元素周期律第1课时 教学设计.docx

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1、第二节元素周期律第1课时教学目标：知识与技能：掌握元素化合价随原子序数的递增而呈现出的周期性变化规律，微粒半径及大 小的比较。过程与方法：1、归纳法、比较法。2、培养学生抽象思维能力。情感、态度与价值观：培养学生勤于思考、勇于探究的科学品质。重点与难点：元素化合价随原子序数的递增而变化的规律，微粒半径及大小的比较。教学过程设计：【引入】我们已经了解了核外电子排布的基本规律，那么，元素的性质与核外电子的排布有 什么联系呢？复习前面的知识。提问金属性、非金属性强弱的比较依据是什么？板书一、元素周期律（-）元素周期律板书1、电子层排列的周期性科学探究1写出118号元素的名称、原子结构示意图。根据原子

2、结构示意图总结并找出 规律。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广211223ro1P18结论：核外电子的排布随着核电荷数的增加发生周期性变化。板书2、化合价的周期性变化科学探究2标出1-18号元素的化合价，找出规律。原子序数最高正价或最低负价的变化广2+ 1310+1+45 f -4-11C18+ 1+4 +5 +7-4-1结论：随着原子序数的递增，元素化合价也呈现周期性变化。 板书3、原子半径的递变规律总结：同一周期，随着原子序数的递增，元素原子半径逐渐减小，呈现周期性变化。元素符号HHe原子半径nm0. 037元素符号LiBeBC0FNe原子半径nm0. 1520.

3、0890. 0820. 0770. 0750. 0740. 071元素符号NaMgAlSiPSClAr原子半径nm0. 1860. 1600. 1430. 1170. 1100. 1020. 099练习1、比较Na、S原子半径的大小。2、比较Na、0原子半径的大小。过渡以上我们学习了原子半径大小的比较，那么离子半径的大小怎么比较呢？（二）、微粒半径大小的比较1、原子半径大小的比较同主族，从上到下，原子半径逐渐增大。同周期，从左到右，原子半径逐渐减小。2、离子半径大小的比较（1）具有相同电子层结构的离子半径大小的比较电子层数相同，随着核电荷数的增加，原子核对核外电子的吸引能力增强，半径减小。（2

4、）同主族离子半径大小的比较元素周期表中从上到下，电子层数逐渐增多，离子半径逐渐增大。（3）同一元素的不同离子的半径大小比较同种元素的各种微粒，核外电子数越多，半径越大，高价阳禽子半径小于低价离子半径。【小结本课】【反馈练习】1. VTA族元素单质的沸点（）；第三周期元素的最高正化合价（）;IA族元素单质熔点（）;F,Na, Mg21, Al”四种离子的离子半径（）；同周期短周期元素的原子半径（ ）.2 .按粒子的半径从小到大顺序排列的是（）A.C1,S,P B. N, 0, F C. Al Mg； Na D. K, Na, Li3 .下列各组微粒中,按微粒半径依次增大排列的是（）（A）Al3；Al,Na,K（B）F,C1,S2- ,S（C）S2；Cr ,K Ca 2t（D）Mg,Si,P,K. a元素的阴离子,b元素的阴离子,c元素的阳离子具有相同的电子层结构，已知a的原子序 数大于b的原子序数,则a, b,c三种离子半径大小的顺序是（）A. abc B. bac C. cabI）. cba【教后记】