第二节 元素周期律 第1课时（教学设计）化学人教版2019必修第一册

该高中化学教学设计聚焦元素性质的周期性变化规律，涵盖原子最外层电子排布、半径、化合价及金属性非金属性的周期性变化。通过播放视频、讲述门捷列夫化学史故事导入，联系碱金属和卤族元素性质，引导探究同周期元素规律，搭建学习支架。 特色在于融合科学思维与科学探究，通过数据表格分析、绘制折线图（如1-18号元素半径变化图）等活动，引导学生自主归纳规律，体现结构决定性质的化学观念。典例精讲巩固半径比较等应用，提升学生证据推理能力，为教师提供符合认知规律的教学流程，助力高效授课。

第二节 元素周期律 第1课时 元素性质的周期性变化规律 一、知识目标 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。 二、核心素养目标 1.宏观辨识与微观探析：从宏观上观察元素性质的周期性变化，从微观上理解元素原子核外电子排布的周期性变化是元素性质周期性变化的本质原因。 2.证据推理与模型认知：通过对实验数据和图表的分析，建立元素周期律的模型，培养逻辑推理能力。 3.科学探究与创新意识：通过分组讨论、实验探究等活动，培养学生的探究能力和创新精神。 一、教学重点 元素周期律的含义和实质；元素性质与原子结构的关系。 二、教学难点 设元素性质与原子结构的关系。 元素周期律是化学学科的重要基础理论，它揭示了元素性质随原子序数递增而呈现周期性变化的规律，在化学知识体系中具有核心地位。先通过回顾碱金属元素、卤族元素的原子结构和性质上的相似性和递变性，引导学生思考同一周期元素的性质变化规律。然后，让学生观察表格数据，探究原子最外层电子排布、原子半径和化合价随原子序数递增的变化规律，并通过绘制折线图直观呈现这些规律。最后，总结出元素周期律，探讨元素金属性和非金属性的周期性变化以及判断依据。这一编排符合学生的认知规律，从具体到抽象，逐步引导学生建构元素周期律的概念。 学生知道了原子的基本结构，并且学习了碱金属元素和卤族元素的部分性质。但对于元素性质之间的内在联系和变化规律还缺乏系统的认识。 在思维能力方面，高一学生正处于从形象思维向抽象思维过渡的阶段，他们对直观、具体的事物比较容易理解，而对于抽象的概念和规律的理解存在一定困难。因此，在教学过程中，需要通过大量的数据、图表和实例，引导学生进行观察、分析和归纳，帮助他们逐步形成抽象思维能力。此外，学生在学习过程中可能会遇到一些困难，如对原子半径变化原因的理解、元素金属性和非金属性判断依据的应用等。教师应关注学生的学习情况，及时给予指导和帮助，引导学生通过自主探究和合作交流解决问题，激发学生的学习兴趣，提高学生的学习效果。 教学环节一 新课导入 【播放视频】世界百大发现之一元素周期表 【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。 【设计意图】 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。 教学环节二 原子最外层电子排布的变化规律 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？ 【引入】同学们，世界百大发现之一中，门捷列夫发现了规律并绘制了他的第一张元素周期律图表。那大家思考一下，门捷列夫作出这些伟大预言的科学依据是什么呢？其实这和元素原子的结构特点密切相关，今天我们就先从原子最外层电子排布的变化规律开始探究。 【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。 【设计意图】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。 【师生活动】 1.教师提出问题后，学生分组进行讨论，教师巡视各小组，观察讨论情况，并适时给予指导和启发。 2.各小组推选代表发言，分享小组讨论的结果。 3.教师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？ 【问题】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？ 【设计意图】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。 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变化折线图。 【问题】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变化折线图。 【师生活动】 1.学生观察表4 - 5，进行独立思考，并在坐标纸上绘制1—18号元素原子最外层电子数变化折线图。 2.教师巡视，指导学生正确绘制折线图，提醒学生注意横纵坐标的含义和刻度的设置。 3.学生完成后，教师展示部分学生的折线图，让学生分析折线图是否存在规律性。 4.师生共同总结原子最外层电子排布的规律：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，同周期由左向右元素的原子最外层电子数逐渐增加（1→8）。 【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 教学环节三 原子半径的变化规律 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。 【引入】我们已经了解了原子最外层电子排布的变化规律，那原子半径又会随着原子序数的递增发生怎样的变化呢？接下来我们就一起探究原子半径的变化规律。 【问题】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。 【设计意图】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。 【师生活动】 1.学生根据所给数据，在坐标纸上绘制1—18号元素原子半径变化折线图。 2.教师巡视，检查学生的绘制情况，及时纠正学生的错误。 3.教师展示部分学生的折线图，引导学生观察折线图，总结原子半径的变化规律：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，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）。 【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？ 【问题】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？ 【设计意图】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。 【师生活动】 1.学生进行思考和讨论，尝试从原子结构的角度分析原因。 2.教师引导学生从原子核对核外电子的吸引力、质子数和电子层数等方面进行分析。 3.师生共同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。 【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)<r(Cl−) ②带相同电荷的离子,电子层数越多,半径越大 r(Li+) < r(Na+) < r(K+ ) r(F－) < r(Cl－) < r(Br－) < r( I－) ③电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小 O2－ > F－ > Na+ > Mg2+ > Al3+ 典例精讲 【例1】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】＜ ， ＜ ＜，＜ ＜ ＜ ＜ ，＜ 教学环节四 元素性质的周期性变化规律 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。 【引入】我们已经探究了原子最外层电子排布和原子半径的变化规律，那元素的化合价又会有怎样的变化规律呢？下面我们来研究元素性质的周期性变化规律中的化合价变化。 【问题】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。并观察图中化合价的变化，总结元素主要化合价的变化规律。 【设计意图】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。 【师生活动】 1.学生绘制1—18号元素最高正价、最低负价变化折线图。 2.教师展示部分学生的折线图，引导学生观察化合价的变化情况。 3.师生共同总结元素主要化合价的变化规律：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；随着原子序数的递增，元素的主要化合价呈现周期性变化。 【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 典例精讲 【例1】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 > 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？ 【问题】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？ 【设计意图】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。 【师生活动】 1.学生进行思考和总结，尝试回答问题。 2.教师引导学生回顾前面所学内容，共同总结出：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。 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？ 【问题】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？ 【师生活动】 3.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。 4.教师进一步引出元素周期律：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。 【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？ 【问题】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？ 【设计意图】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。 【师生活动】 1.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。 2.教师引导学生总结出： 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。 3.教师通过举例进一步说明这些判断依据的应用。 【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 典例精讲 【例2】下列有关各元素的性质递变规律错误的是 A．Li、Na、K单质的熔点依次降低 B．C、N、O、F的原子半径依次减小，元素的最高价依次升高 C．Na、Mg、Al的最高价氧化物对应的水化物的碱性依次减弱 D．Si、P、S、Cl的简单气态氢化物的稳定性依次增强 【答案】B 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 1.除第一周期外，下列关于同周期主族元素的变化规律的叙述中不正确的是( ) A. 从左到右，原子半径逐渐减小 B. 从左到右，单质的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强 C. 从左到右，元素最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 D. 从左到右，元素最高正化合价从＋1 递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4 递变到－1 【答案】B 【解析】同周期主族元素从左到右，原子半径逐渐减小，A 选项正确；从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强，单质的氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱，B 选项错误；从左到右，元素最高价氧化物对应水化物碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强，C 选项正确；从左到右，元素最高正化合价从＋1 递变到＋7(氧、氟除外)，最低负化合价从－4 递变到－1，D 选项正确。 2.X、Y、Z、M、N、Q 皆为短周期主族元素，其原子半径与主要化合价的关系如图所示，下列说法正确的是 A．金属性：N>Q B．最高价氧化物对应水化物的酸性：M<Y C．简单离子半径：Q>N>X D．原子序数：Z>M>X>Y 【答案】D 【解析】根据原子半径和主要化合价可推出各元素。由图可知，X 为 O，Y 为 F，Z 为 Al，M 为 Si，N 为 Na，Q 为 Cl。金属性 Na＞Cl，即 N＞Q，但同周期从左到右金属性减弱，A 选项错误；非金属性 Si＜F，但 F 无正价，不存在最高价氧化物对应水化物，B 选项错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，所以简单离子半径 Cl⁻＞O²⁻＞Na⁺，即 Q＞X＞N，C 选项错误；原子序数 Al＞Si＞O＞F，即 Z＞M＞X＞Y，D 选项正确。 3.下列各组微粒半径大小比较中，不正确的是（ ） A. r(K)>r(Na)>r(Li) B. r(Mg²⁺)>r(Na⁺)>r(F⁻) C. r( Na⁺)>r(Mg²⁺)>r(Al³⁺) D. r(Cl⁻)>r(F⁻)>r(F) 【答案】B 【解析】同主族元素，电子层数越多，原子半径越大，所以 r(K)>r(Na)>r(Li)，A 选项正确；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，所以 r(F⁻)>r(Na⁺)>r(Mg²⁺)，B 选项错误；电子层结构相同的离子，核电荷数越大，半径越小，所以 r( Na⁺)>r(Mg²⁺)>r(Al³⁺)，C 选项正确；同种元素阴离子半径大于原子半径，不同主族元素，电子层数越多，离子半径越大，所以 r(Cl⁻)>r(F⁻)>r(F)，D 选项正确。 4.某主族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数为( ) A. 4 B. 5 C. 6 D. 7 【答案】C 【解析】设该元素最高正价为 +x，最低负价为 -y，根据最高正价与最低负价的代数和为 4，可得 x - y = 4。又因为最高正价与最低负价绝对值之和为 8（H、O、F 除外），即 x + y = 8，联立解得 x = 6，y = 2。最高正价等于主族序数等于最外层电子数，所以该元素原子的最外层电子数为 6，C 选项正确。 5.同周期的 X、Y、Z 三种元素，已知它们的最高价氧化物对应水化物是 HXO₄、H₂YO₄、H₃ZO₄，则下列判断正确的是( ) A. 最高价含氧酸的酸性：H₃ZO₄>H₂YO₄>HXO₄ B. 非金属性：X>Y>Z C. 气态氢化物的稳定性按 X、Y、Z 顺序逐渐增强 D. 元素的最低负化合价的绝对值按 X、Y、Z 顺序逐渐减小 【答案】B 【解析】同周期元素从左到右，非金属性逐渐增强，最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐增强。已知它们的最高价氧化物对应水化物是 HXO₄、H₂YO₄、H₃ZO₄，所以酸性 HXO₄>H₂YO₄>H₃ZO₄，非金属性 X>Y>Z，A 选项错误，B 选项正确；非金属性越强，气态氢化物越稳定，所以气态氢化物的稳定性按 X、Y、Z 顺序逐渐减弱，C 选项错误；元素的最低负化合价的绝对值按 X、Y、Z 顺序逐渐增大，D 选项错误。 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。 / 学科网（北京）股份有限公司 $