高中音樂絲竹相和教案

《元素周期律和元素周期表》教案。

《元素周期律和元素周期表》教案

一．教材分析

(一)知識脈絡

本節(jié)教材采用歸納總結的方法引導學生探索元素的性質(元素原子最外層電子排布、原子半徑以及主要化合價、原子得失電子能力)和原子結構的關系從而歸納出元素周期律，揭示元素周期律的實質；再在元素周期律的基礎上引導他們發(fā)現(xiàn)周期表中元素排布的規(guī)律，認識元素周期表的結構，了解同周期、同主族元素原子結構的特點，為下一節(jié)學習同周期元素性質的遞變規(guī)律，預測同主族元素的性質奠定基礎；同時，以鐵元素為例，展示了元素周期表中能提供的有關元素的信息和金屬與非金屬的分區(qū)；最后以IIA族、VA族、過渡元素為例分析了同族元素結構與性質的異同。

(二)知識框架

(三)新教材的主要特點：

新教材通過對元素周期律的初探，利用圖表(直方圖、折線圖)等方法分析、處理數(shù)據(jù)，增強了教材的啟發(fā)性和探究性，注重學生的能力培養(yǎng)，如作圖、處理數(shù)據(jù)能力、總結概括的能力，以及利用數(shù)據(jù)得出結論的意識。

二．教學目標

(一)知識與技能目標

1．使學生了解元素原子核外電子排布、原子半徑、主要化合價的周期性變化，認識元素周期律。

2．讓學生認識元素周期表的結構以及周期和族的概念，理解原子結構與元素在周期表中的位置間的關系。

3．讓學生了解IIA族、VA族和過渡金屬元素的某些性質和用途。

(二)過程與方法目標

1．通過對元素周期律的探究，培養(yǎng)學生利用各種圖表(直方圖、折線圖)分析、處理數(shù)據(jù)的能力。

2．通過對獲取的大量事實和數(shù)據(jù)等信息進行加工、分析，培養(yǎng)學生學歸納、概括能力、口頭表達能力和交流能力。

3．通過案例的探究，激發(fā)學生主動學習的意識。并且掌握從大量的事實和數(shù)據(jù)中分析總結規(guī)律、透過現(xiàn)象看本質等科學抽象的方法。

(三)情感態(tài)度與價值觀目標

1．學習元素周期律，能使學生初步樹立“由量變到質變”、“客觀事物都是相互聯(lián)系和具有內部規(guī)律”“內因是事物變化的依據(jù)”等辯證唯物主義觀點。

2．學習化學史知識，能使學生認識到：人類對客觀存在的事物的認識是隨著社會和科學的發(fā)展不斷發(fā)展的；任何科學的發(fā)現(xiàn)都需要長期不懈地努力，才能獲得成功。

三、教學重點、難點

(一)知識上重點、難點

元素周期律和元素周期表的結構。

(二)方法上重點、難點

學會用圖表等方法分析、處理數(shù)據(jù)，對數(shù)據(jù)和事實進行總結、概括從而得出結論。

四、教學準備

第1課時前，補充P11表格中所缺內容。

第2課時前，周期表一共有多少周期？多少族？分別有多少種元素？

第3課時前，查一查在周期表中同學們熟悉的元素，搜集它們的用途。

五、教學方法閱讀探究討論歸納法

六、課時安排3課時

七、教學過程

第1課時

【新課導入】前面我們學習了原子的構成，它包括質子、中子、電子三部分，相同元素一定具有相同的質子數(shù)，如果我們按質子數(shù)從小到大把元素排列起來，每種元素就有一個序號，即原子序數(shù)，對原子序數(shù)為1-18的元素進行研究，有助于我們認識元素之間內在聯(lián)系和變化的規(guī)律性。那么，原子序數(shù)為1-18號元素的核外電子排布、原子半徑和元素的主要化合價隨原子序數(shù)的變化是如何變化的？

【點評】利用質疑，引入新課題，可激發(fā)學生的學習興趣，有助于學生明確學習目的。

【板書】第二節(jié)元素周期律和元素周期表

一、元素周期律

【交流與研討】(1)分組填寫教材P11頁表中所缺的內容；

(2)對表中各項內容進行比較、分析，尋找其中的規(guī)律。

【點評】通過填表，讓學生獲取感性知識，一方面復習了前面學過的原子結構有關知識，也為元素周期律的探究提供數(shù)據(jù)方面的支持。

【方法引導】為了更直觀地觀察原子的最外層電子排布隨原子序數(shù)變化而變化的具體情況，每四人為一小組，通過Excel中插入圖表的辦法畫出以原子序數(shù)為橫坐標、原子的最外層電子數(shù)為縱坐標的直方圖。

【交流研討】小組代表展示其直方圖。

原子序數(shù)

最外層電子數(shù)

【點評】讓學生學習常用的數(shù)據(jù)處理方法和表示方式，培養(yǎng)學生分析、處理數(shù)據(jù)的能力、相互合作的意識，也讓學生獲得直觀形象的感性知識，為歸納元素周期律奠定基礎。

【引導過渡】觀察1-18號元素的最外層電子數(shù)的變化，我們發(fā)現(xiàn)從3號到10號，最外層電子由1增加到8，從11號到18號最外層電子數(shù)又由1增加到8。象這樣每隔一定數(shù)量，又重現(xiàn)前面出現(xiàn)過的情況的變化稱為周期性變化。

【聯(lián)想與質疑】通過直方圖，對于原子的最外層電子數(shù)隨原子序數(shù)的變化情況，你能得出什么結論？

【小結、板書】隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。

【方法引導】為了更直觀地觀察原子半徑隨原子序數(shù)變化而變化的情況，每四人為一小組，通過excel插入圖表的辦法畫出以原子序數(shù)為橫坐標、原子半徑為縱坐標的折線圖。對于原子半徑的變化，你的結論是什么？[趣祝福 wWw.zfW152.com]

【交流研討】小組代表展示其折線圖，交流小組的觀點。

【小結、板書】隨著原子序數(shù)的遞增，元素的原子最外層電子排布呈現(xiàn)周期性變化。

并且有下列規(guī)律：電子層數(shù)相同的元素的原子隨原子序數(shù)的增加，半徑逐漸減小。

【講述】稀有氣體元素的原子半徑教材中沒有列出，它跟鄰近的非金屬元素的原子相比顯得特別大，這是由于測定稀有氣體元素的原子半徑的根據(jù)與其它元素的原子半徑不同。

【小組討論】影響原子半徑的因素：

(1)電子層數(shù)相同時，影響原子半徑的因素是什么？

(2)最外層電子數(shù)相同時，其影響因素是什么？

【小結、板書】影響原子半徑的因素：

電子層數(shù)相同，質子數(shù)越多，吸引力越大，半徑越小；

最外層電子數(shù)相同，電子層數(shù)越多，電子數(shù)越多，半徑越大。

【方法引導】每四人為一小組，通過excel插入圖表的辦法畫出以原子序數(shù)為橫坐標、元素的主要化合價為縱坐標的折線圖。對于元素主要化合價的變化，你的結論是什么？

【交流研討】小組代表展示其折線圖，交流小組的觀點。

【小結、板書】隨著原子序數(shù)的遞增，元素的化合價呈現(xiàn)周期性變化。

且有以下量的關系:

│最高正價│+│負價│=8

【引導、探究】綜合以上的事實，各自發(fā)表自己的觀點。大家可以得出什么結論？

【小結、板書】元素周期律：元素的性質隨著元素原子序數(shù)的遞增，而呈現(xiàn)出周期性的變化。

【引導、探究】大家知道嗎？元素的性質是由元素原子的哪一部分決定的？那么元素性質隨原子序數(shù)的遞增呈現(xiàn)出周期性變化的根本原因是什么？

【小結、板書】元素性質的周期性變化是原子核外電子排布呈現(xiàn)周期性變化的必然結果。

決定

【媒體顯示】

【點評】本節(jié)將分散的元素性質的遞變規(guī)律歸納、提升，得到元素周期律。注重培養(yǎng)學生從大量的事實和數(shù)據(jù)中分析、總結規(guī)律等概括能力和和語言表達能力；同時使學生從自然科學的角度初步樹立“客觀事物本來是互相聯(lián)系的和具有內部規(guī)律性”“量變引起質量”“內因是事物變的根據(jù)”等辯證唯物主義觀點。

【課堂小結、媒體顯示】

以18號元素核外分析歸納最外層電子數(shù)隨原子序數(shù)

電子排布為例遞增呈周期性變化

決定元素原子半徑的周期性變化總結歸納元素周期律

元素主要化合價的周期性變化元素周期律實質

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高二化學教案：《元素周期律和元素周期表》教學設計

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從容說課

本章的重點是元素周期律和元素周期表，要深刻地理解并運用它們，必須以有關原子結構、核外電子排布的知識作基礎。元素周期表中同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律，包括分析簡單化合物的形成等都是在原子結構的基礎上建立起來的，否則，元素周期律和周期表就成了無源之水、無本之木。因此，掌握有關原子結構的知識，是深刻理解元素周期律和運用元素周期表必不可少的。

另外，復習有關這部分內容時，因概念較多，單純的講述、整理和歸納會因內容的抽象而顯得有些枯燥。為此，本節(jié)課主要用了問答式的教學方法，并講練結合，使所授內容和練習互為補充。

三維目標

知識與技能

1．理解原子的組成及同位素的概念。掌握原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)，以及質量數(shù)與質子數(shù)、中子數(shù)之間的相互關系。

2．以第一、二、三周期的元素為例，掌握核外電子排布規(guī)律。

3．理解離子鍵、共價鍵的含義。了解鍵的極性。

過程與方法

1．培養(yǎng)學生的空間想象能力、抽象思維能力、科學的分析推理能力。

2．學會運用所學知識的能力。

情感、態(tài)度與價值觀

1．使學生初步意識到物質的結構決定物質的性質。

2．科學地、辯證地看問題。

要點提示

教學重點：1.原子的組成及同位素的概念。

2．掌握原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)，以及質量數(shù)與質子數(shù)、中子數(shù)之間的相互關系。

3．理解離子鍵、共價鍵的含義。

教學難點：1．原子序數(shù)、核電荷數(shù)、質子數(shù)、中子數(shù)、核外電子數(shù)，以及質量數(shù)與質子數(shù)、中子數(shù)之間的相互關系。

2．用電子式表示離子化合物或共價化合物的形成過程。

教具準備：多媒體課件、投影儀。

[師] 原子序數(shù)、核電荷數(shù)由哪種粒子決定？它們之間是什么關系？

[生] 由質子數(shù)決定。原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝質子數(shù)＝核外電子數(shù)。

接上

板　書：

原子序數(shù)、核電荷數(shù)

[師] 元素的種類由什么粒子決定？

[生] 由核電荷數(shù)即核內質子數(shù)決定。

接上

板　書：

決定元素種類

[師] 原子的質量數(shù)由什么粒子決定？它們相互之間的關系是什么？

[生] 由質子數(shù)和中子數(shù)共同決定。質量數(shù)等于質子數(shù)和中子數(shù)之和。

接上

板　書：

質量數(shù)A＝Z＋N

[師] 同位素與核素(即原子種類)與哪種粒子密切相關？

[生] 與核內中子數(shù)。

接上

板　書：

決定原子種類(同位素)

[師] 原子的相對原子質量由什么粒子決定？

[生] 由原子核即質子數(shù)和中子數(shù)共同決定。

[師] 原子的相對原子質量近似等于質量數(shù)。

[師] 元素的相對原子質量又是由什么決定的？

[生] 由元素的各種同位素的相對原子質量及其在自然界中的原子個數(shù)百分比決定。

[師] 原子是否帶電取決于什么？怎樣確定？

[生] 取決于核內質子數(shù)和核外電子數(shù)。若兩者數(shù)目相等，原子呈電中性；若質子數(shù)小于核外電子數(shù)，原子帶負電，為陰離子；若質子數(shù)大于核外電子數(shù)，原子帶正電，為陽離子。

[師] 原子結構的有關問題可以看下表。

多媒體展示：

原子結構及離子結構中各種基本粒子間的關系

原子種類

粒子之間的關系

中性原子

原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)

質量數(shù)

[來源:Zxxk.Com]

質子數(shù)

＋[來源:Zxxk.Com]

中子數(shù)

陽離子

原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)＋n[來源:學科網ZXXK]

陰離子

原子序數(shù)＝核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)－m

核外電子排布規(guī)律

1

各電子層最多能容納2n2個電子

即電子層序號　1　2　3　4　5　6　7

代表符號KLMNOPQ

最多電子數(shù)281832507298

2

最外層電子數(shù)目不超過8個(K層為最外層時不超過2個)

3

次外層電子數(shù)最多不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個

4

核外電子總是盡可能先排滿能量最低、離核最近的電子層，然后才由里往外，依次排在能量較高，離核較遠的電子層

注意事項

1.以上幾點是相互聯(lián)系的，不能孤立地理解，必須同時滿足各項要求

2．上述乃核外電子排布的初步知識，只能解釋1～18號元素的結構問題，若要解釋更多問題，有待進一步學習核外電子排布所遵循的其他規(guī)律

原子結構示

意圖和離子

結構示意圖

原子結構的表示方法

要理解圖中各符號的含義。例：氯原子，圓圈內表示原子的質子數(shù)，要注意正號；弧線表示電子層，弧線內數(shù)字表示該層中的電子數(shù)。

離子結構示意圖中各符號含義一樣，但注意原子結構示意圖中質子數(shù)等于核外電子數(shù)，而離子結構示意圖中質子數(shù)與核外電子數(shù)不相等。如

電子式

電子式是在元素符號周圍用小黑點或“×”表示該元素原子的最外層電子數(shù)的式子。小黑點或“×”的數(shù)目即為該原子的最外層電子數(shù)。如

[師] 元素原子在參加化學反應時，其電子層結構將趨向于何種變化？

[生] 原子在參加化學反應時，都有使最外層電子形成穩(wěn)定結構的傾向。

[師] 原子和原子相遇發(fā)生反應時，必形成化學鍵。

板　書：

二、化學鍵

[師] 那么，原子和原子通常通過什么方式趨向于穩(wěn)定結構呢？

[生] 通過得失電子或形成共用電子對。

[師] 原子得失電子以后可分別形成陰、陽離子，陰、陽離子之間可通過靜電作用而形成化合物，這種靜電作用我們又把它叫做什么？舉出幾種粒子間存在這種作用的物質。

[生] 陰、陽離子之間的這種靜電作用叫離子鍵。如Na2O2、NaOH、NaCl中均含有離子鍵。

[師] 那么，原子通過共用電子對結合成物質的這種作用又叫什么呢？舉例說明。

[生] 叫共價鍵。如H2分子中的氫原子和氫原子之間，HCl分子中的氫原子與氯原子之間都形成共價鍵。

[師] 離子鍵和共價鍵都屬于化學鍵，它們屬兩種不同類型的化學鍵。

板　書：

化學鍵

化學鍵

定義

晶體或分子內直接相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用，通常叫做化學鍵

強烈的體

現(xiàn)形式

使原子間形成一個整體，彼此不能發(fā)生相對移動，只能在一定平衡位置振動。破壞這種作用需消耗較大能量

離子鍵

定義

陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵叫做離子鍵

本質

陰、陽離子間的靜電作用

形成條件

和原因

穩(wěn)定的陽離子

穩(wěn)定的陰離子

形成過程

表示方法

影響強度的

因素及對物

質的影響

1．離子半徑：離子半徑越小，作用越強。含有該鍵的離子化合物的熔沸點就越高

2．離子電荷：離子電荷越多，作用越強。含有該鍵的離子化合物的熔沸點就越高

定義

原子間通過共用電子對所形成的化學鍵，叫共價鍵

形成條件

一般是非金屬元素之間形成共價鍵，成鍵原子具有未成對電子

本質

成鍵的兩原子核與共用電子對的靜電作用

表示方法

1．電子式：

2．結構式：H—Cl　

形成過程

分類

分類依據(jù)：共用電子對是否發(fā)生偏移

非極性鍵

定義：共用電子對不偏向任何一方

特點：存在于同種原子之間A—A

單質、共價化合物、離子化合物中都可能含有非極性鍵

例：Cl2、H2O2、Na2O2

極性鍵

定義：共用電子對偏向得電子能力強的原子的一方

特點：存在于不同種原子之間B—A

共價化合物、離子化合物中都可能含有極性鍵

[師] 舉出一種同時含有極性鍵和非極性鍵的化合物。

[生] H2O2

[師] 寫出其電子式。

找一個同學在黑板上寫：

[師] 請同學們做以下練習。

多媒體展示：

[練習]

以下說法不正確的是()

A．使干冰發(fā)生物理變化需克服范德華力

B．使干冰發(fā)生化學變化主要是破壞共價鍵

C．使氯化鈉晶體發(fā)生化學反應需破壞離子鍵

D．化學鍵存在于原子之間，也存在于分子之間

學生思考并回答。

[師] 干冰是由CO2分子組成的，其分子之間的作用力是分子間作用力，即范德華力。當發(fā)生物理變化時，僅僅是分子之間的距離發(fā)生了變化，需克服范德華力；當發(fā)生化學變化時，即原子參加反應，需要克服碳氧鍵的作用，即破壞共價鍵。所以，A、B均正確。

C項的氯化鈉晶體是由鈉離子和氯離子構成，其間存在的作用力是離子鍵。因此，發(fā)生化學反應時需克服離子鍵。

D項化學鍵應是相鄰的原子間強烈的相互作用，它不存在于分子之間，所以D項錯。

答案：D

課堂小結

本節(jié)課我們復習了原子結構，原子核外電子排布的規(guī)律及與之密切相關的一些概念。希望同學們能在搞清這些概念內涵的基礎上，學會應用這些概念解決一些具體的問題。

元素周期律學案

第一章物質結構元素周期律章末復習學案
復習目標：
1.能描述元素周期表的結構，知道金屬、非金屬在元素周期表中的位置。
2.在初中有關原子結構知識的基礎上，了解元素原子核外電子排布。
3.通過有關數(shù)據(jù)和實驗事實，了解原子結構與元素性質之間的關系。知道核素的涵義；
認識原子結構相似的一族元素在化學性質上表現(xiàn)出的相似性和遞變性；認識元素周期律。
4.認識化學鍵的涵義，通過實例了解離子鍵和共價鍵的形成。

本章知識體系
考題回顧
【例1】下列指定微粒的個數(shù)比為2:1的是
A．Be2＋離子中的質子和電子B．H原子中的中子和質子
C．NaHCO3晶體中的陽離子和陰離子D．BaO2（過氧化鋇）固體中的陰離子和陽離子
【例2】1999年美國《科學》雜志報道：在40GPa高壓下，用激光器加熱到1800K，人們成功制得了原子晶體干冰，下列推斷中不正確的是
A、原子晶體干冰有很高的熔點、沸點，有很大的硬度
B、原子晶體干冰易氣化，可用作制冷材料
C、原子晶體干冰的硬度大，可用作耐磨材料
D、每摩爾原子晶體干冰中含4molC—O鍵
【例3】不同元素的原子在分子內吸引電子的能力大小可用一定數(shù)值x來表示，若x越大，其原子吸引電子的能力越強，在所形成的分子中成為負電荷一方。
下面是某些短周期元素的x值：
元素符號LiBeBCOFNaAlSiPSCl
x值0.981.572.042.553.443.980.931.611.902.192.583.16
（1）通過分析x值變化規(guī)律，確定N、Mg的x值范圍：
_______________x(Mg)____________，______________x(N)___________________。
（2）推測x值與原子半徑的關系是________________________________；根據(jù)短周期元素的x值變化特點，體現(xiàn)了元素性質的_________________變化規(guī)律。
（3）某有機化合物結構式為，其中S—N中，你認為共用電子對偏向誰？_______（寫原子名稱）。
（4）經驗規(guī)律告訴我們：當成鍵的兩原子相應元素的差值（Δx），當Δx1.7時，一般為離子鍵，當Δx1.7時，一般為共價鍵，試推斷AlBr3中化學鍵類型是________________。
（5）預測元素周期表中，x值最小的元素位置：______________(放射性元素除外)。
【例4】不同元素的氣態(tài)原子失去最外層一個電子所需要的能量（設其為Ｅ）如下圖所示。試根據(jù)元素在周期表中的位置，分析圖中曲線的變化特點，并回答下列問題。
(1)同主族內不同元素的Ｅ值變化的特點是：＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿。各主族中Ｅ值的這種變化特點體現(xiàn)了元素性質的＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿＿變化規(guī)律。
(2)同周期內，隨原子序數(shù)增大，Ｅ值增大。但個別元素的Ｅ值出現(xiàn)反常現(xiàn)象。試預測下列關系式中正確的是＿＿＿＿＿＿（填寫編號，多選倒扣）
①Ｅ(砷)＞Ｅ（硒）②Ｅ(砷)＜Ｅ（硒）　③Ｅ(溴)＞Ｅ（硒）④Ｅ(溴)＜Ｅ（硒）
(3)估計１ｍｏｌ氣態(tài)Ｃａ原子失去最外層一個電子所需能量Ｅ值的范圍：＿＿＿＿＿＿＿＜Ｅ＜＿＿＿＿＿＿＿
(4)１０號元素Ｅ值較大的原因是＿＿＿＿＿＿＿＿。

元素周期律

【教學設計】
必修Ⅱ第一章物質結構元素周期律
第二節(jié)元素周期律（第2課時）
一、教材分析：
在本節(jié)中，這些知識將更加細化，理論性更強，體系更加完整。學生已經學習了原子的構成、核外電子排布和元素周期表簡介等一些基本的物質結構知識，這些為本節(jié)的學習奠定了一定的基礎。通過學習，可以使學生對于所學元素化合物等知識進行綜合、歸納。同時，作為理論指導，學生能更好的把無機化學知識系統(tǒng)化、網絡化。本節(jié)用第三周期為例，通過典型金屬和典型非金屬的性質遞變，引入元素周期律。
二、教學目標：
1、知識與技能：
（1）掌握元素的金屬性和非金屬性隨原子序數(shù)的增遞而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。
（2）通過實驗操作，培養(yǎng)學生實驗技能。
2、過程與方法：
（1）自主學習，歸納比較元素周期律。
（2）自主探究，通過實驗探究，培養(yǎng)學生探究能力。
3、情感、態(tài)度與價值觀：培養(yǎng)學生辯證唯物主義觀點——量變到質變規(guī)律
三、教學重點難點：
重點：元素的金屬性和非金屬性隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律。
難點：探究能力的培養(yǎng)
四、學情分析：
元素周期律的是高中化學的基礎理論內容，但是元素性質的周期性變化可以從資料進行分析而得出的，所以，要注意激發(fā)學生的學習主動性，讓學生去動手實驗獲取證據(jù)，讓學生去分析圖表、資料獲取信息。具體來說，對于元素的金屬性的周期性變化，可以由學生在分組實驗的基礎上，觀察Na與冷水、Mg與冷水、Mg與沸水、Mg和Al與同濃度鹽酸反應的劇烈程度，根據(jù)獲得的第一手證據(jù)，來推導出結論。元素的非金屬性的周期性變化可以讓學生閱讀材料、觀看實驗錄像或電腦模擬動畫，以獲得直觀的感性的材料。
五、教學方法：對比、分類、歸納、總結等方法
六、課前準備：
1．學生的學習準備：預習課本上相關的實驗，初步把握實驗的原理和方法步驟；完成課前預習學案。
2．教師的教學準備：多媒體課件制作、實物投影儀，課前預習學案，課內探究學案，課后延伸拓展學案。
3．教具準備：兩人一組，實驗室內教學。課前打開實驗室門窗通風，課前準備好——試管、燒杯、膠頭滴管、砂紙、鎂帶、鋁片、試管夾、火柴、酒精燈、酚酞試液、、1mo1/L鹽酸，1mo1/LA1C13溶液、3mo1/LNaOH溶液、3mo1/LH2SO4溶液、1mo1/LMgC12溶液。
七、課時安排：1課時
八、教學過程
（一）檢查預習，了解學生對已有知識的掌握程度及存在的困惑。
（二）情景導入，展示目標
[新課導入]：請同學們回憶我們上節(jié)課所學的內容：
1、元素原子核外電子排布規(guī)律有哪些？
2、元素的主要化合價是如何隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的？
[多媒體課件展示：元素原子核外電子排布規(guī)律、化合價隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律]
[推進新課]
師：上節(jié)課我們已經知道了元素原子的電子層排布和化合價都呈現(xiàn)周期性變化。元素的金屬性和非金屬性是元素的重要性質，它們是否也隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性的變化呢？這節(jié)課，我們就以第三周期元素為例，通過化學實驗來判斷元素的金屬性強弱。
[多媒體播放：金屬性強弱判斷依據(jù)]
1、金屬與H2O或與酸反應難易程度。2、置換反應。3、最高價氧化物對立水化物堿性強弱。
（三）合作探究，精講點撥
實驗一.Mg、Al和水的反應
1、分別取一小段鎂帶、鋁條，用砂紙去掉表面的氧化膜，放入2支小試管中，加入2-3ml水，并滴入2滴酚酞溶液。觀察現(xiàn)象。過一會兒，用酒精燈給2支試管加熱至沸騰，并移開酒精燈，再觀察現(xiàn)象。
[多媒體展示出表格]表（一）Na、Mg、Al和水的反應
NaMgAl
與冷H2O反應
與沸H2O反應現(xiàn)象與冷水劇烈反應放出氫氣與冷水反應緩慢，Mg帶表面有氣泡；Mg帶表面變紅與水不反應
化學方程式2Na+2H2O=2NaOH+H2↑Mg+2H2O=Mg（OH）2↓+H2↑
結論Na與冷水劇烈反應，Mg只能與沸水反應，Al與水不反應。
實驗二.Mg、Al和鹽酸的反應
取一小段鎂帶和一小片鋁，用砂紙除去它們表面的氧化膜，把鎂帶和鋁片分別放入兩支試管，再各加入2-3ml稀鹽酸觀察現(xiàn)象。
[多媒體展示出表格]表（二）Mg、Al與稀鹽酸反應比較
MgAl
現(xiàn)象反應劇烈，放出大量的H2反應迅速，放出大量的H2
反應方程式Mg+2HCl=MgCl2+H2↑2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
結論Mg、Al都很容易與稀鹽酸反應，放出H2，但Mg比Al更劇烈
實驗三：Mg(OH)2的性質
取一支試管，加入2ml，1mO1/L、MgCl2溶液，再逐滴加入3mO1/L、NaOH溶液，把生成的白溶液分盛在兩支試管中，分別加入3mO1/L、NaOH溶液、稀鹽酸觀察，完成下表：
[多媒體展示出表格]
表（三）Mg（OH）2的性質
現(xiàn)象加入NaOH加入稀鹽酸
反應方程式Mg(OH)2+2HCl=MgCl2+2H2O
結論沉淀不溶解沉淀溶解
Mg（OH）2不能溶于氫氧化鈉Mg（OH）2能溶于鹽酸
實驗四：Al(OH)3的性質
取一支試管，加入1mo1/LAlCl3溶液，加入3mo1/LNaOH溶液至少產生大量的Al(OH)3白色絮狀沉淀，把Al(OH)3沉淀分別盛放于2支試管中，然后，向2支試管中分別加入1mo1/L稀鹽酸和6mo1/LNaOH溶液，觀察現(xiàn)象。
[多媒體播放表格]表（四）：Al(OH)3的性質
加入NaOH，加入稀鹽酸
現(xiàn)象沉淀溶解沉淀溶解
反應方程式Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
結論Al(OH)3既能溶于，也能溶于稀鹽酸
師：從上面幾個實驗，我們已經了解了Na、Mg、Al與H2O或者與酸反應的難易；知道了NaOH、Mg(OH)2、Al(OH)3的性質，請大家在此基礎上完成下表。
表（五）
NaMgAl
單質與水（酸）反應與冷水劇烈反應放出氫氣與冷水反應緩慢，與沸水迅速反應，放出氫氣，與酸劇烈反應放出氫氣與酸迅速反應放出氫氣
最高價氧化物水化物NaOHMg(OH)2Al(OH)3
堿性強弱比較NaOH強堿Mg(OH)2中強堿Al(OH)3兩性氫氧化物
結論隨著原子序數(shù)的遞增，金屬性Na＞Mg＞Al
（四）反思總結，當堂檢測。
1．第三周期元素性質變化規(guī)律2.同周期元素性質遞變規(guī)律3.元素周期律
從NaC1從左右（1）定義:
金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸減弱，（2）實質:核外電子
非金屬性逐漸增強。非金屬性逐漸增強。排布的周期性變化

師：請同學們回憶一下，如何來判斷元素的非金屬性強弱？
[多媒體展示出：元素非金屬判斷依據(jù)]請同學們看教材P15、3資料，之后完成下表：
SPSCl
氣態(tài)氧化物化學式SiH4PH3
單質與H2化合的條件高溫磷蒸氣與H2能反應加熱
對應水化物合或最高價氧化物H2SiO3HClO4
酸性強弱弱酸中強酸最強含氧酸
結論
師：從以上對第三周期元素的分析、比較中，同學們能得出什么結論？
[多媒體同時展示元素周期律內容]
1.定義：元素的性質隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變化的規(guī)律，叫元素周期律。
板書：元素周期律的實質
【例2】．甲、乙兩種非金屬：①甲比乙容易與H2化合；②甲原子能與乙陰離子發(fā)生氧化還原反應；③甲的最高價氧化物對應的水化物酸性比乙的最高價氧化物對應水化物酸性強；④與某金屬反應時甲原子得電子數(shù)目比乙的多；⑤甲的單質熔沸點比乙的低．能說明甲比乙的非金屬性強的是()
A．只有④B．只有⑤C．①②③D．①②③④⑤
【教師精講】元素非金屬性得強弱判斷是重要得知識點，其判斷得標準很多：與H2化合得難易程度；氣態(tài)氫化物得穩(wěn)定性；含氧酸的酸性強弱。得到電子的難易程度等。答案：C。
【例3】．運用元素周期律分析下面的推斷，其中錯誤的是()
A．鈹(Be)的氧化物的水化物可能具有兩性
B．砹(At)為白色固體，HAt不穩(wěn)定，AgAt感光性很強
C．硫酸鍶(SrSO4)是難溶于水的白色固體
D．硒化氫(H2Se)是無色、有毒，比H2S穩(wěn)定的氣體
【教師精講】元素周期律是高考的重點。解題時要充分利用同周期、同主族元素的性質變化規(guī)律。A正確，因為，鈹?shù)男再|類似于鋁，氧化物可能有兩性。C正確，Sr是第ⅡA族元素，其性質類似于Ca、Ba，SrSO4與BaSO4相似，難溶于水?！敬鸢浮緽D。
課堂小結：本節(jié)課我們重點討論了第三周期元素性質隨原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)出周期性變化的規(guī)律，并又通過事實，我們得出了元素周期律，希望同學們能掌握這種分析問題的方法，培養(yǎng)自己的創(chuàng)新能力。
（五）發(fā)導學案，布置預習
元素周期律、元素周期表是一種重要的結構理論，它的重要性體現(xiàn)在什么地方呢？這就是我們下節(jié)課要學習的內容。請預習下節(jié)，并完成預習導學案。
［布置作業(yè)］
1.課本習題P18T6
2.寫出Al2O3、Al(OH)3分別與強酸強堿反應的離子方程式。?
3.模仿本書附錄，畫一張元素周期表，下節(jié)課上課時帶上。(不用寫外圍電子構型)
九、板書設計：
第二節(jié)元素周期律（第2課時）
一．元素周期律
1．第三周期元素性質變化規(guī)律2.同周期元素性質遞變規(guī)律3.元素周期律
從NaC1從左右（1）定義:
金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸減弱，（2）實質:核外電子
非金屬性逐漸增強。非金屬性逐漸增強。排布的周期性變化
活動與探究Al(OH)3性質探究
現(xiàn)象解釋或方程式
1、通入
2、加入KOH溶液
3、加入Ba(OH)2
4、加入稀H2SO4
5、加入稀HNO3
結論
十、教學反思：
本節(jié)課因為有演示實驗，也是本章的第一次實驗，根據(jù)高一學生的心理特點，講授此課并不會顯得十分枯燥，但本節(jié)內容的目的是在實驗驗證的基礎上來幫助學生鞏固和理解元素周期律的實質的。若教師引導不好，往往易使實驗起到喧賓奪主的作用。因此，教師在講授本節(jié)內容時，一定要注意讓學生參與到教學活動中來，讓其既動手練習，又動腦思考，從而激活他們的思維，使其認識上升到認知的高度，并鍛煉他們的抽象思維推理能力。