资源简介

教学设计
课题 元素周期律
课型 新授课 章/单元复习课□ 专题复习课□ 习题/试卷讲评课□ 学科实践活动课□ 其他□
1.教学内容分析
本课时是“物质结构 元素周期律”单元的核心内容，承接前两课时原子结构、元素周期表结构的知识，聚焦“同周期元素性质递变规律”展开。核心内容围绕“原子结构（核外电子排布）→ 元素性质（金属性、非金属性等）”的逻辑关系，通过实验探究和数据分析，揭示同周期元素性质随原子序数递增的周期性变化本质，是培育学生“宏观辨识与微观探析”“证据推理与科学探究”核心素养的关键载体。本节课蕴含“量变引起质变”的科学思想，为后续学习同主族元素性质递变及周期律应用奠定基础。
2.学习者分析
学生已掌握原子结构示意图绘制、元素周期表的周期与族划分，知道同周期元素电子层数相同、最外层电子数递增，但对“电子排布差异如何影响元素性质”缺乏深层认知。通过前测发现，70%的学生能说出“金属性、非金属性”的基本概念，但仅25%的学生能设计实验比较元素金属性强弱；学生抽象思维和实验探究能力较弱，可能在“实验现象分析→规律归纳→本质解释”的逻辑链条上存在困难。
3.学习目标确定
1.认识原子核外电子排布、化合价、原子半径等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。 2.认识同周期元素的金属性、非金属性等随元素原子序数递增而呈周期性变化的规律，建构元素周期律。 3.掌握判断元素金属性和非金属强弱的依据。
4.学习重点难点
重点：元素周期律的含义和实质；元素性质与原子结构的关系。 难点：元素性质与原子结构的关系。
5.学习评价设计
过程性评价：通过实验操作评分表（关注试剂取用、现象记录规范性）、小组讨论发言情况，评估学生探究能力和合作意识（占比40%）。 表现性评价：观察学生能否准确描述实验现象、合理分析数据，能否归纳出第三周期元素性质递变规律（占比30%）。 即时检测：课堂结束前通过2道选择题（金属性比较、性质递变本质）和1道简答题（实验现象分析），检测目标达成度（占比30%）。
6.学习活动设计
教师活动学生活动环节一： 新课导入教师活动1 【讲述化学史故事】同学们，在化学发展的历史长河中，有一个伟大的发现堪称世界百大发现之一，那就是元素周期律的发现。在19世纪，科学家们已经发现了60多种化学元素，可这些元素就像一盘散沙，缺乏内在的规律和联系。直到1869年，俄国化学家门捷列夫做了一件震惊世界的事。他发现了一种神奇的规律，并依据这个规律绘制出了第一张元素周期律图表。门捷列夫不仅把当时已知的元素按照一定顺序排列起来，还大胆地预言了一些尚未被发现的元素的存在及其性质。后来，这些预言逐一被证实，这让人们对元素之间的关系有了全新的认识。比如，他预言了类铝（镓）、类硼（钪）、类硅（锗）等元素的存在，并且对它们的原子量、密度、化学性质等都做出了准确的预测。当这些元素真的被发现，并且性质和门捷列夫预言的几乎一模一样时，全世界都为之惊叹。 【提出问题】那么，大家思考一下，门捷列夫究竟发现了什么规律，才绘制出了这张意义非凡的元素周期律图表呢？他作出这些伟大预言的科学依据又是什么呢？带着这些疑问，让我们一起走进今天的课堂，去探寻元素性质的周期性变化规律。学生活动1 听讲、思考活动意图说明：1.激发学生兴趣：通过讲述门捷列夫发现元素周期律的传奇故事，营造出神秘而引人入胜的氛围，能够极大地激发学生的好奇心和求知欲，使他们对接下来的学习充满期待。 2.联系科学成就：将本节课的内容与化学史上的重大发现紧密联系起来，让学生明白所学知识的重要性和深远意义，增强学生对化学学科的认同感和敬畏感。 3.引发思考，导入新课：提出关于门捷列夫发现规律和预言依据的问题，引导学生积极思考，自然地过渡到本节课关于元素性质周期性变化规律的学习，为后续的探究活动奠定基础。环节二： 原子最外层电子排布的变化规律教师活动2 任务1：请同学们分组讨论同一周期元素的性质又有什么变化规律？ 问题：我们之前学习了碱金属元素、卤族元素的原子结构和性质上的相似性和递变性，那同一周期元素的性质又有什么变化规律呢？请同学们分组讨论。 教师巡视各小组，观察讨论情况，并适时给予指导和启发。并对各小组的发言进行点评和总结，肯定学生的积极思考，同时引导学生关注原子最外层电子排布可能存在的规律。 任务2：请同学们观察表4-5，随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？ 任务3：请同学们绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子的最外层电子数折线图。 【总结讲解】 一、原子最外层电子排布的变化规律 1.原子最外层电子排布变化规律。 随着核电荷数的递增，除H、He外元素原子的最外层电子数呈现从1到8的周期性变化。 2.核外电子排布呈现周期性变化是本质学生活动2 学生分组进行讨论，各小组推选代表发言，分享小组讨论的结果。 完成表格 活动意图说明 1.通过门捷列夫的伟大发现引发学生的好奇心，以旧知识为基础引导学生思考新问题，激发学生的探究欲望，为后续学习原子最外层电子排布的变化规律做铺垫。 2.让学生通过观察表格和绘制折线图，自主探究原子最外层电子排布的规律，培养学生的观察能力、数据分析能力和动手能力。环节三：原子半径的变化规律教师活动3 任务1：请同学们绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素原子半径变化的折线图。 【总结讲解】 二、原子半径的变化规律 1.随着原子序数的递增，元素的原子半径呈现由大到小的周期性变化. 半径最小的原子是H,短周期主族元素中，原子半径最大的Na,(稀有气体除外). 2.同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小（不包括稀有气体） 任务2：请同学们思考为什么同周期元素的原子半径会随着原子序数的递增而逐渐减小呢？ 【总结讲解】 二、原子半径的变化规律 3.原子半径的变化原因 ①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小，因核电荷数增多，核对电子的引力增大。 ②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大，随核电荷数增多，核对电子的引力减小。 同周期：序大径小；同主族：序大径大 4.原子半径变化规律探讨 ①电子层数不同：电子层数越多，半径越大 r(Li)< r(Na)< r(K) ②电子层数相同：核电荷数越大，半径越小 r(Na) >r(Mg) > r(Al) 5.离子半径变化规律探讨 ①同种元素的微粒： 阳离子<中性原子<阴离子 价态越高，微粒半径越小。 r(Na)>r(Na＋) r(Cl) F-> Na+ > Mg2+ > Al3+学生活动3 进行思考和讨论，尝试从原子结构的角度分析原因。 总结原子半径变化的原因：①原子电子层数相同时，最外层电子数越多，半径越小，因核电荷数增多，核对电子的引力增大；②最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大，随核电荷数增多，核对电子的引力减小。即同周期：序大径小；同主族：序大径大。 学生练习 比较下列微粒半径的大小 （1）r(F) r(Cl) （2）r(Cl) r( S) r( P) （3）r(Al3+) r(Mg2+) r(Na+) r(F-) r(O2-) （4）r(Cl-) r(S2-) 【答案】＜ ， ＜ ＜，＜ ＜ ＜ ＜ ，＜ 活动意图说明 1.让学生通过绘制折线图直观地观察原子半径的变化趋势，培养学生的数据分析和总结归纳能力。 2.引导学生深入思考原子半径变化的本质原因，培养学生的逻辑思维能力。环节四：元素性质的周期性变化规律教师活动4 任务1：请同学们绘制1—18号元素随着原子序数的递增，元素的最高正价、最低负价变化折线图。 【总结讲解】 三、元素性质的周期性变化规律 1.元素的主要化合价变化规律 ①同周期由左向右元素的最高正价逐渐升高（+1→+7，O和F无最高正价） ②元素的最低负价由ⅣA族的-4价逐渐升高至ⅦA族的-1价 2.随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化 3.元素的主要化合价特殊规律 (1)最高正价＝主族的序号＝最外层电子数(O、F除外) (2)最低负价＝ ︱最高正价－8(H、O、F除外) ︱ (3)H最高价为＋1，最低价为－1；O无最高正化合价，最低价为－2；F无正化合价，最低价为－1 任务2：请同学们总结元素原子的核外电子排布、原子半径和化合价各呈现什么规律性的变化？ 任务3：请同学们根据第三周期元素原子核外电子排布规律，推测该周期元素金属性和非金属性具有怎样的变化规律？（对于第三周期元素，电子层数相同，核电荷数增大，半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强，所以金属性减弱，非金属性增强。） 【总结讲解】 三、元素性质的周期性变化规律 4.元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。 ①规律呈现：随着元素核电荷数的递增，元素的核外电子排布、元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）均呈现周期性变化。 ②实质：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。 ③元素的金属性和非金属性随原子序数的变化呈现周期性变化 同周期从左到右金属性减弱，非金属性增强 任务4：请同学们根据同族元素性质的变化规律分析判断元素金属性和非金属性的事实有哪些？ 【总结讲解】 三、元素性质的周期性变化规律 5.判断元素金属性和非金属强弱的依据 ⑴金属性判断依据 ①单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度 ②最高价氧化物对应的水化物-氢氧化物的碱性强弱 ③置换反应：活泼金属置换不活泼金属 ⑵非金属性判断依据 ①与氢气反应生成气态氢化物的难易程度 ②生成气态氢化物的稳定性 ③其最高价氧化物的水化物的酸性强弱 ④置换反应：活泼非金属单质置换不活泼非金属单质 【课堂小结】 学生活动4 学生练习 34号元素硒(Se)被国内外医药界和营养学界尊称为“生命的火种”，享有“长寿元素”“抗癌之王”“心脏守护神”“天然解毒剂”等美誉， 其原子结构示意图为 。 (1)推断该元素在周期表中的位置：_______________。 (2)按要求写化学式：①气态氢化物为______；②最高价氧化物对应的水化物为________。 (3)推测35Br的最高正化合价和最低负化合价的数值分别是____、____，原子半径的大小关系为：r(Se)___r(Br)(填“>”或“<”)。 【答案】第四周期ⅥA族 ， H2Se H2SeO4 ，＋7 －1 > 学生进行思考和总结，尝试回答问题。 总结出：同一周期随着原子序数的递增，原子最外层电子数从1到8（或2）依次增加，原子半径依次减小，最高或最低化合价也依次增加。随着原子序数的递增，元素原子的核外电子排布、原子半径、元素化合价呈周期性变化。 学生讨论 元素周期律：元素的性质随着元素核电荷数的递增呈周期性变化的规律。其规律呈现为随着元素核电荷数的递增，元素的核外电子排布、元素的原子半径（稀有气体元素除外）、元素的主要化合价（最高化合价和最低化合价）均呈现周期性变化；实质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；元素的金属性和非金属性随原子序数的变化呈现周期性变化，同周期从左到右金属性减弱，非金属性增强。 学生进行思考和讨论，结合教材内容和之前所学知识，尝试总结判断依据。 金属性判断依据：①单质与水（或酸）反应置换出氢的难易程度；②最高价氧化物对应的水化物 - 氢氧化物的碱性强弱；③置换反应：活泼金属置换不活泼金属。 非金属性判断依据：①与氢气反应生成气态氢化物的难易程度；②生成气态氢化物的稳定性；③其最高价氧化物的水化物的酸性强弱；④置换反应：活泼非金属单质置换不活泼非金属单质。 活动意图说明 通过绘制折线图和观察分析，让学生自主总结元素主要化合价的变化规律，培养学生的归纳总结能力。 让学生对所学知识进行系统总结，加深对元素性质周期性变化规律的理解，同时培养学生的推理能力。 让学生掌握判断元素金属性和非金属强弱的依据，提高学生运用知识解决问题的能力。
7.板书设计
元素性质的周期性变化规律 一、原子最外层电子排布变化规律 1.周期性：除 H、He 外，1 - 8 循环 2.决定元素性质周期性 二、原子半径的变化规律 1.周期性：大到小 2.变化原因 电子层数相同，核电荷数越多，半径越小 最外层电子数相同，电子层数越多，半径越大 3.半径比较 原子：同周期序大径小，同主族序大径大 离子：同种元素阳离子 < 原子 < 阴离子；带相同电荷离子，电子层多半径大；电子层结构相同，核电荷数大半径小 三、元素性质的周期性变化规律 1.化合价变化 最高正价：+1 到 +7（O、F 除外） 最低负价：-4 到 -1 特殊规律：最高正价 = 主族序数 = 最外层电子数（O、F 除外）；最低负价 = |最高正价 - 8|（H、O、F 除外） 2.元素周期律 定义：性质随核电荷数递增周期性变化 实质：核外电子排布周期性变化 3.金属性、非金属性判断依据 金属性：单质与水（或酸）反应置换氢难易；最高价氧化物水化物碱性强弱；置换反应 非金属性：与氢气反应生成气态氢化物难易；氢化物稳定性；最高价氧化物水化物酸性强弱；置换反应
8.作业与拓展学习设计
1.查阅资料收集第二周期元素的金属性、非金属性相关数据，推测第二周期元素性质是否存在周期性变化，撰写简短分析报告。 2.尝试设计实验验证第二周期元素性质递变。 3.单元检测题。
9.特色学习资源分析、技术手段应用说明
运用多媒体播放钠与水反应的慢镜头视频（帮助学生清晰观察现象）、原子结构与性质关系的动态模拟动画（直观呈现核外电子排布对元素性质的影响）
10.教学反思与改进
在本次教学中，通过问题驱动和实验探究等方式引导学生自主发现元素性质的周期性变化规律，学生参与度较高。但在讲解原子半径变化原因等抽象内容时，部分学生理解困难。在今后教学中，应多运用生动形象的比喻和实例帮助学生理解。同时，在小组讨论环节，个别小组讨论效率不高，后续需加强组织引导，确保每个学生都能积极思考。另外，对于元素周期律的应用部分，可增加更多练习和实例，让学生更好地掌握知识。
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