第二节 元素周期律(第2课时) 教案

《元素周期律》第二课时教学设计了元素之间的内在联系，是学习、研究和应用化学的一种重要工具。

我们可以为元素周期表中的相似元素进行分区，以此更好的分析和观察不同元素之间的联系和区别。

讲授新课第二节元素周期律一、元素周期表元素周期表虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。

由于元素的金属性与非金属性之间没有严格的界限，位于分界线附近的元素既能表现出一定的金属性，又能表现出一定的非金属性。

主族元素从上到下，从左到右，元素的金属性和非金属性存在着一定的递变规律。

一般情况下，元素的化合价和元素在周期表中的位置有一定的关系。

1、主族元素的最高正化合价等于它所处的族序数，因为族序数与最外层电子数相同。

例如：C的最高正化合价是+4，与它所处的族序数是4相等。

2、非金属元素的最高正化合价，等于原子所能失去或偏移的最外层电子数；而它的负化合价，则等于使原子达到8电子稳定结构所需得到的电子数。

砷等元素在周期表中位置靠近，对这个区域内的元素进行研究，有助于制造出新品种的农药。

元素周期律的应用案例案例三：人们还在过渡元素中寻找制造催化剂和耐高温、耐腐蚀合金的元素。

门捷列夫的预言门捷列夫在研究元素周期表时，科学地预言了11种当时尚未发现的元素，为它们在周期表中留下空位。

例如，他认为在铝的下方有一个与铝类似的元素“类铝”，并预测了它的性质。

1875年，法国化学家发现了这种元素，将它命名为镓。

门捷列夫的预言门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。

：【练习】1、填空虚线左下方是______元素，虚线右上方是_______元素，最右一个纵列是_________元素。

虚线左下方是金属元素，虚线右上方是非金属元素，最右一个纵列是稀有气体元素。

【练习】2. 下列各组元素中，按最高正价递增顺序排列的是( )A．C、N、OB．Li、Na、KC．Cl、Br、ID．Na、Mg、Al在主族元素中，元素的最高正化合价与其族序数相等（O、F元素除外），同一周期元素，元素最高正化合价随着原子序数的增大而增大（O、F元素除外），同一主族元素，其最高正化合价相等（O、F元素除外），A．C、N的最高正化合价分别为+4、+5，但O元素的最高正化合价与其族序数不等，不符合题意，故A错误；B．Li、Na、K元素属于同一主族元素，其最高正化合价都是+1价，不符合题意，故B错误；C．Cl、Br、I属于同一主族元素，其最高正化合价都是+7价，不符合题意，故C错误；D．Na、Mg、Al最高正价分别为+1、+2、+3，所以符合题意，故D正确。

高一化学必修2第一章第二节元素周期律教案设计第二节元素周期律1.理解元素周期律的含义,会用它来判断同周期元素的性质差异.2.掌控并能够运用元素金属性、非金属性的推论依据。

3.培养学生观察实验现象的能力及总结能力。

[课型]：基本理论基本概念课[重点]：元素周期律的含义[教法]：探讨法、分析法和比较法[引入]：从所学过的卤素和碱金属的知识来引入对元素周期律的学习。

[教学过程]：原子序数核电荷数（板书）[鼓励]学生根据表中5-5和图5-5去分析：随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出什么规律性的变化？[讨论]学生们分组讨论。

[总结]随着原子序数的递减，原子的核外电子层轨域、原子半径、及其元素的化合价呈现出周期性的变化。

[指导]学生填写表5-6、5-7、5-8，体会什么是周期性的变化规律。

[复述过渡阶段]既然元素的化学性质主要同意于原子核外最外层电子和原子半径，那么能够无法说道元素的化学性质也存有这种变化规律呢？[讲解]在证实这个问题之前，我们必须先搞清楚判断元素性质的主要依据是什么。

[指导学生写作]课本p100上面两段内容。

[学生总结]元素金属性、非金属性的判断依据。

[模拟]实验5-1、5-2、5-3。

[学生总结]实验5-1、5-2、5-3的现象。

[非政府学生探讨]融合表中5-9、5-10总结11-18号元素金属性、非金属性的变化规律。

[总结]从11-18号元素随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱。

[衍生]对其他的元素展开相近的研究，也能够得出结论相近的结论。

[学生总结]元素周期律元素的性质随着元素原子序数的递减而呈现出周．．．．期性的变化，这个规律叫做元素周期律。

（板书）[小结]元素周期律就是自然界的普遍规律，也就是我们今后自学化学的基本依据。

[课下思考]形成元素周期律的根本原因是什么？[作业]：p103，一、二、三。

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：了解元素周期表的结构和基本规律，掌握原子结构与元素周期表的关系。

2. 过程与方法：通过观察、分析和归纳，学会推断未知元素在周期表中的位置。

3. 情感态度价值观：培养科学探究精神，理解元素周期律在化学发展中的重要性。

二、教学重难点1. 教学重点：元素周期表的结构和基本规律，原子结构与元素周期表的关系。

2. 教学难点：通过观察、分析和归纳，推断未知元素在周期表中的位置。

三、教学准备1. 准备教学PPT，包含图片、图表和动画等多媒体素材。

2. 准备元素周期表和相关练习题。

3. 准备实验器材，如试管、试剂瓶、试纸等，用于演示元素性质的变化。

4. 安排学生进行小组讨论，探究元素周期律的规律。

四、教学过程：（一）导入新课1. 复习提问：让学生回忆初中化学学习过的元素知识，提问学生是否记得元素周期表的结构。

2. 展示元素周期表，并介绍表的结构，如横行代表周期，纵列代表族。

3. 引出新课题：通过提问学生如何将元素按照一定的规律进行排列，引出元素周期律这一概念。

（二）新课教学1. 介绍元素周期律的定义：让学生了解元素周期律是描述元素性质随原子序数（质子数）的变化而变化的规律。

2. 讲解原子序数的概念和计算方法，并通过实例让学生了解原子序数与元素性质的关系。

3. 介绍周期的含义，让学生了解不同周期的元素有何特点，并通过具体实例让学生理解为何要使用周期来分类元素。

4. 讲解如何通过观察和实验来发现元素性质的规律，引导学生通过观察和分析化学实验中的现象，总结出元素性质的周期性变化规律。

5. 介绍元素的性质与周期、族的关系，让学生了解元素的性质可以由其所在的周期和族来预测。

（三）小组活动1. 分组讨论：让学生分组讨论生活中常见的化学物质及其性质，尝试找出其中的规律。

2. 实验观察：教师引导学生进行一些简单的化学实验，观察实验现象的变化规律，并尝试解释这些规律与元素周期律的关系。

第四章物质结构元素周期律
4.2 元素周期律（第2课时）
教学设计
一、教学目标
1．知识与技能
（1）了解周期表中金属元素、非金属元素分区。

（2）掌握元素化合价与元素在周期表中的位置关系。

2．过程与方法
（1）自主学习。

自主引导探究，分析化合价与元素在周期表中位置的关系。

（2）归纳、比较。

通过对前面所学知识的归纳比较，掌握“位、构、性”的关系。

3．情感态度与价值观
培养学生辨证唯物主义观点，培养学生科学创造品质以及理论联系实际的能力。

二、教学重难点
1．教学重点：周期表、周期律的应用
2．教学难点：“位、构、性”的推导
三、教学过程
四．板书设计
元素周期律
1、元素的金属性、非金属性与元素在周期表中位置的关系
2、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系
（1）主族元素最高正化合价＝族序数＝最外层电子数＝价电子数（2）非金属元素，最高正化合价与最低负化合价绝对值之和等于8。

3、元素周期律、元素周期表的应用。

第四章元素周期律第2节元素周期性表和元素周期律的应用（二课时）“元素周期表”是必修一模块第四章。

新课程标准对本节内容要求是：认识原子结构、元素性质与元素在元素周期表中位置的关系。

知道元素和核素的含义，了解原子核外电子的排布。

结合有关数据和实验事实认识原子结构、元素性质呈现周期性变化的规律，构建元素周期律。

知道元素周期表的结构，以第三周期的钠、镁、铝、硅、硫、氯，以及碱金属和卤族元素为例，了解同周期和主族元素性质的递变规律。

给出的活动与探究建议是：查阅元素周期律的发现史料，讨论元素周期律的发现对化学科学发展的重要意义。

元素周期律这部分内容始终是高中化学概念理论部分的重点内容之一。

在新课程中，更加关注概念理论知识的建构过程和各部分知识间的联系。

课程标准规定或建议的核心教学活动凸现了概念理论的建构过程，更注重科学学习方法的教育。

元素周期律是对元素性质呈现周期性变化实质的揭示，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识，同时也会以此理论来指导后续学习，所以学好元素周期律是十分重要的。

这一课时的内容是：首先归纳周期和主族的性质递变规律，对元素周期表和元素周期律进行整体分析，然后引导元素周期表和元素周期律的应用，体现结构、位置、性质之间的相互联系与有机统一关系。

通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合，实现由感性认识上升到理性认识，之后再以理性认识指导后续学习实践的跨越。

【宏观辨识与微观探析】1、知道元素周期表的简单分区。

【证据推理与模型认知】1、进一步认识元素周期表是元素周期律的具体表现形式。

2、学会运用元素周期表、元素周期律的有关知识，指导科学研究和工农业生产。

3、通过元素周期律、元素周期表的应用的探究，培养学生科学态度与社会责任、证据推理与模型认知能力。

1、对元素周期表结构和规律的认知。

2、金属性和非金属性的判断和归纳。

3、对“位”“构”“性”的认识。

第二课时Ⅰ、教学目标1.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。

2.了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。

3.认识元素性质的周期性变化是元素原子核外电子排布周期性变化的结果，从而理解元素周期律的实质。

Ⅱ、教学重点原子核外电子层排布和元素金属性、非金属性变化的规律。

Ⅲ、教学难点元素金属性、非金属性变化的规律。

Ⅳ、教学方法归纳法、诱导探究法、练习法、实验启发等。

Ⅴ、教学用具投影仪、胶片。

金属钠、镁条、铝片、1mol/LHCl、1mol/LAlCl3、3mol/LNaOH、6mol/LNaOH、3mol/LH2SO4、MgCl2溶液、水、砂纸、镊子、滤纸、试管、胶头滴管、小烧杯。

Ⅵ、教学过程第二课时从上一节我们分析3～9、11～17号元素的得失电子能力强弱知道：当电子层数相同时，随着元素原子序数的递增，最外层电子数从1递增到8，原子半径逐渐减小，原子核对外层电子的吸引力逐渐增强，因而失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，即元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

那么，我们如何用实验来验证这个结论呢？这就是我们本节课所要学习的内容。

判断元素金属性强弱的依据：1.单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易；2.最高价氧化物的水化物——氢氧化物的碱性强弱。

判断元素非金属性强弱的依据：1.跟氢气生成气态氢化物的难易程度以及氢化物的稳定性；2.元素最高价氧化物的水化物的酸性强弱。

下面我们就按照这个标准，以11～18号元素为例，来研究元素的金属性和非金属性的变化情况。

为了使我们更好地理解本节课的内容，请大家先填写下表。

填写下列各元素的气态氢化物、最高价氧化物及最高价氧化物对应水化物的化学式：注：“—”不填。

对于金属元素我们研究其金属性，对于非金属元素我们研究其非金属性。

下面我们通过实验来研究Na 、Mg 、Al 三种金属元素的金属性强弱。

［演示实验5-1］+ Na滴有酚酞的水 + Mg+ Al请大家分别描述实验现象(注意反应现象的剧烈程度)1、Na 在常温下，与水剧烈反应，浮于水面在水面四处游动，同时产生大量无色气体，溶液变红。

第五章物质结构、元素周期律第二节元素周期律（2课时）第二课时一、本课要点1．了解两性氧化物、两性氢氧化物的概念2．认识元素性质周期性变化的本质是元素原子的核外电子排布的周期性变化二、课前思考1．两性氧化物、两性氢氧化物的概念？2．什么是元素周期律？3．元素的性质呈周期性变化的根本原因是什么？三、同步训练1．元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化的根本原因是（）A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变B．元素原子的核外电子排布呈周期性变化C．元素原子半径呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性的周期性变化2．下列各组微粒的氧化性随原子序数的增加而增加的是（）A．F―、Cl―、Br―B．Cl、Br、IC．P、S、Cl2D．Li+、Na+、K+3．电子层数相同的三种元素X、Y、Z，已知它们最高价氧化物对应的水化物分别为HXO4、H2YO4、H3ZO4，其酸性依次减弱，则下列判断不正确的是（）A．原子半径X>Y>Z B．气态氢化物的稳定性HX>H2Y>ZH3C．非金属性X>Y>Z D．气态氢化物的还原性HX<H2Y<ZH34．X元素的阳离子与Y元素的阴离子具有与氩原子相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（）A．X的原子序数比Y的小B．X的原子最外层电子数比Y的多C．X的原子半径比Y的大D．X元素的原子有三个电子层5．不能用来比较元素的非金属性强弱的依据是（）A．元素最高价氧化物对应的水化物酸性强弱B．元素单质熔沸点的高低C．元素气态氢化物的稳定性D．非金属单质间的相互置换6．A、B、C、D、E五种元素具有相同的电子层数，A，B的最高价氧化物的水化物呈碱性，且碱性B>A，C、D 的最高价氧化物的水化物的水溶液显酸性，且酸性C>D；五种元素所形成的简单离子中，E的离子半径最小，则它们的原子序数由大到小的顺序是（）A ．C D E AB B ．ECD A B C ．B AE D C D ．B A D C E7． 某元素最高正价与负价绝对值之差为4，该元素的离子与跟其核外电子排布相同的离子形成的化合物是（ ）A ．K 2SB ．MgOC ．MgSD ．NaF8． A 元素的阳离子与B 元素的阴离子具有相同的电子层结构，下列对A 、B 两元素的各种叙述中正确的是（ ）①原子半径A<B ；②离子半径A>B ；③原子序数B<A ；④最外层电子数B>A ；⑤A 的正价与负价绝对值一定相等A ．①②B ．③④C ．④⑤D ．②⑤9． 下列哪些事实可以论证氯元素比硫元素的非金属性强：①氯原子核外最外层有7个电子而硫原子最外层有6个电子；②HClO 4比H 2SO 4酸性强；③H 2S 可以被Cl 2氧化，置换出单质硫；④HCl 比H 2S 稳定；⑤氯的最高正价为+7价而硫的最高正价为+6价（ ）A ．①②③B ．②③④C ．①③⑤D ．④⑤10． 已知A 、B 、C 、D 的原子序数都不超过18，它们的离子a A (n+1)+、b B n+、c C (n+1)―、d D n ―均具有相同的电子层结构，则下列叙述正确的是（ ）A ．原子序数：a>b>c>dB ．离子半径：A (n+1)+>B n+>C (n+1)―>D n ―C ．离子还原性：A (n+1)+>B n+，离子氧化性：C (n+1)―>D n ―D ．单质还原性：B>A ，单质氧化性：D>C11． 下列物质既能与HCl 反应，又能与NaOH 反应的是（ ）A ．CuOB ．Al(OH)3C ．Na 2CO 3D ．NaHCO 312． 下列各组中的性质比较，正确的是（ ）①酸性：HClO 4>HBrO 4>HIO 4 ②碱性Ba(OH)2>Ca(OH)2>Mg(OH)2③还原性：F ―>Cl ―>Br ― ④稳定性：HCl>H 2S>PH 3A ．都正确B ．①②③C ．②③④D ．①②④13． X 、Y 两元素的原子序数都小于18，X 的最高价氧化物对应的水化物的化学式为H 2XO n ，气态氢化物的化学式为H 2n X ；Y 的+1价阳离子与氖原子具有相同的核外电子排布，可知X 是_______元素，Y 是______元素。

第二节元素周期律(第二课时)【学习目标】（1）、掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化规律。

（2）、通过实验操作，培养学生实验技能。

【基础知识】一、元素的金属性、非金属性强弱判断依据。

二、第三周期元素性质变化规律[实验一] Mg、Al和水的反应：分别取一小段镁带、铝条，用砂纸去掉表面的氧化膜，放入两支小试管中，加入2~3 ml水，并滴入两滴酚酞溶液。

观察现象。

与水反应越来越，对应氧化物水化物的碱性越来越，[总结]第三周期元素Na Mg Al Si P S Cl，金属性逐渐，非金属性逐渐。

三、同周期元素性质递变规律同周期从左到右，金属性逐渐，非金属性逐渐。

四、元素周期律（1）定义：。

（2）实质：。

【自主探究】根据1—18号元素的原子结构示意图，体会元素性质和原子结构的关系。

______________________________________________________________________【自我测试】1．下列各组元素性质的递变情况错误的是 ( )A．Li、Be、B原子最外层电子数依次增多 B．P、S、C1元素最高正价依次升高C．N、O、F原子半径依次增大 D．Na、K、Rb的电子层数依次增多2．某元素的最高正价与最低负价的代数和为4，则该元素原子的最外层电子A．4 B．5 C .6 D．7 ( )3．某元素x的气态氢化物化学式为H2X，下面的叙述不正确的是 ( )A．该元素的原子最外层上有6个电子 B．该元素最高价氧化物的化学式为XO3C．该元素是非金属元素 D．该元素最高价氧化物对应水化物的化学式为H2XO34．元素的性质呈周期性变化的根本原因是 ( )A．元素相对原子质量的递增，量变引起质变B．元素的原子半径呈周期性变化C．元素原子的核外电子排布呈周期性变化D．元素的金属性和非金属性呈周期性变化5．M、N两种元素的原子，当它们每个原子获得两个电子形成稀有气体元素原子的电子层结构时，放出的能量M大于N，由此可知 ( )A．M的氧化性小于N B．M的氧化性大于NC．N2+的还原性小于M2- D．N2-的还原性大于M2-6．下列递变规律正确的是 ( )A．O、S、Na、K原子半径依次增大B．Na、Mg、A1、Si的还原性依次增强C．HF、HCl、H2S、PH3的稳定性依次增强D．KOH、Ca(OH)2、Mg(OH)2、A1(OH)3的碱性依次增强7．下列叙述中，能肯定A金属比B金属活泼性强的是 ( )A．A原子的最外层电子数比B原子的最外层电子数少B．A原子的电子层数比B原子的电子层数多C．1 mol A从酸中置换出的H2比1 mol B从酸中置换出的H2多D．常温时，A能从水中置换出H2，而B不能.8．(2007·广东)下列关于元素周期表和元素周期律的说法错误的是 ( )A．Li、Na、K元素的原子核外电子层数随着核电荷数的增加而增多B．第二周期元素从Li到F，非金属性逐渐增强C．因为Na比K容易失去电子，所以Na比K的还原性强D．O与S为同主族元素，且O比S的非金属性强9．下列叙述正确的是 ( )A．同周期元素中，第ⅦA族元素的原子半径最大B．现已发现的零族元素的单质在常温常压下都是气体C．第ⅥA族元素的原子，其半径越大，越容易得到电子D．所有的主族元素的简单离子的化合价与其族序数相等10．周期表中关于主族元素性质的叙述不正确的是 ( )A．主族序数等于原子最外层电子数B．主族元素最高正化合价等于最外层电子数C．第n主族元素其最高正化合价为十n价，最低负化合价绝对值为8-n(n≥4)D．第n主族元素其最高价氧化物分子式为R2O n，氢化物分子式为RHn (n≥4)11．下列关于稀有气体的叙述不正确的是 ( )A．原子的最外电子层上都有8个电子B．其原子与同周期I A、ⅡA族元素的简单阳离子具有相同的核外电子排布C．化学性质非常不活泼 D．范德华半径比同周期ⅦA族元素原子的大12．短周期元素X、Y和Z，已知X元素原子的最外层只有1个电子，Y元素原子的M层上的电子数是它的K层和L层电子总数的一半，Z元素原子的L层上的电子数比Y元素原子的L层上的电子数少2个，则三种元素所形成的化合物的分子式不可能是( )A．X2YZ4 B．XYZ3 C．X3YZ4 D．X4Y2Z713．A、B、C、D、E是同一周期的五种主族元素，A和B最高价氧化物对应的水化物显碱性，且碱性B>A；C、D两种元素对应的气态氢化物的稳定性C>D。

课题2 元素（第二课时）教案课题分析：在仔细研读《全日制义务教育化学课程标准（实验稿）》的基础上，对于每一个内容标准的模块仔细分析，元素处于一级标题物质构成的奥秘中的二级标题认识化学元素中，该主题旨在通过认识一些与人类关系密切的常见元素的学习，拉近学生学习化学与生活之间的距离。

教学目标⑴知识与技能目标①能认识碳、氢、氧、氮等与人类关系密切的常见元素；②能记住一些常见元素的名称和符号；○3知道元素的简单分类；④能根据原子序数在元素周期表中找到指定的元素；⑤形成“化学变化过程中元素不变”的观念。

⑵过程与方法目标①体验微观想象、分析、讨论、对比的学习过程；⑶情感态度价值观目标①会逐步地增强科学的物质观，增进对物质的宏观组成与微观结构的认识；②逐步积累化学用语，真正进入一个化学世界。

教学重、难点元素的概念、元素符号的书写与意义。

教学方法探究讨论法教学材料教材，教辅，黑板，粉笔。

教学过程《元素》教学过程设计（第二课时）板书设计（第二课时）二.元素符号1.元素符号的写法：采用拉丁文一大二小（第一个字母大写，第二个字母小写）；2.元素符号的读法：3.元素符号的涵义：①表示一种元素；②表示该元素的一个原子。

记忆：氢氦锂铍硼，碳氮氧氟氖钠镁铝硅磷，硫氯氩钾钙三.元素周期表简介1.周期：（电子层数）每一横行叫一周期，共7个周期。

2.族：每一纵行叫一族（其中8、9、10三纵行共成一族）3.元素周期表的起始：金属非金属稀有气体4.原子序数原子序数＝核电荷数＝核内质子数＝核外电子数.。

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：学生能够理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素性质与原子结构的干系。

2. 过程与方法：通过观察、分析、推理和归纳等科学方法，培养学生的逻辑思维能力。

3. 情感态度与价值观：通过学习元素周期律，激发学生的科学兴趣，树立周密求实的科学态度。

二、教学重难点1. 教学重点：元素周期律的内容及应用。

2. 教学难点：如何引导学生观察、分析、归纳元素性质与原子结构的干系。

三、教学准备1. 课前准备：教师准备好元素周期表、PPT课件、实验器械等。

2. 教室活动：学生分组，进行实验探究，并记录实验现象和数据。

3. 课后作业：学生复习元素周期律的内容，完成相关练习题。

四、教学过程：本节课的教学设计理念是：以学生为主体，教师为主导，注重实验教学，通过实验探究、观察、分析、讨论、归纳，使学生真正理解和掌握元素周期律，并能运用周期律解决一些实际问题。

教学过程分为以下几个环节：1. 引入课题教师可以通过展示一些金属和非金属单质，让学生观察它们的颜色、状态，并让学生思考这些物质具有哪些物理性质？这些物质为什么会有这些物理性质？从而引出元素周期律的观点。

2. 讲授新课教师介绍元素周期律的定义和内容，并引导学生总结元素周期律的规律。

同时，教师可以通过一些实例来帮助学生理解和掌握元素周期律。

例如，教师可以给出一些化合物的化学式，让学生根据元素周期律来推测它们的性质。

3. 实验探究教师准备一些实验器械和药品，如金属钠、钾、镁条、铝片、铜丝、稀盐酸等，让学生进行实验探究。

学生通过实验观察金属和非金属单质的性质，并记录实验现象。

在实验过程中，教师可以引导学生思考元素周期律与实验现象之间的干系，并让学生归纳出元素周期律的规律。

4. 教室讨论学生根据实验探究的结果和元素周期律的规律，讨论和总结金属和非金属单质的物理性质和化学性质之间的干系。

教师引导学生从原子结构的角度来诠释元素周期律的原因，并让学生进一步理解元素周期律的意义和价值。

《元素周期律》教学设计方案（第一课时）一、教学目标1. 知识与技能：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。

2. 过程与方法：通过观察、分析、归纳等学习方法，了解元素性质与核外电子排布的干系。

3. 情感态度与价值观：培养学生的观察能力及总结归纳能力，激发学生对化学学科的兴趣。

二、教学重难点1. 教学重点：理解元素周期表的结构，掌握周期和族的含义，理解元素周期律的内容。

2. 教学难点：通过观察、分析、归纳等学习方法，总结元素性质与核外电子排布的干系。

三、教学准备1. 准备教学用具：PPT课件、元素周期表、图片、实验器械等。

2. 准备教学内容：准备好相关的元素周期律的教学视频、案例及实验。

3. 预习要求：学生在课前预习元素周期表及元素周期律的相关知识，以便更好地参与教室讨论。

四、教学过程：（一）导入新课1. 回顾初中化学中学习过的元素，请学生列举出一些熟悉的元素及其化合物。

2. 提问：同砚们知道这些元素及其化合物之间存在哪些规律吗？3. 引入课题：元素周期律。

（二）新课教学1. 讲授元素周期表的结构和分类，让学生了解周期表中的横行代表周期，纵列代表族。

2. 介绍周期表中金属元素和非金属元素，并讲解同周期和同族元素之间的递变规律。

3. 结合周期表，讲解同周期元素原子核外电子层数和最外层电子数的变化规律，以及同主族元素原子最外层电子数和原子半径的变化规律。

4. 介绍元素金属性、非金属性以及原子得失电子的能力的观点和变化规律。

5. 通过实验演示，让学生观察金属钠与水反应的现象，并引导学生分析钠的性质和变化规律。

6. 引导学生自主探究其他元素的性质和变化规律，并尝试总结出元素周期律的普遍规律和特殊性。

7. 分组讨论：在周期表中某些区域的性质变化规律。

8. 请学生发言，分享自己的探究效果和总结，并由教师进行点评和补充。

（三）教室小结1. 回顾元素周期表的结构和分类。

2. 总结元素周期律的主要内容和变化规律。

必修Ⅱ第一章物质结构元素周期律第二节元素周期律（第2课时）一、教材分析：元素周期律是化学的重要理论知识，也是中学化学的重要内容，在本节中，通过学习这部分知识将更加细化，理论性更强，体系更加完整。

学生已经学习了原子的构成、核外电子排布和元素周期表简介等一些基本的物质结构知识，这些内容将为本节的学习奠定了一定的基础。

通过学习，可以使学生对于所学元素化合物等知识进行综合、归纳，从理论上进一步理解，同时，作为理论指导，学生能更好的把无机化学知识系统化、网络化。

本节内容以第三周期为例，通过典型金属和典型非金属的性质递变，引入元素周期律的概念。

二、教学目标：1、知识与技能：（1）掌握元素的金属性和非金属性随原子序数的增递而呈现周期性变化的规律。

（2）通过实验操作，培养学生实验技能和动手操作能力。

2、过程与方法：（1）通过学生的自主探究学习归纳总结元素周期律。

（2）自主探究，通过实验探究，培养学生探究能力。

3、情感、态度与价值观：培养学生辨证唯物主义观点：量变到质变规律。

三、教学重点难点：重点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律。

难点：元素的金属性和非金属性随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律，探究能力的培养。

四、学情分析：元素周期律是元素性质呈现周期性变化实质的揭示，也是高中化学的基础理论内容，通过本节的学习，可以使学生对以前学过的知识进行概括、综合、实现由感性认识上升到理性认识。

元素性质的周期性变化可以从资料进行分析而得出结论，所以，要注意激发学生的学习主动性，让学生自己动手进行探究实验（钠、镁、铝元素的化学性质的比较）得出结论，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自己去分析卡片（Si、P、S、Cl元素的性质事实）资料获取信息或观看实验录像或电脑模拟动画，以获得直观的感性的材料。

第2课时元素周期律1．了解元素电离能、电负性的含义。

2．能运用元素的电离能说明元素的某些性质。

(重点)3．理解原子半径、第一电离能、电负性的周期性变化。

(重点) 4．了解元素的“对角线规则”，能列举实例予以说明。

[基础·初探]1．影响原子半径大小的因素2．原子半径的递变规律[探究·升华][思考探究]已知短周期元素，a A2＋、b B＋、c C3－、d D－具有相同的电子层结构。

问题思考：(1)A、B、C、D四种元素的原子序数之间有何关系？【提示】由于四种离子具有相同的电子层结构，所以四种离子电子数相等，即a－2＝b－1＝c＋3＝d＋1。

(2)A、B、C、D四种元素在同一周期吗？试推测四种元素在周期表中的位置。

【提示】A、B、C、D不在同一周期。

A应位于第三周期第ⅡA族，B应位于第三周期第ⅠA族，C位于第二周期第ⅤA族，D应位于第二周期第ⅦA族。

(3)A、B、C、D的原子半径大小顺序是怎样的？A2＋、B＋、C3－、D－的离子半径呢？【提示】原子半径B＞A＞C＞D；离子半径C3－＞D－＞B＋＞A2＋。

(4)分析微粒半径大小比较的关键是什么？【提示】①不同周期不同主族元素原子半径比较，先看周期再看主族。

②对于离子的半径比较，要借助于电子层结构相同的离子半径变化规律和元素周期律进行判断。

③同一元素的阳离子半径小于原子半径；阴离子半径大于原子半径。

[认知升华]离子半径大小的比较1．同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。

如r(Cl－)>r(Cl)，r(Fe)>r(Fe2＋)>r(Fe3＋)。

2．电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小。

如r(O2－)>r(F－)>r( Na＋)>r(Mg2＋)>r(Al3＋)。

3．带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。

如r(Li＋)<r(Na＋)<r(K＋) <r(Rb＋)<r(Cs＋)，r(O2－)<r(S2－)<r(Se2－)<r(Te2－)。