原子半徑大小的變化，思考原子半徑的大小與哪些因素有關(guān)？【生】小組討論：(1)同周期元素原子，電子層數(shù)相同，隨著核電荷數(shù)的增大，原子核對外層電子的吸引力增大，原子半徑逐漸減小。(2)原子半徑受電子層數(shù)、核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)等的影響。（電子層為主要影響因素）練習：運用同主族、同周期原子半徑的變化規(guī)律，嘗試著思考下列問題。微粒半徑大小的比較：(1).比較O、S原子半徑大??；(2).比較Na、Al原子半徑大小；(3).比較Na、Na+半徑大小以及Cl、Cl-半徑大??；(4).比較Li+、Na+、K+半徑大小以及F-、Cl-、Br-半徑大??；(5).比較Na+、Mg2+、Al3+、O2-、F-半徑的大?。?/span>【生】回答：（1）r(S)>r(O)（同主族）（2）r(Na)>r(Al)（同周期）（3）r(Na)>r(Na+)；r(Cl)<r(Cl-)（同種元素的陰陽離子與原子）（4）r(Li+)<r(Na+)<r(K+)r(F-)<r(Cl-)<r(Br-)（同主族）（5）r(O2-)>r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al3+)總結(jié)：微粒半徑大小比較規(guī)律（一般情況下稀有氣體除外）：a.同周期——“序大徑小”同周期，從左到右，核電荷數(shù)依次增大，原子半徑減小。b.同主族——“序大徑大”同主族，從上到下，電子層數(shù)依次增多，原子半徑增大。c.同元素——“陰大陽小”陰離子>原子；原子>陽離子。d.同結(jié)構(gòu)——“陰上陽下，序大徑小”電子層結(jié)構(gòu)相同的離子，核電荷數(shù)越大，離子半徑越小。【活動】板塊二原子半徑變化規(guī)律【活動】板塊三元素化合價的變化規(guī)律【師】元素的化學性質(zhì)與元素原子最外層電子數(shù)及原子半徑有關(guān)，我們剛討論出核外電子排布及原子半徑的周期性變化，那么，元素的性質(zhì)會有哪些變化呢？我們先來看看元素的化合價變化規(guī)律。回顧原子最外層電子數(shù)與元素化合價的關(guān)系，思考1-18號元素原子的最高正價和最低負價。請以原子序數(shù)為橫坐標，元素的最高正價、最低負價為縱坐標，繪出1-18號元素的柱狀圖。并描述出元素最高正價和最低負價的整體變化。【生】小組合作原子序數(shù)為1-2時，化合價從+1價下降到0價；原子序數(shù)為3-9時，隨著原子序數(shù)的遞增，最高正價從+1價到+5價，最低負價從-4價到-1價；原子序數(shù)為11-17時，隨著原子序數(shù)的遞增，最高正價從+1價到+7價，最低負價從-4價到-1價。稀有氣體的化合價均為0。總結(jié)：隨著原子序數(shù)的遞增，元素化合價呈現(xiàn)周期性變化。思考、交流：（1）同種元素的最高正價和最低負價有何關(guān)聯(lián)。（2）觀察金屬元素的化合價有何共性？（3）“除了稀有氣體外，非金屬元素既有正價又有負價”。這種說法正確嗎？【生】小組討論：（1）最高正價+︱最低負價︱=8（H除外）（2）金屬元素無負價（除零價外，在化學反應(yīng)中只顯正價）；既有正價又有負價的元素一定是非金屬元素；(3)氟元素無正價，氧元素無最高正價。【師】隨著元素原子序數(shù)的遞增：1、元素原子的核外電子排布呈周期性變化（最外層1~8個）2、元素的原子半徑呈周期性變化（同一周期由大逐漸變?。?/span>3、元素的主要化合價呈周期性變化（+1+7、-4-1、0）元素周期律：元素的性質(zhì)（原子半徑、主要化合價等）隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性的變化。實質(zhì)：元素性質(zhì)周期性變化是由于原子的核外電子排布周期性變化的必然結(jié)果。【講授】小結(jié) 【練習】課后思考依據(jù)核外電子排布、原子半徑的周期性變化，討論同周期元素的性質(zhì)（金屬性、非金屬性）的變化規(guī)律？課后小組討論，并給出充分的理論基礎(chǔ)。

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