元素周期律第一课时
12-26 13:45:35 浏览次数:974次 栏目：高一化学教案
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第一课时
教学目标：
知识目标：
使学生了解元素原子核外电子排布，原子半径，主要化合价与元素金属性、非金属性的周期性变化。
能力目标：
通过对元素周期律的了解、掌握和应用，培养学生总结归纳及逻辑推理能力。
情感目标：
使学生了解辩证唯物主义理论联系实际的观点，量变、质变的观点。
教学重点：原子的核外电子层排布，微粒半径变化规律。
教学过程：
引入：前面我们学习过卤素和碱金属元素。意识到元素之间存在着某种联系，现在我们就一起揭示其内在的联系，探究这种联系的本质。我们按核电荷数由小到大的顺序给元素编号，这种编号，叫做原子序数。显然核电荷数＝原子序数。
教师提出要求：画出1～18号元素原子结构示意图，然后从核外电子排布、原子半径、元素主要化合价几个方面进行讨论，寻找是否体现一定的规律性，若有规律是什么？
学生活动：画出1～18号元素原子结构示意图，然后讨论。
学生发表自己的见解，填写表格
表1
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
1～2
1
1 2
2
3～10
2
1 8
8
11～18
3
1 8
8
结论：随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子排布呈现 周期性 变化。
表2
原子序数
原子半径的变化
3～10
逐渐减小
11～17
逐渐减小
结论：随着原子序数的递增，元素原子半径呈现 周期性 变化。
表3
原子序数
化合价的变化
1～2
＋1 0
3～10
＋1 ＋5
11～18
－4 －1 0
结论：随着原子序数的递增，元素化合价呈现 周期性 变化。
教师评价并播放元素周期律的动画
练习：1．比较微粒间半径的大小
（1）Na、Mg、Al、Si、P、S、Cl
（2）Na与Na＋；Cl与Cl－
（3）Na、Ca、H
引导学生总结出比较微粒半径的方法：
一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。
2．列出具有10电子和18电子的微粒。
小结：随着原子序数的递增，元素原子的电子层排布，原子半径和化合价均呈现周期性变化。
板书设计：
第二节元素周期律
一、元素性质的周期性变化
1．原子的电子层排布的周期性
2．原子半径的周期性
3．化合价的周期性
小结：微粒比较微粒半径的方法：一看电子层数，二看核电荷数，三看电子数。
列出具有10电子和18电子的微粒。
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