1、第四章 物质结构 元素周期律 第二节 元素周期律 第2课时 教学设计【教学目标】1.结合有关数据和实验事实认识同周期元素的核外电子排布、主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)、原子半径等性质的周期性变化规律,逐步构建元素周期律2.以第三周期元素为例，进一步探讨元素性质变化的本质，理解原子结构、元素性质呈周期性变化的规律，建构元素周期表。【教学重难点】元素周期律的综合应用【教学过程】1.新课导入复习上节课学习了同主族、同周期元素的递变规律以及金属性、非金属性的判断，我们来复习一下。生随着原子序数的递增，同周期元素金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。随着原子序数的递增，同周期元素金属性逐渐减弱，非
2、金属性逐渐增强。金属性判断依据：原子的失电子能力。失电子能力越强，金属性越强。与水或酸反应的的难易程度。与水反应越剧烈，金属性越强。最高价氧化物对应水化物的碱性。最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强。非金属性判断依据：原子的得电子能力。得电子能力越强，非金属性越强。与氢气化合的难易程度。与氢气反应越容易，非金属性越强。最高价氧化物对应水化物的酸性。最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强。非金属单质的置换反应。师元素周期律的发现，对化学的发展有很大的影响。作为元素周期律的表现形式的元素周期表，反映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。本节课内容我们将元素周期
3、表与元素周期律相结合，带领大家更好的理解“位、构、性”之间的关系。2.新课讲授板书一、元素周期表的分区师我们可以在周期表中给金属元素和非金属元素分区，虚线左下区是金属元素，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并没有严格的界线，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。在周期表中，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。活动一应用同主族、同周期元素性质的递变规律，找到最活泼的非金属和金属。生非金属性最强的元素为F；金属性最强的元素为Fr。 活动二探知元素化合价与原子结构、元素位置的关系生主族
4、元素的最高正化合价=主族序数=最外层电子数=价电子数（F、O除外）非金属元素的最低负化合价=最高正化合价8。最高正化合价+最低负化合价=8（F、O、H、B除外)思考讨论为什么氧元素无+6价,氟元素无正价?生O、F原子半径小,原子核对外层电子的吸引能力强。板书二、元素周期表的应用过渡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。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。门捷列夫还预言了锗的存在和性质，多年后也得到了证实。师元素在周期表中的位置，反映了元素的原子结构和性质。在认识
5、了元素周期律以后，科学家依据元素周期律和周期表的，对元素性质进行系统研究，为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供线索。还可以根据同周期、同主族元素性质的递变规律判断元素性质的强弱(或大小)。也可用于元素“位 构性”的相互推断。由于周期表中位置靠近的元素性质相近，在一定区域内寻找元素、发现物质的新用途被视为一种相当有效的方法。例如，在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料，如硅、锗、镓等。半导体器件的研制正是开始于锗，后来发展到研制与它同族的硅。又如，通常农药所含有的氟、氯、硫、磷、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，如由含砷的有机物发展成对人畜毒性较低的含磷有机物等。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。3.课堂小结师理解元素周期表中蕴含的元素原子结构、元素位置、元素性质之间的关系，学会利用元素周期表，基于元素位置、原子结构特点，分析、预测和解释元素性质的科学研究方法。4.板书4.2.2元素周期律及应用“位、构、性”应用：判断元素性质的强弱 用于元素“位 构性”的相互推断 预测新元素的原子结构和性质 寻找新材料
